Машина без выхлопных газов. Это Mirai производства Toyota. Автомобиль работает на водородном топливе.

Из выхлопных труб выходят лишь нагретый воздух и водяной пар. Машина будущего уже ездит по дорогам, хоть и испытывает проблемы с дозаправкой.

Хотя, учитывая распространенность водорода во Вселенной, такой загвоздки не должно быть.

Мир состоит из 1-го вещества на три четверти. Так что, свой порядковый номер элемент водород оправдывает. Сегодня, все внимание ему.

Свойства водорода

Будучи первым элементом, водород порождает первое вещество. Это вода. Ее формула, как известно, H 2 O.

На греческом название водорода пишется, как hidrogenium, где hidro – вода, а genium – порождать.

Однако, имя элементу дали не греки, а французский естествоиспытатель Лоран Лавуазье. До него, водород исследовали Генри Кевендишь, Никола Лемери и Теофраст Парацельс.

Последний, собственно, оставил науке первое упоминание о 1-ом веществе. Запись датирована 16-ым веком. К каким же выводам пришли ученые по поводу водорода ?

Характеристика элемента – двойственность. У атома водорода всего 1 электрон. В ряде реакций вещество отдает его.

Это поведение типичного металла из первой группы. Однако, водород способен и достраивать свою оболочку, не отдавая, а принимая 1 электрон.

В этом случае, 1-ый элемент ведет себя, как галогены. Они располагаются в 17-ой группе периодической системы и склонны к образованию .

В каких из них можно найти водород? К примеру, в гидросульфиде . Его формула: — NaHS.

Это соединение элемента водорода основано на . Как видно, атомы водорода вытеснены из нее натрием лишь частично.

Наличие всего одного электрона и способность его отдать превращает атом водорода в протон. В ядре тоже всего одна частица с положительным зарядом.

Относительная масса протона с электроном равна 2-ум. Показатель в 14 раз меньше, чем у воздуха. Без электрона вещество и того легче.

Вывод, что водород – газ, напрашивается сам собой. Но, у элемента есть и жидкая форма. Сжижжение происходит при температуре -252,8 градусов Цельсия.

За счет своих малых размеров химический элемент водород обладает способностью просачиваться сквозь другие вещества.

Так, если надуть воздушный не гелием, или обычным воздухом, а чистым элементом №1, сдуется уже через пару дней.

Частицы газа без труда пройдут в поры . Проходит водород и в некоторые металлы, к примеру, и .

Накапливаясь в их структуре, вещество испаряется при повышении температуры.

Хоть водород входит в состав воды, растворяется он плохо. Не зря в лабораториях элемент выделяют путем вытеснения влаги. А как добывают 1-е вещество промышленники? Этому посвятим следующую главу.

Добыча водорода

Формула водорода позволяет добывать его минимум 6-ю способами. Первый – паровая конверсия метана и природного газа.

Берутся легроиновые фракции . Чистый водород из них извлекается каталитическим путем. Для этого необходимо присутствие паров воды.

Второй путь добычи 1-го вещества – газификация . топливо нагревают до 1500 градусов, преобразуя в горючие газы.

Для этого требуется окислитель. Достаточно обычного атмосферного кислорода.

Третий путь получения водорода – электролиз воды. Через нее пропускают ток. Он помогает выделить на электродах нужный элемент.

Воспользоваться можно и пиролизом. Это термическое разложение соединений. Распасться заставляют, как органику, так и неорганические вещества, к примеру, ту же воду. Процесс происходит под действием высоких температур.

Пятый путь получения водорода – частичное окисление, а шестой – биотехнологии.

Под последними, понимается добыча газа из воды путем ее биохимического расщепления. Помогают специальные водоросли.

Нужен замкнутый фотобиореактор, поэтому, 6-ым способом пользуются редко. Популярен, собственно, лишь метод паровой конверсии.

Он наиболее дешев и прост. Однако, наличие массы альтернатив делает водород желанным сырьем для промышленности, ведь нет зависимости от конкретного источника элемента.

Применение водорода

Водород используют для синтеза . Это соединение является хладагентом в морозильной технике, известно, как составляющая нашатырного спирта, применяется в качестве нейтрализатора кислот.

Водород пускают, так же, на синтез хлороводородной кислоты. Это второе название .

Она нужна, к примеру, для очистки поверхностей металлов, их полировки. В пищевой промышленности хлороводородная – регулятор кислотности Е507.

В качестве пищевой добавки зарегистрирован и сам водород. Его название на упаковках продуктов – Е949.

Применяется, в частности, на производстве маргарина. Система гидрогенезации, собственно, делает маргарин .

В жирных из растительных масел разрывается часть связей. На местах разрыва встают атомы водорода. Это и преобразует текучую субстанцию в относительно .

В роли топливного элемент водород применяется, пока, не столько в , сколько ракетах.

Первое вещество сгорает в кислороде, что и дает энергию для движения космических аппаратах.

Так, одна из самых мощных российских ракет «Энергия» работает именно на водородном топливе. Первый элемент в нем сжижен.

Реакция горения водорода в кислороде пригождается и при сварочных работах. Можно скреплять самые тугоплавкие материалы.

Температура реакции в чистом виде – 3000 градусов Цельсия. С использованием специальных удается достичь 4000 градусов.

«Сдастся» любой , любой металл. Кстати, металлы с помощью 1-го элемента тоже получают. Реакция основана на выделении ценных веществ из их оксидов.

В ядерной промышленности жалуют изотопы водорода . Их всего 3. Один из них – тритий. Он радиоактивен.

Есть еще нерадиоактивные протий и дейтерий. Хоть тритий и излучает опасность, но встречается в естественной среде.

Изотоп образуется в верхних слоях атмосферы, на которые действуют космические лучи. Это приводит к ядерным реакциям.

В реакторах же на поверхности земли тритий – итог нейтронного облучения .

Цена водорода

Чаще всего, промышленники предлагают газообразный водород, естественно, в сжатом состоянии и в специальной таре, которая не пропустит мелкие атомы вещества.

Первый элемент делят на технический и очищенный, то есть, высший сорт. Есть даже марки водорода , к примеру, «А».

Для нее действует ГОСТ 3022-80. Это технический газ. За 40 кубических литров производители просят чуть меньше 1000 . За 50 литров дают 1300.

ГОСТ для чистого водорода – Р 51673-2000. Чистота газа составляет 9,9999%. Технический элемент, правда, немногим уступает.

Его чистота – 9,99%. Однако, за 40 кубических литров чистого вещества дают уже больше 13000 рублей.

По ценнику видно, как непросто дается промышленникам финальная стадия очистки газа. За 50-литровый баллон придется отдать 15000-16000 рублей.

Жидкий водород почти не используется. Слишком затратно, потери велики. Поэтому, и предложений о продаже, или покупке не найти.

Сжиженный водород не только трудно получить, но и хранить. Температура в минус 252 градуса – не шутки.

Поэтому, шутить никто и не собирается, пользуясь эффективным и простым в обращении газом.

/моль (эВ)

Электронная конфигурация 1s 1 Химические свойства Ковалентный радиус 32 пм Радиус иона 54 (−1 e) пм Электроотрицательность
(по Полингу) 2,20 Электродный потенциал Степени окисления 1, −1 Термодинамические свойства простого вещества Плотность
вещества 0,0000899 (при 273 (0 °C)) /см ³ Молярная теплоёмкость 14,235 Дж /( ·моль) Теплопроводность 0,1815 Вт /( ·) Температура плавления 14,01 Теплота плавления 0,117 кДж /моль Температура кипения 20,28 Теплота испарения 0,904 кДж /моль Молярный объём 14,1 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки гексагональная Параметры решётки a=3,780 c=6,167 Отношение c/a 1,631 Температура Дебая 110

H	1
1,00794
1s 1
Водород

Водород является первым элементом 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.

История водорода

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 М. В. Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон . Английский физик и химик Г. 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 А. Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783г. 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 водород

Лавуазье дал водороду название hydrogène (отὕδωρ — «вода» и γενναω — «рождаю»)— «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М.Ф.Соловьев в 1824 году— по аналогии с ломоносовским «кислородом ».

Распространённость водорода

Во Вселенной

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 Водорода

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):

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.

Получение водорода 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 + ⇄ 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.

Получение водорода в лаборатории

1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту:
+2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:|
+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:
2 +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
+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

Дополнительная информация про Водород

Биореактор для производства водорода

Физические свойства Водорода

Спектр излучения водорода

Эмиссионный спектр водорода

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на 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 лёгкий газ , 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 ( , , и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1объём 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 в серебре.

Фазовая диаграмма водорода

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 1и 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— 7и 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
H 2	13.95	20,39	13,96 /7,3	32,98 /1,31	70,811 /1,316
HD	16,60	22,13	16,60 /12,8	35,91 /1,48	114,80 /1,802
HT		22,92	17,63 /17,7	37,13 /1,57	158,62 /2,310
D 2	18,62	23,67	18,73 /17,1	38,35 /1,67	162,50 /2,230
DT		24.38	19,71 /19,4	39,42 /1,77	211,54 /2,694
T 2		25,04	20,62 /21,6	40,44 /1,85	260,17 /3,136

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

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:

Н 2 =СаН 2

и с единственным неметаллом— фтором, образуя фтороводород:

F 2 +H 2 =2HF

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 = +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:

2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2 +H 2 → 2NaH +H 2 → CaH 2 +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 навзывают 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

Применение водорода

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс

Пищевая промышленность

При производстве маргарина из жидких растительных масел.
Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ)

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XXв. произошло несколько катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием.

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.

Водород, Hydrogenium, Н (1)
Как горючий (воспламеняемый) воздух водород известен довольно давно. Его получали действием кислот на металлы, наблюдали горение и взрывы гремучего газа Парацельс, Бойль, Лемери и другие ученые XVI— XVIII вв. С распространением теории флогистона некоторые химики пытались получить водород в качестве «свободного флогистона». В диссертации Ломоносова «О металлическом блеске» описано получение водорода действием «кислотных спиртов» (например, «соляного спирта», т. е. соляной кислоты) на железо и другие металлы; русский ученый первым (1745) выдвинул гипотезу, о том что водород («горючий пар»— vapor inflammabilis) представляет собой флогистон. Кавендиш, подробно исследовавший свойства водорода, выдвинул подобную же гипотезу в 1766 г. Он называл водород «воспламеняемым воздухом», полученным из «металлов» (Inflammable air from metals), и полагал, как и все флогистики, что при растворении в кислотах металл теряет свой флогистон. Лавуазье, занимавшийся в 1779 г. исследованием состава воды путем ее синтеза и разложения, назвал водород Hydrogine (гидроген), или Hydrogene (гидрожен), от греч. гидор— вода и гайноме— произвожу, рождаю.

Номенклатурная комиссия 1787 г. приняла словопроизводство Hydrogene от геннао, рождаю. В «Таблице простых тел» Лавуазье водород (Hydrogene) упомянут в числе пяти (свет, теплота, кислород, азот, водород) «простых тел, относящихся ко всем трем царствам природы и которые следует рассматривать как элементы тел»; в качестве старых синонимов названия Hydrogene Лавуазье называет горючий газ (Gaz inflammable), основание горючего газа. В русской химической литературе конца XVIII и начала XIX в. встречаются два рода названий водорода: флогистические (горючий газ, горючий воздух, воспламенительный воздух, загораемый воздух) и антифлогистические (водотвор, водотворное существо, водотворный гас, водородный гас, водород). Обе группы слов представляют собой переводы французских названий водорода.

Изотопы водорода были открыты в 30-x годах текущего столетия и быстро приобрели большое значение в науке и технике. В конце 1931 г. Юри, Брекуэдд и Мэрфи исследовали остаток после длительного выпаривания жидкого водорода и обнаружили в нем тяжелый водород с атомным весом 2. Этот изотоп назвали дейтерием (Deuterium, D) от греч.— другой, второй. Спустя четыре года в воде, подвергнутой длительному электролизу, был обнаружен еще более тяжелый изотоп водорода 3Н, который назвали тритием (Tritium, Т), от греч.— третий.

В периодической системе имеет свое определенное место положения, которое отражает проявляемые им свойства и говорит о его электронном строении. Однако есть среди всех один особый атом, который занимает сразу две ячейки. Он располагается в двух совершенно противоположных по проявляемым свойствам группах элементов. Это водород. Такие особенности делают его уникальным.

Водород - это не просто элемент, но и простое вещество, а также составная часть многих сложных соединений, биогенный и органогенный элемент. Поэтому рассмотрим его характеристики и свойства подробнее.

Водород как химический элемент

Водород - это элемент первой группы главной подгруппы, а также седьмой группы главной подгруппы в первом малом периоде. Данный период состоит всего из двух атомов: гелия и рассматриваемого нами элемента. Опишем основные особенности положения водорода в периодической системе.

1. Порядковый номер водорода - 1, количество электронов такое же, соответственно, протонов столько же. Атомная масса - 1,00795. Существует три изотопа данного элемента с массовыми числами 1, 2, 3. Однако свойства каждого из них очень сильно различаются, так как увеличение массы даже на единицу именно для водорода является сразу двойным.
2. То, что на внешнем он содержит всего один электрон, позволяет успешно проявлять ему как окислительные, так и восстановительные свойства. Кроме того, после отдачи электрона у него остается свободная орбиталь, которая принимает участие в образовании химических связей по донорно-акцепторному механизму.
3. Водород - это сильный восстановитель. Поэтому основным местом его считается первая группа главной подгруппы, где он возглавляет самые активные металлы - щелочные.
4. Однако при взаимодействии с сильными восстановителями, такими как, например, металлы, он может быть и окислителем, принимая электрон. Данные соединения получили название гидридов. По этому признаку он возглавляет подгруппу галогенов, с которыми является схожим.
5. Благодаря совсем маленькой атомной массе, водород считается самым легким элементом. Кроме того, его плотность также очень мала, поэтому он также является эталоном легкости.

Таким образом, очевидно, что атом водорода - это совершенно уникальный, непохожий на все остальные элемент. Следовательно, свойства его тоже особенные, а образуемые простые и сложные вещества очень важны. Рассмотрим их далее.

Простое вещество

Если говорить о данном элементе как о молекуле, то нужно сказать, что она двухатомна. То есть водород (простое вещество) - это газ. Формула его эмпирическая будет записываться как Н 2 , а графическая - через одинарную сигма-связь Н-Н. Механизм образования связи между атомами - ковалентный неполярный.

1. Паровая конверсия метана.
2. Газификация угля - процесс подразумевает нагревание угля до 1000 0 С, в результате чего образуется водород и высокоуглеродный уголь.
3. Электролиз. Данный метод может использоваться только для водных растворов различных солей, так как расплавы не приводят к разряжению воды на катоде.

Лабораторные способы получения водорода:

1. Гидролиз гидридов металлов.
2. Действие разбавленных кислот на активные металлы и средней активности.
3. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Чтобы собрать образующийся водород, необходимо держать пробирку перевернутой вверх дном. Ведь данный газ нельзя собрать так, как, например, углекислый газ. Это водород, он намного легче воздуха. Быстро улетучивается, а в больших количествах при смешении с воздухом взрывается. Поэтому и следует переворачивать пробирку. После ее заполнения ее нужно закрыть резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту собранного водорода, следует поднести к горлышку зажженную спичку. Если хлопок глухой и тихий - значит газ чистый, с минимальными примесями воздуха. Если же громкий и свистящий - грязный, с большой долей посторонних компонентов.

Области использования

При сгорании водорода выделяется настолько большое количество энергии (теплоты), что данный газ считается самым выгодным топливом. К тому же экологически чистым. Однако на сегодняшний день его применение в данной области ограничено. Это связано с непродуманными до конца и не решенными проблемами синтеза чистого водорода, который был бы пригоден для использования в качестве топлива в реакторах, двигателях и портативных устройствах, а также отопительных котлах жилых домов.

Ведь способы получения данного газа достаточно дорогостоящие, поэтому прежде необходимо разработать особый метод синтеза. Такой, который позволит получать продукт в большом объеме и с минимальными затратами.

Можно выделить несколько основных областей, в которых находит применение рассматриваемый нами газ.

1. Химические синтезы. На основании гидрирования получают мыла, маргарины, пластмассы. При участии водорода синтезируется метанол и аммиак, а также другие соединения.
2. В пищевой промышленности - как добавка Е949.
3. Авиационная промышленность (ракетостроение, самолетостроение).
4. Электроэнергетика.
5. Метеорология.
6. Топливо экологически чистого вида.

Очевидно, что водород так же важен, как и распространен в природе. Еще большую роль играют образуемые им различные соединения.

Соединения водорода

Это сложные, содержащие атомы водорода вещества. Можно выделить несколько основных типов подобных веществ.

1. Галогеноводороды. Общая формула - HHal. Особое значение среди них имеет хлорид водорода. Это газ, который растворяется в воде с образованием раствора соляной кислоты. Данная кислота находит широкое применение практически во всех химических синтезах. Причем как органических, так и неорганических. Хлорид водорода - это соединение, имеющее эмпирическую формулу HCL и являющееся одним из крупнейших по объемам производства в нашей стране ежегодно. Также к галогеноводородам относятся йодоводород, фтороводород и бромоводород. Все они образуют соответствующие кислоты.
2. Летучие Практически все они достаточно ядовитые газы. Например, сероводород, метан, силан, фосфин и прочие. При этом очень горючие.
3. Гидриды - соединения с металлами. Относятся к классу солей.
4. Гидроксиды: основания, кислоты и амфотерные соединения. В их состав обязательно входят атомы водорода, один или несколько. Пример: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 и прочие.
5. Гидроксид водорода. Это соединение больше известно как вода. Другое название оксид водорода. Эмпирическая формула выглядит так - Н 2 О.
6. Пероксид водорода. Это сильнейший окислитель, формула которого имеет вид Н 2 О 2 .
7. Многочисленные органические соединения: углеводороды, белки, жиры, липиды, витамины, гормоны, эфирные масла и прочие.

Очевидно, что разнообразие соединений рассматриваемого нами элемента очень велико. Это еще раз подтверждает его высокое значение для природы и человека, а также для всех живых существ.

- это лучший растворитель

Как уже упоминалось выше, простонародное название данного вещества - вода. Состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, соединенных между собой ковалентными полярными связями. Молекула воды является диполем, это объясняет многие проявляемые ею свойства. В частности то, что она является универсальным растворителем.

Именно в водной среде происходят практически все химические процессы. Внутренние реакции пластического и энергетического обмена в живых организмах также осуществляются с помощью оксида водорода.

Вода по праву считается самым важным веществом на планете. Известно, что без нее не сможет жить ни один живой организм. На Земле она способна существовать в трех агрегатных состояниях:

• жидкость;
• газ (пар);
• твердое (лед).

В зависимости от изотопа водорода, входящего в состав молекулы, различают три вида воды.

1. Легкая или протиевая. Изотоп с массовым числом 1. Формула - Н 2 О. Это привычная форма, которую используют все организмы.
2. Дейтериевая или тяжелая, ее формула - D 2 O. Содержит изотоп 2 Н.
3. Сверхтяжелая или тритиевая. Формула выглядит как Т 3 О, изотоп - 3 Н.

Очень важны запасы пресной протиевой воды на планете. Уже сейчас во многих странах ощущается ее недостаток. Разрабатываются способы обработки соленой воды с целью получения питьевой.

Пероксид водорода - это универсальное средство

Данное соединение, как уже упоминалось выше, прекрасный окислитель. Однако с сильными представителями может вести себя и как восстановитель тоже. Кроме того, обладает выраженным бактерицидным эффектом.

Другое название данного соединения - перекись. Именно в таком виде его используют в медицине. 3% раствор кристаллогидрата рассматриваемого соединения - это медицинское лекарство, которое применяют для обработки небольших ран с целью их обеззараживания. Однако доказано, что при этом заживление ранения по времени увеличивается.

Также пероксид водорода используется в ракетном топливе, в промышленности для дезинфекции и отбеливания, в качестве пенообразователя для получения соответствующих материалов (пенопласта, например). Кроме того, перекись помогает очищать аквариумы, обесцвечивать волосы и отбеливать зубы. Однако при этом наносит вред тканям, поэтому специалистами в этих целях не рекомендуется.

Водород (лат. hydrogenium), Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,00797. При обычных условиях В. - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Историческая справка. В трудах химиков 16 и 17 вв. неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 Г. Кавендиш собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его «горючий воздух». Будучи сторонником теории флогистона , Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 А. Лавуазье путём анализа и синтеза воды доказал сложность её состава, а в 1787 определил «горючий воздух» как новый химический элемент (В.) и дал ему современное название hydrog e ne (от греч. h y d o r - вода и genn a o - рождаю), что означает «рождающий воду»; этот корень употребляется в названиях соединений В. и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование «В.» было предложено М. Ф. Соловьёвым в 1824.

Распространённость в природе . В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле - воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли . В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного h 2 , метана ch 4 , аммиака nh 3 , воды h 2 o, радикалов типа ch, nh, oh, sih, ph и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1 h), и тяжёлого В., или дейтерия (2 h, или d). В природных соединениях В. на 1 атом 2 h приходится в среднем 6800 атомов 1 h. Искусственно получен радиоактивный изотоп - сверхтяжёлый В., или тритий (3 h, или Т), с мягким?-излучением и периодом полураспада t 1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4 · 10 -15 % от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4 h. Массовые числа изотопов 1 h, 2 h, 3 h и 4 h, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, трития - 1 протон и 2 нейтрона, 4 h - 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв . Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н - ; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв . Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра . Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. h 2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210 · 10 -19 дж ). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414 · a . При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы h 2 .

Физические и химические свойства . В. - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм . В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм ), критическая плотность 0,0312 г/см 3 . Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/ (м · К ), т. е. 4,16 · 0 -4 кал/ (с · см · °С ). Удельная теплоёмкость В. при 0°С и 1 атм С р 14,208 · 10 3 дж/ (кг · К ), т. е. 3,394 кал/ (г · °С ). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм ), но хорошо - во многих металлах (ni, pt, pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при -253°С 0,0708 г/см 3) и текуч (вязкость при - 253°С 13,8 спуаз ).

В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления -1), т. е. гидрид na + h - построен подобно хлориду na + cl - . Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к vii группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный В. сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o с выделением 285,937 · 10 3 дж/моль , т. е. 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм ). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% h 2 , а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% h 2 (смесь 2 объёмов h 2 и 1 объёма О 2 называется гремучим газом ). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:

cuo +Н 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o, и т.д.

С галогенами В. образует галогеноводороды, например:

h 2 + cl 2 = 2hcl.

При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при -252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: h 2 + s = h 2 s (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2h 2 + С (аморфный) = ch 4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: h 2 + 2li = 2lih. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например hcho, ch 3 oh и др. Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например:

c n h 2 n + h 2 = c n h 2 n +2.

Роль В. и его соединений в химии исключительно велика. В. обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. В. склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь , оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение . Основные виды сырья для промышленного получения В. - газы природные горючие , коксовый газ (см. Коксохимия ) и газы нефтепереработки , а также продукты газификации твёрдых и жидких топлив (главным образом угля). В. получают также из воды электролизом (в местах с дешёвой электроэнергией). Важнейшими способами производства В. из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 , и неполное окисление углеводородов кислородом: ch 4 + 1 / 2 o 2 = co + 2h 2 . Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: co + h 2 o = co 2 + h 2 . В., добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства В. из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% h 2 и 40% co; в паровоздушном газе, кроме h 2 и co, имеется значительное количество n 2 , который используется вместе с получаемым В. для синтеза nh 3 . Из коксового газа и газов нефтепереработки В. выделяют путём удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем В., при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор koh или naoh (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях В. получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской В. в баллонах.

Применение . В промышленном масштабе В. стали получать в конце 18 в. для наполнения воздушных шаров. В настоящее время В. широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака . Крупным потребителем В. является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из В. и окиси углерода. В. применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., для синтеза hcl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы В. - дейтерий и тритий.

Лит.: Некрасов Б. В., Курс общей химии, 14 изд., М., 1962; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Егоров А. П., Шерешевский Д. И., Шманенков И. В., Общая химическая технология неорганических веществ, 4 изд., М., 1964; Общая химическая технология. Под ред. С. И. Вольфковича, т. 1, М., 1952; Лебедев В. В., Водород, его получение и использование, М., 1958; Налбандян А. Б., Воеводский В. В., Механизм окисления и горения водорода, М. - Л., 1949; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 619-24.

Рассмотрим, что собой представляет водород. Химические свойства и получение этого неметалла изучают в курсе неорганической химии в школе. Именно этот элемент возглавляет периодическую систему Менделеева, а потому заслуживает детального описания.

Краткие сведения об открытии элемента

Прежде чем рассматривать физические и химические свойства водорода, выясним, как был найден этот важный элемент.

Химики, которые работали в шестнадцатом и семнадцатом веках, неоднократно упоминали в своих трудах о горючем газе, который выделяется при воздействии на кислоты активными металлами. Во второй половине восемнадцатого века Г. Кавендишу удалось собрать и проанализировать этот газ, дав ему название «горючий газ».

Физические и химические свойства водорода на тот момент времени не были изучены. Только в конце восемнадцатого века А. Лавуазье удалось путем анализа установить, что получить этот газ можно путем анализа воды. Чуть позже он стал называть новый элемент hydrogene, что в переводе означает «рождающий воду». Своим современным русским названием водород обязан М. Ф. Соловьеву.

Нахождение в природе

Химические свойства водорода можно анализировать только на основании его распространенности в природе. Данный элемент присутствует в гидро- и литосфере, а также входит в состав полезных ископаемых: природного и попутного газа, торфа, нефти, угля, горючих сланцев. Сложно себе представить взрослого человека, который бы не знал о том, что водород является составной частью воды.

Кроме того, данный неметалл находится в организмах животных в виде нуклеиновых кислот, белков, углеводов, жиров. На нашей планете данный элемент встречается в свободном виде достаточно редко, пожалуй, только в природном и вулканическом газе.

В виде плазмы водород составляет примерно половину массы звезд и Солнца, кроме того, входит в состав межзвездного газа. Например, в свободном виде, а также в форме метана, аммиака этот неметалл присутствует в составе комет и даже некоторых планет.

Физические свойства

Прежде чем рассматривать химические свойства водорода, отметим, что при нормальных условиях он является газообразным веществом легче воздуха, имеющим несколько изотопных форм. Он почти нерастворим в воде, имеет высокую теплопроводность. Протий, имеющий массовое число 1, считается самой легкой его формой. Тритий, который обладает радиоактивными свойствами, образуется в природе из атмосферного азота при воздействии на него нейронов УФ-лучей.

Особенности строения молекулы

Чтобы рассмотреть химические свойства водорода, реакции, характерные для него, остановимся и на особенностях его строения. В этой двухатомной молекуле ковалентная неполярная химическая связь. Образование атомарного водорода возможно при взаимодействии активных металлов на растворы кислот. Но в таком виде этот неметалл способен существовать только незначительный временной промежуток, практически сразу же он рекомбинируется в молекулярный вид.

Химические свойства

Рассмотрим химические свойства водорода. В большей части соединений, которые образует данный химический элемент, он проявляет степень окисления +1, что делает его похожим с активными (щелочными) металлами. Основные химические свойства водорода, характеризующие его в качестве металла:

• взаимодействие с кислородом с образованием воды;
• реакция с галогенами, сопровождающаяся образованием галогеноводорода;
• получение сероводорода при соединении с серой.

Ниже представлено уравнение реакций, характеризующих химические свойства водорода. Обращаем внимание на то, что в качестве неметалла (со степенью окисления -1) он выступает только в реакции с активными металлами, образуя с ними соответствующие гидриды.

Водород при обычной температуре неактивно вступает во взаимодействие с другими веществами, поэтому большая часть реакций осуществляется только после предварительного нагревания.

Остановимся подробнее на некоторых химических взаимодействиях элемента, который возглавляет периодическую систему химических элементов Менделеева.

Реакция образования воды сопровождается выделением 285,937 кДж энергии. При повышенной температуре (больше 550 градусов по Цельсия) данный процесс сопровождается сильным взрывом.

Среди тех химических свойств газообразного водорода, которые нашли существенное применение в промышленности, интерес представляет его взаимодействие с оксидами металлов. Именно путем каталитического гидрирования в современной промышленности осуществляют переработку оксидов металлов, например выделяют из железной окалины (смешанного оксида железа) чистый металл. Данный способ позволяет вести эффективную переработку металлолома.

Синтез аммиака, который предполагает взаимодействие водорода с азотом воздуха, также востребован в современной химической промышленности. Среди условий протекания этого химического взаимодействия отметим давление и температуру.

Заключение

Именно водород является малоактивным химическим веществом при обычных условиях. При повышении температуры его активность существенно возрастает. Данное вещество востребовано в органическом синтезе. Например, путем гидрирования можно восстановить кетоны до вторичных спиртов, а альдегиды превратить в первичные спирты. Кроме того, путем гидрирования можно превратить ненасыщенные углеводороды класса этилена и ацетилена в предельные соединения ряда метана. Водород по праву считают простым веществом, востребованным в современном химическом производстве.