Водород элемент. Свойства водорода

Жидкий

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

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

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

История

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

Происхождение названия

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

Распространённость

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

Земная кора и живые организмы

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

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

Получение

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

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

СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

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

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

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

H 2 O + C ? H 2 + CO

3.Из природного газа.

Конверсия с водяным паром:

CH 4 + H 2 O ? CO + 3H 2 (1000 °C)

Каталитическое окисление кислородом:

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

4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

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

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гидролиз гидридов:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

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

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Физические свойства

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

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

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

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

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

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

Изотопы

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

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

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

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

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

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

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

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода

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

Н 2 = 2Н − 432 кДж

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

Ca + Н 2 = СаН 2

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

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

О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О

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

CuO + Н 2 = Cu + Н 2 O

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

С галогенами образует галогеноводороды:

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

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

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

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

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гидрирование органических соединений

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

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

Геохимия водорода

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

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

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

Особенности обращения

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

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

Экономика

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

Применение

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

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

Пищевая промышленность

Авиационная промышленность

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

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива.

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

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

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

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

История

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

Спиновые изомеры водорода

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

Использование

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

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

Преимущества

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

Препятствия

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

Ракетное топливо

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

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

Существуют три изотопные формы водорода: протий дейтерий и тритий разд. 1.1 и 4.1). В природном водороде содержится 99,985% изотопа , остальные 0,015% приходятся на долю дейтерия. Тритий представляет собой неустойчивый радиоактивный изотоп и поэтому встречается лишь в виде следов. Он испускает Р-частицы и имеет период полураспада 12,3 года (см. разд. 1.3).

Все изотопные формы водорода обладают практически одинаковыми химическими свойствами. Однако они различаются по физическим свойствам. В табл. 12.4 указаны некоторые физические свойства водорода и дейтерия.

Таблица 12.4. Физические свойства

Для каждого соединения водорода существует его дейтериевый аналог. Важнейшим из них является оксид дейтерия так называемая тяжелая вода. Она используется в качестве замедлителя в ядерных реакторах некоторых типов (см. разд. 1.3).

Оксид дейтерия получают электролизом воды. По мере того как на катоде происходит выделение остающаяся вода обогащается оксидом дейтерия. В среднем этот метод позволяет получать из 100 л воды .

Другие соединения дейтерия обычно получают из оксида дейтерия, например

Атомарный водород

Водород, получаемый описанными выше лабораторными методами, во всех случаях представляет собой газ, состоящий из двухатомных молекул , т. е. молекулярный водород. Его можно диссоциировать на агомы, используя какой-либо источник высокой энергии, например газоразрядную трубку, содержащую водород при низком давлении. Водород можно также атомизировать в электрической дуге, образуемой между вольфрамовыми электродами. Атомы водорода рекомбинируют на поверхности металла, и при этом выделяется столь большая энергия, что это приводит к

повышению температуры приблизительно до 3500°С. Этот эффект используется для водородно-дуговой сварки металлов.

Атомарный водород - сильный восстановитель. Он восстанавливает оксиды и хлориды металлов до свободных металлов.

Водород в момент выделения

Газообразный водород, т. е. молекулярный водород, является плохим восстановителем. Это обусловлено его большой энергией связи, равной Например, при пропускании газообразного водорода через раствор, содержащий ионы их восстановления не происходит. Однако, если образование водорода происходит непосредственно в растворе, содержащем ионы эти ионы немедленно восстанавливаются в ионы

Для того чтобы водород образовывался непосредственно в растворе, содержащем ионы туда добавляют разбавленную серную кислоту и цинк. Водород, образующийся в таких условиях, называют водород в момент выделения

Ортоводород и параводород

Два протона в молекуле водорода связаны между собой двумя , находящимися на -связывающей орбитали (см. разд. 2.1). Эти два электрона, находящиеся на указанной орбитали, должны иметь противоположно направленные спины. Однако в отличие от электронов два протона в молекуле водорода могут иметь либо параллельные, либо противоположно направленные спины. Разновидность молекулярного водорода с параллельными спинами протонов двух ядер называется ортоводородом, а разновидность с противоположно направленными спинами протонов двух ядер - параводородом (рис. 12.1).

Обычный водород представляет собой смесь ортоводорода и параводорода. При очень низких температурах в нем преобладает параводород. По мере повышения температуры доля ортоводорода возрастает, и при 25°С смесь содержит приблизительно 75% ортоводорода и 25% параводорода.

Параводород можно получать, пропуская обычный водород через трубку, наполненную древесным углем, а затем охлаждая его до температуры жидкого воздуха. Ортоводород и параводород совершенно одинаковы по своим химическим свойствам, но несколько различаются по температурам плавления и кипения (см. табл. 12.5).

Рис. 12.1. Ортоводород и параводород.

Таблица 12.5. Температуры плавления и кипения ортоводорода и параводорода

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

Занимает первое место в периодической системе химических элементов Менделеева и обозначается символом H.

Читайте статью и заходите на сайт www.h2miraclewater-russia.ru для получения более подробной информации о водородных аппаратах и водородной воде.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водород – первый элемент Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Символ – Н.

Атомная масса – 1 а.е.м. Молекула водорода двухатомна – Н 2 .

Электронная конфигурация атома водорода – 1s 1 . Водород относится к семейству s-элементов. В своих соединениях проявляет степени окисления -1, 0, +1. Природный водород состоит из двух стабильных изотопов – протия 1 Н (99,98%) и дейтерия 2 Н (D) (0,015%) – и радиоактивного изотопа трития 3 Н (Т) (следовые количества, период полураспада – 12,5 лет).

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный водород проявляет сравнительно низкую реакционную способность, что объясняется высокой прочностью связей в молекуле. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми простыми веществами, образованными элементами главных подгрупп (кроме благородных газов, B, Si, P, Al). В химических реакциях может выступать как в роли восстановителя (чаще), так и окислителя (реже).

Водород проявляет свойства восстановителя (Н 2 0 -2е → 2Н +) в следующих реакциях:

1. Реакции взаимодействия с простыми веществами – неметаллами. Водород реагирует с галогенами , причем, реакция взаимодействия со фтором при обычных условиях, в темноте, со взрывом, с хлором – при освещении (или УФ-облучении) по цепному механизму, с бромом и йодом только при нагревании; кислородом (смесь кислорода и водорода в объемном отношении 2:1 называют «гремучим газом»), серой , азотом и углеродом :

H 2 + Hal 2 = 2HHal;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S = H 2 S (t = 150 – 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Реакции взаимодействия со сложными веществами. Водород реагирует с оксидами малоактивных металлов , причем он способен восстанавливать только металлы, стоящие в ряду активности правее цинка:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O (t).

Водород реагирует с оксидами неметаллов :

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 – 300 атм., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Водород вступает в реакции гидрирования с органическими соединениями класса циклоалканов, алкенов, аренов, альдегидов и кетонов и др. Все эти реакции проводят при нагревании, под давлением, в качестве катализаторов используют платину или никель:

CH 2 = CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3 ;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12 ;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8 ;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH(OH)-CH 3 .

Водород в качестве окислителя (Н 2 +2е → 2Н —) выступает в реакциях взаимодействия со щелочными и щелочноземельными металлами. При этом образуются гидриды – кристаллические ионные соединения, в которых водород проявляет степень окисления -1.

2Na +H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Физические свойства водорода

Водород – легкий бесцветный газ, без запаха, плотность при н.у. – 0,09 г/л, в 14,5 раз легче воздуха, t кип = -252,8С, t пл = — 259,2С. Водород плохо растворим в воде и органически растворителях, хорошо растворим в некоторых металлах: никеле, палладии, платине.

По данным современной космохимии водород является самым распространенным элементом Вселенной. Основная форма существования водорода в космическом пространстве – отдельные атомы. По распространенности на Земле водород занимает 9 место среди всех элементов. Основное количество водорода на Земле находится в связанном состоянии – в составе воды, нефти, природного газа, каменного угля и т.д. В виде простого вещества водород встречается редко – в составе вулканических газов.

Получение водорода

Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода. К лабораторным способам относят взаимодействие металлов с кислотами (1), а также взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей (2). Среди промышленных способов получения водорода большую роль играют электролиз водных растворов щелочей и солей (3) и конверсия метана (4):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H 2 (2);

2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2