Все возможные реакции с водородом. Все реакции с водородом. Реакции водорода с простыми веществами

Характеристика s-элементов

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

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

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

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

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

водород гидрид ионный ковалентный

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

Водород. Химические свойства водорода

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

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

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

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

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

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

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

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

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

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

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

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

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

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

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

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

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

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

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

Основной гидрид

Кислотный гидрид

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

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

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

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

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

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

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

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

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

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

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

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

Водород в таблице Менделеева располагается под номером один, в I и VII группах сразу. Символ водорода - H (лат. Hy­dro­ge­ni­um). Это очень легкий газ без цвета и запаха. Существует три изотопа водорода: 1H - протий, 2H - дейтерий и 3H - тритий (радиоактивен). Воздух или кислород в реакции с простым водородом H₂ легко воспламеняется, а также взрывоопасен. Водород не выделяет токсичных продуктов. Он растворим в этаноле и ряде металлов (особенно это касается побочной подгруппы).

Распространённость водорода на Земле

Как и кислород, водород имеет огромное значение. Но, в отличие от кислорода, водород почти весь находится в связанном виде с другими веществами. В свободном состоянии он находится лишь в атмосфере, но количество его там крайне ничтожно. Водород входит в состав почти всех органических соединений и живых организмов. Чаще всего он встречается в виде оксида - воды.

Физико-химические свойства

Водород не активен, а при нагревании или в присутствии катализаторов вступает в реакции практически со всеми простыми и сложными химическими элементами.

Реакция водорода с простыми химическими элементами

При повышенной температуре водород вступает в реакцию с кислородом, серой, хлором и азотом. вы узнаете, какие эксперименты с газами можно провести дома.

Опыт взаимодействия водорода с кислородом в лабораторных условиях

Возьмем чистый водород, который поступает по газоотводной трубке, и подожжем его. Он будет гореть еле заметным пламенем. Если же поместить водородную трубку в какой-либо сосуд, то он продолжит гореть, а на стенках образуются капельки воды. Это кислород вступил в реакцию с водородом:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

При горении водорода образуется много тепловой энергии. Температура соединения кислорода и водорода достигает 2000 °С. Кислород окислил водород, поэтому такая реакция называется реакцией окисления.

В обычных условиях (без подогрева) реакция протекает медленно. А при температуре выше 550 °С происходит взрыв (образуется так называемый гремучий газ). Раньше водород часто использовали в воздушных шарах, но из-за образования гремучего газа было много катастроф. У шара нарушалась целостность, и происходил взрыв: водород вступал в реакцию с кислородом. Поэтому сейчас используют гелий, который периодически подогревают пламенем.

Хлор взаимодействует с водородом и образует хлороводород (только в присутствии света и тепла). Химическая реакция водорода и хлора выглядит так:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl

Интересный факт: реакция фтора с водородом вызывает взрыв даже при темноте и температуре ниже 0 °С.

Взаимодействие азота с водородом может происходить только при нагревании и в присутствии катализатора. При этой реакции образуется аммиак. Уравнение реакции:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃

Реакция серы и водорода происходит с образованием газа - сероводорода. В результате чувствуется запах тухлых яиц:

Н₂ + S = H₂S

В металлах водород не только растворяется, но и может вступать в реакцию с ними. В результате образуются соединения, которые называются гидридами. Некоторые гидриды используют как топливо в ракетах. Также с их помощью получают ядерную энергию.

Реакция со сложными химическими элементами

Например, водород с оксидом меди. Возьмем трубку с водородом и пропустим через порошок оксида меди. Вся реакция проходит при нагревании. Черный порошок меди станет коричнево-красным (цвет простой меди). Ещё появятся капельки жидкости на ненагретых участках колбы - это образовалась .

Химическая реакция:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Как видим, водород вступил в реакцию с оксидом и восстановил медь.

Восстановительные реакции

Если вещество в ходе реакции отнимает оксид, оно является восстановителем. На примере реакции оксида меди с видим, что водород был восстановителем. Также он реагирует и с некоторыми другими оксидами , такими как HgO, MoO₃ и PbO. В любой реакции, если один из элементов является окислителем, другой будет восстановителем.

Все соединения водорода

Водородные соединения с неметаллами - очень летучие и ядовитые газы (например, сероводород, силан, метан).

Галогеноводороды - больше всего применяют хлороводород. При растворении он образует соляную кислоту. Также в эту группу входят: фтороводород, йодоводород и бромоводород. Все эти соединения в результате образуют соответствующие кислоты.

Пероксид водорода (химическая формула Н₂О₂) проявляет сильнейшие окислительные свойства.

Гидроксиды водорода или вода Н₂О.

Гидриды - это соединения с металлами.

Гидроксиды - это кислоты, основания и другие соединения, в состав которых входит водород.

Органические соединения : белки, жиры, липиды, гормоны и другие.

В уроке 22 «Химические свойства водорода » из курса «Химия для чайников » узнаем с какими веществами реагирует водород; выясним, какими химическими свойствами обладает водород.

Водород вступает в химические реакции с простыми и сложными веществами. Однако при обычных условиях водород малоактивен. Для его взаимодействия с другими веществами необходимо создать условия: повысить температуру, применить катализатор и др.

Реакции водорода с простыми веществами

При нагревании водород вступает в реакции соединения с простыми веществами - кислородом, хлором, азотом, серой.

Если поджечь на воздухе чистый водород, выходящий из газоотводной трубки, он горит ровным, еле заметным пламенем. Теперь поместим трубку с горящим водородом в банку с кислородом (рис. 95).

Горение водорода продолжается, при этом на стенках банки видны капли воды, образующейся в результате реакции:

При горении водорода выделяется много теплоты. Температура кислородно-водородного пламени достигает больше 2000 °С.

Химическая реакция водорода с кислородом относится к реакциям соединения. В результате реакции образуется оксид водорода (вода). Это значит, что произошло окисление водорода кислородом, т. е. эту реакцию мы можем назвать и реакцией окисления.

Если же в пробирку, опрокинутую вверх дном, собрать немного водорода методом вытеснения воздуха, а затем поднести к ее отверстию горящую спичку, то раздастся громкий «лающий» звук небольшого взрыва смеси водорода с воздухом. Такую смесь называют «гремучей».

На заметку: Способность водорода в смеси с воздухом образовывать «гремучий газ» часто являлась причиной катастроф на воздушных шарах, заполненных водородом. Нарушение герметичности оболочки шара приводило к пожару и даже взрыву. В наше время воздушные шары заполняют гелием или постоянно нагнетаемым горячим воздухом.

В атмосфере хлора водород сгорает с образованием сложного вещества - хлороводорода . При этом протекает реакция:

Реакция водорода с азотом происходит при повышенной температуре и давлении в присутствии катализатора. В результате реакции образуется аммиак NH 3:

Если струю водорода направить на расплавленную в пробирке серу, то у ее отверстия ощутится запах тухлых яиц. Так пахнет газ сероводород H 2 S - продукт реакции водорода с серой:

На заметку: Водород способен не только растворяться в некоторых металлах, но и реа гировать с ними. При этом образуются химические соединения, называемые гидридами (NaH - гидрид натрия). Гидриды некоторых металлов используют как горючее в ракетных двигателях на твердом топливе, а также при получении термоядерной энергии.

Реакции водорода со сложными веществами

Водород реагирует при повышенной температуре не только с простыми, но и со сложными веществами. Рассмотрим в качестве примера его реакцию с оксидом меди(II) CuO (рис. 96).

Пропустим водород над нагретым порошком оксида меди(II) CuO. По мере протекания реакции цвет порошка изменяется с черного на коричнево красный. Это цвет простого вещества меди Cu. В ходе реакции на холодных частях пробирки появляются капельки жидкости. Это еще один продукт реакции - вода H 2 O. Отметим, что в отличие от простого вещества меди вода - сложное вещество.

Уравнение реакции оксида меди(II) с водородом:

Водород в реакции с оксидом меди(II) проявляет способность отнимать у оксида металла кислород, тем самым восстанавливать металл из этого оксида. В результате происходит восстановление меди из сложного вещества CuO до металлической меди (Cu).

Реакции восстановления - это реакции, в ходе которых сложные вещества отдают атомы кислорода другим веществам.

Вещество, отнимающее атомы кислорода, называют восстановителем. В реакции с оксидом меди(II) восстановитель - водород. Так же реагирует водород и с оксидами некоторых других металлов, например PbO, HgO, MoO 3 , WO 3 и др. Окисление и восстановление всегда взаимосвязаны между собой. Если одно вещество (Н 2) окисляется, то другое (CuO) - восстанавливается, и наоборот.

Краткие выводы урока:

1. При нагревании водород реагирует с кислородом, хлором, азотом, серой.
2. Восстановление - это отдача атомов кислорода сложными веществами другим веществам.
3. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны между собой.

Надеюсь урок 22 «Химические свойства водорода » был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Гидроген Н - химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа. Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете - воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Открытие и исследование

Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери. Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами. В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».

Характеристика по положению в ПСХЭ

Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, - это водород. Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой - в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.

Особенности электронного строения элемента

Свойства сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н 2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена. Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1). Его электронная конфигурация записывается как 1s 1 , что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.

При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода - это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.

Физические свойства

Если описывать водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.

На опыте можно легко убедиться в том, что Н 2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами - водородом, углекислым газом, обычным воздухом - и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО 2 , после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н 2 вовсе поднимется к потолку.

Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.

Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.

Параметр атома или молекулы простого вещества	Значение
Атомная масса (молярная масса)	1,008 г/моль
Электронная конфигурация	1s 1
Кристаллическая решётка	Гексагональная
Теплопроводность	(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)
Плотность при н. у.	0,08987 г/л
Температура кипения	-252,76 °C
Удельная теплота сгорания	120,9·10 6 Дж/кг
Температура плавления	-259,2 °C
Растворимость в воде	18,8 мл/л

Изотопный состав

Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов - частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством - кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.

Физические свойства водорода 1 Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят. Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2 Н - его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют. В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель - тритий 3 Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.

Способы получения и выделения

Лабораторные и промышленные методы весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.

В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:

В промышленных интересах газ получают такими методами, как:

1. Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) - водорода Н 2 и углерода С.
2. Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО 2 и Н 2 (самый распространённый метод).
3. Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
4. Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.

Химические взаимодействия: общие положения

Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН 2 , ХН 3 - (1-).

Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.

Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород

Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):

1. Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
2. Галоген + Н 2 = галогеноводород.
3. Сера + водород = сероводород.
4. Кислород + Н 2 = вода.
5. Углерод + водород = метан.
6. Азот + Н 2 = аммиак.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
2. Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н 2 .
3. Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.

Водородная связь

Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором). Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, - это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества. По сути, водородная связь - это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.

Гидроген в составе минеральных соединений

В состав всех неорганических кислот входит протон - катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением. В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее. По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.

Применение в деятельности человека

Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород». Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер. Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.

Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака. Также водород участвует в (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, а также искусственного жидкого топлива. Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.

Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.

Жидкий

Водород (лат. Hydrogenium ; обозначается символом H ) — первый элемент периодической системы элементов. Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1 H — протон. Свойства ядра 1 H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

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

Простое вещество водород — H 2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и рядеметаллов: железе, никеле, палладии, платине.

История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

Лавуазье дал водороду название hydrogène — «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии сломоносовским «кислородом».

Распространённость

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

Получение

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом — выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.

Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре (легко убедиться, что при пропускании метана даже через кипящую воду никакой реакции не происходит):

СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

В лаборатории для получения простых веществ используют не обязательно природное сырьё, а выбирают те исходные вещества, из которых легче выделить необходимое вещество. Например, в лаборатории кислород не получают из воздуха. Это же относится и к получению водорода. Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, — разложение воды электротоком.

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000 °C:

H 2 O + C ? H 2 + CO

3.Из природного газа.

Конверсия с водяным паром:

CH 4 + H 2 O ? CO + 3H 2 (1000 °C)

Каталитическое окисление кислородом:

2CH 4 + O 2 ? 2CO + 4H 2

4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

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

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гидролиз гидридов:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

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

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Физические свойства

Водород может существовать в двух формах (модификациях) — в виде орто- и пара- водорода. В молекуле ортоводорода o -H 2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p -H 2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o -H 2 и p -H 2 при заданной температуре называется равновесный водород e -H 2 .

Разделить модификации водорода можноадсорбциейна активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвездной среды - с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.

Водород — самый лёгкийгаз, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н 2 . При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н.у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120.9×10 6 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л. Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni,Pt,Pdи др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим всеребре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см 3) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 спуаз). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н 2 , 0,21 % орто-Н 2 .

Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см 3 (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексогональной сингонии,пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a =3,75 c =6,12. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Изотопы

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

Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

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

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

Природный водород состоит из молекул H 2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D 2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D 2 , примерно, 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

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

Дейтерий и тритий также имеют орто- и пара- модификации: p -D 2 , o -D 2 , p -T 2 , o -T 2 . Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и пара- модификаций.

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода

Молекулы водорода Н 2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

Н 2 = 2Н − 432 кДж

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

Ca + Н 2 = СаН 2

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

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

О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О

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

CuO + Н 2 = Cu + Н 2 O

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

С галогенами образует галогеноводороды:

F 2 + H 2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

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

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования . Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр.Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

Геохимия водорода

Свободный водород H 2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды.

В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением. Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство.

Особенности обращения

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водородпожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75(74) % объёмных.

Экономика

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2-5$ за кг.

Применение

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

• При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс
• При производстве маргарина из жидких растительных масел
• Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ)

Пищевая промышленность

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколькокатастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива.

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающей среды и выделяют только водяной пар.

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

«Жидкий водород» («ЖВ») — жидкое агрегатное состояние водорода, с низкой удельной плотностью 0.07 г/см³ и криогенными свойствами с точкой замерзания 14.01 K (−259.14 °C) и точкой кипения 20.28 K (−252.87 °C). Является бесцветной жидкостью без запаха, которая при смешивании с воздухом относится к взрывоопасным веществам с диапазоном коэффициента воспламенения 4-75 %. Спиновое соотношение изомеров в жидком водороде составляет: 99,79 % —параводород; 0,21 % — ортоводород. Коэффициент расширения водорода при смене агрегатного состояния на газообразное составляет 848:1 при 20°C.

Как и для любого другого газа, сжижение водорода приводит к уменьшению его объема. После сжижения «ЖВ» хранится в термически изолированных контейнерах под давлением. Жидкий водород (англ. Liquid hydrogen , LH2 , LH 2 ) активно используется в промышленности, в качестве формы хранения газа, и в космическойотрасли, в качестве ракетного топлива.

История

Первое документированное использование искусственного охлаждения в 1756 году было осуществлено английским ученым Вильямом Калленом, Гаспар Монж первым получил жидкое состояние оксида серы в 1784 году, Майкл Фарадей первым получил сжиженный аммиак, американский изобретатель Оливер Эванс первым разработал холодильный компрессор в 1805 году, Яков Перкинс первым запатентовал охлаждающую машину в 1834 году и Джон Гори первым в США запатентовалкондиционер в 1851 году. Вернер Сименс предложил концепцию регенеративного охлаждения в 1857 году, Карл Линде запатентовал оборудование для получения жидкого воздуха с использованием каскадного «эффекта расширения Джоуля — Томсона» и регенеративного охлаждения в 1876 году. В 1885 году польскийфизик и химик Зигмунд Вро?блевский опубликовал критическую температуру водорода 33 K, критическое давление 13.3 атм. и точку кипения при 23 K. Впервыеводород был сжижен Джеймсом Дьюаром в 1898 году с использованием регенеративного охлаждения и своего изобретения, cосуда Дьюара. Первый синтез стабильного изомера жидкого водорода — параводорода — был осуществлен Полом Хартеком и Карлом Бонхеффером в 1929 году.

Спиновые изомеры водорода

Водород при комнатной температуре состоит в основном из спинового изомера, ортоводорода. После производства, жидкий водород находится в метастабильном состоянии и должен быть преобразован в параводородную форму, для того чтобы избежать взрывоопасной экзотермической реакции, которая имеет место при его изменении при низких температурах. Преобразование в параводородную фазу обычно производится с использованием таких катализаторов, как оксид железа, оксид хрома, активированный уголь, покрытых платиной асбестов, редкоземельных металлов или путем использования урановых или никелевых добавок.

Использование

Жидкий водород может быть использован в качестве формы хранения топлива для двигателей внутреннего сгорания и топливных элементов. Различные подлодки(проекты «212А» и «214», Германия) и концепты водородного транспорта были созданы с использованием этой агрегатной формы водорода (см. например «DeepC»или «BMW H2R»). Благодаря близости конструкций, создатели техники на «ЖВ» могут использовать или только модифицировать системы, использующие сжиженный природный газ («СПГ»). Однако из-за более низкой объемной плотности энергии для горения требуется больший объем водорода, чем природного газа. Если жидкий водород используется вместо «СПГ» в поршневых двигателях, обычно требуется более громоздкая топливная система. При прямом впрыске увеличившиеся потери во впускном тракте уменьшают наполнение цилиндров.

Жидкий водород используется также для охлаждения нейтронов в экспериментах по нейтронному рассеянию. Массы нейтрона и ядра водорода практически равны, поэтому обмен энергией при упругом столкновении наиболее эффективен.

Преимущества

Преимуществом использования водорода является «нулевая эмиссия» его применения. Продуктом его взаимодействия с воздухом является вода.

Препятствия

Один литр «ЖВ» весит всего 0.07 кг. То есть его удельная плотность составляет 70.99 г/л при 20 K. Жидкий водород требует криогенной технологии хранения, такой как специальные термически изолированные контейнеры и требует особого обращения, что свойственно для всех криогенных материалов. Он близок в этом отношении к жидкому кислороду, но требует большей осторожности из-за пожароопасности. Даже в случае с контейнерами с тепловой изоляцией, его тяжело содержать при той низкой температуре, которая требуется для его сохранения в жидком состоянии (обычно он испаряется со скоростью 1 % в день). При обращении с ним также нужно следовать обычным мерам безопасности при работе с водородом — он достаточно холоден для сжижения воздуха, что взрывоопасно.

Ракетное топливо

Жидкий водород является распространенным компонентом ракетных топлив, которое используется для реактивного ускорения ракет-носителей и космических аппаратов. В большинстве жидкостных ракетных двигателях на водороде, он сначала применяется для регенеративного охлаждения сопла и других частей двигателя, перед его смешиванием с окислителем и сжиганием для получения тяги. Используемые современные двигатели на компонентах H 2 /O 2 потребляют переобогащенную водородом топливную смесь, что приводит к некоторому количеству несгоревшего водорода в выхлопе. Кроме увеличения удельного импульсадвигателя за счет уменьшения молекулярного веса, это еще сокращает эрозию сопла и камеры сгорания.

Такие препятствия использования «ЖВ» в других областях, как криогенная природа и малая плотность, являются также сдерживающим фактором для использования в данном случае. На 2009 год существует только одна ракета-носитель (РН «Дельта-4»), которая целиком является водородной ракетой. В основном «ЖВ» используется либо на верхних ступенях ракет, либо на блоках, которые значительную часть работы по выводу полезной нагрузки в космос выполняют в вакууме. В качестве одной из мер по увеличению плотности этого вида топлива существуют предложения использования шугообразного водорода, то есть полузамерзшей формы «ЖВ».