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 плавления, K	Температура кипения, K	Тройная точка, K / kPa	Критическая точка, K / kPa	Плотность жидкий / газ, кг/м³

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».

Характеристика s-элементов

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

водород гидрид ионный ковалентный

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

Водород. Химические свойства водорода

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH 4 , ВН 3 , СН 4 . По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид

Кислотный гидрид

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

История открытия водорода

Если является самым распространенным химическим элементом на Земле, то водород – самый распространенный элемент во всей Вселенной. Наше (и другие звезды) примерно на половину состоит из водорода, а что касается межзвездного газа, то он на 90% состоит из атомов водорода. Немалое место этот химический элемент занимает и на Земле, ведь вместе с кислородом он входит в состав воды, а само его название «водород» происходит от двух древнегреческих слов: «вода» и «рожаю». Помимо воды водород присутствует в большинстве органических веществ и клеток, без него, как и без кислорода, была бы немыслима сама Жизнь.

История открытия водорода

Первым среди ученых водород заметил еще великий алхимик и лекарь средневековья Теофраст Парацельс. В своих алхимических опытах, в надежде отыскать «философский камень» смешивая с кислотами Парацельс получил некий неизвестный до того горючий газ. Правда отделить этот газ от воздуха так и не удалось.

Только спустя полтора века после Парацельса французскому химику Лемери таки удалось отделить водород от воздуха и доказать его горючесть. Правда Лемери так и не понял, что полученный им газ является чистым водородом. Параллельно подобными химическими опытами занимался и русский ученый Ломоносов, но настоящий прорыв в исследовании водорода был сделан английским химиком Генри Кавендишом, которого по праву считают первооткрывателем водорода.

В 1766 году Кавендишу удалось получить чистый водород, который он называл «горючим воздухом». Еще через 20 лет талантливый французский химик Антуан Лавуазье смог синтезировать воду и выделить из нее этот самый «горючий воздух» – водород. И к слову именно Лавуазье предложил водороду его название – «Hydrogenium», он же «водород».

Антуан Лавуазье со своей женой, помогавшей ему проводить химические опыты, в том числе и по синтезу водорода.

В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. То есть иными словами водород и его атомный вес является краеугольным камнем таблицы Менделеева, той точкой опоры, на основе которой великий химик создал свою систему. Поэтому не удивительно, что в таблице Менделеева водород занимает почетное первое место.

Помимо этого водород имеет такие характеристики:

• Атомная масса водорода составляет 1,00795.
• У водорода в наличии три изотопа, каждый из которых обладает индивидуальными свойствами.
• Водород – легкий элемент имеющий малую плотность.
• Водород обладает восстановительными и окислительными свойствами.
• Вступая в с металлами, водород принимает их электрон и стает окислителем. Подобные соединения называются гидратами.

Водород это газ, молекула его состоит из двух атомов.

Так схематически выглядит молекула водорода.

Молекулярный водород, образованный из таких вот двухатомных молекул взрывается при поднесенной горящей спичке. Молекула водорода при взрыве распадается на атомы, которые превращаются в ядра гелия. Именно таким образом происходят на Солнце и других звездах – за счет постоянного распадение молекул водорода наше светило горит и обогревает нас своим теплом.

Физические свойства водорода

У водорода в наличие следующие физические свойства:

• Температура кипения водорода составляет 252,76 °C;
• А при температуре 259,14 °C он уже начинает плавиться.
• В воде водород растворяется слабо.
• Чистый водород – весьма опасное взрывчатое и горючее вещество.
• Водород легче воздуха в 14,5 раз.

Химические свойства водорода

Поскольку водород может быть в разных ситуациях и окислителем и восстановителем его используют для осуществления реакций и синтезов.

Окислительные свойства водорода взаимодействуют с активными (обычно щелочными и щелочноземельными) металлами, результатом этих взаимодействий является образование гидридов – солеподобных соединений. Впрочем, гидриды образуются и при реакциях водорода с малоактивными металлами.

Восстановительные свойства водорода обладают способностью восстанавливать металлы до простых веществ из их оксидов, в промышленности это называется водородотермией.

Как получить водород?

Среди промышленных средств получения водорода можно выделить:

• газификацию угля,
• паровую конверсию метана,
• электролиз.

В лаборатории водород можно получить:

• при гидролизе гидридов металлов,
• при реакции с водой щелочных и щелочноземельных металлов,
• при взаимодействии разбавленных кислот с активными металлами.

Применение водорода

Так как водород в 14 раз легче воздуха, то в былые времена им начиняли воздушные шары и дирижабли. Но после серии катастроф произошедших с дирижаблями конструкторам пришлось искать водороду замену (напомним, чистый водород – взрывоопасное вещество, и малейшей искры было достаточно, чтобы случился взрыв).

Взрыв дирижабля Гинденбург в 1937 году, причиной взрыва как раз и стало воспламенение водорода (вследствие короткого замыкания), на котором летал этот огромный дирижабль.

Поэтому для подобных летательных аппаратов вместо водорода стали использовать гелий, который также легче воздуха, получение гелия более трудоемкое, зато он не такой взрывоопасный как водород.

Также с помощью водорода производится очистка различных видов топлива, в особенности на основе нефти и нефтепродуктов.

Водород, видео

И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.

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

Обобщающая схема «ВОДОРОД»

I . Водород – химический элемент

а) Положение в ПСХЭ

• порядковый номер №1
• период 1
• группа I (главная подгруппа «А»)
• относительная масса Ar(Н )=1
• латинское название Hydrogenium (рождающий воду)

б) Распространённость водорода в природе

Водород - химический элемент.	В земной коре (литосфера и гидросфера) – 1% по массе (10 место среди всех элементов)
	АТМОСФЕРА - 0,0001% по числу атомов
	Самый распространённый элемент во вселенной – 92% от числа всех атомов (основная составная часть звёзд и межзвёздного газа)

Водород – химический элемент	В соединениях	Н 2 О – вода (11% по массе)
		СН 4 – газ метан (25% по массе)
		Органические вещества (нефть, горючие природные газы и других) В организмах животных и растений (то есть в составе белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других) В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

в) Валентность водорода в соединениях

II . Водород – простое вещество (Н 2)

Получение

1.Лаборатория (аппарат Киппа) А) Взаимодействие металлов с кислотами: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 соль Б) Взаимодействие активных металлов с водой: 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 основание

2. Промышленность · Электролиз воды эл. ток 2H 2 O =2H 2 + O 2 · Из природного газа t, Ni CH 4 + 2H 2 O=4H 2 +CO 2

Нахождение водорода в природе.

Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н 2 , метана СН 4 , аммиака NH 3 , воды Н 2 О, радикалов. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Существуют три изотопа водорода:
а) легкий водород – протий,
б) тяжелый водород – дейтерий (D),
в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: 0,015% (от массы всего земного водорода).

Валентность водорода в соединениях

В соединениях водород проявляет валентность I .

Физические свойства водорода

Простое вещество водород (Н 2) – это газ, легче воздуха, без цвета, без запаха, без вкуса, t кип = – 253 0 С, водород в воде нерастворим , горюч. Собирать водород можно путем вытеснения воздуха из пробирки или воды. При этом пробирку нужно перевернуть вверх дном.

Получение водорода

В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 +CO 2 (t, Ni)

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t)

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).