Распространённость в природе. В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле - воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1H), и тяжёлого В., или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях В. на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп - сверхтяжёлый В., или тритий (3H, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4-10-15% от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, трития - 1 протон и 2 нейтрона, 4H - 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н-; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. H2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210-10-19 дж). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414-Å. При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°C 0,0013, при 5000°C 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H2.

Физические и химические свойства. В. - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°C и 1 атм. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°C и -259,1°C (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°C), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см3. Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°C и 1 атм 0,174 вт/(м-К), т. е. 4,16-0-4 кал/(с-см-°C). Удельная теплоёмкость В. при 0°C и 1 атм Ср 14,208-103 дж/(кг-К), т. е. 3,394 кал/(г-°C). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°C и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при -253°C 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при - 253°C 13,8 спуаз).

В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления -1), т. е. гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к VII группе периодической системы (подробнее см. Периодическая система элементов). При обычных условиях молекулярный В. 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. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: H2 + 1/2O2 = H2O с выделением 285,937-103 дж/моль, т. е. 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°C и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°C - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% H2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:

CuO +Н2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, и т.д.
С галогенами В. образует галогеноводороды, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.

При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при -252°C), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например HCHO, CH3OH и др. (см. Углерода окись). Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (см. Гидрогенизация).

Водоро́д (калька с латинского: лат. Hydrogenium - hydro = «вода», gen = «порождающий»; hydrogenium - «порождающий воду»; 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 ряде металлов: 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 (от др.-греч. ὕδωρ - вода и γεννάω - рождаю) - «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году - по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость

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

Земная кора и живые организмы
Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % - это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).
Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

Получение

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:
СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

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.

/моль (эВ)

Электронная конфигурация 1s 1 Химические свойства Ковалентный радиус 32 пм Радиус иона 54 (−1 e) пм Электроотрицательность
(по Полингу) 2,20 Электродный потенциал Степени окисления 1, −1 Термодинамические свойства простого вещества Плотность
вещества 0,0000899 (при 273 (0 °C)) /см ³ Молярная теплоёмкость 14,235 Дж /( ·моль) Теплопроводность 0,1815 Вт /( ·) Температура плавления 14,01 Теплота плавления 0,117 кДж /моль Температура кипения 20,28 Теплота испарения 0,904 кДж /моль Молярный объём 14,1 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки гексагональная Параметры решётки a=3,780 c=6,167 Отношение c/a 1,631 Температура Дебая 110

H	1
1,00794
1s 1
Водород

Водород является первым элементом 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.

История водорода

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 М. В. Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон . Английский физик и химик Г. 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 А. Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783г. 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 водород

Лавуазье дал водороду название hydrogène (отὕδωρ — «вода» и γενναω — «рождаю»)— «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М.Ф.Соловьев в 1824 году— по аналогии с ломоносовским «кислородом ».

Распространённость водорода

Во Вселенной

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

Земная кора и живые организмы

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

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

Получение Водорода

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):

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.

Получение водорода 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 + ⇄ 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.

Получение водорода в лаборатории

1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту:
+2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:|
+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:
2 +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
+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

Дополнительная информация про Водород

Биореактор для производства водорода

Физические свойства Водорода

Спектр излучения водорода

Эмиссионный спектр водорода

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

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

Молекула водорода двухатомна — 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 ( , , и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Фазовая диаграмма водорода

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 1и 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— 7и 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.

	Температура плавления, K	Температура кипения, K	Тройная точка, K /kPa	Критическая точка, K /kPa	Плотность жидкий /газ, кг/м³
H 2	13.95	20,39	13,96 /7,3	32,98 /1,31	70,811 /1,316
HD	16,60	22,13	16,60 /12,8	35,91 /1,48	114,80 /1,802
HT		22,92	17,63 /17,7	37,13 /1,57	158,62 /2,310
D 2	18,62	23,67	18,73 /17,1	38,35 /1,67	162,50 /2,230
DT		24.38	19,71 /19,4	39,42 /1,77	211,54 /2,694
T 2		25,04	20,62 /21,6	40,44 /1,85	260,17 /3,136

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

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:

Н 2 =СаН 2

и с единственным неметаллом— фтором, образуя фтороводород:

F 2 +H 2 =2HF

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 = +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:

2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2 +H 2 → 2NaH +H 2 → CaH 2 +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 навзывают 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

Применение водорода

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс

Пищевая промышленность

При производстве маргарина из жидких растительных масел.
Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ)

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XXв. произошло несколько катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием.

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.

Водород, Hydrogenium, Н (1)
Как горючий (воспламеняемый) воздух водород известен довольно давно. Его получали действием кислот на металлы, наблюдали горение и взрывы гремучего газа Парацельс, Бойль, Лемери и другие ученые XVI— XVIII вв. С распространением теории флогистона некоторые химики пытались получить водород в качестве «свободного флогистона». В диссертации Ломоносова «О металлическом блеске» описано получение водорода действием «кислотных спиртов» (например, «соляного спирта», т. е. соляной кислоты) на железо и другие металлы; русский ученый первым (1745) выдвинул гипотезу, о том что водород («горючий пар»— vapor inflammabilis) представляет собой флогистон. Кавендиш, подробно исследовавший свойства водорода, выдвинул подобную же гипотезу в 1766 г. Он называл водород «воспламеняемым воздухом», полученным из «металлов» (Inflammable air from metals), и полагал, как и все флогистики, что при растворении в кислотах металл теряет свой флогистон. Лавуазье, занимавшийся в 1779 г. исследованием состава воды путем ее синтеза и разложения, назвал водород Hydrogine (гидроген), или Hydrogene (гидрожен), от греч. гидор— вода и гайноме— произвожу, рождаю.

Номенклатурная комиссия 1787 г. приняла словопроизводство Hydrogene от геннао, рождаю. В «Таблице простых тел» Лавуазье водород (Hydrogene) упомянут в числе пяти (свет, теплота, кислород, азот, водород) «простых тел, относящихся ко всем трем царствам природы и которые следует рассматривать как элементы тел»; в качестве старых синонимов названия Hydrogene Лавуазье называет горючий газ (Gaz inflammable), основание горючего газа. В русской химической литературе конца XVIII и начала XIX в. встречаются два рода названий водорода: флогистические (горючий газ, горючий воздух, воспламенительный воздух, загораемый воздух) и антифлогистические (водотвор, водотворное существо, водотворный гас, водородный гас, водород). Обе группы слов представляют собой переводы французских названий водорода.

Изотопы водорода были открыты в 30-x годах текущего столетия и быстро приобрели большое значение в науке и технике. В конце 1931 г. Юри, Брекуэдд и Мэрфи исследовали остаток после длительного выпаривания жидкого водорода и обнаружили в нем тяжелый водород с атомным весом 2. Этот изотоп назвали дейтерием (Deuterium, D) от греч.— другой, второй. Спустя четыре года в воде, подвергнутой длительному электролизу, был обнаружен еще более тяжелый изотоп водорода 3Н, который назвали тритием (Tritium, Т), от греч.— третий.

Водород – химический элемент с символом H и атомным номером 1. Имея стандартный атомный вес около 1.008, водород является самым легким элементом в периодической таблице. Его одноатомная форма (Н) является наиболее распространенным химическим веществом во Вселенной, составляя примерно 75% всей массы бариона . Звезды, в основном, состоят из водорода в плазменном состоянии. Наиболее распространенный изотоп водорода, называемый протием (это название редко используется, символ 1Н), имеет один протон и ни одного нейтрона. Повсеместное появление атомарного водорода впервые произошло в эпоху рекомбинации. При стандартных температурах и давлении, водород представляет собой бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный, неметаллический, легковоспламеняющийся двухатомный газ с молекулярной формулой H2. Поскольку водород легко образует ковалентные связи с большинством неметаллических элементов, большая часть водорода на Земле существует в молекулярных формах, таких как вода или органические соединения. Водород играет особенно важную роль в кислотно-щелочных реакциях, потому что большинство реакций на основе кислоты связаны с обменом протонов между растворимыми молекулами. В ионных соединениях, водород может принимать форму отрицательного заряда (то есть, аниона), при этом он известен как гидрид, или как положительно заряженный (т.е. катион) вид, обозначаемый символом H+. Катион водорода описывается как состоящий из простого протона, но на самом деле водородные катионы в ионных соединениях всегда более сложны. Являясь единственным нейтральным атомом, для которого уравнение Шредингера может быть решено аналитически, водород (а именно, изучение энергетики и связывания его атома) сыграл ключевую роль в развитии квантовой механики. Сначала водородный газ был искусственно получен в начале 16-го столетия реакцией кислот на металлы. В 1766-81 гг. Генри Кавендиш первым признал, что водородный газ является дискретным веществом , и что он производит воду при сжигании, благодаря чему он и был так назван: по-гречески водород означает «производитель воды». Промышленное производство водорода, в основном, связано с паровым преобразованием природного газа и, реже, с более энергоемкими методами, такими как электролиз воды. Большая часть водорода используется вблизи мест его производства, причем два наиболее распространенных использования – обработка ископаемого топлива (например, гидрокрекинг) и производство аммиака, в основном, для рынка удобрений. Водород вызывает озабоченность в металлургии, поскольку он может делать хрупкими многие металлы, что усложняет проектирование трубопроводов и резервуаров для хранения .

Свойства

Горение

Водородный газ (дигидроген или молекулярный водород) является легковоспламеняющимся газом, который будет гореть на воздухе в очень широком диапазоне концентраций от 4% до 75% по объему . Энтальпия горения составляет 286 кДж / моль:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 кДж (286 кДж / моль)

Водородный газ образует взрывоопасные смеси с воздухом в концентрациях от 4-74% и с хлором в концентрациях до 5,95%. Взрывоопасные реакции могут быть вызваны искрами, теплом или солнечным светом. Температура самовоспламенения водорода, температура спонтанного воспламенения на воздухе, составляет 500 °C (932 °F) . Чистые водородно-кислородные пламени испускают ультрафиолетовое излучение и с высокой кислородной смесью почти невидимы невооруженным глазом, о чем свидетельствует слабый шлейф главного двигателя космического челнока по сравнению с хорошо видимым шлейфом космического челночного твердого ракетного усилителя, который использует композит перхлората аммония. Для обнаружения утечки горящего водорода может потребоваться детектор пламени; такие утечки могут быть очень опасными. Водородное пламя в других условиях является синим, и напоминает голубое пламя природного газа. Гибель дирижабля «Гинденбург» представляет собой печально известный пример сжигания водорода, и дело по-прежнему обсуждается. Видимое оранжевое пламя в этом инциденте было вызвано воздействием смеси водорода с кислородом в сочетании с соединениями углерода из кожи дирижабля. H2 реагирует с каждым окисляющим элементом. Водород может спонтанно реагировать при комнатной температуре с хлором и фтором с образованием соответствующих галогенидов водорода, хлористого водорода и фтористого водорода, которые также являются потенциально опасными кислотами.

Уровни энергии электронов

Уровень энергии основного состояния электрона в атоме водорода составляет -13,6 эВ, что эквивалентно ультрафиолетовому фотону с длиной волны около 91 нм . Энергетические уровни водорода могут быть рассчитаны достаточно точно с использованием боровской модели атома, которая концептуализирует электрон как «орбитальный» протон по аналогии с земной орбитой Солнца. Однако, атомный электрон и протон удерживаются вместе электромагнитной силой, а планеты и небесные объекты удерживаются гравитацией. Из-за дискретизации углового момента, постулированного в ранней квантовой механике Бором, электрон в модели Бора может занимать только определенные допустимые расстояния от протона и, следовательно, только определенные допустимые энергии. Более точное описание атома водорода происходит из чисто квантовомеханической обработки, в которой используется уравнение Шредингера, уравнение Дирака или даже интегральная схема Фейнмана для вычисления плотности распределения вероятности электрона вокруг протона. Наиболее сложные методы обработки позволяют получить небольшие эффекты специальной теории относительности и поляризации вакуума. В квантовой механической обработке, электрон в атоме водорода основного состояния вообще не имеет вращательного момента, что иллюстрирует, как «планетарная орбита» отличается от движения электрона.

Элементарные молекулярные формы

Существуют два разных спиновых изомера двухатомных молекул водорода, которые отличаются относительным спином их ядер. В ортоводородной форме, спины двух протонов параллельны и образуют триплетное состояние с молекулярным спиновым квантовым числом 1 (1/2 + 1/2); в форме параводорода, спины антипараллельны и образуют синглет с молекулярным спиновым квантовым числом 0 (1/2 1/2). При стандартной температуре и давлении, газообразный водород содержит около 25% пара-формы и 75% орто-формы, также известной как «нормальная форма» . Равновесное отношение ортоводорода к параводороду зависит от температуры, но, поскольку орто-форма является возбужденным состоянием и имеет более высокую энергию, чем пара-форма, она неустойчива и не может быть очищена. При очень низких температурах, состояние равновесия состоит почти исключительно из пара-формы. Тепловые свойства жидкой и газовой фазы чистого параводорода значительно отличаются от свойств нормальной формы из-за различий во вращательных теплоемкостях, что более подробно обсуждается в спиновых изомерах водорода. Орто / парное различие также встречается в других водородсодержащих молекулах или функциональных группах, таких как вода и метилен, но это имеет малое значение для их тепловых свойств. Некатализированное взаимопревращение между пара и орто H2 увеличивается с повышением температуры; таким образом, быстро сконденсированная Н2 содержит большие количества ортогональной формы высоких энергий, которая очень медленно преобразуется в пара-форму. Коэффициент орто / пара в конденсированном H2 является важным фактором при приготовлении и хранении жидкого водорода: превращение из орто в пара является экзотермическим и дает достаточно тепла для испарения части водородной жидкости, что приводит к потере сжиженного материала. Катализаторы для орто-пара-конверсии, такие как оксид железа, активированный уголь, платинированный асбест, редкоземельные металлы, соединения урана, оксид хрома или некоторые соединения никеля, используются при охлаждении водородом.

Фазы

Газообразный водород

Жидкий водород

Шугообразный водород

Твёрдый водород

Металлический водород

Соединения

Ковалентные и органические соединения

В то время как H2 не очень реакционноспособен в стандартных условиях, он образует соединения с большинством элементов. Водород может образовывать соединения с элементами, которые являются более электроотрицательными, такими как галогены (например, F, Cl, Br, I) или кислород; в этих соединениях, водород принимает частичный положительный заряд. При связывании со фтором, кислородом или азотом, водород может участвовать в форме нековалентной связи средней силы с водородом других подобных молекул, явление, называемое водородной связью, которое имеет решающее значение для устойчивости многих биологических молекул. Водород также образует соединения с менее электроотрицательными элементами, такими как металлы и металлоиды, где он принимает частичный отрицательный заряд. Эти соединения часто известны как гидриды. Водород образует обширное множество соединений с углеродом, называемые углеводородами, и еще большее множество соединений – с гетероатомами, которые, из-за их общей связи с живыми существами, называются органическими соединениями. Изучением их свойств занимается органическая химия, и их исследование в контексте живых организмов известно как биохимия . По некоторым определениям, «органические» соединения должны содержать только углерод. Однако, большинство из них также содержат водород, и поскольку это углерод-водородная связь, которая придает этому классу соединений большую часть их конкретных химических характеристик, углерод-водородные связи требуются в некоторых определениях слова «органические» в химии. Известны миллионы углеводородов, и они обычно образуются сложными синтетическими путями, которые редко включают элементарный водород.

Гидриды

Соединения водорода часто называют гидридами. Термин «гидрид» предполагает, что атом Н приобрел отрицательный или анионный характер, обозначенный H-, и используется, когда водород образует соединение с более электроположительным элементом. Существование гидридного аниона, предложенное Гилбертом Н. Льюисом в 1916 году для солесодержащих гидридов группы 1 и 2, было продемонстрировано Моерсом в 1920 г. электролизом расплавленного гидрида лития (LiH), производя стехиометрическое количество водорода на анод. Для гидридов, отличных от металлов группы 1 и 2, этот термин вводит в заблуждение, учитывая низкую электроотрицательность водорода. Исключением в гидридах группы 2 является BeH2, который является полимерным. В литийалюминийгидриде, AlH-4 анион несет гидридные центры, прочно прикрепленные к Al (III). Хотя гидриды могут образовываться почти во всех элементах основной группы, количество и комбинация возможных соединений сильно различаются; например, известно более 100 бинарных гидридов борана и только один бинарный гидрид алюминия. Бинарный гидрид индия еще не идентифицирован, хотя существуют большие комплексы . В неорганической химии, гидриды могут также служить в качестве мостиковых лигандов, которые связывают два металлических центра в координационном комплексе. Эта функция особенно характерна для элементов группы 13, особенно в боранах (гидридах бора) и алюминиевых комплексах, а также в кластеризованных карборанах.

Протоны и кислоты

Окисление водорода удаляет его электрон и дает Н+, который не содержит электронов и ядра, которое обычно состоит из одного протона. Вот почему H+ часто называют протоном. Этот вид является центральным для обсуждения кислот. Согласно теории Бронстеда-Лоури, кислоты являются донорами протонов, а основания являются акцепторами протонов. Голый протон, H+, не может существовать в растворе или в ионных кристаллах из-за его непреодолимого притяжения к другим атомам или молекулам с электронами. За исключением высоких температур, связанных с плазмой, такие протоны не могут быть удалены из электронных облаков атомов и молекул и будут оставаться прикрепленными к ним. Однако, термин «протон» иногда используется метафорически для обозначения положительно заряженного или катионного водорода, присоединенного к другим видам таким образом, и как таковой, обозначается как «Н+» без какого-либо значения, что любые отдельные протоны существуют свободно как вид. Чтобы избежать появления голого «сольватированного протона» в растворе, иногда считается, что кислые водные растворы содержат менее маловероятные фиктивные виды, называемые «ионом гидрониума» (H 3О+). Однако, даже в этом случае такие сольватированные катионы водорода более реалистично воспринимаются как организованные кластеры, которые образуют виды, близкие к H 9O+4. Другие ионы оксония обнаруживаются, когда вода находится в кислом растворе с другими растворителями . Несмотря на свою экзотичность на Земле, одним из наиболее распространенных ионов во Вселенной является H+3, известный как протонированный молекулярный водород или катион тригидрогена .

Изотопы

Водород имеет три естественных изотопа, обозначенных 1H, 2H и 3H. Другие, сильно неустойчивые ядра (от 4H до 7H) были синтезированы в лаборатории, но не наблюдались в природе. 1H является наиболее распространенным изотопом водорода с распространенностью более 99,98%. Поскольку ядро этого изотопа состоит только из одного протона, ему дается описательное, но редко используемое формальное имя протий. 2H, другой стабильный изотоп водорода, известен как дейтерий и содержит один протон и один нейтрон в ядре. Считается, что весь дейтерий во Вселенной был произведен во время Большого взрыва и существует с того времени до сих пор. Дейтерий не является радиоактивным элементом и не представляет значительной опасности токсичности. Вода, обогащенная молекулами, которые включают дейтерий вместо нормального водорода, называется тяжелой водой. Дейтерий и его соединения используются в качестве нерадиоактивной метки в химических экспериментах и в растворителях для 1H-ЯМР-спектроскопии. Тяжелая вода используется как замедлитель нейтронов и охлаждающая жидкость для ядерных реакторов. Дейтерий также является потенциальным топливом для коммерческого ядерного синтеза. 3H известен как тритий и содержит один протон и два нейтрона в ядре. Он радиоактивен, распадается на гелий-3 через бета-распад с периодом полураспада 12,32 года. Он настолько радиоактивен, что его можно использовать в светящейся краске, что делает его полезным при изготовлении, например, часов со светящимся циферблатом. Стекло предотвращает выход небольшого количества излучения. Небольшое количество трития образуется естественным путем при взаимодействии космических лучей с атмосферными газами; тритий также высвобождался во время испытаний ядерного оружия . Он используется в реакциях ядерного синтеза в качестве индикатора изотопной геохимии и в специализированных осветительных устройствах с автономным питанием. Тритий также использовался в экспериментах по химической и биологической маркировке в качестве радиоактивной метки. Водород – единственный элемент, который имеет разные названия для его изотопов, которые сегодня широко используются. Во время раннего изучения радиоактивности, различным тяжелым радиоактивным изотопам давались собственные названия, но такие названия больше не используются, за исключением дейтерия и трития. Символы D и T (вместо 2H и 3H) иногда используются для дейтерия и трития, но соответствующий символ для протия P уже используется для фосфора и, следовательно, недоступен для протия . В своих номенклатурных руководящих принципах, Международный союз чистой и прикладной химии позволяет использовать любые символы из D, T, 2H и 3H, хотя предпочтительными являются 2H и 3H. Экзотический атом мюоний (символ Mu), состоящий из антимюона и электрона, также иногда рассматривается как легкий радиоизотоп водорода из-за разности масс между антимюоном и электроном, который был обнаружен в 1960 году. Во время жизни мюона, 2,2 мкс, мюоний может входить в такие соединения, как хлорид мюония (MuCl) или мюонид натрия (NaMu), аналогично хлориду водорода и гидриду натрия соответственно.

История

Открытие и использование

В 1671 году Роберт Бойл открыл и описал реакцию между железными опилками и разбавленными кислотами, которая приводит к получению газообразного водорода . В 1766 году Генри Кавендиш первым признал водородный газ в качестве дискретного вещества, назвав этот газ из-за метал-кислотной реакции «легковоспламеняющимся воздухом». Он предположил, что «легковоспламеняющийся воздух» был фактически идентичен гипотетическому веществу, названному «флогистоном», и еще раз обнаружил в 1781 году, что газ вырабатывает воду при сжигании. Считается, что именно он открыл водород как элемент. В 1783 году Антуан Лавуазье дал этому элементу название водород (от греческого ὑδρο-hydro означает «вода» и -γενής гены, что означает «создатель»), когда он и Лаплас воспроизвели данные Кавендиша о том, что при сжигании водорода образуется вода. Лавуазье производил водород для своих экспериментов по сохранению массы путем реакции потока пара с металлическим железом через лампу накаливания, нагретую в огне. Анаэробное окисление железа протонами воды при высокой температуре может быть схематически представлено набором следующих реакций:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Многие металлы, такие как цирконий, подвергаются аналогичной реакции с водой, приводящей к получению водорода. Водород был сжижен в первый раз Джеймсом Дьюаром в 1898 году с использованием регенеративного охлаждения и его изобретения, вакуумной колбы. В следующем году он произвел твердый водород. Дейтерий был обнаружен в декабре 1931 года Гарольдом Юреем, а тритий был подготовлен в 1934 году Эрнестом Рутерфордом, Марком Олифантом и Полом Хартеком. Тяжелая вода, которая состоит из дейтерия вместо обычного водорода, была обнаружена группой Юрея в 1932 году. Франсуа Исаак де Риваз построил первый двигатель «Риваз», двигатель внутреннего сгорания, приводимый в движение водородом и кислородом, в 1806 году. Эдвард Даниэль Кларк изобрел водородную газовую трубу в 1819 году. Огниво Дёберейнера (первая полноценная зажигалка) было изобретено в 1823 году. Первый водородный баллон был изобретен Жаком Чарльзом в 1783 году. Водород обеспечил подъем первой надежной формы воздушного движения после изобретения в 1852 году первого поднятого водородом дирижабля Анри Гиффарда. Немецкий граф Фердинанд фон Цеппелин продвигал идею жестких дирижаблей, поднимаемых в воздух водородом, которые позже назывались Цеппелинами; первый из них впервые взлетел в воздух в 1900 году. Регулярно запланированные рейсы начались в 1910 году и к началу Первой мировой войны в августе 1914 года они перенесли 35000 пассажиров без серьезных инцидентов. Во время войны, водородные дирижабли использовались в качестве наблюдательных платформ и бомбардировщиков. Первый беспосадочный трансатлантический перелет был произведен британским дирижаблем R34 в 1919 году. Регулярное пассажирское обслуживание возобновилось в 1920-х годах, и открытие запасов гелия в Соединенных Штатах должно было повысить безопасность перелетов, но правительство США отказалось продавать газ для этой цели, поэтому H2 использовался в дирижабле Гинденбурга, который был уничтожен в результате пожара в Милане в Нью-Джерси 6 мая 1937 года. Инцидент транслировался в прямом эфире по радио и проводились видеосъемки. Широко предполагалось, что причиной воспламенения была утечка водорода, однако последующие исследования указывают на воспламенение алюминизированного тканевого покрытия статическим электричеством. Но к этому времени репутации водорода как подъемного газа был уже нанесен ущерб. В том же году, вступил в эксплуатацию первый водородно-охлаждаемый турбогенератор с газообразным водородом в качестве хладагента в роторе и статором в 1937 году в Дейтоне, Огайо, компанией Dayton Power & Light Co; из-за теплопроводности водородного газа, это самый распространенный газ для использования в этой области сегодня. Никель-водородная батарея была впервые использована в 1977 году на борту навигационного технологического спутника-2 США (NTS-2). МКС, Mars Odyssey и Mars Global Surveyor оснащены никель-водородными батареями. В темной части своей орбиты, Космический телескоп Хаббла также питается никель-водородными батареями, которые были окончательно заменены в мае 2009 года, более чем через 19 лет после запуска и через 13 лет после их проектирования.

Роль в квантовой теории

Из-за своей простой атомной структуры, состоящей только из протона и электрона, атом водорода вместе со спектром света, созданного из него или поглощенного им, был центральным в развитии теории атомной структуры . Кроме того, изучение соответствующей простоты молекулы водорода и соответствующего катиона Н+2 привело к пониманию природы химической связи, которая последовала вскоре физической обработки атома водорода в квантовой механике в середине 2020 г. Одним из первых квантовых эффектов, которые явно наблюдались (но не были поняты в то время), было наблюдение Максвелла с участием водорода за полвека до того, как появилась полная квантовомеханическая теория. Максвелл отметил, что удельная теплоемкость Н2 необратимо отходит от двухатомного газа ниже комнатной температуры и начинает все больше напоминать удельную теплоемкость одноатомного газа при криогенных температурах. Согласно квантовой теории, такое поведение возникает из-за расстояния (квантованных) уровней вращательной энергии, которые особенно широко расставлены в H2 из-за его низкой массы. Эти широко расставленные уровни препятствуют равному разделению тепловой энергии на вращательное движение в водороде при низких температурах. Диатомовые газы, состоящие из более тяжелых атомов, не имеют таких широко расставленных уровней и не проявляют такого же эффекта. Антиводород является антиматериальным аналогом водорода. Он состоит из антипротона с позитроном. Антиводород является единственным типом атома антивещества, который был получен по состоянию на 2015 год.

Нахождение в природе

Водород является самым распространенным химическим элементом во Вселенной, составляя 75% нормального вещества по массе и более 90% по количеству атомов. (Большая часть массы вселенной, однако, находится не в форме этого химического элемента, а считается, что имеет еще необнаруженные формы массы, такие как темная материя и темная энергия.) Этот элемент находится в большом изобилии в звездах и газовых гигантах. Молекулярные облака Н2 связаны со звездообразованием. Водород играет жизненно важную роль при включении звезд через протон-протонную реакцию и ядерный синтез цикла CNO . Во всем мире, водород встречается, в основном, в атомном и плазменном состояниях со свойствами, совершенно отличными от свойств молекулярного водорода. В качестве плазмы, электрон и протон водорода не связаны друг с другом, что приводит к очень высокой электропроводности и высокой излучательной способности (вырабатывая свет от Солнца и других звезд). На заряженные частицы сильно влияют магнитные и электрические поля. Например, в солнечном ветре они взаимодействуют с магнитосферой Земли, создавая течения Биркеланда и полярное сияние. Водород находится в нейтральном атомном состоянии в межзвездной среде. Считается, что большое количество нейтрального водорода, обнаруженного в затухающих системах Лимана-альфа, доминирует в космологической барионной плотности Вселенной до красного смещения z = 4. В обычных условиях на Земле, элементарный водород существует как двухатомный газ, H2. Однако, водородный газ очень редок в земной атмосфере (1 чнм по объему) из-за его легкого веса, что позволяет ему легче преодолевать гравитацию Земли, чем более тяжелые газы. Однако, водород является третьим наиболее распространенным элементом на поверхности Земли, существуя, в основном, в виде химических соединений, таких как углеводороды и вода. Водородный газ образуется некоторыми бактериями и водорослями и является естественным компонентом флюта, как и метан, который является все более значимым источником водорода. Молекулярная форма, называемая протонированным молекулярным водородом (H+3) находится в межзвездной среде, где она генерируется ионизацией молекулярного водорода из космических лучей. Этот заряженный ион также наблюдался в верхней атмосфере планеты Юпитер. Ион относительно устойчив в окружающей среде из-за низкой температуры и плотности. H+3 является одним из самых распространенных ионов во Вселенной и играет заметную роль в химии межзвездной среды. Нейтральный триатомный водород H3 может существовать только в возбужденной форме и неустойчив . Напротив, положительный молекулярный ион водорода (Н+2) является редкой молекулой во Вселенной.

Производство водорода

H2 производится в химических и биологических лабораториях, часто в качестве побочного продукта других реакций; в промышленности для гидрирования ненасыщенных субстратов; и в природе как средство вытеснения восстановительных эквивалентов в биохимических реакциях.

Паровой риформинг

Водород может быть получен несколькими способами, но экономически наиболее важные процессы включают удаление водорода из углеводородов, так как около 95% производства водорода в 2000 году поступило из парового риформинга . Коммерчески, большие объемы водорода обычно получают путем парового риформинга природного газа. При высоких температурах (1000-1400 K, 700-1100 °C или 1300-2000 °F) пар (водяной пар) реагирует с метаном с получением монооксида углерода и H2.

СН4 + H2O → CO + 3 H2

Эта реакция лучше проходит при низких давлениях, но, тем не менее, её можно проводить и при высоких давлениях (2,0 МПа, 20 атм или 600 дюймов ртутного столба). Это связано с тем, что H2 с высоким давлением является наиболее популярным продуктом, а системы очистки от перегрева под давлением лучше работают при более высоких давлениях. Смесь продуктов известна как «синтез-газ», поскольку она часто используется непосредственно для получения метанола и родственных соединений. Углеводороды, отличные от метана, могут быть использованы для получения синтез-газа с различными соотношениями продуктов. Одним из многочисленных осложнений этой высокооптимизированной технологии является образование кокса или углерода:

СН4 → C + 2 H2

Следовательно, паровой риформинг обычно использует избыток H2О. Дополнительный водород может быть извлечен из пара с использованием монооксида углерода через реакцию смещения водяного газа, особенно с использованием катализатора оксида железа. Эта реакция также является общим промышленным источником углекислого газа:

CO + H2O → CO2 + H2

Другие важные методы для H2 включают частичное окисление углеводородов:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И реакция угля, которая может служить прелюдией к реакции сдвига, описанной выше:

C + H2O → CO + H2

Иногда водород производится и потребляется в том же промышленном процессе, без разделения. В процессе Хабера для производства аммиака, водород генерируется из природного газа. Электролиз солевого раствора для получения хлора также приводит к образованию водорода в качестве побочного продукта .

Металлическая кислота

В лаборатории, Н2 обычно получают реакцией разбавленных неокисляющих кислот на некоторые реакционноспособные металлы, такие как цинк с аппаратом Киппа.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алюминий также может производить H2 при обработке основаниями:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Электролиз воды представляет собой простой способ получения водорода. Через воду протекает ток низкого напряжения, и на аноде образуется газообразный кислород, в то время как на катоде образуется газообразный водород. Обычно катод изготавливают из платины или другого инертного металла при производстве водорода для хранения. Если, однако, газ должен быть сожжен на месте, для содействия сгоранию желательно присутствие кислорода, и поэтому оба электрода будут изготовлены из инертных металлов. (Например, железо окисляется и, следовательно, уменьшает количество выделяемого кислорода). Теоретическая максимальная эффективность (электричество, используемое по отношению к энергетической величине производимого водорода) находится в диапазоне 80-94%.

2 Н2О (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Сплав алюминия и галлия в форме гранул, добавленных в воду, можно использовать для получения водорода. Этот процесс также производит оксид алюминия, но дорогой галлий, который предотвращает образование оксидной кожи на гранулах, может быть повторно использован. Это имеет важные потенциальные последствия для экономики водорода, поскольку водород может быть получен на месте и не нуждается в транспортировке.

Термохимические свойства

Существует более 200 термохимических циклов, которые можно использовать для разделения воды, около дюжины этих циклов, такие, как цикл оксида железа, цикл оксида оксида церия (IV) оксида церия (III), цинк-оксидный цинк, цикл серного йода, цикл меди и хлора и гибридный цикл серы, находятся на стадии исследования и на стадии испытаний для получения водорода и кислорода из воды и тепла без использования электричества. Ряд лабораторий (в том числе, во Франции, Германии, Греции, Японии и США) разрабатывают термохимические методы получения водорода из солнечной энергии и воды .

Анаэробная коррозия

В анаэробных условиях, железо и стальные сплавы медленно окисляются протонами воды, одновременно восстанавливаясь в молекулярном водороде (H2). Анаэробная коррозия железа приводит сначала к образованию гидроксида железа (зеленая ржавчина) и может быть описана следующей реакцией: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. В свою очередь, в анаэробных условиях гидроксид железа (Fe (OH) 2) может быть окислен протонами воды с образованием магнетита и молекулярного водорода. Этот процесс описывается реакцией Шикорра: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 гидроокись железа → магний + вода + водород. Хорошо кристаллизованный магнетит (Fe3O4) термодинамически более устойчив, чем гидроксид железа (Fe (OH) 2). Этот процесс происходит во время анаэробной коррозии железа и стали в бескислородных грунтовых водах и при восстановлении почв ниже уровня грунтовых вод.

Геологическое происхождение: реакция серпентинизации

В отсутствие кислорода (O2) в глубоких геологических условиях, преобладающих далеко от атмосферы Земли, водород (H2) образуется в процессе серпентинизации путем анаэробного окисления протонами воды (H+) силиката железа (Fe2 +), присутствующего в кристаллической решетке фаялита (Fe2SiO4, минал оливин-железа). Соответствующая реакция, приводящая к образованию магнетита (Fe3O4), кварца (SiO2) и водорода (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаялит + вода → магнетит + кварц + водород. Эта реакция очень напоминает реакцию Шикорра, наблюдаемую при анаэробном окислении гидроксида железа в контакте с водой.

Формирование в трансформаторах

Из всех опасных газов, образующихся в силовых трансформаторах, водород является наиболее распространенным и генерируется в большинстве случаев неисправностей; таким образом, образование водорода является ранним признаком серьезных проблем в жизненном цикле трансформатора.

Применения

Потребление в различных процессах

Большие количества H2 необходимы в нефтяной и химической промышленности. В наибольшей мере, H2 применяется для переработки («модернизации») ископаемого топлива и для производства аммиака. На нефтехимических заводах, H2 используется при гидродеалкилировании, гидродесульфировании и гидрокрекинге. H2 имеет несколько других важных применений. H2 используется в качестве гидрирующего агента, в частности, для повышения уровня насыщения ненасыщенных жиров и масел (обнаруженных в таких предметах, как маргарин), и в производстве метанола. Это также источник водорода при производстве соляной кислоты. Н2 также используется в качестве восстановителя металлических руд. Водород является высокорастворимым веществом во многих редкоземельных и переходных металлах и растворим как в нанокристаллических, так и в аморфных металлах. Растворимость водорода в металлах зависит от локальных искажений или примесей в кристаллической решетке . Это может быть полезно, когда водород очищается путем прохождения через горячие палладиевые диски, но высокая растворимость газа является металлургической проблемой, способствующей охрупчиванию многих металлов, осложняя проектирование трубопроводов и резервуаров для хранения. Помимо использования в качестве реагента, H2 имеет широкое применение в физике и технике. Он используется в качестве защитного газа в методах сварки, таких как атомно-водородная сварка. H2 используется в качестве охлаждающей жидкости ротора в электрических генераторах на электростанциях, поскольку он имеет самую высокую теплопроводность среди всех газов. Жидкий H2 используется в криогенных исследованиях, включая исследования сверхпроводимости . Поскольку Н2 легче воздуха, имея чуть больше 1/14 от плотности воздуха, он когда-то широко использовался в качестве поднимающего газа в воздушных шарах и дирижаблях. В более новых применениях, водород используется в чистом виде или смешивается с азотом (иногда называемым формовочным газом) в качестве газа-индикатора для мгновенного обнаружения утечки. Водород применяется в автомобильной, химической, энергетической, аэрокосмической и телекоммуникационной отраслях. Водород – это разрешенная пищевая добавка (E 949), которая позволяет проводить испытания на герметичность пищевых продуктов, помимо других антиокислительных свойств. Редкие изотопы водорода также имеют конкретные применения. Дейтерий (водород-2) используется в приложениях ядерного деления в качестве замедлителя медленных нейтронов и в реакциях ядерного синтеза. Соединения дейтерия применяются в области химии и биологии при исследованиях изотопных эффектов реакции. Тритий (водород-3), производимый в ядерных реакторах, используется в производстве водородных бомб, в качестве изотопной метки в биологических науках, и в качестве источника излучения в светящихся красках. Температура тройной точки равновесного водорода является определяющей неподвижной точкой в температурной шкале ITS-90 при 13,8033 кельвинах.

Охлаждающая среда

Водород обычно используется на электростанциях в качестве хладагента в генераторах из-за ряда благоприятных свойств, которые являются прямым результатом его легких двухатомных молекул. К ним относятся низкая плотность, низкая вязкость и максимальная удельная теплоемкость и теплопроводность среди всех газов.

Энергетический носитель

Водород не является энергетическим ресурсом , за исключением гипотетического контекста коммерческих термоядерных электростанций, использующих дейтерий или тритий, причем эта технология в настоящее время далека от развития. Энергия Солнца происходит от ядерного синтеза водорода, но этот процесс труднодостижим на Земле. Элементарный водород из солнечных, биологических или электрических источников требует больше энергии для его производства, чем расходуется при его сжигании, поэтому в этих случаях водород функционирует как носитель энергии, по аналогии с батареей. Водород может быть получен из ископаемых источников (таких как метан), но эти источники являются исчерпаемыми . Плотность энергии на единицу объема как жидкого водорода, так и сжатого газообразного водорода при любом практически достижимом давлении значительно меньше, чем у традиционных источников энергии, хотя плотность энергии на единицу массы топлива выше. Тем не менее, элементный водород широко обсуждался в контексте энергетики как возможный будущий носитель энергии в масштабах всей экономики. Например, секвестрация СО2 с последующим улавливанием и хранением углерода может быть проведена в точке производства H2 из ископаемых видов топлива. Водород, используемый при транспортировке, будет гореть относительно чисто, с некоторыми выбросами NOx, но без выбросов углерода. Однако, стоимость инфраструктуры, связанная с полной конверсией в водородную экономику, будет существенной. Топливные элементы могут превращать водород и кислород непосредственно в электричество более эффективно, чем двигатели внутреннего сгорания.

Полупроводниковая промышленность

Водород используется для насыщения оборванных связей аморфного кремния и аморфного углерода, что помогает стабилизировать свойства материала. Он также является потенциальным донором электронов в различных оксидных материалах, включая ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 и SrZrO3.

Биологические реакции

H2 является продуктом некоторых видов анаэробного метаболизма и производится несколькими микроорганизмами, обычно посредством реакций, катализируемых железо- или никельсодержащими ферментами, называемыми гидрогеназами. Эти ферменты катализируют обратимую окислительно-восстановительную реакцию между Н2 и его компонентами – двумя протонами и двумя электронами. Создание газообразного водорода происходит при передаче восстановительных эквивалентов, образующихся при ферментации пирувата в воду . Естественный цикл производства и потребления водорода организмами называется водородным циклом. Расщепление воды, процесс, при которой вода разлагается на составляющие ее протоны, электроны и кислород, происходит в световых реакциях у всех фотосинтезирующих организмов. Некоторые такие организмы, в том числе водоросли Chlamydomonas Reinhardtii и cyanobacteria, развили вторую стадию в темных реакциях, в которых протоны и электроны восстанавливаются с образованием H2-газа специализированными гидрогеназами в хлоропласте. Были предприняты попытки генетически модифицировать цианобактериальные гидразы для эффективного синтеза газообразного H2 даже в присутствии кислорода. Также были предприняты усилия с использованием генетически модифицированной водоросли в биореакторе.

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

Ковалентный радиус, 0,74 Температура плавления, ° С -259,14 Температура кипения, ° С -252,5 Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K) Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K) Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Растворимость

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

Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно предсказываются математически (см. СПЕКТРОСКОПИЯ). Водород сходен со щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2 электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также ХИМИЯ).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при образовании молекулы водорода: H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при 3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000 K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H + O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000° C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O) выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C. При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы, оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы (свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы (например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно (Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6. Соединения с большим количеством атомов бора получают разными способами. Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl, которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде (комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с []-. Другим примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов. Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.

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 .

Синонимы :

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

- (Hydrogenium), H, первый, наиболее легкий химический элемент периодической системы, атомная масса 1,00794; газ, tкип 252,76шC. Ядро атома водорода называют протоном. Водород входит в состав воды, живых организмов, нефти, каменного угля,… … Современная энциклопедия

Водород - (Hydrogenium), H, первый, наиболее легкий химический элемент периодической системы, атомная масса 1,00794; газ, tкип 252,76°C. Ядро атома водорода называют протоном. Водород входит в состав воды, живых организмов, нефти, каменного угля,… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (символ Н), газообразный, неметаллический элемент, впервые выделенный и идентифицированный в 1766 г. Генри КАВЕНДИШЕМ, который назвал его «горючим воздухом». Водород бесцветен и не имеет запаха, его относят вместе со щелочными металлами к первой… … Научно-технический энциклопедический словарь

Н (лат. hydrogenium; a. hydrogen; н. Wasserstoff; ф. hydrogene; и. hidrogeno), хим. элемент периодич. системы элементов Mенделеева, к рый относят одновременно к I и VII группам, ат. н. 1, ат. м. 1,0079. Природный B. имеет стабильные… … Геологическая энциклопедия

H2 газ без цвета, запаха и вкуса. Молярная масса 2,0157 кг/кмоль, температура плавления 13,95 К, температура кипения 71,07 кг/м3, низшая теплота сгорания 114460 кДж/кг, газовая постоянная 4,124 Дж/(кг*К), стехиометрический коэффициент 34,25 кг… … Энциклопедия техники