Водород: различия между версиями
[отпатрулированная версия] | [непроверенная версия] |
Tretyak (обсуждение | вклад) |
|||
Строка 89: | Строка 89: | ||
=== В лаборатории === |
=== В лаборатории === |
||
* Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную [[Серная кислота|серную кислоту]]: |
* Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную [[Серная кислота|серную кислоту]]: |
||
: [[Цинк|Zn]] + 2[[Серная кислота|H{{sub|2}}SO{{sub|4}}]] → [[Сульфат цинка|ZnSO{{sub|4}}]] + H<sub>2</sub>↑ |
: 2[[Цинк|Zn]] + 2[[Серная кислота|H{{sub|2}}SO{{sub|4}}]] → 2[[Сульфат цинка|ZnSO{{sub|4}}]] + H<sub>2</sub>↑ |
||
* Взаимодействие кальция с водой: |
* Взаимодействие кальция с водой: |
||
: [[Кальций|Ca]] + 2[[Вода|H<sub>2</sub>O]] → [[Гидроксид кальция|Ca(OH)<sub>2</sub>]] + H<sub>2</sub>↑ |
: [[Кальций|Ca]] + 2[[Вода|H<sub>2</sub>O]] → [[Гидроксид кальция|Ca(OH)<sub>2</sub>]] + H<sub>2</sub>↑ |
Версия от 11:10, 14 мая 2012
Водород | |||
---|---|---|---|
← Нейтроний | Гелий → | |||
Внешний вид простого вещества | |||
газ без цвета, вкуса и запаха | |||
Свойства атома | |||
Название, 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 273K (0 °C)) г/см³ | ||
Температура плавления | 14,01 K | ||
Температура кипения | 20,28 K | ||
Мол. теплота плавления | 0,117 кДж/моль | ||
Мол. 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) | ||
Номер CAS | 12385-13-6 |
1 | Водород
|
1s¹ |
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.
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. 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
В промышленности
- Электролиз водных растворов солей:
- Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000 °C:
- Из природного газа.
- Конверсия с водяным паром:
- CH4 + H2O ⇄ CO + 3H2 (1000 °C)
- Каталитическое окисление кислородом:
- 2CH4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2
В лаборатории
- Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:
- Взаимодействие кальция с водой:
- Гидролиз гидридов:
- Действие щелочей на цинк или алюминий:
- С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:
- 2H3O+ + 2e− → H2↑ + 2H2O
См. также
Физические свойства
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 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 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-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 параводорода. 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.
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
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 %[3]. 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[3]. Тритий содержится в природе в очень малых количествах.
В литературе[3] 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[4].
Температура плавления, K |
Температура кипения, K |
Тройная точка, K / kPa |
Критическая точка, K / kPa |
Плотность жидкий / 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[3][5].
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
Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:
- Н2 = 2Н − 432 кДж
Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:
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:
Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:
Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.
С галогенами образует галогеноводороды:
С сажей взаимодействует при сильном нагревании:
Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами
При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:
Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:
Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)
Оксиды восстанавливаются до металлов:
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
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[6]. 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 водород пожароопасен. 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[7].
Применение
Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.
- 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 5039 дней]
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.
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
- Водород — самое распространённое вещество во Вселенной (примерно 90 % всех атомов во вселенной)[8].
- Водород — самый лёгкий газ. Масса 1 литра водорода в газообразном состоянии при нормальных условиях составляет всего 0,08988 грамма[8].
- Хорватское название водорода — Vodik, ввел в употребление филолог Богослав Шулек.
См. также
- Атом водорода
- Жидкий водород
- Соединения водорода
- Антиводород
- Водородная энергетика
- Молекула водорода
- Молекулярный ион водорода
Примечания
- ↑ Hydrogen: electronegativities (англ.). Webelements. Дата обращения: 15 июля 2010.
- ↑ 1 2 Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 400-402. — 623 с. — 100 000 экз.
- ↑ 1 2 3 4 Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 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
- ↑ Audi G., Wapstra A. H., Thibault C. The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references (англ.) // Nuclear Physics A. — 2003. — Vol. 729. — P. 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
- ↑ 1 2 Книга рекордов Гиннесса для химических веществ
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
Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link FA Шаблон:Link GA Шаблон:Link GA Шаблон:Link GA