Общие сведения о водороде

Размещено на http://www.allbest.ru/

Водород

Оглавление

1. Общие сведения о водороде. История открытия

2. Водород в природе

3. Получение водорода

4. Физические свойства водорода

5. Химические свойства водорода

1. Общие сведения о водороде. История открытия

Название, символ, номер -- Водород / Hydrogenium (H), 1

Атомная (молярная) масса-- [1,00784; 1,00811] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация --1s1

Радиус атома -- 53 пм

Степени окисления -- 1,0, ?1

Плотность (при н. у.) -- 0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/смі

Температура плавления -- -259.14 °C

Температура кипения -- -252.87 °C

Водоромд -- первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ?дщс -- «вода» и геннЬщ -- «рождаю») -- «порождающий воду».

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H -- протий (Н), 2H -- дейтерий (D) и 3H -- тритий (радиоактивен) (T). Протий и дейтерий стабильны, тритий - радиоактивен (период полураспада 12,5 лет). В природных соединениях дейтерий и протий в среднем содержатся в отношении 1:6800 (по числу атомов). Тритий находится в природе в ничтожно малых количествах.

Простое вещество водород -- H2 -- лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Был открыт в первой половине XVI века немецким врачом и естествоиспытателем Парацельсом. Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали и ранее, 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. В Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». Он установил его свойства и указал отличия от других газов. При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, 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.

2. Водород в природе

На Земле

Водород в свободном состоянии встречается на Земле лишь в незначительных количествах (0,00005 % по объёму для сухого воздуха). Иногда он выделяется вместе с другими газами при вулканических извержениях, а также из буровых скважин при добывании нефти. Но в виде соединений водород весьма распространен. Он составляет девятую часть массы воды. Водород входит в состав всех растительных и животных организмов, нефти, каменного и бурого углей, природных газов и ряда минералов. Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 63 %. На долю водорода из всей массы земной коры, считая воду и воздух, приходится около 1%. Однако при пересчете на проценты от общего числа атомов содержание водорода в земной коре равно 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.

Содержание водорода в организме взрослого человека составляет около 10% (7 кг на 70 кг массы тела). Основная функция водорода - структурирование биологического пространства (вода и водородные связи) и формирование разнообразия органических (биологических) молекул.

Во Вселенной

Водород -- самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов -- порядка 0,1 %). Таким образом, водород -- основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. 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. 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. В недрах звезд происходит превращение ядер атомов водорода в ядра атомов гелия. Этот процесс протекает с выделением энергии; для многих звезд, в том числе для Солнца, он служит главным источником энергии.

3. Получение водорода

В промышленности

Водород главным образом получают из природного газа путем конверсии. Этот газ, состоящий в основном из метана, смешивают с водяным паром и кислородом. При нагревании смеси газов до 800-1000°C в присутствии катализатора происходит реакция, которую схематически можно изобразить уравнением

2CH4 + O2 + 2H2O > 2CO2 ^ + 6H2 ^

Существуют альтернативные способы промышленного получения водорода:

1. Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

H2O + C > CO ^ + H2 ^

2. Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H2O > 2NaOH + Cl2 ^ + H2 ^

3. Каталитическое окисление кислородом:

2CH4 + O2 > 2CO + 4H2

4. Крекинг (высокотемпературная переработка нефти и её фракций) и риформинг (промышленный процесс переработки бензиновых и лигроиновых фракций нефти) углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

Существует несколько основных способов получения водорода в лаб. условиях. горючий кислота химический водород

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

Zn + H2SO4 > ZnSO4 + H2^

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

2H3O+ + 2e- >2H2O + H2

4. Физические свойства водорода

Водород -- самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх. 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.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии. 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. 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.

Твёрдый водород, температура плавления ?259,2 °C, плотность 0,0807 г/смі (при ?262 °C) -- снегоподобная масса.

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.

Молекулярный водород существует в двух модификациях -- в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2 (т. пл. ?259,10 °C, т. кип. ?252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H2 (т. пл. ?259,32 °C, т. кип. ?252,89 °C) -- противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H2 и p-H2 при заданной температуре называется равновесный водород e-H2.

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 параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1.

5. Химические свойства водорода

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

H2 = 2H - 432 кДж

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

Ca + H2 >CaH2

и с единственным неметаллом -- фтором, образуя фтороводород:

F2 + H2 >2HF

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

O2 + 2H2 >2H2O

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

CuO + H2 >Cu + H2O

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

N2 + 3H2 >2NH3

С галогенами образует галогеноводороды:

H2 + F2 >2HF,

реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

H2 + Cl2 >2HCl,

реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H2 >CH4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H2 >2NaH

Ca + H2 >CaH2

Mg + H2 >MgH2

Гидриды -- солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH2 + 2H2O >Ca(OH)2 + 2H2 ^

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

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CoO + H2 >Co + H2O Fe2O3 + 3H2 >2Fe + 3H2O

WO3 + 3H2 >W + 3H2O

Применение водорода

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

Применяется при производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс.

Пищевая промышленность

Используется в 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 шаро-пилотных 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 так же, 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.

Размещено на Allbest.ru