Той има свое специфично място в периодичната таблица, което отразява свойствата, които проявява и говори за неговата електронна структура. Но сред всички тях има един специален атом, който заема две клетки едновременно. Разположен е в две напълно противоположни по свойства групи елементи. Това е водород. Такива характеристики го правят уникален.
Водородът не е просто елемент, но и просто вещество, както и компонентмного комплексни съединения, биогенен и органогенен елемент. Затова нека разгледаме неговите характеристики и свойства по-подробно.
Водородът като химичен елемент
Водородът е елемент от първа група на главната подгрупа, както и седма група на главната подгрупа в първия малък период. Този период се състои само от два атома: хелий и елементът, който разглеждаме. Нека опишем основните характеристики на позицията на водорода в периодичната таблица.
- Атомният номер на водорода е 1, броят на електроните е същият и съответно броят на протоните е същият. Атомна маса - 1.00795. Има три изотопа на този елемент с масови числа 1, 2, 3. Свойствата на всеки от тях обаче са много различни, тъй като увеличаването на масата дори с един за водорода веднага се удвоява.
- Фактът, че съдържа само един електрон на външната си повърхност, му позволява успешно да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства. Освен това, след като отдаде електрон, той остава със свободна орбитала, която участва в образуването химически връзкиспоред донорно-акцепторния механизъм.
- Водородът е силен редуциращ агент. Следователно основното му място се счита за първа група от основната подгрупа, където той оглавява най-активните метали - алкалните.
- Въпреки това, когато взаимодейства със силни редуциращи агенти, като метали, той може да бъде и окислител, приемайки електрон. Тези съединения се наричат хидриди. По този признак той оглавява подгрупата на халогените, с които е сходен.
- Поради много малката си атомна маса, водородът се счита за най-много лек елемент. Освен това плътността му също е много ниска, така че е и еталон за лекота.
По този начин е очевидно, че водородният атом е напълно уникален елемент, за разлика от всички други елементи. Следователно свойствата му също са специални, а образуваните прости и сложни вещества са много важни. Нека ги разгледаме по-нататък.
Просто вещество
Ако говорим за този елемент като молекула, тогава трябва да кажем, че той е двуатомен. Тоест водородът (просто вещество) е газ. Нейната емпирична формула ще бъде написана като H2, а нейната графична формула ще бъде написана чрез една сигма връзка H-H. Механизмът на образуване на връзка между атомите е ковалентен неполярен.
- Парен реформинг на метан.
- Газификация на въглища - процесът включва нагряване на въглища до 1000 0 C, което води до образуването на водород и високовъглеродни въглища.
- Електролиза. Този метод може да се използва само за водни разтвори на различни соли, тъй като стопилките не водят до изпускане на вода в катода.
Лабораторни методи за получаване на водород:
- Хидролиза на метални хидриди.
- Ефектът на разредените киселини върху активните метали и средната активност.
- Взаимодействие на алкални и алкалоземни метали с вода.
За да съберете произведения водород, трябва да държите епруветката с главата надолу. В края на краищата този газ не може да се събира по същия начин, както например въглеродният диоксид. Това е водород, той е много по-лек от въздуха. Изпарява се бързо и в големи количества експлодира при смесване с въздух. Следователно епруветката трябва да се обърне. След като се напълни, трябва да се затвори с гумена запушалка.
За да проверите чистотата на събрания водород, трябва да поднесете запалена кибритена клечка към врата. Ако пляскането е глухо и тихо, това означава, че газът е чист, с минимални въздушни примеси. Ако е силен и свирещ, значи е мръсен, с голям дял чужди компоненти.
Области на използване
При изгаряне на водород се отделя толкова голямо количество енергия (топлина), че този газ се счита за най-рентабилното гориво. Освен това е екологично чист. Към днешна дата обаче приложението му в тази област е ограничено. Това се дължи на зле обмислени и нерешени проблеми за синтезиране на чист водород, който би бил подходящ за използване като гориво в реактори, двигатели и преносими устройства, както и котли за битово отопление.
В крайна сметка методите за производство на този газ са доста скъпи, така че първо е необходимо да се разработи специален метод за синтез. Такава, която ще ви позволи да получите продукта в големи количества и на минимална цена.
Има няколко основни области, в които се използва газът, който разглеждаме.
- Химически синтези. Хидрогенирането се използва за производството на сапуни, маргарини и пластмаси. С участието на водород се синтезират метанол и амоняк, както и други съединения.
- В хранително-вкусовата промишленост - като добавка E949.
- Авиационна индустрия (ракетна наука, самолетостроене).
- Електроенергетика.
- Метеорология.
- Екологично гориво.
Очевидно водородът е толкова важен, колкото и изобилен в природата. | Повече ▼ голяма роляиграе се от различните съединения, които образува.
Водородни съединения
Това са сложни вещества, съдържащи водородни атоми. Има няколко основни вида такива вещества.
- Халогеноводороди. Обща формула- HHal. От особено значение сред тях е хлороводородът. Това е газ, който се разтваря във вода, за да образува разтвор на солна киселина. Тази киселина се използва широко в почти всички химически синтези. Освен това, както органични, така и неорганични. Хлороводородът е съединение с емпирична формула HCL и е едно от най-големите произвеждани у нас годишно. Водородните халиди също включват йодид, флуороводород и бромоводород. Всички те образуват съответните киселини.
- Летливи Почти всички от тях са доста отровни газове. Например сероводород, метан, силан, фосфин и други. В същото време те са много запалими.
- Хидридите са съединения с метали. Те принадлежат към класа на солите.
- Хидроксиди: основи, киселини и амфотерни съединения. Те задължително съдържат водородни атоми, един или повече. Пример: NaOH, K 2, H 2 SO 4 и др.
- Водороден хидроксид. Това съединение е по-известно като вода. Друго име е водороден оксид. Емпиричната формула изглежда така - H 2 O.
- Водороден прекис. Това е силен окислител, чиято формула е H 2 O 2.
- Многобройни органични съединения: въглеводороди, протеини, мазнини, липиди, витамини, хормони, етерични масла и др.
Очевидно е, че разнообразието от съединения на разглеждания елемент е много голямо. Това още веднъж потвърждава нейното високо значение както за природата и хората, така и за всички живи същества.
- това е най-добрият разтворител
Както бе споменато по-горе, общото име за това вещество е вода. Състои се от два водородни атома и един кислород, свързани с ковалентни полярни връзки. Водната молекула е дипол, това обяснява много от свойствата, които проявява. По-специално, той е универсален разтворител.
Именно във водната среда протичат почти всички химични процеси. Вътрешните реакции на пластичния и енергийния метаболизъм в живите организми също се извършват с помощта на водороден оксид.
Водата с право се смята за най-важното вещество на планетата. Известно е, че нито един жив организъм не може да живее без него. На Земята може да съществува в три агрегатни състояния:
- течност;
- газ (пара);
- твърд (лед).
В зависимост от изотопа на водорода, включен в молекулата, се разграничават три вида вода.
- Светлина или протиум. Изотоп с масово число 1. Формула - H 2 O. Това е обичайната форма, която използват всички организми.
- Деутерий или тежък, формулата му е D 2 O. Съдържа изотопа 2 H.
- Супер тежък или тритий. Формулата изглежда като T 3 O, изотоп - 3 H.
Запасите от прясна протиева вода на планетата са много важни. В много страни вече има недостиг от него. Разработват се методи за обработка на солена вода за производство на питейна вода.
Водородният прекис е универсално средство
Това съединение, както беше споменато по-горе, е отличен окислител. Но със силни представители той може да се държи и като реставратор. В допълнение, той има подчертан бактерициден ефект.
Друго име за това съединение е пероксид. Именно в тази форма се използва в медицината. 3% разтвор на кристален хидрат на въпросното съединение е медицинско лекарство, което се използва за лечение на малки рани с цел дезинфекция. Доказано е обаче, че това увеличава времето за заздравяване на раната.
Водородният прекис се използва и в ракетното гориво, в промишлеността за дезинфекция и избелване и като пенообразувател за производството на подходящи материали (пяна, например). Освен това пероксидът помага за почистване на аквариуми, избелване на косата и избелване на зъбите. Въпреки това, той причинява увреждане на тъканите, така че не се препоръчва от специалисти за тези цели.
Течност
Водород(лат. Водород; обозначен със символа з) е първият елемент от периодичната таблица на елементите. Широко разпространен в природата. Катионът (и ядрото) на най-разпространения изотоп на водорода, 1H, е протонът. Свойствата на ядрото 1H позволяват широко използване на ЯМР спектроскопия в анализа органична материя.
Три изотопа на водорода имат свои имена: 1 H - протий (H), 2 H - деутерий (D) и 3 H - тритий (радиоактивен) (T).
Простото вещество водород - Н 2 - е лек безцветен газ. Когато се смеси с въздух или кислород, той е запалим и експлозивен. Нетоксичен. Разтворим в етанол и редица метали: желязо, никел, паладий, платина.
История
Отделянето на запалим газ по време на взаимодействието на киселини и метали е наблюдавано през 16-ти и XVII векв зората на формирането на химията като наука. Михаил Василиевич Ломоносов също директно посочи неговата изолация, но вече определено знаеше, че това не е флогистон. английски физики химикът Хенри Кавендиш изследва този газ през 1766 г. и го нарече „запалим въздух“. При изгаряне „запалимият въздух“ произвежда вода, но придържането на Кавендиш към теорията за флогистона му попречи да направи правилните заключения. Френският химик Антоан Лавоазие, заедно с инженера J. Meunier, използвайки специални газометри, през 1783 г. извършват синтез на вода и след това нейния анализ, разлагайки водни пари с горещо желязо. По този начин той установи, че "горимият въздух" е част от водата и може да бъде получен от нея.
произход на името
Лавоазие дава на водорода името hydrogène - „раждащ вода“. Руското име „водород“ е предложено от химика М. Ф. Соловьов през 1824 г. - по аналогия с „кислорода“ на Сломоносов.
Разпространение
Водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. Той представлява около 92% от всички атоми (8% са атоми на хелий, делът на всички останали елементи взети заедно е по-малко от 0,1%). По този начин водородът е основният компонент на звездите и междузвездния газ. При условия на звездни температури (например повърхностната температура на Слънцето е ~ 6000 °C) водородът съществува под формата на плазма; в междузвездното пространство този елемент съществува под формата на отделни молекули, атоми и йони и може да образува молекулярни облаци, които се различават значително по размер, плътност и температура.
Земната кора и живите организми
Масова част на водорода в земната корасъставлява 1% - той е десетият най-често срещан елемент. Неговата роля в природата обаче се определя не от масата, а от броя на атомите, чийто дял сред другите елементи е 17% (второ място след кислорода, чийто дял на атомите е ~ 52%). Следователно значението на водорода в химичните процеси, протичащи на Земята, е почти толкова голямо, колкото и на кислорода. За разлика от кислорода, който съществува на Земята както в свързано, така и в свободно състояние, почти целият водород на Земята е под формата на съединения; Само много малко количество водород под формата на просто вещество се съдържа в атмосферата (0,00005% от обема).
Водородът е част от почти всички органични вещества и присъства във всички живи клетки. В живите клетки водородът представлява почти 50% от броя на атомите.
Касова бележка
Индустриални методи на производство прости веществазависят от формата, в която съответният елемент се намира в природата, тоест каква може да бъде суровината за неговото производство. Така кислородът, който е наличен в свободно състояние, се получава физически – чрез отделяне от течния въздух. Почти целият водород е под формата на съединения, така че те използват, за да го получат химични методи. По-специално могат да се използват реакции на разлагане. Един от начините за производство на водород е чрез разлагането на водата чрез електрически ток.
Основният промишлен метод за производство на водород е реакцията на метан, който е част от природния газ, с вода. Извършва се при висока температура (лесно е да се провери, че при преминаване на метан дори през вряща вода не настъпва реакция):
CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ
В лабораторията, за да получат прости вещества, те не използват непременно естествени суровини, но избират тези изходни материали, от които е по-лесно да се изолира необходимото вещество. Например в лабораторията кислородът не се получава от въздуха. Същото важи и за производството на водород. Един от лабораторните методи за производство на водород, който понякога се използва в промишлеността, е разлагането на водата чрез електрически ток.
Обикновено водородът се произвежда в лабораторията чрез взаимодействие на цинк със солна киселина.
В индустрията
1. Електролиза на водни солеви разтвори:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2. Прекарване на водна пара през горещ кокс при температура от около 1000 °C:
H2O+C? Н2+СО
3. От природен газ.
Преобразуване на Steam:
CH4 + H2O? CO + 3H 2 (1000 °C)
Каталитично окисление с кислород:
2CH 4 + O 2? 2CO + 4H2
4. Крекинг и реформинг на въглеводороди по време на рафиниране на нефт.
В лабораторията
1.Ефектът на разредените киселини върху металите.За провеждане на тази реакция най-често се използват цинк и разредена солна киселина:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Взаимодействие на калций с вода:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
3.Хидролиза на хидриди:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Ефект на алкали върху цинк или алуминий:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Използване на електролиза.По време на електролизата на водни разтвори на основи или киселини на катода се отделя водород, например:
2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O
Физични свойства
Водородът може да съществува в две форми (модификации) - под формата на орто- и пара-водород. В ортоводородна молекула о-H 2 (mp −259,10 °C, bp −252,56 °C) ядрените спинове са насочени еднакво (успоредно), а за параводород стр-H 2 (точка на топене −259,32 °C, точка на кипене −252,89 °C) - противоположни един на друг (антипаралелни). Равновесна смес о-H 2 и стр-H 2 при дадена температура се нарича равновесен водород д-H2.
Водородните модификации могат да бъдат разделени чрез адсорбция върху активен въглен при температура на течен азот. При много ниски температури равновесието между ортоводород и параводород е почти напълно изместено към последния. При 80 K съотношението на формите е приблизително 1:1. При нагряване десорбираният параводород се превръща в ортоводород, докато се образува смес, която е равновесна при стайна температура (орто-пара: 75:25). Без катализатор трансформацията протича бавно (в условията на междузвездната среда - с характерни временадо космологични), което позволява да се изследват свойствата на отделните модификации.
Водородът е най-лекият газ, той е 14,5 пъти по-лек от въздуха. Очевидно, колкото по-малка е масата на молекулите, толкова по-висока е скоростта им при същата температура. Като най-леките молекули, молекулите на водорода се движат по-бързо от молекулите на всеки друг газ и по този начин могат да пренасят топлина от едно тяло към друго по-бързо. От това следва, че водородът има най-висока топлопроводимост сред газообразни вещества. Неговата топлопроводимост е приблизително седем пъти по-висока от топлопроводимостта на въздуха.
Молекулата на водорода е двуатомна - Н2. При нормални условия той е газ без цвят, мирис и вкус. Плътност 0.08987 g/l (n.s.), точка на кипене −252.76 °C, специфична топлина на изгаряне 120.9×10 6 J/kg, слабо разтворим във вода - 18.8 ml/l. Водородът е силно разтворим в много метали (Ni, Pt, Pd и др.), особено в паладий (850 обема на 1 обем Pd). Разтворимостта на водорода в металите е свързана със способността му да дифундира през тях; Дифузията през въглеродна сплав (например стомана) понякога е придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (така наречената декарбонизация). Практически неразтворим в сребро.
Течен водородсъществува в много тесен температурен диапазон от −252,76 до −259,2 °C. Това е безцветна течност, много лека (плътност при −253 °C 0,0708 g/cm3) и течна (вискозитет при −253 °C 13,8 spuaz). Критичните параметри на водорода са много ниски: температура −240,2 °C и налягане 12,8 atm. Това обяснява трудностите при втечняването на водорода. IN течно състояниеравновесният водород се състои от 99,79% пара-Н2, 0,21% орто-Н2.
Твърд водород, точка на топене −259,2 °C, плътност 0,0807 g/cm 3 (при −262 °C) - снежна маса, шестоъгълни кристали, пространствена група P6/mmc, параметри на клетката а=3,75 ° С=6,12. При високо налягане водородът преминава в метално състояние.
Изотопи
Водородът се среща под формата на три изотопа, които имат индивидуални имена: 1 H - протий (H), 2 H - деутерий (D), 3 H - тритий (радиоактивен) (T).
Протият и деутерият са стабилни изотопи с масови числа 1 и 2. Съдържанието им в природата е съответно 99,9885 ± 0,0070% и 0,0115 ± 0,0070%. Това съотношение може леко да варира в зависимост от източника и метода за производство на водород.
Водородният изотоп 3Н (тритий) е нестабилен. Неговият полуживот е 12,32 години. Тритият се среща естествено в много малки количества.
Литературата също предоставя данни за изотопи на водорода с масови числа 4 - 7 и полуживот 10 -22 - 10 -23 s.
Естественият водород се състои от H 2 и HD (деутериев водород) молекули в съотношение 3200:1. Съдържанието на чист деутериев водород D 2 е още по-малко. Съотношението на концентрациите на HD и D2 е приблизително 6400:1.
От всички изотопи химически елементифизически и Химични свойстваИзотопите на водорода се различават най-силно един от друг. Това се дължи на най-голямата относителна промяна в атомните маси.
|
температура |
температура |
Тройна |
Критичен |
Плътност |
|
Деутерият и тритият също имат орто- и пара-модификации: стр-D 2, о-D 2, стр-T 2, о-Т 2 . Хетероизотопният водород (HD, HT, DT) няма орто- и пара-модификации.
Химични свойства
Фракция на дисоциираните водородни молекули
Молекулите на водорода H2 са доста силни и за да може водородът да реагира, трябва да се изразходва много енергия:
H 2 = 2H − 432 kJ
Следователно при обикновени температури водородът реагира само с много активни метали, като калций, образувайки калциев хидрид:
Ca + H 2 = CaH 2
и с единствения неметал - флуор, образувайки флуороводород:
Водородът реагира с повечето метали и неметали при повишени температури или при други влияния, например осветление:
O 2 + 2H 2 = 2H 2 O
Той може да "отнеме" кислород от някои оксиди, например:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O
Написаното уравнение отразява редукционните свойства на водорода.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
Образува халогеноводороди с халогени:
F 2 + H 2 → 2HF, реакцията протича експлозивно на тъмно и при всяка температура,
Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакцията протича експлозивно, само на светлина.
Той взаимодейства със сажди при висока температура:
C + 2H 2 → CH 4
Взаимодействие с алкални и алкалоземни метали
При взаимодействие с активни метали водородът образува хидриди:
2Na + H 2 → 2NaH
Ca + H 2 → CaH 2
Mg + H 2 → MgH 2
Хидриди- солеподобни, твърди вещества, лесно хидролизирани:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Взаимодействие с метални оксиди (обикновено d-елементи)
Оксидите се редуцират до метали:
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
Хидрогениране на органични съединения
Молекулярният водород се използва широко в органичния синтез за редукция органични съединения. Тези процеси се наричат реакции на хидрогениране. Тези реакции се провеждат в присъствието на катализатор при повишено налягане и температура. Катализаторът може да бъде хомогенен (напр. Wilkinson Catalyst) или хетерогенен (напр. Реней никел, паладий върху въглен).
Така по-специално по време на каталитичното хидрогениране на ненаситени съединения като алкени и алкини се образуват наситени съединения - алкани.
Геохимия на водорода
Свободният водород Н2 се среща сравнително рядко в земните газове, но под формата на вода играе изключително важна роля в геохимичните процеси.
Водородът може да присъства в минералите под формата на амониев йон, хидроксилен йон и кристална вода.
В атмосферата водородът се произвежда непрекъснато в резултат на разлагането на водата от слънчевата радиация. Имайки малка маса, молекулите на водорода имат висока скорост на дифузионно движение (тя е близка до втората космическа скорост) и когато навлизат в горните слоеве на атмосферата, те могат да летят в открития космос.
Характеристики на лечението
Водородът, когато се смеси с въздуха, образува експлозивна смес - така нареченият детониращ газ. Този газ е най-експлозивен, когато обемното съотношение на водород и кислород е 2:1, или водород и въздух е приблизително 2:5, тъй като въздухът съдържа приблизително 21% кислород. Водородът също е опасен от пожар. Течният водород може да причини тежко измръзване, ако влезе в контакт с кожата.
Експлозивни концентрации на водород и кислород възникват от 4% до 96% от обема. При смесване с въздух от 4% до 75(74)% обемни.
Икономика
Цената на водорода за големи доставки на едро варира от $2-5 за кг.
Приложение
Атомен водород се използва за заваряване с атомен водород.
Химическа индустрия
- В производството на амоняк, метанол, сапун и пластмаси
- При производството на маргарин от течни растителни масла
- Регистрирана като хранителна добавка E949(пакет газ)
Хранително-вкусовата промишленост
Авиационна индустрия
Водородът е много лек и винаги се издига във въздуха. Имало едно време дирижабли и Балониизпълнен с водород. Но през 30-те години. ХХ век Имаше няколко бедствия, по време на които дирижабли експлодираха и изгоряха. В наши дни дирижаблите се пълнят с хелий, въпреки значително по-високата му цена.
гориво
Водородът се използва като ракетно гориво.
Провеждат се изследвания за използването на водород като гориво за автомобили и камиони. Водородните двигатели не замърсяват заобикаляща средаи отделят само водни пари.
Водородно-кислородните горивни клетки използват водород за директно преобразуване на енергията от химическа реакция в електрическа енергия.
"течен водород"(„LH“) е течното състояние на водорода с ниска специфична плътност от 0,07 g/cm³ и криогенни свойства с точка на замръзване 14,01 K (−259,14 °C) и точка на кипене 20,28 K (−252,87 °C) ). Това е безцветна течност без мирис, която при смесване с въздух се класифицира като експлозивна с диапазон на запалимост от 4-75%. Спиновото съотношение на изомерите в течния водород е: 99,79% - параводород; 0,21% - ортоводород. Коефициентът на разширение на водорода при промяна на агрегатното му състояние в газообразно е 848:1 при 20°C.
Както при всеки друг газ, втечняването на водорода води до намаляване на неговия обем. След втечняване течната течност се съхранява в термоизолирани контейнери под налягане. Течен водород Течен водород, LH2, LH 2) се използва активно в промишлеността като форма за съхранение на газ и в космическата индустрия като ракетно гориво.
История
Първото документирано използване на изкуствено охлаждане е извършено от английския учен Уилям Кълън през 1756 г., Гаспард Монж е първият, който получава течно състояние на серен оксид през 1784 г., Майкъл Фарадей е първият, който получава втечнен амоняк, американският изобретател Оливър Еванс е първият, който разработва хладилен компресор през 1805 г., Джейкъб Пъркинс е първият, който патентова охладителна машина през 1834 г., а Джон Гори е първият, който патентова климатик в Съединените щати през 1851 г. Вернер Сименс предлага концепцията за регенеративно охлаждане през 1857 г., Карл Линде патентова оборудване за производство на течен въздух, използвайки каскаден "ефект на разширение на Джаул-Томсън" и регенеративно охлаждане през 1876 г. През 1885 г. полският физик и химик Зигмунт Вроблевски публикува критичната температура на водорода 33 К, критичното налягане 13,3 атм. и точка на кипене при 23 K. Водородът е втечнен за първи път от Джеймс Дюар през 1898 г. с помощта на регенеративно охлаждане и неговото изобретение, колбата на Дюар. Първият синтез на стабилен изомер на течен водород, параводород, е извършен от Пол Хартек и Карл Бонхофер през 1929 г.
Спинови изомери на водорода
Водородът при стайна температура се състои основно от спинов изомер, ортоводород. След производството течният водород е в метастабилно състояние и трябва да бъде превърнат в параводородна форма, за да се избегне експлозивната екзотермична реакция, която възниква, когато се променя при ниски температури. Превръщането в параводородна фаза обикновено се осъществява с помощта на катализатори като железен оксид, хромен оксид, активен въглен, покрит с платина азбест, редкоземни метали или чрез използване на уранови или никелови добавки.
Използване
Течният водород може да се използва като форма за съхранение на гориво за двигатели вътрешно горенеи горивни клетки. Различни подводници (проекти "212A" и "214", Германия) и концепции за транспортиране на водород са създадени с помощта на тази агрегатна форма на водород (вижте например "DeepC" или "BMW H2R"). Поради близостта на дизайна, създателите на LHV оборудване могат да използват или само да модифицират системи, използващи втечнен природен газ (LNG). Въпреки това, поради по-ниската обемна енергийна плътност, изгарянето изисква по-голям обем водород от природния газ. Ако се използва течен водород вместо "CNG" в бутални двигатели, обикновено се изисква по-обемна горивна система. При директно впръскване увеличените загуби във всмукателния тракт намаляват пълненето на цилиндрите.
Течният водород също се използва за охлаждане на неутрони в експерименти с разсейване на неутрони. Масите на неутрона и водородното ядро са почти равни, така че обменът на енергия по време на еластичен сблъсък е най-ефективен.
Предимства
Предимството на използването на водород е „нулевите емисии“ от използването му. Продуктът от взаимодействието му с въздуха е водата.
Препятствия
Един литър "ЖВ" тежи само 0,07 кг. Това означава, че неговото специфично тегло е 70,99 g/l при 20 K. Течният водород изисква технология за криогенно съхранение, като специални термоизолирани контейнери и изисква специално боравене, което е типично за всички криогенни материали. Той е близък в това отношение до течния кислород, но изисква по-голямо внимание поради опасността от пожар. Дори и с изолирани контейнери е трудно да се поддържа при ниските температури, необходими за поддържането му течен (обикновено се изпарява със скорост от 1% на ден). Когато работите с него, трябва да спазвате и обичайните мерки за безопасност при работа с водород - той е достатъчно студен, за да втечни въздуха, което е експлозивно.
Ракетно гориво
Течният водород е често срещан компонент на ракетните горива, който се използва за задвижване на ракети носители и космически кораби. В повечето течни ракетни двигателиводород, той първо се използва за регенеративно охлаждане на дюзата и други части на двигателя, преди да се смеси с окислител и да се изгори, за да се получи тяга. Съвременните двигатели, използващи H 2 /O 2 компоненти, консумират горивна смес, прекомерно обогатена на водород, което води до известно количество неизгорял водород в отработените газове. В допълнение към увеличаването на специфичния импулс на двигателя чрез намаляване на молекулното тегло, това също така намалява ерозията на дюзата и горивната камера.
Такива пречки пред използването на LH в други области, като криогенна природа и ниска плътност, също са ограничаващ фактор за употреба в този случай. Към 2009 г. има само една ракета носител (ракета носител Делта-4), която е изцяло водородна ракета. По принцип „ЖВ“ се използва или на горните етапи на ракетите, или на блоковете, които изпълняват значителна част от работата по изстрелване на полезния товар в космоса във вакуум. Като една от мерките за увеличаване на плътността на този вид гориво има предложения за използване на подобен на утайки водород, тоест полузамразена форма на „течен водород“.
Водородът Н е най-често срещаният елемент във Вселената (около 75% от масата), а на Земята е деветият най-разпространен. Най-важното естествено водородно съединение е водата.
Водородът е на първо място в периодичната таблица (Z = 1). Има най-простата атомна структура: ядрото на атома е 1 протон, заобиколен от електронен облак, състоящ се от 1 електрон.
При някои условия водородът проявява метални свойства (отдава електрон), докато при други проявява неметални свойства (приема електрон).
Срещащите се в природата водородни изотопи са: 1H – протий (ядрото се състои от един протон), 2H – деутерий (D – ядрото се състои от един протон и един неутрон), 3H – тритий (T – ядрото се състои от един протон и два неутрони).
Просто вещество водород
Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с ковалентна неполярна връзка.
Физични свойства.Водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен газ. Молекулата на водорода не е полярна. Следователно силите на междумолекулно взаимодействие във водородния газ са малки. Това се проявява в ниски точки на кипене (-252,6 0C) и точки на топене (-259,2 0C).
Водородът е по-лек от въздуха, D (по въздух) = 0,069; слабо разтворим във вода (2 обема H2 се разтварят в 100 обема H2O). Следователно водородът, когато се произвежда в лабораторията, може да бъде събран чрез методи на изместване на въздух или вода.
Производство на водород
В лабораторията:
1. Ефект на разредените киселини върху металите:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Взаимодействие между алкални и металис вода:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2
3. Хидролиза на хидриди: металните хидриди лесно се разлагат от вода, за да образуват съответните алкали и водород:
NaH +H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
4. Ефектът на алкалите върху цинка, алуминия или силиция:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Електролиза на вода. За увеличаване електропроводимоствода, към нея се добавя електролит, например NaOH, H 2 SO 4 или Na 2 SO 4. На катода се образуват 2 обема водород, а на анода - 1 обем кислород.
2H 2 O → 2H 2 +O 2
Промишлено производство на водород
1. Конверсия на метан с пара, Ni 800 °C (най-евтиният):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Общо:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Водна пара през горещ кокс при 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Полученият въглероден окис (IV) се абсорбира от водата и 50% от индустриалния водород се произвежда по този начин.
3. Чрез нагряване на метан до 350°C в присъствието на железен или никелов катализатор:
CH 4 → C + 2H 2
4. Електролиза на водни разтвори на KCl или NaCl като страничен продукт:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Химични свойства на водорода
- В съединенията водородът винаги е едновалентен. Характеризира се със степен на окисление +1, но в металните хидриди е равна на -1.
- Молекулата на водорода се състои от два атома. Появата на връзка между тях се обяснява с образуването на обобщена двойка електрони H: H или H 2
- Благодарение на това обобщение на електроните, молекулата Н 2 е по-енергийно стабилна от нейните отделни атоми. За да се разбие 1 мол водородни молекули на атоми, е необходимо да се изразходват 436 kJ енергия: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Това обяснява относително ниската активност на молекулярния водород при обикновени температури.
- С много неметали водородът образува газообразни съединения като RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Образува водородни халогениди с халогени:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
В същото време той експлодира с флуор, реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване и с йод само при нагряване.
2) С кислород:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
с отделяне на топлина. При нормални температури реакцията протича бавно, над 550°C експлодира. Смес от 2 обема Н 2 и 1 обем О 2 се нарича детониращ газ.
3) При нагряване реагира енергично със сяра (много по-трудно със селен и телур):
H 2 + S → H 2 S (сероводород),
4) С азот с образуване на амоняк само на катализатор и при повишени температури и налягания:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) С въглерод при високи температури:
2H 2 + C → CH 4 (метан)
6) Образува хидриди с алкални и алкалоземни метали (водородът е окислител):
H 2 + 2Li → 2LiH
в металните хидриди водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H хидрид - изграден подобно на Na + Cl хлорид -
Със сложни вещества:
7) С метални оксиди (използвани за редуциране на метали):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) с въглероден оксид (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтезът - газ (смес от водород и въглероден окис) е от важно практическо значение, тъй като в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др.
9) Ненаситените въглеводороди реагират с водород, като се насищат:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
Най-често срещаният елемент във Вселената е водородът. В материята на звездите той има формата на ядра - протони - и е материал за термоядрени процеси. Почти половината от масата на Слънцето също се състои от H 2 молекули. Съдържанието му в земната кора достига 0,15%, а атомите присъстват в нефта, природния газ и водата. Заедно с кислорода, азота и въглерода, той е органогенен елемент, който е част от всички живи организми на Земята. В нашата статия ще проучим физичните и химичните свойства на водорода, ще определим основните области на неговото приложение в промишлеността и значението му в природата.
Позиция в периодичната таблица на химичните елементи на Менделеев
Първият елемент, който се отваря периодичната таблица- това е водород. Неговата атомна масае 1,0079. Има два стабилни изотопа (протий и деутерий) и един радиоактивен изотоп (тритий). Физичните свойства се определят от мястото на неметала в таблицата на химичните елементи. При нормални условия водородът (формулата му е H2) е газ, който е почти 15 пъти по-лек от въздуха. Структурата на атома на елемента е уникална: той се състои само от ядро и един електрон. Молекулата на веществото е двуатомна, частиците в нея са свързани с ковалентна връзка неполярна връзка. Неговата енергийна интензивност е доста висока - 431 kJ. Това обяснява ниската химическа активност на съединението при нормални условия. Електронната формула на водорода е: H:H.
Веществото също има редица свойства, които нямат аналози сред другите неметали. Нека разгледаме някои от тях.
Разтворимост и топлопроводимост
Металите провеждат топлина най-добре, но водородът е близо до тях по топлопроводимост. Обяснението на феномена се крие в много високата скорост на топлинно движение на леките молекули на веществото, поради което във водородна атмосфера нагрят обект се охлажда 6 пъти по-бързо, отколкото във въздуха. Съединението може да бъде силно разтворимо в метали; например, почти 900 обема водород могат да бъдат абсорбирани от един обем паладий. Металите могат да влизат в химични реакции с Н2, в които се проявяват окислителните свойства на водорода. В този случай се образуват хидриди:
2Na + H2 =2 NaH.
При тази реакция атомите на елемента приемат електрони от метални частици, превръщайки се в аниони с единичен отрицателен заряд. Простото вещество H2 в този случай е окислител, което обикновено не е характерно за него.
Водородът като редуциращ агент
Това, което обединява металите и водорода, е не само високата топлопроводимост, но и способността на техните атоми в химични процеси да се отказват от собствените си електрони, тоест да се окисляват. Например основните оксиди реагират с водород. Редокс реакцията завършва с освобождаване на чист метал и образуване на водни молекули:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Взаимодействието на веществото с кислорода при нагряване също води до образуването на водни молекули. Процесът е екзотермичен и е съпроводен с отделяне голямо количествоТермална енергия. Ако газова смес от H 2 и O 2 реагира в съотношение 2:1, тогава тя се нарича, защото експлодира при запалване:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Водата е и играе жизненоважна роля във формирането на хидросферата, климата и времето на Земята. Осигурява кръговрата на елементите в природата, поддържа всички жизнени процеси на организмите - обитателите на нашата планета.
Взаимодействие с неметали
Най-важните химични свойства на водорода са неговите реакции с неметални елементи. При нормални условия те са доста химически инертни, така че веществото може да реагира само с халогени, например с флуор или хлор, които са най-активни сред всички неметали. Така смес от флуор и водород експлодира на тъмно или на студено, а с хлор - при нагряване или на светло. Реакционните продукти ще бъдат водородни халиди, водни разтворикоито са известни като флуорни и хлоридни киселини. С взаимодейства при температура 450-500 градуса, налягане 30-100 mPa и в присъствието на катализатор:
N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH3.
Разгледаните химични свойства на водорода имат голямо значениеза индустрията. Например, можете да получите ценен химически продукт - амоняк. Той е основна суровина за производство на нитратна киселина и азотни торове: урея, амониев нитрат.
Органична материя
Между въглерод и водород води до производството на най-простия въглеводород - метан:
C + 2H 2 = CH 4.
Веществото е най-важният компонент на природните и се използват като ценен вид гориво и суровина за индустрията за органичен синтез.
В химията на въглеродните съединения елементът е част от огромен брой вещества: алкани, алкени, въглехидрати, алкохоли и др. Известни са много реакции на органични съединения с Н2 молекули. Те имат общо наименование - хидрогениране или хидрогениране. Така алдехидите могат да се редуцират с водород до алкохоли, ненаситените въглеводороди - до алкани. Например, етиленът се превръща в етан:
C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6.
Химичните свойства на водорода, като например хидрогенирането на течни масла: слънчогледово, царевично, рапично, са от важно практическо значение. Води до производството на твърда мазнина - свинска мас, която се използва в производството на глицерин, сапун, стеарин и твърд маргарин. За подобряване външен види към него се добавят вкусът на хранителния продукт, млякото, животинските мазнини, захарта и витамините.
В нашата статия проучихме свойствата на водорода и разбрахме неговата роля в природата и човешкия живот.
- Обозначение - H (Водород);
- Латинско наименование - Hydrogenium;
- Период - I;
- Група - 1 (Iа);
- Атомна маса - 1.00794;
- Атомен номер - 1;
- Атомен радиус = 53 pm;
- Ковалентен радиус = 32 pm;
- Разпределение на електрони - 1s 1;
- температура на топене = -259.14°C;
- точка на кипене = -252.87°C;
- Електроотрицателност (според Pauling/според Alpred и Rochow) = 2.02/-;
- Степен на окисление: +1; 0; -1;
- Плътност (бр.) = 0.0000899 g/cm 3 ;
- Моларен обем = 14,1 cm3/mol.
Бинарни съединения на водород с кислород:
Водородът („раждащ водата“) е открит от английския учен Г. Кавендиш през 1766 г. Това е най-простият елемент в природата - водородният атом има ядро и един електрон, което вероятно е причината водородът да е най-разпространеният елемент във Вселената (представляващ повече от половината от масата на повечето звезди).
За водорода можем да кажем, че „макарата е малка, но скъпа“. Въпреки своята „простота“, водородът осигурява енергия на всички живи същества на Земята - на Слънцето протича непрекъсната термоядрена реакция, по време на която един хелиев атом се образува от четири водородни атома, този процес е придружен от освобождаване на колосално количество енергия (за повече подробности вижте Ядрен синтез).
В земната кора масовата част на водорода е само 0,15%. Междувременно огромният брой (95%) от всички известни на Земята химически веществасъдържа един или повече водородни атоми.
В съединения с неметали (HCl, H 2 O, CH 4 ...), водородът отдава единствения си електрон на по-електроотрицателни елементи, проявявайки степен на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки (виж Ковалентни връзка).
В съединения с метали (NaH, CaH 2 ...), водородът, напротив, приема друг електрон в единствената си s-орбитала, като по този начин се опитва да завърши своя електронен слой, проявявайки степен на окисление -1 (по-рядко), често образувайки йонна връзка (виж Йонна връзка), тъй като разликата в електроотрицателността на водородния атом и металния атом може да бъде доста голяма.
H 2
В газообразно състояние водородът съществува под формата на двуатомни молекули, образуващи неполярна ковалентна връзка.
Молекулите на водорода имат:
- голяма мобилност;
- голяма сила;
- ниска поляризуемост;
- малък размер и тегло.
Свойства на водородния газ:
- най-лекият газ в природата, без цвят и мирис;
- слабо разтворим във вода и органични разтворители;
- разтваря се в малки количества в течни и твърди метали (особено платина и паладий);
- трудно се втечнява (поради ниската си поляризуемост);
- има най-висока топлопроводимост от всички известни газове;
- при нагряване реагира с много неметали, проявявайки свойствата на редуциращ агент;
- при стайна температура реагира с флуор (възниква експлозия): H 2 + F 2 = 2HF;
- реагира с метали, образувайки хидриди, проявяващи окислителни свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;
В съединенията водородът проявява своите редуциращи свойства много по-силно от окислителните си свойства. Водородът е най-мощният редуциращ агент след въглищата, алуминия и калция. Редукционните свойства на водорода се използват широко в промишлеността за получаване на метали и неметали (прости вещества) от оксиди и галиди.
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O
Реакции на водород с прости вещества
Водородът приема електрон, играейки роля редуциращ агент, в реакции:
- с кислород(при запалване или в присъствието на катализатор), в съотношение 2:1 (водород:кислород) се образува експлозивен детониращ газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
- с сиво(при нагряване до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- с хлор(при запалване или облъчване с UV лъчи): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
- с флуор: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
- с азот(при нагряване в присъствието на катализатори или при високо налягане): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1
Водородът отдава електрон, играейки роля окислител, в реакции с алкаленИ алкалоземниметали с образуване на метални хидриди - солеви йонни съединения, съдържащи хидридни йони Н - това са нестабилни бели кристални вещества.
Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1
Не е типично за водорода да проявява степен на окисление -1. Когато реагират с вода, хидридите се разлагат, редуцирайки водата до водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:
CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2
Реакции на водород със сложни вещества
- при високи температури водородът редуцира много метални оксиди: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
- метиловият алкохол се получава при реакцията на водород с въглероден оксид (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
- При реакции на хидрогениране водородът реагира с много органични вещества.
По-подробни уравнения химична реакцияводород и неговите съединения се обсъждат на страницата "Водород и неговите съединения - уравнения на химични реакции, включващи водород."
Приложения на водорода
- V ядрена енергияизползват се изотопи на водорода - деутерий и тритий;
- в химическата промишленост водородът се използва за синтеза на много органични вещества, амоняк, хлороводород;
- в хранително-вкусовата промишленост водородът се използва при производството на твърди мазнини чрез хидрогениране на растителни масла;
- за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на горене на водород в кислород (2600°C);
- при производството на някои метали водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
- Тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител балони, балони, дирижабли;
- Водородът се използва като гориво, смесено с CO.
Напоследък учените обръщат голямо внимание на търсенето алтернативни източницивъзобновима енергия. Една от обещаващите области е "водородната" енергия, в която водородът се използва като гориво, чийто продукт на изгаряне е обикновена вода.
Методи за получаване на водород
Промишлени методи за производство на водород:
- преобразуване на метан (каталитична редукция на водна пара) с водна пара при висока температура (800°C) върху никелов катализатор: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
- преобразуване на въглероден окис с водна пара (t=500°C) върху Fe 2 O 3 катализатор: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
- термично разлагане на метан: CH 4 = C + 2H 2;
- газификация на твърди горива (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
- електролиза на вода (много скъп метод, който произвежда много чист водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Лабораторни методи за получаване на водород:
- действие върху метали (обикновено цинк) със солна или разредена сярна киселина: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
- взаимодействие на водна пара с горещи железни стружки: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.
