Водород
| ||||||||||||||||||||||
| Внешний вид простого вещества | ||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
 Свечение водорода в газоразрядной трубке |
||||||||||||||||||||||
| Свойства атома | ||||||||||||||||||||||
| Имя, символ, номер | Водоро́д / Hydrogenium (H), 1 | |||||||||||||||||||||
| Группа, период, блок |
1, 1, s-элемент |
|||||||||||||||||||||
| Атомная масса (молярная масса) |
[1,00784; 1,00811] 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; −259,14 °C | |||||||||||||||||||||
| Температура кипения | 20,28 K; −252,87 °C | |||||||||||||||||||||
| Тройная точка | 13.96 К (-259°C), 7.205[2] кПа | |||||||||||||||||||||
| Критическая точка | 32,24 К, 1,30[3] МПа | |||||||||||||||||||||
| Теплота плавления | 0,117 кДж/моль | |||||||||||||||||||||
| Теплота испарения | 0,904 кДж/моль | |||||||||||||||||||||
| Молярная теплоёмкость | 28,47 Дж/(K·моль) | |||||||||||||||||||||
| Молярный объём | 22,4⋅103 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) | |||||||||||||||||||||
| Наиболее долгоживущие изотопы | ||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||
Химический элемент водоро́д в Периодической системе элементов занимает самое первое место. Название элемента происходит от латинского Hydrogenium (hydro — «вода» и gen «порождающий»); обозначается водород символом H.
Водородный атом состоит из одного протона и одного электрона. Строение атома задаёт его место в системе элементов. Водород, как и щелочные металлы, способен отдавать один электрон, и поэтому он может быть помещен в главную подгруппу I группы; но он может присоединить один электрон, как галогены, и поэтому может быть размещен в главной подгруппе VII группы.
Водород, будучи простым веществом, практически не встречается в природе. В небольших количествах он встречается в вулканических газах. Простейшая молекула водорода состоит из двух водородных атомов, то есть из двух ядер атомов водорода и двух электронов. Взаимодействие между ядрами и электронами осуществляется по принципам ковалентной неполярной химической связи[4].
Водород в соединениях всегда одновалентен. Будучи самым распространенным во Вселенной элементом, водород относится к макроэлементам.
История открытия элемента
Английский химик Генри Кавендиш изучал воздухоподобное вещество, выделяющееся при растворении металлов в кислотах. В 1766 году он опубликовал работу, которая была посвящена «горючему воздуху». В данной работе Кавендиш первым описал свойства водорода, а также разработал новые способы его получения, путём растворения цинка или олова в соляной кислоте.
Изучив свойства водорода, Кавендиш сделал предположение, что водород есть не что иное, как флогистон. Его гипотеза заключалась в том, что металлы при растворении в кислотах теряют флогистон. Учёный рассчитал удельный вес водорода путем взвешивания колбы с кислотой и цинка до начала взаимодействия, а затем их массу уже после взаимодействия.
Разница в массе, по мнению Кавендиша, объяснялась массой выделившегося в ходе реакции водорода. После производства расчётов Кавендиш установил, что «горючий газ» легче воздуха в 14 раз. Если резиновый шарик наполнить водородом, он взлетает вверх. Данное свойство водорода использовалось для заполнения газом воздушных шаров и дирижаблей.
Генри Кавендиш получал водород различными способами, в стремлении доказать, что это вещество обладает одними и теми же свойствами независимо от способа его получения.
Латинское название водорода Hydrogene было предложено в 1784 году Антуаном Лораном Лавуазье. Русское название «водород» было предложено Михаилом Фёдоровичем Соловьевым в 1824 году[5].
Положение элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома
Водород, состоящий из одного протона и одного электрона, располагается в первом периоде таблицы. Строение атома водорода обусловливает уникальные свойства элемента. Электронная конфигурация атома водорода — 1 s1. Возможные степени окисления:
| Cтепень окисления | Примеры соединений |
|---|---|
| -1 | NaH, CaH2 |
| 0 | H2 |
| +1 | HCl, H2O H2SO4 |
У водорода имеется три изотопа. Самый легкий из них — протий 11H, является наиболее распространенным в природе. Тяжелый изотоп 12H (дейтерий) обозначается D. Третий изотоп, радиоактивный тритий 13H, обозначается T[6].
Обычный, тяжелый и сверхтяжелый водород, тяжелая вода
Тяжелый водород содержится в природном водороде в небольших количествах, 1 атом тяжелого водорода на 5.000 атомов обычного. По аналогии с протоном ядро дейтерия получило название дейтон, или дейтерон. Обозначают дейтерий латинской буквой D, либо сохраняют химическое обозначение H и цифрой 2 указывают его массовое число — Н2. Дейтерию свойственно иное строение ядра, чем обычному водороду. Наличие в ядре кроме протона еще и нейтрона обуславливает вдвое большую массу атома дейтерия, чем атома обычного водорода. Такое расхождение в массах изотопов одного и того же химического элемента является уникальным среди известных изотопов различных элементов.
Тяжелая вода — это вода, в которой протий заменен дейтерием. Её свойства радикально отличаются от свойств обычной воды. Обычная вода замерзает при 0 °С, тяжелая при +3,8 °C; температура кипения обычной воды 100 °C, а тяжелой 101,4 °C. Плотность тяжелой воды 1,1056 г/см3, и в ней невозможна жизнь живых существ.
В обычной воде всегда содержится некоторая примесь тяжелой, обычно в пределах 0,02 % по массе. Тяжелая вода замедляет нейтроны, что позволяет использовать её в качестве замедлителя в ядерных реакторах. Получают тяжелую воду путем электролиза (разложения электрическим током) обычной воды, при этом в первую очередь разлагаются молекулы обыкновенной воды, с накоплением тяжелой в остатке.
Стоимость получаемой электролизом тяжелой воды все еще высока, один её кубометр обходится в не менее чем 300 тыс. долларов США. Самый сверхтяжелый изотоп водорода тритий получается искусственным путем в результате ядерных реакций, при «стрельбе» нейтронами в атомы лития. Ядра трития состоят из двух нейтронов и одного протона. Трития в природе очень мало, один атом трития приходится на 1018 атомов обычного водорода. Тритий радиоактивен, его период полураспада составляет 12,5 лет[7], при распаде он излучает β-частицы с превращением в изотоп гелия с атомным весом 3.
Сравнительно недавно появилось извещение об обнаружении итальянскими физиками нового изотопа водорода с атомным весом 4. Время существования этого изотопа составляет около 10−11 секунды.
Помимо обычных двухатомных молекул водорода, предполагается возможность получения трехатомной молекулы гизония. Если гизоний когда-нибудь будет получен, он может оказаться настолько же недолговечным, что и «сверхтяжелейший» водород[8].
Нахождение в природе
Водород — наиболее распространённый элемент Вселенной, на его долю приходится 92 % всех атомов. Оставшиеся 8 % приходятся на гелий, а на оставшиеся элементы приходится менее 0,1 %. Около 90 % массы Солнца, множества звезд и межгалактического газа — это водород. В условиях звёздных температур (так, температура поверхности Солнца порядка 6000 °C) водород существует в виде плазмы; в виде отдельных молекул, атомов и ионов элемент существует в межзвёздном пространстве, где образует облака молекулярного водорода, со значительными различиями в размерах, плотности и температуре[9].
Водород входит в состав большинства органических веществ и присутствует во всех клетках живых организмов, составляя почти 63 % всех атомов. В земной коре содержание водорода по массе составляет всего 1 %, что объясняется лёгкостью его атомов[10], это десятый по распространённости элемент.
Значение водорода в природе определяется не его общей массой, а числом его атомов, с долей среди остальных элементов порядка 17 %. Это второе после кислорода с долей атомов 52 % место. Роль водорода в протекающих на Земле химических процессах настолько же велика, что и кислорода. Но если кислород существует на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, водород на Земле присутствует в основном в виде соединений; количество его в атмосфере в виде простого вещества составляет лишь 0,00005 % по объёму.
Водород входит в состав большинства органических веществ и во все клетки живых организмов, в которых доля атомов водорода составляет почти 50 %[9].
Физические свойства
Водород — легкий бесцветный газ, не имеет ни запаха ни вкуса. Его температура плавления (-259 °С), а кипения (-253 °С). Газообразный водород обладает рядом уникальных свойств. Благодаря своему маленькому радиусу, атомы и молекулы водорода способны проникать через резину, стекло и даже металлы. Некоторые металлы, такие как платина, палладий и никель, способны растворять атомарный водород, что явилось основой создания высокоэффективных никель-металл-гибридных аккумуляторов, которыми комплектуются мобильные телефоны, ноутбуки и плееры[11].
Водород слабо растворим в воде. Легкие молекулы водорода движутся с огромной скоростью, на основе чего водород обладает высокой теплопроводностью и большой скоростью диффузии. Газообразный водород — это двухатомная молекула H2 с ковалентной неполярной химической связью. Связь в молекуле водорода очень прочная (энергия связи 436 кДж/моль), поэтому при обычных условиях водород малоактивен; нагретый водород реагирует с большинством металлов и активными неметаллами[12]. Особенностью атома водорода является наличие валентного электрона, находящегося в поле действия атомного ядра, поскольку промежуточные электронные оболочки, имеющиеся у других элементов, отсутствуют. Водород способен образовывать ионизированный атом — протон водорода (H+)[13].
Химические свойства
Высокая прочность связи в молекуле водорода ведет к высоким энергиям активации химических реакций с его участием, так как при обычных условиях молекулярный водород обладает малой активностью. Для запуска реакций необходим значительный нагрев или иные способы активации, напримеркатализ. В подобных условиях водород реагирует, как правило, с проявлением восстановительных свойств. Сферы применения водорода во многом обусловлены его химическими свойствами[14]. Ниже приведены главные области применения водорода:
- в реакции с активными металлами водород проявляет окислительные свойства; как правило, при условиях высокого давления и температуры;
- при нормальных условиях водород легко реагирует с кальцием и другими активными металлами, а также со фтором;
- образует гидриды при контакте с щелочными и щелочноземельными металлами;
- при контакте с оксидом металла может произойти восстановление[15].
| 1. | Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами | |
| H2 + F2 = (н.у.) 2HF | 3H2 + N2 = (t, p, кат.) 2NH3 | |
| H2 + Br2 = (h.v) 2HBr | H2 + S = (t) H2S | |
| H2 + Cl2 = (h.v) 2HCl | H2 + O2 = (t) 2H2O | |
| 2. | Взаимодействие с простыми веществами — металлами | |
| 2Na + H2 = (t) 2NaH | Ca + H2 = (t) CaH2 | |
| 3. | Взаимодействие с оксидами металлов. (Водород не реагирует с оксидами металлов, располагающихся в ряду напряжения металлов до алюминия включительно!) | |
| Fe2O3 + 3H2 = (t) 2Fe + 3H2O | CuO + H2 = (t) Cu + H2O | |
| 4. | Взаимодействие с оксидами неметаллов. (Водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода!) | |
| CO + 2H2 = (t, p, кат) CH3OH | N2O + H2 = N2 + H2O | |
| 5. | Взаимодействие с солями при нагревании. (С водными растворами солей водород не реагирует!) | |
| 2FeCl3(тв) + H2 = 2FeCl2 + 2HCl | BaSO4(тв) + 4H2 = BaS + 4H2O | |
| CuCl2(тв) + H2 = Cu + 2HCl | 2AgCl(тв) + H2 = 2Ag + 2HCl | |
| FeCl2(тв) + H2 = Fe + 2HCl | ||
| 6. | С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения, что называется гидрированием. | |
Получение водорода
Водородная энергетика предполагает разнообразие способов получения водорода, что повышает энергетическую безопасность со снижением зависимости от отдельных видов сырья. К настоящему времени наиболее экономически выгодным способом производства водорода считается получение его из ископаемого сырья; наиболее доступным и дешёвым процессом является паровая конверсия.
В долгосрочной перспективе необходим переход на возобновляемые источники энергии, поскольку одной из главных целей внедрения водородной энергетики является уменьшение выбросов парниковых газов; источниками энергии для производства водорода путём электролиза воды может быть энергия ветра, гидро-, атомная или солнечная энергия[16].
Снизить уровень углеродных выбросов в производственных отраслях можно за счет водорода, получаемого путём внедрения низкоуглеродных технологий, а именно технологии улавливания и хранения углекислого газа.
В лабораторных условиях водород получается одним из следующих способов:
| 1. | Meталлы до H2 в ряду напряжения металлов с разбавленными HCl и H2SO4 | |
| Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 | Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 | |
| 2. | При взаимодействии Al или Zn с водными растворами щелочей | |
| 2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2 | Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2 | |
| 3. | Взаимодействие щелочных металлов и Ca с водой | |
| 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 | Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2 | |
| 4. | Гидролиз гидридов металлов | |
| NaH + H2O = NaOH + H2 | CaH + H2O = Ca(OH)2 + H2 | |
| NaH + HCl = NaCl + H2 | ||
В промышленности водород получают иными способами:
| 1. | Электролиз водных растворов солей |
| 2NaCl + 2H2O = (эл) H2 (катод) + Cl2 (анод) + 2NaOH | |
| 2. | Пропускание паров воды над раскаленным углем (коксом) при температуре 1000 °С (конверсия) |
| C + H2O = (t) CO + H2 | |
| 3. | Конверсия метана |
| CH4 + H2O = (t, Ni) CO + H2 | |
| 4. | Пропускание пара над раскаленным железом |
| 3Fe + 4H2O = (t) Fe3O4 + 4H2 | |
| 5. | Крекинг и риформинг — водород побочный продукт |
| 6. | Взаимодействие кремния с раствором щелочи |
| Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2 |
Водородная энергетика немыслима без промышленного производства водорода. Поскольку водород практически недоступен на Земле в чистом виде, он должен добываться путем извлечения из химических веществ посредством различных химических методов.
Применение водорода
Благодаря своему комплексу физических и химических свойств, водород используется в медицине, в косметике, в пищевой и топливной промышленности. Водород применяется для осуществления атомно-водородной сварки, в производстве гирокомпасов, осветительных и электронных приборов[16].
В медицине при лечении многих видов заболеваний, в том числе онкологических, чаще всего применяется обогащенная вода. Это вещество стимулирует в человеческом организме эндогенные антиоксиданты, что помогает бороться со стрессом и его отрицательными последствиями.
В быту в чистом виде водород не применим. Применяется в создании аммиака и прочих соединений бытовой химии.
Маргарин — это твердый жир, с основой в виде различных растительных масел, для гидрогенизации которых применяется водород. Применяется водород и при изготовлении мыла и косметических средств. В пищевой промышленности водород известен как пищевая добавка Е949[14].
Водородное топливо может стать в будущем одним из наиболее перспективных видов топлива для ракетной промышленности[16].
В авиации водород более не применяется. Ранее он использовался для наполнения воздухоплавательных аппаратов легче воздуха, таких как дирижабли. После ряда катастроф, вызванных горючестью газа, водород вышел из употребления.
Перспективное направление использования водорода — водородная энергетика, представляющая интерес с экологической точки зрения, поскольку при горении выделяемые газы не содержат вредных веществ[15].
Примечания
- ↑ Hydrogen: electronegativities (англ.). Webelements. Дата обращения: 15 июля 2010. Архивировано 27 июня 2010 года.
- ↑ Фёдоров П. И., Тройная точка, 1998, с. 12.
- ↑ Хазанова Н. Е., Критическое состояние, 1990, с. 543.
- ↑ Водород, физические и химический свойства. Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ А. С. Зайцев. История открытия водорода и исследование его физико-химических свойств. Муждународный научный журнал (2008). Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ В. В. Еремин. Химия. Углубленный курс для подготовки к ЕГЭ. — Москва: Эксмо, 2022. — С. 245.
- ↑ Водород. Химический портал России. Дата обращения: 13 июля 2023.
- ↑ П. Р. Таубе. Из огня рождающий… воду. — Москва: Высшая школа, 1964.
- ↑ 9,0 9,1 Водород. ГлавСправ. Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ О водороде интересно. Образовательный портал. Дата обращения: 13 июля 2023.
- ↑ Водород, физические и химические свойства. Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ А. И. Врублевский. Химия. Весь школьный курс. — Минск: Попурри, 2017. — С. 246.
- ↑ Ю. А. Ершов. Общая химия. — Москва: Высш. шк, 2000.
- ↑ 14,0 14,1 Водород. Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ 15,0 15,1 Как получают водород – физические и химические свойства, области применения. Дата обращения: 10 июля 2023.
- ↑ 16,0 16,1 16,2 А.К.Мановян. Технология переработки природных энергоносителей. — Москва: Химия, КолосС, 2004. — С. 456.
Данная статья имеет статус «готовой». Это не говорит о качестве статьи, однако в ней уже в достаточной степени раскрыта основная тема. Если вы хотите улучшить статью — правьте смело!