Свойства и применение водорода. Физические свойства водорода

Водород был открыт во второй половине 18 столетия английским ученым в области физики и химии Г. Кавендишем. Он сумел выделить вещество в чистом состоянии, занялся его изучением и описал свойства.

Такова история открытия водорода. В ходе экспериментов исследователь определил, что это горючий газ, сгорание которого в воздухе дает воду. Это привело к определению качественного состава воды.

Что такое водород

О водороде, как о простом веществе, впервые заявил французский химик А. Лавуазье в 1784 году, поскольку определил, что в состав его молекулы входят атомы одного вида.

Название химического элемента по-латыни звучит как hydrogenium (читается «гидрогениум»), что означает «воду рождающий». Название отсылает к реакции горения, в результате которой образуется вода.

Характеристика водорода

Обозначение водорода Н. Менделеев присвоил этому химическому элементу первый порядковый номер, разместив его в главной подгруппе первой группы и первом периоде и условно в главной подгруппе седьмой группы.

Атомарный вес (атомная масса) водорода составляет 1,00797. Молекулярная масса H 2 равна 2 а. е. Молярная масса численно равна ей.

Представлен тремя изотопами, имеющими специальное название: самый распространенный протий (H), тяжелый дейтерий (D), радиоактивный тритий (Т).

Это первый элемент, который может быть полностью разделен на изотопы простым способом. Основывается он на высокой разнице масс изотопов. Впервые процесс был осуществлен в 1933 году. Объясняется это тем, что лишь в 1932 году был выявлен изотоп с массой 2.

Физические свойства

В нормальных условиях простое вещество водород в виде двухатомных молекул является газом, без цвета, у которого отсутствует вкус и запах. Мало растворим в воде и других растворителях.

Температура кристаллизации — 259,2 о C, температура кипения — 252,8 о C. Диаметр молекул водорода настолько мал, что они обладают способностью к медленной диффузии через ряд материалов (резина, стекло, металлы). Это свойство находит применение, когда требуется очистить водород от газообразных примесей. При н. у. водород имеет плотность, равную 0,09 кг/м3.

Возможно ли превращение водорода в металл по аналогии с элементами, расположенными в первой группе? Учеными установлено, что водород в условиях, когда давление приближается к 2 млн. атмосфер, начинает поглощать инфракрасные лучи, что свидетельствует о поляризации молекул вещества. Возможно, при еще более высоких давлениях, водород станет металлом.

Это интересно: есть предположение, что на планетах-гигантах, Юпитере и Сатурне, водород находится в виде металла. Предполагается, что в составе земного ядра тоже присутствует металлический твердый водород, благодаря сверхвысокому давлению, создаваемому земной мантией.

Химические свойства

В химическое взаимодействие с водородом вступают как простые, так и сложные вещества. Но малую активность водорода требуется увеличить созданием соответствующих условий – повышением температуры, применением катализаторов и др.

При нагревании в реакцию с водородом вступают такие простые вещества, как кислород (O 2), хлор(Cl 2), азот (N 2), сера(S).

Если поджечь чистый водород на конце газоотводной трубки в воздухе, он будет гореть ровно, но еле заметно. Если же поместить газоотводную трубку в атмосферу чистого кислорода, то горение продолжится с образованием на стенках сосуда капель воды, как результат реакции:

Горение воды сопровождается выделением большого количества теплоты. Это экзотермическая реакция соединения, в процессе которой водород окисляется кислородом с образованием оксида H 2 O. Это также и окислительно-восстановительная реакция, в которой водород окисляется, а кислород восстанавливается.

Аналогично происходит реакция с Cl 2 с образованием хлороводорода.

Для осуществления взаимодействия азота с водородом требуется высокая температура и повышенное давление, а также присутствие катализатора. Результатом является аммиак.

В результате реакции с серой образуется сероводород, распознавание которого облегчает характерный запах тухлых яиц.

Степень окисления водорода в этих реакциях +1, а в гидридах, описываемых ниже, – 1.

При реакции с некоторыми металлами образуются гидриды, например, гидрид натрия – NaH. Некоторые из этих сложных соединений используются в качестве горючего для ракет, а также в термоядерной энергетике.

Водород реагирует и с веществами из категории сложных. Например, с оксидом меди (II), формула CuO. Для осуществления реакции, водород меди пропускается над нагретым порошкообразным оксидом меди (II). В ходе взаимодействия реагент меняет свой цвет и становится красно-коричневым, а на холодных стенках пробирки оседают капельки воды.

Водород в ходе реакции окисляется, образуя воду, а медь восстанавливается из оксида до простого вещества (Cu).

Области применения

Водород имеет большое значение для человека и находит применение в самых разных сферах:

1. В химическом производстве – это сырье, в других отраслях – топливо. Не обходятся без водорода и предприятия нефтехимии и нефтепереработки.
2. В электроэнергетике это простое вещество выполняет функцию охлаждающего агента.
3. В черной и цветной металлургии водороду отводится роль восстановителя.
4. Сего помощью создают инертную среду при упаковке продуктов.
5. Фармацевтическая промышленность — пользуется водородом как реагентом в производстве перекиси водорода.
6. Этим легким газом наполняют метеорологические зонды.
7. Известен этот элемент и в качестве восстановителя топлива для ракетных двигателей.

Ученые единодушно пророчат водородному топливу пальму первенства в энергетике.

Получение в промышленности

В промышленности водород получают методом электролиза, которому подвергают хлориды либо гидроксиды щелочных металлов, растворенные в воде. Также можно получать водород этим способом непосредственно из воды.

Используется в этих целях конверсия кокса или метана с водяным паром. Разложение метана при повышенной температуре также дает водород. Сжижение коксового газа фракционным методом тоже применяется для промышленного получения водорода.

Получение в лаборатории

В лаборатории для получения водорода используют аппарат Киппа.

В качестве реагентов выступают соляная или серная кислота и цинк. В результате реакции образуется водород.

Нахождение водорода в природе

Водород чаще других элементов встречается во Вселенной. Основную массу звезд, в том числе Солнца, и иных космических тел составляет водород.

В земной коре его всего 0,15%. Он присутствует во многих минералах, во всех органических веществах, а также в воде, покрывающей на 3/4 поверхность нашей планеты.

В верхних слоях атмосферы можно обнаружить следы водорода в чистом виде. Находят его и в ряде горючих природных газов.

Газообразный водород является самым неплотным, а жидкий – самым плотным веществом на нашей планете. С помощью водорода можно изменить тембр голоса, если вдохнуть его, а на выдохе заговорить.

В основе действия самой мощной водородной бомбы лежит расщепление самого легкого атома.

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.

	Температура плавления, K	Температура кипения, K	Тройная точка, K / kPa	Критическая точка, K / kPa	Плотность жидкий / газ, кг/м³

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».

Рассмотрим, что собой представляет водород. Химические свойства и получение этого неметалла изучают в курсе неорганической химии в школе. Именно этот элемент возглавляет периодическую систему Менделеева, а потому заслуживает детального описания.

Краткие сведения об открытии элемента

Прежде чем рассматривать физические и химические свойства водорода, выясним, как был найден этот важный элемент.

Химики, которые работали в шестнадцатом и семнадцатом веках, неоднократно упоминали в своих трудах о горючем газе, который выделяется при воздействии на кислоты активными металлами. Во второй половине восемнадцатого века Г. Кавендишу удалось собрать и проанализировать этот газ, дав ему название «горючий газ».

Физические и химические свойства водорода на тот момент времени не были изучены. Только в конце восемнадцатого века А. Лавуазье удалось путем анализа установить, что получить этот газ можно путем анализа воды. Чуть позже он стал называть новый элемент hydrogene, что в переводе означает «рождающий воду». Своим современным русским названием водород обязан М. Ф. Соловьеву.

Нахождение в природе

Химические свойства водорода можно анализировать только на основании его распространенности в природе. Данный элемент присутствует в гидро- и литосфере, а также входит в состав полезных ископаемых: природного и попутного газа, торфа, нефти, угля, горючих сланцев. Сложно себе представить взрослого человека, который бы не знал о том, что водород является составной частью воды.

Кроме того, данный неметалл находится в организмах животных в виде нуклеиновых кислот, белков, углеводов, жиров. На нашей планете данный элемент встречается в свободном виде достаточно редко, пожалуй, только в природном и вулканическом газе.

В виде плазмы водород составляет примерно половину массы звезд и Солнца, кроме того, входит в состав межзвездного газа. Например, в свободном виде, а также в форме метана, аммиака этот неметалл присутствует в составе комет и даже некоторых планет.

Физические свойства

Прежде чем рассматривать химические свойства водорода, отметим, что при нормальных условиях он является газообразным веществом легче воздуха, имеющим несколько изотопных форм. Он почти нерастворим в воде, имеет высокую теплопроводность. Протий, имеющий массовое число 1, считается самой легкой его формой. Тритий, который обладает радиоактивными свойствами, образуется в природе из атмосферного азота при воздействии на него нейронов УФ-лучей.

Особенности строения молекулы

Чтобы рассмотреть химические свойства водорода, реакции, характерные для него, остановимся и на особенностях его строения. В этой двухатомной молекуле ковалентная неполярная химическая связь. Образование атомарного водорода возможно при взаимодействии активных металлов на растворы кислот. Но в таком виде этот неметалл способен существовать только незначительный временной промежуток, практически сразу же он рекомбинируется в молекулярный вид.

Химические свойства

Рассмотрим химические свойства водорода. В большей части соединений, которые образует данный химический элемент, он проявляет степень окисления +1, что делает его похожим с активными (щелочными) металлами. Основные химические свойства водорода, характеризующие его в качестве металла:

• взаимодействие с кислородом с образованием воды;
• реакция с галогенами, сопровождающаяся образованием галогеноводорода;
• получение сероводорода при соединении с серой.

Ниже представлено уравнение реакций, характеризующих химические свойства водорода. Обращаем внимание на то, что в качестве неметалла (со степенью окисления -1) он выступает только в реакции с активными металлами, образуя с ними соответствующие гидриды.

Водород при обычной температуре неактивно вступает во взаимодействие с другими веществами, поэтому большая часть реакций осуществляется только после предварительного нагревания.

Остановимся подробнее на некоторых химических взаимодействиях элемента, который возглавляет периодическую систему химических элементов Менделеева.

Реакция образования воды сопровождается выделением 285,937 кДж энергии. При повышенной температуре (больше 550 градусов по Цельсия) данный процесс сопровождается сильным взрывом.

Среди тех химических свойств газообразного водорода, которые нашли существенное применение в промышленности, интерес представляет его взаимодействие с оксидами металлов. Именно путем каталитического гидрирования в современной промышленности осуществляют переработку оксидов металлов, например выделяют из железной окалины (смешанного оксида железа) чистый металл. Данный способ позволяет вести эффективную переработку металлолома.

Синтез аммиака, который предполагает взаимодействие водорода с азотом воздуха, также востребован в современной химической промышленности. Среди условий протекания этого химического взаимодействия отметим давление и температуру.

Заключение

Именно водород является малоактивным химическим веществом при обычных условиях. При повышении температуры его активность существенно возрастает. Данное вещество востребовано в органическом синтезе. Например, путем гидрирования можно восстановить кетоны до вторичных спиртов, а альдегиды превратить в первичные спирты. Кроме того, путем гидрирования можно превратить ненасыщенные углеводороды класса этилена и ацетилена в предельные соединения ряда метана. Водород по праву считают простым веществом, востребованным в современном химическом производстве.

В периодической системе водород располагается в двух абсолютно противоположных по своим свойствам группах элементов. Данная особенность делают его совершенно уникальным. Водород не просто представляет собой элемент или вещество, но также является составной частью многих сложных соединений, органогенным и биогенным элементом. Поэтому рассмотрим его свойства и характеристики более подробно.

Выделение горючего газа в процессе взаимодействия металлов и кислот наблюдали еще в XVI веке, то есть во время становления химии как науки. Известный английский ученый Генри Кавендиш исследовал вещество, начиная с 1766 года, и дал ему название «горючий воздух». При сжигании этот газ давал воду. К сожалению, приверженность ученого теории флогистона (гипотетической «сверхтонкой материи») помешала ему прийти к правильным выводам.

Французский химик и естествоиспытатель А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье и при помощи специальных газометров в 1783 г. провел синтез воды, а после и ее анализ посредством разложения водяного пара раскаленным железом. Таким образом, ученые смогли прийти к правильным выводам. Они установили, что «горючий воздух» не только входит в состав воды, но и может быть получен из нее.

В 1787 году Лавуазье выдвинул предположение, что исследуемый газ является простым веществом и, соответственно, относится к числу первичных химических элементов. Он назвал его hydrogene (от греческих слов hydor - вода + gennao - рождаю), т. е. «рождающий воду».

Русское название «водород» в 1824 году предложил химик М. Соловьев. Определение состава воды ознаменовало конец «теории флогистона». На стыке XVIII и XIX веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами прочих элементов) и его масса была принята за основную единицу сравнения атомных масс, получив значение, равное 1.

Физические свойства

Водород является легчайшим из всех известных науке веществ (он в 14,4 раз легче воздуха), его плотность составляет 0,0899 г/л (1 атм, 0 °С). Данный материал плавится (затвердевает) и кипит (сжижается), соответственно, при -259,1 °С и -252,8 °С (только гелий обладает более низкими t° кипения и плавления).

Критическая температура водорода крайне низка (-240 °С). По этой причине его сжижение - довольно сложный и затратный процесс. Критическое давление вещества - 12,8 кгс/см², а критическая плотность составляет 0,0312 г/см³. Среди всех газов водород имеет наибольшую теплопроводность: при 1 атм и 0 °С она равняется 0,174 вт/(мхК).

Удельная теплоемкость вещества в тех же условиях - 14,208 кДж/(кгхК) или 3,394 кал/(гх°С). Данный элемент слабо растворим в воде (около 0,0182 мл/г при 1 атм и 20 °С), но хорошо - в большинстве металлов (Ni, Pt, Pa и прочих), особенно в палладии (примерно 850 объемов на один объем Pd).

С последним свойством связана его способность диффундирования, при этом диффузия через углеродистый сплав (к примеру, сталь) может сопровождаться разрушением сплава из-за взаимодействия водорода с углеродом (этот процесс называется декарбонизация). В жидком состоянии вещество очень легкое (плотность - 0,0708 г/см³ при t° = -253 °С) и текучее (вязкость - 13,8 спуаз в тех же условиях).

Во многих соединениях этот элемент проявляет валентность +1 (степень окисления), подобно натрию и прочим щелочным металлам. Обычно он рассматривается в качестве аналога этих металлов. Соответственно он возглавляет I группу системы Менделеева. В гидридах металлов ион водорода проявляет отрицательный заряд (степень окисления при этом -1), то есть Na+H- имеет структуру, подобную хлориду Na+Cl-. В соответствии с этим и некоторыми другими фактами (близость физических свойств элемента «H» и галогенов, способность его замещения галогенами в органических соединениях) Hydrogene относят к VII группе системы Менделеева.

В обычных условиях молекулярный водород имеет низкую активность, непосредственно соединяясь только с самыми активными из неметаллов (с фтором и хлором, с последним - на свету). В свою очередь, при нагревании он взаимодействует со многими химическими элементами.

Атомарный водород имеет повышенную химическую активность (если сравнивать с молекулярным). С кислородом он образует воду по формуле:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

выделяя 285,937 кДж/моль тепла или 68,3174 ккал/моль (25 °С, 1 атм). В обычных температурных условиях реакция протекает довольно медленно, а при t° >= 550 °С - неконтролируемо. Пределы взрывоопасности смеси водород + кислород по объему составляют 4–94 % Н₂, а смеси водород + воздух - 4–74 % Н₂ (смесь из двух объемов Н₂ и одного объема О₂ называют гремучим газом).

Данный элемент используют для восстановления большинства металлов, так как он отнимает кислород у оксидов:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.

С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

Однако при реакции с фтором водород взрывается (это происходит и в темноте, при -252 °С), с бромом и хлором реагирует только при нагревании или освещении, а с йодом - исключительно при нагревании. При взаимодействии с азотом образуется аммиак, но лишь на катализаторе, при повышенных давлениях и температуре:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагревании водород активно реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

и значительно труднее - с теллуром или селеном. С чистым углеродом водород реагирует без катализатора, но при высоких температурах:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

Данное вещество непосредственно реагирует с некоторыми из металлов (щелочными, щелочноземельными и прочими), образуя гидриды, например:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Немаловажное практическое значение имеют взаимодействия водорода и оксида углерода (II). При этом в зависимости от давления, температуры и катализатора образуются разные органические соединения: НСНО, СН₃ОН и пр. Ненасыщенные углеводороды в процессе реакции переходят в насыщенные, к примеру:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водород и его соединения играют в химии исключительную роль. Он обусловливает кислотные свойства т. н. протонных кислот, склонен образовывать с разными элементами водородную связь, оказывающую значительное влияние на свойства многих неорганических и органических соединений.

Получение водорода

Основными видами сырья для промышленного производства этого элемента являются газы нефтепереработки, природные горючие и коксовые газы. Его также получают из воды посредством электролиза (в местах с доступной электроэнергией). Одним из важнейших методов производства материала из природного газа считается каталитическое взаимодействие углеводородов, в основном метана, с водяным паром (т. н. конверсия). Например:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.

Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.

Для электролиза воды применяется постоянный ток, который пропускается через раствор NaOH или КОН (кислоты не используют во избежание коррозии аппаратуры). В лабораторных условиях материал получают электролизом воды или в результате реакции между соляной кислотой и цинком. Однако чаще применяют готовый заводской материал в баллонах.

Из газов нефтепереработки и коксового газа данный элемент выделяют путем удаления всех остальных компонентов газовой смеси, так как они легче сжижаются при глубоком охлаждении.

Промышленным образом этот материал стали получать еще в конце XVIII века. Тогда его использовали для наполнения воздушных шаров. На данный момент водород широко применяют в промышленности, главным образом - в химической, для производства аммиака.

Массовые потребители вещества - производители метилового и прочих спиртов, синтетического бензина и многих других продуктов. Их получают синтезом из оксида углерода (II) и водорода. Hydrogene используют для гидрогенизации тяжелого и твердого жидкого топлива, жиров и пр., для синтеза HCl, гидроочистки нефтепродуктов, а также в резке/сварке металлов. Важнейшими элементами для атомной энергетики являются его изотопы - тритий и дейтерий.

Биологическая роль водорода

Около 10 % массы живых организмов (в среднем) приходится на этот элемент. Он входит в состав воды и важнейших групп природных соединений, включая белки, нуклеиновые кислоты, липиды, углеводы. Для чего он служит?

Этот материал играет решающую роль: при поддержании пространственной структуры белков (четвертичной), в осуществлении принципа комплиментарности нуклеиновых кислот (т. е. в реализации и хранении генетической информации), вообще в «узнавании» на молекулярном уровне.

Ион водорода Н+ принимает участие в важных динамических реакциях/процессах в организме. В том числе: в биологическом окислении, которое обеспечивает живые клетки энергией, в реакциях биосинтеза, в фотосинтезе у растений, в бактериальном фотосинтезе и азотфиксации, в поддержании кислотно-щелочного баланса и гомеостаза, в мембранных процессах транспорта. Наряду с углеродом и кислородом он образует функциональную и структурную основы явлений жизни.

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории :

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н 2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .