Что такое водород определение. Водород

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

1). С кислородом Водород образует воду:

Видео "Горение водорода"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом ) .

Видео "Взрыв гремучего газа"

Видео "Приготовление и взрыв гремучей смеси"

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой :

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

Применение водорода

Видео "Применение водорода"

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

ТРЕНАЖЕРЫ

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

ВОДОРОД
Н (лат. hydrogenium) ,
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха. Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-. Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%, так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент. Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов кремния.
Историческая справка. Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода. Водород - это первый элемент в периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона, увеличивающего массу ядра с 1 до 2. Этот изотоп водорода называют дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов водорода различаются спинами протонов. Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б) действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода определяется его способностью отдавать электрон другому атому или обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом соединении, называемом гидридом. Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами, превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи. Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства. Для сжижения и затвердевания водорода требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8% больший объем). В таблице приведены некоторые физические и термодинамические свойства водорода. СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1 Атомная масса 11Н 1,00797 Плотность, г/л

при нормальном давлении 0,08987 при 2,5*10 5 атм 0,66 при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7

в воде, объем/100 объемов H2O (при стандартных условиях) 2,148 в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аммиаке, мл/г (25° С) при 50 атм 4,47 при 1000 атм 79,25

Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например, углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках указана теплота образования гидрида):

Изомерия и изотопы водорода. Атомы изотопов водорода непохожи. Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии (относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент. При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%, так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами. Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20° С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42° С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например, электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше, чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу). Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для изучения биологических и биохимических реакций, например процессов пищеварения. Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит следующая реакция термоядерного синтеза: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода. Зачастую дальнейшее применение водорода определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде, конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также не будет помехой, если водород используют как восстановитель. 1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при дальнейшей реакции с парами воды: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь через скруббер, орошаемый водой противотоком. 3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH). Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении около 2В, используя железный катод и никелевый анод:

4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида железа зависит от температуры процесса; при nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 -> Реакция обратима. При небольших потребностях в водороде этот процесс неэкономичен. Существуют также разнообразные способы получения водорода, которые, хотя и не имеют большого промышленного значения, в некоторых случаях могут оказаться экономически наиболее выгодными. Очень чистый водород получается при гидролизе очищенных гидридов щелочных металлов; при этом из малого количества гидрида образуется много водорода: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.) При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород, однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3. Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют щелочной раствор: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например, B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с выделением водорода.
Очистка водорода. Степень требуемой чистоты водорода определяется его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот). Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода. Водород применяется главным образом в химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака, метанола и других органических соединений. Он используется при гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Жидкий водород. М., 1980 Водород в металлах. М., 1981

Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .

Смотреть что такое "ВОДОРОД" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия

Приступая к рассмотрению химических и физических свойств водорода, необходимо отметить, что в привычном состоянии, этот химический элемент находится в газообразном виде. Бесцветный газ водород не имеет запаха, он безвкусен. Впервые данный химический элемент был назван водородом после того, как ученым А. Лавуазье были проведены опыты с водой, по результатам которых, мировая наука узнала, что вода – это многокомпонентная жидкость, в состав которой входит Водород. Событие это произошло в 1787 году, но задолго до этой даты водород был известен ученым под названием «горючий газ».

Водород в природе

По данным ученых, водород содержится в земной коре и в воде (приблизительно 11,2% в общем объеме воды). Этот газ входит в состав многих полезных ископаемых, которые человечество на протяжении веков извлекает из недр земли. Частично свойства водорода характерны для нефти, природных газов и глины, для организмов животных и растений. Но в чистом виде, то есть, не соединенный с другими химическими элементами таблицы Менделеева, этот газ встречается крайне редко в природе. Этот газ может выходить на поверхность земли при извержении вулканов. Свободный водород в ничтожных количествах присутствует в атмосфере.

Химические свойства водорода

Поскольку химические свойства водорода неоднообразны, то этот химический элемент относится как к I группе системы Менделеева, так и к VII группе системы. Являясь представителем первой группы, водород является, по сути, щелочным металлом, который имеет степень окисления +1 в большей части соединений, в которые он входит. Такая же валентность характерна для натрия и других щелочных металлов. Ввиду таких химических свойств, водород рассматривается, как элемент, подобный этим металлам.

Если же речь идет о гидридах металлов, то ион водорода имеет отрицательную валентность – его степень окисления равна -1. Na+H- строится по той же схеме, что и хлориду Na+Cl-. Этот факт и является причиной того, чтобы отнести водород к VII группе системы Менделеева. Водород, будучи в состоянии молекулы, при условии, что он пребывает в обычной среде, малоподвижен, и может соединяться исключительно с неметаллами, более активными за него. К таким металлам можно отнести фтор, при наличии света, водород соединяется с хлором. Если водород нагревать, то он становится более активным, вступая в реакции со многими элементами периодической системы Менделеева.

Атомарный водород проявляет более активные химические свойства, чем молекулярный. Молекулы кислорода с формируют воду - Н2 + 1/2О2 = Н2О. При взаимодействии водорода с галогенами, образуются галогеноводороды Н2 + Cl2 = 2НСl, причем в эту реакцию водород вступает при отсутствии света и при достаточно больших отрицательных температурах – до - 252°С. Химические свойства водорода позволяют использовать его для восстановления многих металлов, поскольку вступая в реакцию, водород поглощает у оксидов металлов кислород, например, CuO + H2 = Cu + H2O. Водород участвует в формировании аммиака, взаимодействуя с азотом в реакции ЗН2 + N2 = 2NН3, но при условии, что будет использоваться катализатор, а температура и давление – повышены.

Энергичная реакция происходит при взаимодействии водорода с серой в реакции Н2 + S = H2S, результатом которой становится сероводород. Немного менее активно взаимодействие водорода с теллуром и селеном. Если нет катализатора, то вступает в реакцию с чистым углеродом, водород только при условии, что будут созданы высокие температуры. 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан). В процессе активности водорода с некоторыми щелочными и прочими металлами, получаются гидриды, например, Н2 + 2Li = 2LiH.

Физические свойства водорода

Водород является очень легким химическим веществом. По крайней мере, ученые утверждают, что на данный момент, нет легче вещества, чем водород. Его масса в 14,4 раза легче за воздух, плотность составляет 0,0899 г/л при 0°С. При температурах в -259,1°С водород способен плавится – это очень критическая температура, которая не характерна для преобразования большинства химических соединений из одного состояния в другое. Только такой элемент, как гелий, превышает физические свойства водорода в этом плане. Сжижение водорода затруднительно, так как его критическая температура равна (-240°С). Водород – наиболее теплопродный газ из всех, известных человечеству. Все, описанные выше свойства, являются наиболее значимыми физическими свойствами водорода, которые используются человеком для конкретных целей. Также данные свойства являются наиболее актуальными для современной науки.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водород - первый элемент Периодической таблицы. Обозначение - H от латинского «hydrogenium». Расположен в первом периоде, IА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 1.

Водород является одним из наиболее распространенных химических элементов - его доля составляет около 1% от массы всех трех оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчете на атомные проценты дает цифру 17,0.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит около 11 вес. %, глина - около 1,5% и т.д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Водород представляет собой газ без цвета и запаха (схема строения атома представлена на рис. 1). Его температуры плавления и кипения лежат весьма низко (-259 o С и -253 o С соответственно). При температуре (-240 o С) и под давлением водород способен сжижаться, а при быстром испарении полученной жидкости переходить в твердое состояние (прозрачные кристаллы). В воде он растворим незначительно - 2:100 по объему. Характерна для водорода растворимость в некоторых металлах, например, в железе.

Рис. 1. Строение атома водорода.

Атомная и молекулярная масса водорода

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода.

Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного водорода равна 1,008 а.е.м.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м.

Известно, что молекула водорода двухатомна - H 2 . Относительная молекулярная масса молекулы водорода будет равна:

M r (H 2) = 1,008 × 2 = 2,016.

Изотопы водорода

Водород имеет три изотопа: протий 1 H, дейтерий 2 Н или D и тритий 3 Н или Т. Их массовые числа равны 1, 2 и 3. Протий и дейтерий стабильны, тритий - радиоактивен (период полураспада 12,5 лет). В природных соединениях дейтерий и протий в среднем содержатся в отношении 1:6800 (по числу атомов). Тритий находится в природе в ничтожно малых количествах.

Ядро атома водорода 1 H содержит один протон. Ядра дейтерия и трития включают кроме протона один и два нейтрона.

Ионы водорода

Атом водорода может либо отдавать свой единственный электрон с образованием положительного иона (представляющего собой «голый» протон), либо присоединять один электрон, переходя в отрицательный ион, имеющий гелийную электронную конфигурацию.

Полный отрыв электрона от атома водорода требует затраты очень большой энергии ионизации:

Н + 315 ккал = Н + + е.

Вследствие этого при взаимодействии водорода с металлоидаими возникают не ионные, а лишь полярные связи.

Тенденция того или иного нейтрального атома к присоединению избыточного электрона характеризуется значением его сродства к электрону. У водорода оно выражено довольно слабо (однако это не говорит о невозможности существования такого иона водорода):

Н + е = Н — + 19 ккал.

Молекула и атом водорода

Молекула водорода состоит из двух атомов - Н 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу водорода:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1