В периодической системе водород располагается в двух абсолютно противоположных по своим свойствам группах элементов. Данная особенность делают его совершенно уникальным. Водород не просто представляет собой элемент или вещество, но также является составной частью многих сложных соединений, органогенным и биогенным элементом. Поэтому рассмотрим его свойства и характеристики более подробно.
Выделение горючего газа в процессе взаимодействия металлов и кислот наблюдали еще в XVI веке, то есть во время становления химии как науки. Известный английский ученый Генри Кавендиш исследовал вещество, начиная с 1766 года, и дал ему название «горючий воздух». При сжигании этот газ давал воду. К сожалению, приверженность ученого теории флогистона (гипотетической «сверхтонкой материи») помешала ему прийти к правильным выводам.
Французский химик и естествоиспытатель А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье и при помощи специальных газометров в 1783 г. провел синтез воды, а после и ее анализ посредством разложения водяного пара раскаленным железом. Таким образом, ученые смогли прийти к правильным выводам. Они установили, что «горючий воздух» не только входит в состав воды, но и может быть получен из нее.
В 1787 году Лавуазье выдвинул предположение, что исследуемый газ является простым веществом и, соответственно, относится к числу первичных химических элементов. Он назвал его hydrogene (от греческих слов hydor - вода + gennao - рождаю), т. е. «рождающий воду».
Русское название «водород» в 1824 году предложил химик М. Соловьев. Определение состава воды ознаменовало конец «теории флогистона». На стыке XVIII и XIX веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами прочих элементов) и его масса была принята за основную единицу сравнения атомных масс, получив значение, равное 1.
Физические свойства
Водород является легчайшим из всех известных науке веществ (он в 14,4 раз легче воздуха), его плотность составляет 0,0899 г/л (1 атм, 0 °С). Данный материал плавится (затвердевает) и кипит (сжижается), соответственно, при -259,1 °С и -252,8 °С (только гелий обладает более низкими t° кипения и плавления).
Критическая температура водорода крайне низка (-240 °С). По этой причине его сжижение - довольно сложный и затратный процесс. Критическое давление вещества - 12,8 кгс/см², а критическая плотность составляет 0,0312 г/см³. Среди всех газов водород имеет наибольшую теплопроводность: при 1 атм и 0 °С она равняется 0,174 вт/(мхК).
Удельная теплоемкость вещества в тех же условиях - 14,208 кДж/(кгхК) или 3,394 кал/(гх°С). Данный элемент слабо растворим в воде (около 0,0182 мл/г при 1 атм и 20 °С), но хорошо - в большинстве металлов (Ni, Pt, Pa и прочих), особенно в палладии (примерно 850 объемов на один объем Pd).
С последним свойством связана его способность диффундирования, при этом диффузия через углеродистый сплав (к примеру, сталь) может сопровождаться разрушением сплава из-за взаимодействия водорода с углеродом (этот процесс называется декарбонизация). В жидком состоянии вещество очень легкое (плотность - 0,0708 г/см³ при t° = -253 °С) и текучее (вязкость - 13,8 спуаз в тех же условиях).
Во многих соединениях этот элемент проявляет валентность +1 (степень окисления), подобно натрию и прочим щелочным металлам. Обычно он рассматривается в качестве аналога этих металлов. Соответственно он возглавляет I группу системы Менделеева. В гидридах металлов ион водорода проявляет отрицательный заряд (степень окисления при этом -1), то есть Na+H- имеет структуру, подобную хлориду Na+Cl-. В соответствии с этим и некоторыми другими фактами (близость физических свойств элемента «H» и галогенов, способность его замещения галогенами в органических соединениях) Hydrogene относят к VII группе системы Менделеева.
В обычных условиях молекулярный водород имеет низкую активность, непосредственно соединяясь только с самыми активными из неметаллов (с фтором и хлором, с последним - на свету). В свою очередь, при нагревании он взаимодействует со многими химическими элементами.
Атомарный водород имеет повышенную химическую активность (если сравнивать с молекулярным). С кислородом он образует воду по формуле:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
выделяя 285,937 кДж/моль тепла или 68,3174 ккал/моль (25 °С, 1 атм). В обычных температурных условиях реакция протекает довольно медленно, а при t° >= 550 °С - неконтролируемо. Пределы взрывоопасности смеси водород + кислород по объему составляют 4–94 % Н₂, а смеси водород + воздух - 4–74 % Н₂ (смесь из двух объемов Н₂ и одного объема О₂ называют гремучим газом).
Данный элемент используют для восстановления большинства металлов, так как он отнимает кислород у оксидов:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.
С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:
Н₂ + Cl₂ = 2НСl.
Однако при реакции с фтором водород взрывается (это происходит и в темноте, при -252 °С), с бромом и хлором реагирует только при нагревании или освещении, а с йодом - исключительно при нагревании. При взаимодействии с азотом образуется аммиак, но лишь на катализаторе, при повышенных давлениях и температуре:
ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.
При нагревании водород активно реагирует с серой:
Н₂ + S = H₂S (сероводород),
и значительно труднее - с теллуром или селеном. С чистым углеродом водород реагирует без катализатора, но при высоких температурах:
2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).
Данное вещество непосредственно реагирует с некоторыми из металлов (щелочными, щелочноземельными и прочими), образуя гидриды, например:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Немаловажное практическое значение имеют взаимодействия водорода и оксида углерода (II). При этом в зависимости от давления, температуры и катализатора образуются разные органические соединения: НСНО, СН₃ОН и пр. Ненасыщенные углеводороды в процессе реакции переходят в насыщенные, к примеру:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Водород и его соединения играют в химии исключительную роль. Он обусловливает кислотные свойства т. н. протонных кислот, склонен образовывать с разными элементами водородную связь, оказывающую значительное влияние на свойства многих неорганических и органических соединений.
Получение водорода
Основными видами сырья для промышленного производства этого элемента являются газы нефтепереработки, природные горючие и коксовые газы. Его также получают из воды посредством электролиза (в местах с доступной электроэнергией). Одним из важнейших методов производства материала из природного газа считается каталитическое взаимодействие углеводородов, в основном метана, с водяным паром (т. н. конверсия). Например:
СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.
Неполное окисление углеводородов кислородом:
СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.
Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:
СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.
Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.
Для электролиза воды применяется постоянный ток, который пропускается через раствор NaOH или КОН (кислоты не используют во избежание коррозии аппаратуры). В лабораторных условиях материал получают электролизом воды или в результате реакции между соляной кислотой и цинком. Однако чаще применяют готовый заводской материал в баллонах.
Из газов нефтепереработки и коксового газа данный элемент выделяют путем удаления всех остальных компонентов газовой смеси, так как они легче сжижаются при глубоком охлаждении.
Промышленным образом этот материал стали получать еще в конце XVIII века. Тогда его использовали для наполнения воздушных шаров. На данный момент водород широко применяют в промышленности, главным образом - в химической, для производства аммиака.
Массовые потребители вещества - производители метилового и прочих спиртов, синтетического бензина и многих других продуктов. Их получают синтезом из оксида углерода (II) и водорода. Hydrogene используют для гидрогенизации тяжелого и твердого жидкого топлива, жиров и пр., для синтеза HCl, гидроочистки нефтепродуктов, а также в резке/сварке металлов. Важнейшими элементами для атомной энергетики являются его изотопы - тритий и дейтерий.
Биологическая роль водорода
Около 10 % массы живых организмов (в среднем) приходится на этот элемент. Он входит в состав воды и важнейших групп природных соединений, включая белки, нуклеиновые кислоты, липиды, углеводы. Для чего он служит?
Этот материал играет решающую роль: при поддержании пространственной структуры белков (четвертичной), в осуществлении принципа комплиментарности нуклеиновых кислот (т. е. в реализации и хранении генетической информации), вообще в «узнавании» на молекулярном уровне.
Ион водорода Н+ принимает участие в важных динамических реакциях/процессах в организме. В том числе: в биологическом окислении, которое обеспечивает живые клетки энергией, в реакциях биосинтеза, в фотосинтезе у растений, в бактериальном фотосинтезе и азотфиксации, в поддержании кислотно-щелочного баланса и гомеостаза, в мембранных процессах транспорта. Наряду с углеродом и кислородом он образует функциональную и структурную основы явлений жизни.
Водород-простейший из всех элементов, а также самый распространенный в природе. Старшие школьники уже знают, что реакции таких металлов, как магний и цинк, с разбавленными неорганическими кислотами приводят к образованию водорода. Они знают и о пробе на газообразный водород с характерным «хлопком». Водород входит в формулы самых простых соединений, с которых начинается изучение химии в школе, как, например, вода метан серная кислота аммиак и этанол
Водород-самый распространенный элемент во Вселенной. По существующим оценкам, на долю водорода приходится свыше 90% атомов и приблизительно 75% массы Вселенной. Среди элементов, существующих на Земле, водород - девятый по распространенности. Он составляет 0,76% массы Земли и встречается почти в стольких же различных соединениях, как и углерод. Наиболее важным соединением водорода, встречающимся в природе, является вода. Водород встречается также в органических соединениях, таких, как уголь и нефть.
Водород-не только один из самых распостраненных элементов, он еще и совершенно отличается от всех остальных элементов по целому ряду своих химических и физических свойств. Кроме того, он образует особый ряд соединений. Это единственный элемент, по которому названа уникальная разновидность химической связи (см. разд. 2.1). Существуют такие понятия, как водородная бомба (см. разд. 1.3), водородная бактерия и даже водородная энергетика (см. ниже).
Водородные бактерии способны вырабатывать энергию путем окисления водорода до воды. Эта энергия необходима водородным бактериям для усвоения диоксида углерода. При определенных условиях они способны также окислять определенные органические соединения.
Водород - единственный элемент, представляющий собой горючий газ. Именно поэтому фламандский химик И. Б. Ван Гельмонт (1579-1644), впервые выделивший водород, назвал его «горючий газ». В лабораторных условиях водород впервые получили действием кислоты на железо Т. Майерн, а позднее (в 1672 г.) и Р. Бойль. В 1766 г. водород тщательно изучил английский химик и физик Г. Кавендиш, который называл его «горючий воздух». Название «водород» ввел Лавуазье, образовав латинский термин «hydrogen» из греческих слов «hydro» (вода) и «genes» (рождающий).
Антуан Лоран Лавуазье (1743-1794)
Лавуазье считается основателем современной химии. Его важнейший вклад в химию заключается в ниспровержении ошибочной теории флогистона. Согласно этой теории, все горючие вещества состоят из двух компонентов - флогистона и окалины. При сжигании горючего вещества оно теряет флогистон и превращается в окалину («золу» или «известь»). Лавуазье экспериментально показал, что в процессе горения принимает участие кислород из воздуха. Он также установил роль кислорода в дыхании и впервые стал проводить различие между элементами и соединениями.
Антуан Лавуазье (с картины Тальструпа).
Строение атома водорода
Атом водорода имеет самое простое строение: он состоит из ядра, представляющего собой один протон, а также из одного электрона, который находится на окружающей ядро ls-орбитали (см. разд. 1.2). Такая простая структура обусловливает множество уникальных свойств водорода. Во-первых, атом водорода имеет лишь валентную электронную оболочку. Поэтому ее единственный электрон не экранирован от действия заряда ядра внутренними электронами. Во-вторых, этой внешней оболочке достаточно приобрести или потерять лишь один электрон, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации. Наконец, поскольку атом водорода состоит всего из одного электрона и одного протона, он имеет очень малые размеры. В самом деле, его ковалентный радиус (0.029 нм) и вандерваальсов радиус (0,12 нм) имеют минимальные значения среди всех элементов (см. разд. 2.2). Эти особенности объясняют многие отличительные свойства водорода и его особое положение в периодической таблице.
Положение в периодической таблице
Поскольку атом водорода, теряя свой единственный электрон, образует однозарядный положительный ион, этот элемент помещают в периодической таблице вверху 1 группы. Однако, хотя водород при определенных условиях может приобретать
Таблица 12.1. Энергии ионизации водорода, лития и натрия
Таблица 12.2. Сродство к электрону водорода, фтора и хлора
Таблица 12.3. Средние энтальпии связи в молекулах водорода, фтора и хлора
металлические свойства (см. рис. 2.15), в обычных условиях он обнаруживает только неметаллические свойства. Сопоставление его энергии ионизации с энергией ионизации лития и натрия (табл. 12.1) показывает, что водород очень сильно отличается от остальных элементов I группы щелочных металлов.
Атом водорода способен также, хотя и с трудом, присоединять электрон, образуя ион По этому свойству его, казалось бы, можно поместить вверху VII группы вместе с галогенами. Однако водород не является p-элементом, и сопоставление его сродства к электрону (см. разд. 2.1) со сродством к электрону фтора и хлора (табл. 12.2) показывает, что в VII группе ему не место.
Отметим также, что хотя водород подобно галогенам образует двухатомные молекулы, связь в молекуле водорода намного прочнее, чем в молекулах фтора или хлора. В этом можно убедиться, сопоставляя их энтальпии связи (см. разд. 5.3), указанные в табл. 12.3.
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, Н (лат. hydrogenium; а. hydrogen; н. Wasserstoff; ф. hydrogene; и. hidrogeno), — химический элемент периодической системы элементов Менделеева, который относят одновременно к I и VII группам, атомный номер 1, атомная масса 1,0079. Природный водород имеет стабильные изотопы — протий (1 Н), дейтерий (2 Н, или D) и радиоактивный — тритий (3 Н, или Т). Для природных соединений среднее отношение D/Н = (158±2).10 -6 Равновесное содержание 3 Н на Земле ~5.10 27 атомов.
Физические свойства водорода
Водород впервые описал в 1766 английский учёный Г. Кавендиш. При обычных условиях водород — газ без цвета, запаха и вкуса. В природе в свободном состоянии находится в форме молекул Н 2 . Энергия диссоциации молекулы Н 2 — 4,776 эВ; потенциал ионизации атома водорода 13,595 эВ. Водород — самое лёгкое вещество из всех известных, при 0°С и 0,1 МПа 0,0899 кг/м 3 ; t кипения- 252,6°С, t плавления — 259,1°С; критические параметры: t — 240°С, давление 1,28 МПа, плотность 31,2 кг/ м 3 . Наиболее теплопроводный из всех газов — 0,174 Вт/(м.К) при 0°С и 1 МПа, удельная теплоёмкость 14,208.10 3 Дж(кг.К).
Химические свойства водорода
Жидкий водород очень лёгок (плотность при -253°С 70,8 кг/м 3) и текуч ( при -253°С равна 13,8 сП). В большинстве соединений водород проявляет степень окисления +1 (подобен щелочным металлам), реже -1 (подобен гидридам металлов). В обычных условиях молекулярный водород малоактивен; растворимость в воде при 20°С и 1 МПа 0,0182 мл/г; хорошо растворим в металлах — Ni, Pt, Pd и др. С кислородом образует воду с выделением тепла 143,3 МДж/кг (при 25°С и 0,1 МПа); при 550°С и выше реакция сопровождается взрывом. При взаимодействии с фтором и хлором реакции идут также со взрывом. Основные соединения водорода: Н 2 О, аммиак NH 3 , сероводород Н 2 S, CH 4 , гидриды металлов и галогенов CaH 2 , HBr, Hl, а также органические соединения С 2 Н 4 , HCHO, CH 3 OH и др.
Водород в природе
Водород — широко распространённый в природе элемент, содержание его в 1 % (по массе). Главный резервуар водорода на Земле — вода (11,19%, по массе). Водород — один из основных компонентов всех природных органических соединений. В свободном состоянии присутствует в вулканических и других природных газах, в (0,0001%, по числу атомов). Составляет основную часть массы Солнца, звёзд, межзвёздного газа, газовых туманностей. В атмосферах планет присутствует в форме Н 2 , CH 4 , NH 3 , Н 2 О, CH, NHOH и др. Входит в состав корпускулярного излучения Солнца (потоки протонов) и космических лучей (потоки электронов).
Получение и применение водорода
Сырьё для промышленного получения водорода — газы нефтепереработки, продукты газификации и др. Основные способы получения водорода: реакция углеводородов с водяным паром, неполное окисление углеводородов , конверсия окиси , электролиз воды. Водород применяют для производства аммиака, спиртов, синтетического бензина, соляной кислоты, гидроочистки нефтепродуктов, резки металлов водородно-кислородным пламенем.
Водород — перспективное газообразное горючее. Дейтерий и тритий нашли применение в атомной энергетике.
Водород
ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.
◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.
водоро́д(лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н 2). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, t кип - 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).
ВОДОРОДВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.
Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см.
НУКЛИД)
с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития (см.
ТРИТИЙ)
3 Н (период полураспада Т 1/2 12,43 года).
Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см.
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ)
), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см.
ГАЛОГЕНЫ)
).
Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см.
ПРОТОН (элементарная частица))
, символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см.
ДЕЙТЕРИЙ)
(лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символs 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 2 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.
Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s
1
. В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.
В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см.
КАВЕНДИШ Генри)
в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см.
ФЛОГИСТОН)
помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см.
ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
совместно с инженером Ж. Менье (см.
МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль)
, используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor - вода и gennao - рождаю) - «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см.
СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович)
в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.
Нахождение в природе
На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.
Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.
Получение
Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.
Физические и химические свойства
При обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15 °C, температура кипения –252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н - в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.
Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н 2 на атомы при 300 К 2,56·10 -34 . Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.
Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см.
СПИН)
, то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н 2 . Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.
В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см.
ГРЕМУЧИЙ ГАЗ)
) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора - железа:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H 2 S, с бромом - с образованием бромоводорода НBr, с иодом - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.
При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3) x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.
Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:
С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н 2 + СО = СН 3 ОН.
В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см.
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ)
(два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.
Применение
Водород используют при синтезе аммиака NH 3 , хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см.
ГИДРИРОВАНИЕ)
природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.
Особенности обращения
Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).
Биологическая роль
Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см.
КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ)
в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н +) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме - в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см.
ГОМЕОСТАЗ)
, в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.
Энциклопедический словарь . 2009 .
Синонимы :Смотреть что такое "водород" в других словарях:
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия