Водород занимает особое положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H + он сходен со щелочными металлами, и его следует поместить в I группу. По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.
Электронная формула водорода 1s 1 . Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления +1 и –1.
Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:
Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.
В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.
Простое вещество водород (H 2) представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раз легче воздуха, мало растворим в воде.
Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации (435 кДж/моль) распад молекул H 2 на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.
Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведет себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):
По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.
В большинстве реакций водород ведет себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:
Смесь двух объемов водорода с одним объемом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °C.
Реакция с галогенами протекает, в зависимости от природы галогена, по-разному:
С фтором такая реакция идет со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идет значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.
При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы - серой, селеном, теллуром, например:
Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450–500 °C в присутствии различных катализаторов:
Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:
Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.
Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.
Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.
В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твердого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.
Вода H 2 O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода - бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода - самое распространенное вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63–68% воды.
Физические свойства воды во многом являются аномальными. При нормальном атмосферном давлении вода кипит при 100 °C. Температура замерзания чистой воды 0 °C. B отличие от других жидкостей плотность воды при охлаждении возрастает не монотонно, а имеет максимум при +4 °C. Теплоемкость воды очень высока и составляет 418 кДж/моль·K. Теплоемкость льда при 0 °C составляет 2,038 кДж/моль·K. Аномально высокой является теплота плавления льда. Электропроводность воды очень мала. Аномальные физические свойства воды объясняют ее строение. Валентный угол H–O–H равен 104,5°. Молекула воды представляет собой искаженный тетраэдр, в двух вершинах которого располагаются атомы водорода, а две другие заняты орбиталями неподеленных пар электронов атома кислорода, не участвующих в образовании химических связей.
Вода является стабильным соединением, ее разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:
Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах. Так, натрий вступает в реакцию водой уже при комнатной температуре, реакция сопровождается выделением большого количества тепла; железо реагирует с водой при температуре 800 °С:
Жидкий
Водород (лат. Hydrogenium ; обозначается символом H ) — первый элемент периодической системы элементов. Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1 H — протон. Свойства ядра 1 H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.
Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1 H — протий (Н), 2 H — дейтерий (D) и 3 H — тритий (радиоактивен) (T).
Простое вещество водород — H 2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и рядеметаллов: железе, никеле, палладии, платине.
История
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.
Происхождение названия
Лавуазье дал водороду название hydrogène — «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии сломоносовским «кислородом».
Распространённость
Водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.
Земная кора и живые организмы
Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).
Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.
Получение
Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом — выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.
Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре (легко убедиться, что при пропускании метана даже через кипящую воду никакой реакции не происходит):
СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж
В лаборатории для получения простых веществ используют не обязательно природное сырьё, а выбирают те исходные вещества, из которых легче выделить необходимое вещество. Например, в лаборатории кислород не получают из воздуха. Это же относится и к получению водорода. Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, — разложение воды электротоком.
Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.
В промышленности
1.Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000 °C:
H 2 O + C ? H 2 + CO
3.Из природного газа.
Конверсия с водяным паром:
CH 4 + H 2 O ? CO + 3H 2 (1000 °C)
Каталитическое окисление кислородом:
2CH 4 + O 2 ? 2CO + 4H 2
4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.
В лаборатории
1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Взаимодействие кальция с водой:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
3.Гидролиз гидридов:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Действие щелочей на цинк или алюминий:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:
2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O
Физические свойства
Водород может существовать в двух формах (модификациях) — в виде орто- и пара- водорода. В молекуле ортоводорода o -H 2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p -H 2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o -H 2 и p -H 2 при заданной температуре называется равновесный водород e -H 2 .
Разделить модификации водорода можноадсорбциейна активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвездной среды - с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.
Водород — самый лёгкийгаз, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.
Молекула водорода двухатомна — Н 2 . При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н.у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120.9×10 6 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л. Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni,Pt,Pdи др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим всеребре.
Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см 3) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 спуаз). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н 2 , 0,21 % орто-Н 2 .
Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см 3 (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексогональной сингонии,пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a =3,75 c =6,12. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.
Изотопы
Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия: 1 H — протий (Н), 2 Н — дейтерий (D), 3 Н — тритий (радиоактивный) (T).
Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.
Изотоп водорода 3 Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет. Тритий содержится в природе в очень малых количествах.
В литературе также приводятся данные об изотопах водорода с массовыми числами 4 — 7 и периодами полураспада 10 −22 — 10 −23 с.
Природный водород состоит из молекул H 2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D 2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D 2 , примерно, 6400:1.
Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.
|
Температура |
Температура |
Тройная |
Критическая |
Плотность |
|
Дейтерий и тритий также имеют орто- и пара- модификации: p -D 2 , o -D 2 , p -T 2 , o -T 2 . Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и пара- модификаций.
Химические свойства
Доля диссоциировавших молекул водорода
Молекулы водорода Н 2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:
Н 2 = 2Н − 432 кДж
Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:
Ca + Н 2 = СаН 2
и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:
С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:
О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О
Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:
CuO + Н 2 = Cu + Н 2 O
Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
С галогенами образует галогеноводороды:
F 2 + H 2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,
Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.
С сажей взаимодействует при сильном нагревании:
C + 2H 2 → CH 4
Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами
При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:
2Na + H 2 → 2NaH
Ca + H 2 → CaH 2
Mg + H 2 → MgH 2
Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)
Оксиды восстанавливаются до металлов:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O
WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Гидрирование органических соединений
Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования . Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр.Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле).
Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.
Геохимия водорода
Свободный водород H 2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.
В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды.
В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением. Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство.
Особенности обращения
Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водородпожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.
Взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75(74) % объёмных.
Экономика
Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2-5$ за кг.
Применение
Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.
Химическая промышленность
- При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс
- При производстве маргарина из жидких растительных масел
- Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ)
Пищевая промышленность
Авиационная промышленность
Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколькокатастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.
Топливо
Водород используют в качестве ракетного топлива.
Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающей среды и выделяют только водяной пар.
В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.
«Жидкий водород» («ЖВ») — жидкое агрегатное состояние водорода, с низкой удельной плотностью 0.07 г/см³ и криогенными свойствами с точкой замерзания 14.01 K (−259.14 °C) и точкой кипения 20.28 K (−252.87 °C). Является бесцветной жидкостью без запаха, которая при смешивании с воздухом относится к взрывоопасным веществам с диапазоном коэффициента воспламенения 4-75 %. Спиновое соотношение изомеров в жидком водороде составляет: 99,79 % —параводород; 0,21 % — ортоводород. Коэффициент расширения водорода при смене агрегатного состояния на газообразное составляет 848:1 при 20°C.
Как и для любого другого газа, сжижение водорода приводит к уменьшению его объема. После сжижения «ЖВ» хранится в термически изолированных контейнерах под давлением. Жидкий водород (англ. Liquid hydrogen , LH2 , LH 2 ) активно используется в промышленности, в качестве формы хранения газа, и в космическойотрасли, в качестве ракетного топлива.
История
Первое документированное использование искусственного охлаждения в 1756 году было осуществлено английским ученым Вильямом Калленом, Гаспар Монж первым получил жидкое состояние оксида серы в 1784 году, Майкл Фарадей первым получил сжиженный аммиак, американский изобретатель Оливер Эванс первым разработал холодильный компрессор в 1805 году, Яков Перкинс первым запатентовал охлаждающую машину в 1834 году и Джон Гори первым в США запатентовалкондиционер в 1851 году. Вернер Сименс предложил концепцию регенеративного охлаждения в 1857 году, Карл Линде запатентовал оборудование для получения жидкого воздуха с использованием каскадного «эффекта расширения Джоуля — Томсона» и регенеративного охлаждения в 1876 году. В 1885 году польскийфизик и химик Зигмунд Вро?блевский опубликовал критическую температуру водорода 33 K, критическое давление 13.3 атм. и точку кипения при 23 K. Впервыеводород был сжижен Джеймсом Дьюаром в 1898 году с использованием регенеративного охлаждения и своего изобретения, cосуда Дьюара. Первый синтез стабильного изомера жидкого водорода — параводорода — был осуществлен Полом Хартеком и Карлом Бонхеффером в 1929 году.
Спиновые изомеры водорода
Водород при комнатной температуре состоит в основном из спинового изомера, ортоводорода. После производства, жидкий водород находится в метастабильном состоянии и должен быть преобразован в параводородную форму, для того чтобы избежать взрывоопасной экзотермической реакции, которая имеет место при его изменении при низких температурах. Преобразование в параводородную фазу обычно производится с использованием таких катализаторов, как оксид железа, оксид хрома, активированный уголь, покрытых платиной асбестов, редкоземельных металлов или путем использования урановых или никелевых добавок.
Использование
Жидкий водород может быть использован в качестве формы хранения топлива для двигателей внутреннего сгорания и топливных элементов. Различные подлодки(проекты «212А» и «214», Германия) и концепты водородного транспорта были созданы с использованием этой агрегатной формы водорода (см. например «DeepC»или «BMW H2R»). Благодаря близости конструкций, создатели техники на «ЖВ» могут использовать или только модифицировать системы, использующие сжиженный природный газ («СПГ»). Однако из-за более низкой объемной плотности энергии для горения требуется больший объем водорода, чем природного газа. Если жидкий водород используется вместо «СПГ» в поршневых двигателях, обычно требуется более громоздкая топливная система. При прямом впрыске увеличившиеся потери во впускном тракте уменьшают наполнение цилиндров.
Жидкий водород используется также для охлаждения нейтронов в экспериментах по нейтронному рассеянию. Массы нейтрона и ядра водорода практически равны, поэтому обмен энергией при упругом столкновении наиболее эффективен.
Преимущества
Преимуществом использования водорода является «нулевая эмиссия» его применения. Продуктом его взаимодействия с воздухом является вода.
Препятствия
Один литр «ЖВ» весит всего 0.07 кг. То есть его удельная плотность составляет 70.99 г/л при 20 K. Жидкий водород требует криогенной технологии хранения, такой как специальные термически изолированные контейнеры и требует особого обращения, что свойственно для всех криогенных материалов. Он близок в этом отношении к жидкому кислороду, но требует большей осторожности из-за пожароопасности. Даже в случае с контейнерами с тепловой изоляцией, его тяжело содержать при той низкой температуре, которая требуется для его сохранения в жидком состоянии (обычно он испаряется со скоростью 1 % в день). При обращении с ним также нужно следовать обычным мерам безопасности при работе с водородом — он достаточно холоден для сжижения воздуха, что взрывоопасно.
Ракетное топливо
Жидкий водород является распространенным компонентом ракетных топлив, которое используется для реактивного ускорения ракет-носителей и космических аппаратов. В большинстве жидкостных ракетных двигателях на водороде, он сначала применяется для регенеративного охлаждения сопла и других частей двигателя, перед его смешиванием с окислителем и сжиганием для получения тяги. Используемые современные двигатели на компонентах H 2 /O 2 потребляют переобогащенную водородом топливную смесь, что приводит к некоторому количеству несгоревшего водорода в выхлопе. Кроме увеличения удельного импульсадвигателя за счет уменьшения молекулярного веса, это еще сокращает эрозию сопла и камеры сгорания.
Такие препятствия использования «ЖВ» в других областях, как криогенная природа и малая плотность, являются также сдерживающим фактором для использования в данном случае. На 2009 год существует только одна ракета-носитель (РН «Дельта-4»), которая целиком является водородной ракетой. В основном «ЖВ» используется либо на верхних ступенях ракет, либо на блоках, которые значительную часть работы по выводу полезной нагрузки в космос выполняют в вакууме. В качестве одной из мер по увеличению плотности этого вида топлива существуют предложения использования шугообразного водорода, то есть полузамерзшей формы «ЖВ».
Водород был открыт во второй половине 18 столетия английским ученым в области физики и химии Г. Кавендишем. Он сумел выделить вещество в чистом состоянии, занялся его изучением и описал свойства.
Такова история открытия водорода. В ходе экспериментов исследователь определил, что это горючий газ, сгорание которого в воздухе дает воду. Это привело к определению качественного состава воды.
Что такое водород
О водороде, как о простом веществе, впервые заявил французский химик А. Лавуазье в 1784 году, поскольку определил, что в состав его молекулы входят атомы одного вида.
Название химического элемента по-латыни звучит как hydrogenium (читается «гидрогениум»), что означает «воду рождающий». Название отсылает к реакции горения, в результате которой образуется вода.
Характеристика водорода
Обозначение водорода Н. Менделеев присвоил этому химическому элементу первый порядковый номер, разместив его в главной подгруппе первой группы и первом периоде и условно в главной подгруппе седьмой группы.
Атомарный вес (атомная масса) водорода составляет 1,00797. Молекулярная масса H 2 равна 2 а. е. Молярная масса численно равна ей.
Представлен тремя изотопами, имеющими специальное название: самый распространенный протий (H), тяжелый дейтерий (D), радиоактивный тритий (Т).
Это первый элемент, который может быть полностью разделен на изотопы простым способом. Основывается он на высокой разнице масс изотопов. Впервые процесс был осуществлен в 1933 году. Объясняется это тем, что лишь в 1932 году был выявлен изотоп с массой 2.
Физические свойства
В нормальных условиях простое вещество водород в виде двухатомных молекул является газом, без цвета, у которого отсутствует вкус и запах. Мало растворим в воде и других растворителях.
Температура кристаллизации — 259,2 о C, температура кипения — 252,8 о C. Диаметр молекул водорода настолько мал, что они обладают способностью к медленной диффузии через ряд материалов (резина, стекло, металлы). Это свойство находит применение, когда требуется очистить водород от газообразных примесей. При н. у. водород имеет плотность, равную 0,09 кг/м3.
Возможно ли превращение водорода в металл по аналогии с элементами, расположенными в первой группе? Учеными установлено, что водород в условиях, когда давление приближается к 2 млн. атмосфер, начинает поглощать инфракрасные лучи, что свидетельствует о поляризации молекул вещества. Возможно, при еще более высоких давлениях, водород станет металлом.
Это интересно: есть предположение, что на планетах-гигантах, Юпитере и Сатурне, водород находится в виде металла. Предполагается, что в составе земного ядра тоже присутствует металлический твердый водород, благодаря сверхвысокому давлению, создаваемому земной мантией.
Химические свойства
В химическое взаимодействие с водородом вступают как простые, так и сложные вещества. Но малую активность водорода требуется увеличить созданием соответствующих условий – повышением температуры, применением катализаторов и др.
При нагревании в реакцию с водородом вступают такие простые вещества, как кислород (O 2), хлор(Cl 2), азот (N 2), сера(S).
Если поджечь чистый водород на конце газоотводной трубки в воздухе, он будет гореть ровно, но еле заметно. Если же поместить газоотводную трубку в атмосферу чистого кислорода, то горение продолжится с образованием на стенках сосуда капель воды, как результат реакции:
Горение воды сопровождается выделением большого количества теплоты. Это экзотермическая реакция соединения, в процессе которой водород окисляется кислородом с образованием оксида H 2 O. Это также и окислительно-восстановительная реакция, в которой водород окисляется, а кислород восстанавливается.
Аналогично происходит реакция с Cl 2 с образованием хлороводорода.
Для осуществления взаимодействия азота с водородом требуется высокая температура и повышенное давление, а также присутствие катализатора. Результатом является аммиак.
В результате реакции с серой образуется сероводород, распознавание которого облегчает характерный запах тухлых яиц.
Степень окисления водорода в этих реакциях +1, а в гидридах, описываемых ниже, – 1.
При реакции с некоторыми металлами образуются гидриды, например, гидрид натрия – NaH. Некоторые из этих сложных соединений используются в качестве горючего для ракет, а также в термоядерной энергетике.
Водород реагирует и с веществами из категории сложных. Например, с оксидом меди (II), формула CuO. Для осуществления реакции, водород меди пропускается над нагретым порошкообразным оксидом меди (II). В ходе взаимодействия реагент меняет свой цвет и становится красно-коричневым, а на холодных стенках пробирки оседают капельки воды.
Водород в ходе реакции окисляется, образуя воду, а медь восстанавливается из оксида до простого вещества (Cu).
Области применения
Водород имеет большое значение для человека и находит применение в самых разных сферах:
- В химическом производстве – это сырье, в других отраслях – топливо. Не обходятся без водорода и предприятия нефтехимии и нефтепереработки.
- В электроэнергетике это простое вещество выполняет функцию охлаждающего агента.
- В черной и цветной металлургии водороду отводится роль восстановителя.
- Сего помощью создают инертную среду при упаковке продуктов.
- Фармацевтическая промышленность — пользуется водородом как реагентом в производстве перекиси водорода.
- Этим легким газом наполняют метеорологические зонды.
- Известен этот элемент и в качестве восстановителя топлива для ракетных двигателей.
Ученые единодушно пророчат водородному топливу пальму первенства в энергетике.
Получение в промышленности
В промышленности водород получают методом электролиза, которому подвергают хлориды либо гидроксиды щелочных металлов, растворенные в воде. Также можно получать водород этим способом непосредственно из воды.
Используется в этих целях конверсия кокса или метана с водяным паром. Разложение метана при повышенной температуре также дает водород. Сжижение коксового газа фракционным методом тоже применяется для промышленного получения водорода.
Получение в лаборатории
В лаборатории для получения водорода используют аппарат Киппа.
В качестве реагентов выступают соляная или серная кислота и цинк. В результате реакции образуется водород.
Нахождение водорода в природе
Водород чаще других элементов встречается во Вселенной. Основную массу звезд, в том числе Солнца, и иных космических тел составляет водород.
В земной коре его всего 0,15%. Он присутствует во многих минералах, во всех органических веществах, а также в воде, покрывающей на 3/4 поверхность нашей планеты.
В верхних слоях атмосферы можно обнаружить следы водорода в чистом виде. Находят его и в ряде горючих природных газов.
Газообразный водород является самым неплотным, а жидкий – самым плотным веществом на нашей планете. С помощью водорода можно изменить тембр голоса, если вдохнуть его, а на выдохе заговорить.
В основе действия самой мощной водородной бомбы лежит расщепление самого легкого атома.
Водород является самым первым элементом в Периодической системе химических элементов, имеет атомный номер 1 и относительную атомную массу 1,0079. Каковы физические свойства водорода?
Физические свойства водорода
В переводе с латыни водород означает «рождающий воду». Еще в 1766 году английский ученый Г. Кавендиш собрал выделяющийся при действии кислот на металлы «горючий воздух» и стал исследовать его свойства. В 1787 году А. Лавуазье определил этот «горючий воздух» как новый химический элемент, который входит в состав воды.
Рис. 1. А. Лавуазье.
У водорода существуют 2 стабильных изотопа – протий и дейтерий, а также радиоактивный – тритий, количество которого на нашей планете очень мало.
Водород является самым распространенным элементом в космосе. Солнце и большинство звезд имеют водород в своем составе в качестве основного элемента. Также этот газ входит в состав воды, нефти, природного газа. Общее содержание водорода на Земле составляет 1%.
Рис. 2. Формула водорода.
В состав атома этого вещества входит ядро и один электрон. Когда у водорода теряется электрон, он образует положительно заряженный ион, то есть проявляет металлические свойства. Но также атом водорода способен не только терять, но и присоединять электрон. В этом он очень похож на галогены. Поэтому водород в Периодической системе относится и к I и к VII группе. Неметаллические свойства водорода выражены у него в большей степени.
Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной связью
Водород при обычных условиях является бесцветным газообразным элементом, который не имеет запаха и вкуса. Он в 14 раз легче воздуха, а его температура кипения составляет -252,8 градусов по Цельсию.
Таблица «Физические свойства водорода»
Кроме физических свойств водород обладает и рядом химических свойств. водород при нагревании или под действием катализаторов вступает в реакции с металлами и неметаллами, серой, селеном, теллуром, а также может восстанавливать оксиды многих металлов.
Получение водорода
Из промышленных способов получения водорода (кроме электролиза водных растворов солей) следует отметить следующие:
- пропускание паров воды через раскаленный уголь при температуре 1000 градусов:
- конверсия метана водяным паром при температуре 900 градусов:
CH 4 +2H 2 O=CO 2 +4H 2
Рис. 3. Паровая конверсия метана.
- разложение метана в присутствии катализатора (Ni) при температуре 400 градусов:
Гидроген Н - химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа. Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете - воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И. Менделеева.
Открытие и исследование
Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери. Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами. В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».
Характеристика по положению в ПСХЭ
Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, - это водород. Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой - в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.
Особенности электронного строения элемента
Свойства сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н 2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена. Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1). Его электронная конфигурация записывается как 1s 1 , что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.
При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода - это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.
Физические свойства
Если описывать водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.
На опыте можно легко убедиться в том, что Н 2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами - водородом, углекислым газом, обычным воздухом - и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО 2 , после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н 2 вовсе поднимется к потолку.
Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.
Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.
| Параметр атома или молекулы простого вещества | Значение |
| Атомная масса (молярная масса) | 1,008 г/моль |
| Электронная конфигурация | 1s 1 |
| Кристаллическая решётка | Гексагональная |
| Теплопроводность | (300 K) 0,1815 Вт/(м·К) |
| Плотность при н. у. | 0,08987 г/л |
| Температура кипения | -252,76 °C |
| Удельная теплота сгорания | 120,9·10 6 Дж/кг |
| Температура плавления | -259,2 °C |
| Растворимость в воде | 18,8 мл/л |
Изотопный состав
Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов - частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством - кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.
Физические свойства водорода 1 Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят. Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2 Н - его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют. В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель - тритий 3 Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.
Способы получения и выделения
Лабораторные и промышленные методы весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.
В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:
В промышленных интересах газ получают такими методами, как:
- Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) - водорода Н 2 и углерода С.
- Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО 2 и Н 2 (самый распространённый метод).
- Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
- Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.
Химические взаимодействия: общие положения
Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН 2 , ХН 3 - (1-).
Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.
Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород
Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):
- Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
- Галоген + Н 2 = галогеноводород.
- Сера + водород = сероводород.
- Кислород + Н 2 = вода.
- Углерод + водород = метан.
- Азот + Н 2 = аммиак.
Взаимодействие со сложными веществами:
- Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
- Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н 2 .
- Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.
Водородная связь
Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором). Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, - это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества. По сути, водородная связь - это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.
Гидроген в составе минеральных соединений
В состав всех неорганических кислот входит протон - катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением. В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее. По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.
Применение в деятельности человека
Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород». Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер. Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.
Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака. Также водород участвует в (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, а также искусственного жидкого топлива. Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.
Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.