Водород | это... Что такое Водород? (original) (raw)

1 Водород → Гелий 1H
Внешний вид простого вещества
Газ без цвета, запаха и вкуса
Свойства атома
Имя, символ, номер	Водород / Hydrogenium (H), 1
Атомная масса(молярная масса)	1,00794 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	1s1
Радиус атома	53 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	32 пм
Радиус иона	54 (−1 e) пм
Электроотрицательность	2,20[1] (шкала Полинга)
Степени окисления	1,0, −1
Энергия ионизации(первый электрон)	1311,3 (13,595) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/см³
Температура плавления	14,01 K
Температура кипения	20,28 K
Теплота плавления	0,117 кДж/моль
Теплота испарения	0,904 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	14,235[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	14,1 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	гексагональная
Параметры решётки	a=3,780 c=6,167 Å
Отношение c/a	1,631
Температура Дебая	110 K
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)

Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен [2]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Содержание

1 История
2 Происхождение названия
3 Распространённость
- 3.1 Во Вселенной
- 3.2 Земная кора и живые организмы
4 Получение
- 4.1 В промышленности
- 4.2 В лаборатории
5 Физические свойства
6 Изотопы
7 Свойства изотопов
8 Химические свойства
9 Геохимия водорода
10 Меры предосторожности
11 Экономика
12 Применение
13 Интересные факты
14 См. также
15 Примечания
16 Литература
17 Ссылки

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 (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова .

Распространённость

Во Вселенной

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной [3]. На его долю приходится около 92 % всех атомов (около 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

В промышленности

Электролиз водных растворов солей:

$\mathsf{2NaCl + 2H_2O \ \xrightarrow{}\ 2NaOH + Cl_2 \uparrow + H_2 \uparrow}$

Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

$\mathsf{H_2O + C \ \rightleftarrows{}\ CO \uparrow + H_2 \uparrow}$

Конверсия с водяным паром при 1000 °C:

$\mathsf{CH_4 + H_2O \ \rightleftarrows{}\ CO + 3H_2}$

Каталитическое окисление кислородом:

$\mathsf{2CH_4 + O_2 \rightleftarrows{}\ 2CO + 4H_2}$

Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.
Из природного газа.

В лаборатории

Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

$\mathsf{Zn + H_2SO_4 \rightarrow ZnSO_4 + H_2\uparrow}$

Взаимодействие кальция с водой:

$\mathsf{Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2\uparrow}$

Гидролиз гидридов:

$\mathsf{NaH + H_2O \rightarrow NaOH + H_2\uparrow}$

Действие щелочей на цинк или алюминий:

$\mathsf{2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow}$

$\mathsf{Zn + 2KOH + 2H_2O \rightarrow K_2[Zn(OH)_4] + H_2\uparrow}$

С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

$\mathsf{2H_3O^+ + 2e^- \rightarrow 2H_2O + H_2\uparrow}$

Физические свойства

Спектр излучения водорода

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 — Н2. 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 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H2 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 в серебре.

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/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 с П). 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-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и _пара_водорода. В молекуле ортоводорода _o_-H2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода _p_-H2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь _o_-H2 и _p_-H2 при заданной температуре называется равновесный водород _e_-H2.

Равновесная мольная концентрация пара-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 межзвёздной среды — с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.

Изотопы

Давление пара для различных изотопов водорода

Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия: 1H — протий (Н), 2Н — дейтерий (D), 3Н — тритий (T; радиоактивный).

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 %[4]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет[4]. Тритий содержится в природе в очень малых количествах.

В литературе[4] также приводятся данные об изотопах водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10−22—10−23 с.

Природный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D2, 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[5].

Температураплавления,K	Температуракипения,K	Тройнаяточка,K / kPa	Критическаяточка,K / kPa	Плотностьжидкий / газ,кг/м³
H2	13,96	20,39	13,96 / 7,3	32,98 / 1,31	70,811 / 1,316
HD	16,65	22,13	16,6 / 12,8	35,91 / 1,48	114,0 / 1,802
HT	22,92	17,63 / 17,7	37,13 / 1,57	158,62 / 2,31
D2	18,65	23,67	18,73 / 17,1	38,35 / 1,67	162,50 / 2,23
DT	24.38	19,71 / 19,4	39,42 / 1,77	211,54 / 2,694
T2	20,63	25,04	20,62 / 21,6	40,44 / 1,85	260,17 / 3,136

Дейтерий и тритий также имеют орто- и парамодификации: _p_-D2, _o_-D2, _p_-T2, _o_-T2. Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов

Свойства изотопов водорода представлены в таблице[4][6].

Изотоп	Z	N	Масса, а. е. м.	Период полураспада	Спин	Содержание в природе, %	Тип и энергия распада
1H	1	0	1,007 825 032 07(10)	стабилен	1⁄2+	99,9885(70)
2H	1	1	2,014 101 777 8(4)	стабилен	1+	0,0115(70)
3H	1	2	3,016 049 277 7(25)	12,32(2) года	1⁄2+	β−	18,591(1) кэВ
4H	1	3	4,027 81(11)	1,39(10)·10−22 с	2−	-n	23,48(10) МэВ
5H	1	4	5,035 31(11)	более 9,1·10−22 с	(1⁄2+)	-nn	21,51(11) МэВ
6H	1	5	6,044 94(28)	2,90(70)·10−22 с	2−	−3n	24,27(26) МэВ
7H	1	6	7,052 75(108)	2,3(6)·10−23 с	1⁄2+	-nn	23,03(101) МэВ

В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа.

Свойства ядра 1H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

$H_2 = 2H - 432 kJ \,$

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

$\mathsf{Ca + H_2 \rightarrow{}\ CaH_2}$

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

$\mathsf{F_2 + H_2 \rightarrow{}\ 2HF}$

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

$\mathsf{O_2 + 2H_2 \rightarrow{}\ 2H_2O}$

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

$\mathsf{CuO + H_2 \rightarrow{}\ Cu + H_2O}$

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

$\mathsf{N_2 + 3H_2 \rightarrow{}\ 2NH_3}$

С галогенами образует галогеноводороды:

$\mathsf{H_2 + F_2 \rightarrow{}\ 2HF}$ , реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

$\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow{}\ 2HCl}$ , реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

$\mathsf{C + 2H_2 \rightarrow{}\ CH_4}$

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

$\mathsf{2Na + H_2 \rightarrow{}\ 2NaH}$

$\mathsf{Ca + H_2 \rightarrow{}\ CaH_2}$

$\mathsf{Mg + H_2 \rightarrow{}\ MgH_2}$

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

$\mathsf{CaH_2 + 2H_2O \rightarrow{}\ Ca(OH)_2 + 2H_2 \uparrow}$

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

$\mathsf{CoO + H_2 \rightarrow{}\ Co + H_2O }$

$\mathsf{Fe_2O_3 + 3H_2 \rightarrow{}\ 2Fe + 3H_2O }$

$\mathsf{WO_3 + 3H_2 \rightarrow{}\ W + 3H_2O }$

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.

$\mathsf{R\!\!-\!\!CH\!\!=\!\!CH\!\!-\!\!R'+H_2}\rightarrow\mathsf{R\!\!-\!\!CH_2\!\!-\!\!CH_2\!\!-\!\!R'}$

Геохимия водорода

На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована и водород вместе с другими летучими элементами покинул планету во время аккреции или вскоре после неё.

Свободный водород H2 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[7]. 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.

Меры предосторожности

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 водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Считается, что взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % по объему. Такие цифры фигурируют сейчас в большинстве справочников, и ими вполне можно пользоваться для ориентировочных оценок. Однако, следует иметь в виду, что более поздние исследования (примерно конец 80-х) выявили, что водород в больших объёмах может быть взрывоопасен и при меньшей концентрации. Чем больше объём, тем меньшая концентрация водорода опасна.

Источник этой широко растиражированной ошибки в том, что взрывоопасность исследовалась в лабораториях на малых объёмах. Поскольку реакция водорода с кислородом — это цепная химическая реакция, которая проходит по свободнорадикальному механизму, «гибель» свободных радикалов на стенках (или, скажем, поверхности пылинок) критична для продолжения цепочки. В случаях, когда возможно создание «пограничных» концентраций в больших объёмах (помещения, ангары, цеха), следует иметь в виду, что реально взрывоопасная концентрация может отличаться от 4 % как в большую, так и в меньшую стороны.

Экономика

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2-5$ за кг[8]. В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Применение

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, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции.[источник не указан 658 дней]

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 несколько катастроф, 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 окружающую среду и выделяют только водяной пар.

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Интересные факты

Хорватское название водорода — Vodik, ввёл в употребление филолог Богослав Шулек.

См. также

Примечания

↑ Hydrogen: electronegativities (англ.). Webelements. Проверено 15 июля 2010.
↑ 1 2 Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 400—402. — 623 с. — 100 000 экз.
↑ Книга рекордов Гиннесса для химических веществ
↑ 1 2 3 4 G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot and A. H. Wapstra (2003). «The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties». Nuclear Physics A 729: 3–128. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.
↑ Züttel A.,Borgschulte A.,Schlapbach L. Hydrogen as a Future Energy Carrier.- Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2008. — ISBN 978-3-527-30817-0
↑ G. Audi, A.H. Wapstra, and C. Thibault (2003). «The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references.». Nuclear Physics A 729: 337—676. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003.
↑ Правилов А. М. Фотопроцессы в молекулярных газах. М.: Энергоатомиздат, 1992.
↑ Аркадий Шварц Снова о водороде Вестник online № 19(356) 15 сентября 2004

Литература

Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: Учебное пособие для вузов /Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремин, В. А. Попков. — М.: Издательство «Экзамен»,2005.
Учебный справочник школьника. Учебное издание. — М.: Дрофа, 2001.
Дигонский С. В., Тен В. В. Неизвестный водород. — СПб: Наука, 2006 ISBN 5-02-025114-3

Ссылки

	Портал «Химия»
	Водород в Викисловаре?
	Водород на Викискладе?

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H		He
2	Li	Be		B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg		Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca		Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
5	Rb	Sr		Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
7	Fr	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Lv	Uus	Uuo
Щелочные металлы Щёлочноземельные металлы Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Другие металлы Металлоиды Другие неметаллы Галогены Инертные газы