История открытия, физические и химические свойства водорода

Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

1. Историческая справка

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. Водород был получен: в 1666 г. Робертом Бойлем, в 1745 г. М.В. Ломоносовым, в 1766 г. Генри Кавендишом. Кавендиш изучил его свойства, но строго придерживался теории флогистона (особая субстанция, входящая в состав любого горючего вещества), поэтому автором открытия водорода как элемента многие считают французского ученого Антуана Лавуазье (1785 г.). Лавуазье получил водород, пропуская пары воды через раскаленное железо:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Лавуазье назвал образующийся газ Hydrogenium (рождающий воду лат.).

В 1824 г. Русский ученый Соловьев дал новому элементу русское название - водород.

В конце 1931 г. Юри, Брекуэдд и Мэрфи исследовали остаток после длительного выпаривания жидкого водорода и обнаружили в нем тяжелый водород 2Н. 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.

2. Нахождение в природе

1. Во Вселенной.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: по современным данным, он составляет примерно 92% от общего числа ее атомов. Водород содержится в газовых туманностях, в межзвездном газе, кометах, входит в состав звезд. В недрах звезд на определенной стадии их эволюции протекают разнообразные термоядерные реакции с участием водорода. Классический пример: превращение ядер атомов водорода в ядра атомов гелия. Для большинства звезд, в том числе и для нашего Солнца, водород служит главным источником энергии. Скорость процесса (число ядер водорода, превращающихся в ядра гелия в одном кубическом метре вещества за единицу времени) мала. Поэтому и количество энергии, выделяющейся за единицу времени в единице объема, мало. Однако, вследствие огромной массы Солнца, общее количество выделяемой энергии огромно. Оно соответствует уменьшению массы Солнца приблизительно на 4 миллиона тонн в секунду.

2. В Солнечной системе.

Основная масса водорода в Солнечной системе сосредоточена, конечно же, в самом Солнце, а так же на планетах-гигантах: Юпитере, Сатурне, Уране и Нептуне. В небольших количествах он содержится в атмосфере всех планет и входит в состав минералов и других соединений (аммиак, метан, синильная кислота). Ядра атомов водорода - основа так называемого солнечного ветра. Общее содержание атомов водорода в Солнечной системе составляет 84%.

3. На Земле.

Общее содержание водорода на Земле составляет всего 0,15% по массе или 3,0% мольных долей. Водород составляет 0,88-1,0% массы земной коры, считая воду и воздух. Его содержание в атмосфере планеты 5·10-5 % по объему. По распространенности на Земле этот элемент занимает 9-е место. В свободном состоянии встречается сравнительно редко - содержится в нефтяных, горячих и вулканических газах, присутствует в виде включений в некоторых минералах. Некоторое количество водорода появляется постоянно в атмосфере в результате разложения органических веществ микроорганизмами (процессы гниения), но затем водород быстро поднимается в стратосферу благодаря своей легкости. По этой же причине постоянно покидает атмосферу Земли.

Большая часть водорода связана в форме воды, глин и углеводородов; последние составляют основу нефти и входят составной частью в природные горючие газы. Водород в составе воды и органических соединений входит в состав всех растительных и животных организмов. Также водород содержится в буром и каменном угле, входит в состав целого ряда минералов.

3. Общая характеристика элемента. Строение атома

Положение в ПСХЭ:

· порядковый номер №1;

· период 1;

· группа I (главная подгруппа «А»);

· N электронных уровней - 1;

· N(з) на внешнем уровне - 1;

· R атома = 0,159;

· относительная масса Ar(Н)=1;

· латинское название Hydrogenium (рождающий воду).

В соединениях водород проявляет валентность I.

Ядро водорода содержит один протон, а вокруг ядра движется один электрон. Единственный электрон атома водорода располагается на 1s-орбитали. Поскольку электрон на орбитале один, это означает, что атом водорода содержит не спаренный электрон. Электронная конфигурация атома водорода 1s1.

Если от атома водорода оторвать отрицательно заряженный электрон, то останется положительно заряженная частица - ион водорода H+ или, как ее чаще называют, протон. Протон имеет вакантную (пустую) 1s-орбиталь, на которой раньше (в атоме водорода) располагался электрон.

Если электронейтральный атом водорода присоединяет отрицательно заряженный электрон, то образуется отрицательно заряженная частица (заряд _1) - так называемый гидрид_анион, обозначаемый Н_. Эта частица имеет отрицательный заряд, так как содержит один протон и два отрицательно заряженных электрона. Эти электроны располагаются на 1s-орбитали и электронная конфигурация гидрид-аниона 1s2. Поскольку два электрона располагаются на одной орбитали, это означает, что гидрид-анион содержит неподеленную электронную пару.

4. Физические свойства

Водород - бесцветный, не имеющий вкуса и запаха газ. Молекула водорода двухатомна -- Н2. Лабораторный водород имеет неприятный запах. Длительное время считали, что это запах самого водорода. Во второй половине XIX века учёные установили, что тщательно очищенный водород запаха не имеет, неприятный запах вызван примесями сероводорода и других газов. Водород - самый лёгкий газ! Он в 14,5 раз легче воздуха (1л весит 0,09 г). Поэтому если мыльные пузыри наполнить водородом, то они поднимаются вверх. Водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворимость водорода в воде очень мала, а температура сжижения чрезвычайно низкая (-252,8°С). Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине. 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.

Собирать водород можно путем вытеснения воздуха из пробирки или воды. При этом пробирку нужно перевернуть вверх дном.

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/смі) и текучая (вязкость при ?253 °C 13,8 сП). 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-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Твёрдый водород, температура плавления ?259,2 °C, плотность 0,0807 г/смі (при ?262 °C) -- снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения -- ведь это был бы сверхлегкий металл, компонент легкого и энергоёмкого ракетного топлива. Сейчас (2014 г.) установлено, что при давлении порядка 1,5--2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл.

5. Химические свойства

Водород - неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Термическая диссоциация водорода происходит при температуре выше 2000 °С.

В своих соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1.

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

- 432 кДж

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

1. Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:

H2 + F2 = 2HF.

С хлором реагирует только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.

2. Взаимодействие с кислородом. При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при 600 °С - с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:

2H2 + O2 = 2H2O.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.

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

3. Взаимодействие с серой. При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

H2 + S = H2S.

4. Взаимодействие с азотом. При нагревании водород обратимо реагирует с азотом, причем при высоком давлении и в присутствии катализатора:

3H2 + N2 = 2NH3.

5. Взаимодействие с оксидом азота (II). Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O.

6. Взаимодействие с оксидами металлов. Водород - хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O

7. Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения, образующийся при восстановлении металла кислотой.

8. Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами. При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды -- солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

6. Способы получения

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):

СН4 + 2Н2O = CO2^ + 4Н2 ?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 + 2H2O > H2^ + 2NaOH + Cl2

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

H2O + C H2 + CO

3. Из природного газа.

Конверсия с водяным паром:

CH4 + H2O CO + 3H2 (1000 °C)

Каталитическое окисление кислородом:

2CH4 + O2 2CO + 4H2

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 > ZnCl2 + H2^

водород химический галоген оксид

2. Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H2O > Ca(OH)2 + H2^

3. Гидролиз гидридов:

NaH + H2O > NaOH + H2^

4. Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H2O > 2Na[Al(OH)4] + 3H2^

Zn + 2KOH + 2H2O > K2[Zn(OH)4] + H2^

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

2H3O+ + 2e? > H2^ + 2H2O

7. Важнейшие соединения

Вода H2O. Вода является самым распространенным соединением водорода. Много воды находится в земной коре, а в виде паров - в атмосфере. Вода может находиться в твердом, жидком и газообразном состоянии. Переход из одного состояния в другое обусловливается температурой и давлением. Чистая вода во всех агрегатных состояниях бесцветна. Водяные пары невидимы. При атмосферном давлении вода кипит при 100С, tпл=0С. Плотность чистой воды при +4С и атмосферном давлении принимают за единицу. Плотность льда равна 0,92 г/см3. С химической точки зрения вода является весьма реакционно-способным веществом. Она соединяется со многими оксидами металлов, энергично взаимодействует с наиболее активными металлами и вступает в различные другие реакции самого разнообразного характера. Чистая вода почти не проводит электрический ток. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25С равна 548,1 Cм.см2/моль. Вода образуется при соединении водорода с кислородом под действием электрического разряда. Можно получить при нагревании веществ, содержащих кристаллизационную воду, в качестве побочного продукта она образуется при реакциях нейтрализации, окислительно-восстановительных и других реакциях. Для получения больших количеств химически чистой воды не пользуются ни одним из перечисленных способов, а прибегают к очистке различными способами очень распространенной природной воды.

Пероксид водорода H2O2. В свободном состоянии встречается в нижних слоях атмосферы, в атмосферных осадках. В обычных условиях представляет собой бесцветную жидкость, без цвета, без запаха, с неприятным металлическим вкусом. В максимальной концентрации - это сиропообразная жидкость (с плотностью около 1,5 г/см3). В толстом слое имеет голубой цвет. В воде, этиловом спирте, этиловом эфире растворяется в любых соотношениях. tкип=150оС, tпл=-0,43оС. Чистый пероксид кислорода разлагается на воду и кислород со взрывом. Является сильным окислителем. 3%-ный раствор применяют в медицине, в промышленности для отбеливания соломы, перьев, клея, мехов, кожи и т.д. 60%-ный раствор применяют для отбеливания жиров и масел. Сильно концентрированные растворы (85-90%) в смеси с некоторыми горючими веществами применяются для получения взрывчатых смесей.

8. Применение

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, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции.

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 несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Метеорология.

Используется в метеорологии для заполнения шаропилотных оболочек.

Топливо.

Водород используют в качестве ракетного топлива.

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водород в ДВС меньше загрязняет окружающую среду локально (использование водорода в этом качестве затрудняет низкая эффективность его получения и сопряжённых дополнительных расходов на его сжатие, транспортировку), но также как и бензиновые/дизельные аналоги, потребляет и деградирует моторное масло и все остальные неэкологичные материалы, присущие двигателям внутреннего сгорания. В смысле экологии электромобили значительно лучше, перспективен также двигатель Стирлинга.

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

Электроэнергетика

Водород применяется для охлаждения мощных электрических генераторов.

9. Биороль и токсикология

Биологическая роль водорода.

Водород как отдельный элемент не обладает биологической ценностью. Для организма важны соединения, в состав которых он входит, а именно вода, белки, жиры, углеводы, витамины, биологически активные вещества (за исключением минералов) и т.д. Наибольшую ценность, конечно, представляет соединение водорода с кислородом - вода, которая фактически является средой существования всех клеток организма. Другой группой важных соединений водорода являются кислоты - их способность высвобождать ион водорода делает возможным формирование рН среды. Немаловажной функцией водорода также является его способность образовывать водородные связи, которые, например, формируют в пространстве активные формы белков и двухцепочечную структуру ДНК.

Основные пищевые источники водорода.

Водород содержится практически во всех пищевых веществах, однако основное его количество попадает в организм в виде воды.

Дефицит водорода.

Причины дефицита водорода.

Дефицита водорода как такового не бывают, наблюдают дефицит его соединений, например, воды при ее недостаточном поступлении в организм или некомпенсированном ускоренном выведении.

Последствия дефицита водорода.

Также как и в случае причин, наблюдают последствия дефицита его соединений, чаще всего воды. В этом случае наблюдают: обезвоживание, чувство жажды, снижение тургора тканей, сухость кожи и слизистых оболочек, повышение концентрации крови, артериальная гипотензия.

Избыток водорода.

Избытка водорода как такового тоже не бывает, возможен избыток поступления его соединений. В этом случае наблюдают картину, характерную для конкретного соединения. Например, в случае избытка воды (гипергидратация) чаще всего наблюдают отеки.

Суточная потребность в водороде: не нормируется.

Сам по себе водород не является токсичным. Но, например, одно из его важнейших соединений - перекись водорода - имеет для организма токсическое вредное действие из-за повреждения тканей, образования газа. Разбавленная она оказывает раздражающее действие, а концентрированная вызывает ожоги. Газ образуется при разложении вещества под действием каталазы тканей на воду, молекулярный кислород. Из 1 мл 3% вещества при стандартных температуре, давлении образуется 10 мл кислорода; из 1 мл 35% -- более 100 мл. Образование газа может иногда привести к смертельной эмболии.

Симптомы острой газовой эмболии при отравлении перекисью водорода включают быстрое угнетение сознания, цианоз, дыхательную недостаточность, эпиприпадки, ишемию миокарда. Последствия приема внутрь разбавленной водой перекиси обычно не очень тяжелы, ограничиваются болью, тошнотой, рвотой.

Лечение отравления.

При попадании внутрь концентрированного препарата, если времени прошло мало и у отравившегося не было рвоты, показано отсасывание содержимого из желудка через зонд. Зонд применяют также при вздутии живота вследствие образования газа. Есть симптомы отравления перекисью водорода или данных рентгенографии, указывающих на присутствие газа в сердце, пострадавшего с отравлением укладывают в положение Тренделенбурга, чтобы избежать обструкции правого желудочка. Всем таким больным показана гипербарическая оксигенация.

Размещено на Allbest.ru