Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н + (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э 2 . Но молекулярная орбиталь (МО) Н 2 не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н 2 имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия 1 Н (99,985%) и дейтерия 2 H (2 D), радиоактивного трития 3 Н (3 Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н 2 (дипротий), тяжелого водорода – D 2 ­ (дидейтерий), Т 2 (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н 2 (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н 0 , образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н 2 0 + Cl 2 = 2Н +1 Cl; 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О; СuО + Н 2 = Сu + Н 2 О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н 2 0 = 2NаН –1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 (кат. Ni, 800°С)

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам , т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н – . Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН 2). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н 2 О = LiОН + Н 2­­

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH 4 и ВН 3). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH 4 + 3Н 2 О = Н 2 SiO 3 + 4Н 2

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М +1 Н (VН, NbН, ТаН), М +2 Н 2 (TiН 2 , ZrH 2) и М +3 Н 3 (UН 3 , РаН 3).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н 2 S, Н 3 N), жид­кости (Н 2 О, НF, НNO 3), твердые вещества (Н 3 РO 4 , Н 2 SiO 3). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО 3) 2 , амблигонит LiAl(PО 4)F и лепидолит Li 2 Al 2 (SiО 3) 3 (F,OH) 2 .

Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li 2 О, Li 3 N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО 2 . С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н 2 О = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2

3Li + 4НNO 3 (разб.) = 2LiNO 3 + NO + 2Н 2 O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение. Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li 2 О + Si = 4Li + SiО 2

3Li 2 О + 2Al = 6Li + A1 2 О 3

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (3 Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li 2 CО 3 , Li 3 PО 4 и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li 2 О 2 , персульфид Li 2 S 2 и перкарбид Li 2 C 2 .

Оксид лития Li 2 О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li 2 О + Н 2 О = 2LiOH

Li 2 О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H 2 О

Li 2 О + CО 2 = Li 2 CО 3

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li 2 О + Н 2 О (800-1000°С, в атмосфере Н 2)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО 3 –KNО 3 и др.); реже образуются двойные соединения, например M +1 LiSО 4 , Na 3 Li(SО 4) 2 ∙6H 2 О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na 2 SO 4 ∙10H 2 О, криолит Na 3 AlF 6 , бура Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na + составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н 2 О = 2NaOH + Н 2

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н 2

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na 2 О + H 2

2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Hal 2 = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH 3 (г) = 2NaNH 2 + H 2

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl 2 (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I). Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na; мало растворим NaHCO 3 (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O 2 = Na 2 O 2

Оксид натрия Na 2 O получают восстановлением Na 2 O 2 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO 3 и надпероксид натрия NaO 2 .

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода ) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = 2NaOH + СаСO 3

Карбонаты натрия Na 2 CO 3 (кальцинированная сода ), Na 2 СО 3 ∙10Н 2 О (кристаллическая сода ), NaHCO 3 (питьевая сода ) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К + , Rb + , Cs + нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 О, каинит KCl∙MgSО 4 ∙3H 2 О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н 2 . Выделены соединения франция FrClО 4 и Fr 2 методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.

Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах, а также под слоем парафинового или вазелинового масла. Калий, кроме того, хорошо сохраняется под слоем керосина или бензина.

Получение и применение. Калий получают электролизом расплава КCl и натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида калия. Рубидий и цезий чаще получают вакуум-термическим восстановлением их хлоридов металлическим кальцием. Все щелочные металлы хорошо очищаются возгонкой в вакууме.

Металлы подгруппы калия при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны, и эта способность делает их ценным материалом для изготовления фотоэлементов.

Соединения калия (I), рубидия (I), цезия (I). Производные калия и его аналогов являются преимущественно солями и солеподобными соединениями. По составу, кристаллическому строению, растворимости и характеру сольволиза их соединения проявляют большое сходство с однотипными соединениями натрия.

В соответствии с усилением химической активности в ряду K–Rb–Cs возрастает тенденция к образованию пероксидных соединений. Так, при сгорании они образуют надпероксиды ЭО 2 . Косвенным путем можно получить также пероксиды Э 2 О 2 и озониды ЭО 3 . Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

2КО 2 + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2 О 2 + О 2

2КО 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2

4КО 3 + 2Н 2 О = 4КОН + 5О 2

Гидроксиды ЭОН – самые сильные основания (щелочи); при накаливании, подобно NaOH, возгоняются без разложения. При растворении в воде выделяется значительное количество теплоты. Наибольшее значение в технике имеет КОН (едкое кали), получаемый электролизом водного раствора КCl.

В противоположность аналогичным соединениям Li + и Na + их оксохлораты (VII) ЭОCl 4 , хлороплатинаты (IV) Э 2 РlCl 6 , нитритокобальтаты (III) Э 3 [Со(NO 2) 6 ] и некоторые другие труднорастворимы.

Из производных подгруппы наибольшее значение имеют соединения калия. Около 90% солей калия потребляется в качестве удобрении. Его соединения применяются также в производстве стекла, мыла.

Подгруппа меди (медь, серебро, золото)

Для меди наиболее характерны соединения со степенями окисления +1 и +2, для золота +1 и +3, а для серебра +1. Все они обладают ярко выраженной склонностью к комплексообразованию.

Все элементы IB-группы относятся к сравнительно малораспространенным. Наибольшее значение из природных соединений меди имеют минералы: медный колчедан (халькопирит ) CuFeS 2 , медный блеск Cu 2 S, а также куприт Cu 2 О, малахит CuСО 3 ∙Cu(ОН) 2 и др. Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Для Cu, Ag и Au довольно обычны также арсенидные, стибидные и сульфидарсенидные минералы. Медь, серебро и особенно золото встречаются в природе в самородном состоянии.

Все растворимые соединения меди, серебра и золота ядовиты.

Простые вещества. Си (медь) – красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствии влаги и СO 2 , при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии O 2 , цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами металлов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

Cu + H 2 SO 4 (конц., гор.) = CuSО 4 + SO 2 + H 2 O

Cu + 4НNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ЗCu + 8НNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O

2Cu + 4НCl(разб.) + O 2 = 2CuCl 2 + 2Н 2 O

Cu + Cl 2 (влаж., комн.) = CuCl 2

2Cu + O 2 (нагр.) = 2CuО

Cu + 4KCN(конц.) + Н 2 O = 2K + 2KOH + H 2

4Cu + 2O 2 + 8NH 3 + 2Н 2 O = 4OH

2Cu + СO 2 + O 2 + Н 2 O = Cu 2 СO 3 (ОН) 2 ↓

Ag (серебро) – белый, тяжелый, пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Чернеет в присутствии влажного H 2 S.

Ag + 2H 2 SO 4 (конц., гор.) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

3Ag + 4HNO 3 (paзб.) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

4Ag + H 2 S + О 2 (воздух) = 2Ag 2 S + 2H 2 O

2Ag + Наl 2 (нагр.) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4KOH

Аи (золото) – желтый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированной серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор «царской водкой» , смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона.

Au + HNO 3 (конц.) + 4НCl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 O

2Au + 6H 2 SeO 4 (конц., гор.) = Au 2 (SeO 4) 3 + 3SeO 2 + 6Н 2 O

2Au + 3Cl 2 (до 150°C) = 2AuCl 3

2Au + Cl 2 (150-250°С) = 2AuCl

Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 О (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2Н 2 О + О 2 = 4Na + 4KOH

Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + NO

Получение и применение. Медь получают пирометаллургическим восстановлением окисленных сульфидных концентратов. Выделяющийся при обжиге сульфидов диоксид серы SO 2 идет на производство серной кислоты, а шлак используется для производства шлакобетона, каменного литья, шлаковаты и пр. Восстановленную черновую медь очищают электрохимическим рафинированием. Из анодного шлама извлекают благородные металл, селен, теллур и др. Серебро получают при переработке полиметаллических (серебряно-свинцово-цинковых) сульфидных руд. После окислительного обжига, цинк отгоняют, медь окисляют, а черновое серебро подвергают электрохимическому рафинированию. При цианидном способе добычи золота сначала золотоносную породу отмывают водой, затем обрабатывают раствором NaCN на воздухе; при этом золото образует комплекс Na, из которого его осаждают цинком:

Na + Zn = Na 2 + 2Au↓

Этим способом можно выделять и серебро из бедных руд. При ртутном способе золотоносную породу обрабатывают ртутью с целью получения амальгамы золота, затем ртуть отгоняется.

Си, Ag и Au друг с другом и со многими другими металлами образуют сплавы. Из сплавов меди наибольшее значение имеют бронзы (90% Cu, 10% Sn), томпак (90% Cu, 10% Zn), мельхиор (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь (60% Cu, 40% Zn), а также монетные сплавы.

Ввиду высокой тепло- и электропроводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности, электротехнике, машиностроении. Из меди изготавливают электрические провода и кабели, различную промышленную аппаратуру (котлы, перегонные кубы и т.п.)

Серебро и золото вследствие мягкости обычно сплавляют с другими металлами, чаще с медью. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, радиодеталей, серебряно-цинковых аккумуляторов, в медицине. Сплавы золота применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

Соединения меди (I), серебра (I) и золота (I). Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра; у меди и, в особенности, у золота эта степень окисления проявляется реже.

Бинарные соединения Cu (I), Ag (I) и Au (I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве нерастворимые в воде. Производные Ag (I) образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, а Cu (I) и Au (I) – при восстановлении соответствующих соединений Cu (II) и Au (III).

Для Cu (I) и Ag (I) устойчивы амминокомплексы типа [Э(NH 3) 2 ] + , и поэтому большинство соединений Cu (I) и Ag (I) довольно легко растворяется в присутствии аммиака, так:

CuCl + 2NH 3 = Cl

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2(OH)

Гидроксиды типа [Э(NH 3) 2 ](OH) значительно устойчивее, чем ЭОН, и по силе приближаются к щелочам. Гидроксиды ЭОН неустойчивы, и при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды CuО (красный), Ag 2 O (темно-коричневый), так:

2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + Н 2 O

Оксиды Э 2 O проявляют кислотные свойства при взаимодействии с соответствующими основными соединениями образуются купраты (I), аргентаты (I) и аураты (I).

Cu 2 O + 2NаОН(конц.) + Н 2 O = 2Na

Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов:

CuCl + HC1 = H AgI + KI = K

Аналогично ведут себя нерастворимые в воде цианиды ЭCN, сульфиды Э 2 S и пр.

Большинство соединений Cu (I) и Au (I) легко окисляется (даже кислородом воздуха), переходя в устойчивые производные Cu (II) и Au (III).

4CuCl + O 2 + 4НCl = 4CuCl 2 + 2Н 2 О

Для соединений. Cu (I) и Au (I) характерно диспропорционирование:

2CuC1 = СuCl 2 + Cu

3AuCl + КCl = K + 2Au

Большинство соединений Э (I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются, поэтому их обычно хранят в банках из темного стекла. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий. Оксид меди (I) применяют для окрашивания стекла, эмалей, а также в полупроводниковой технике.

Соединения меди (II). Степень окисления +2 характерна только для меди. При растворении солей Cu (II) в воде или при взаимодействии CuО (черного цвета) и Cu(ОН) 2 (голубого цвета) с кислотами образуются голубые аквакомплексы 2+ . Такую же окраску имеет большинство кристаллогидратов, например, Cu(NO 3) 2 ∙6H 2 O; встречаются также кристаллогидраты Cu (II), имеющие зеленую и темно-коричневую окраску.

При действии аммиака на растворы солей меди (II) образуются аммиакаты:

Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + 2H 2 = (OH) 2

Для меди (II) характерны также анионные комплексы – купраты (II). Так, Сu(ОН) 2 при нагревании в концентрированных растворах щелочей частично растворяется, образуя синие гидроксокупраты (II) типа M 2 +1 . В водных растворах гидроксокупраты (II) легко разлагаются.

В избытке основных галогенидов CuHal 2 образуют галогенокупраты (II) типа M +1 и М 2 +1 [СuНаl 4 ]. Известны также анионные комплексы Cu (II) с цианид-, карбонат-, сульфат- и другими анионами.

Из соединений меди (II) технически наиболее важен кристаллогидрат CuSO 4 ∙5H 2 O (медный купорос ) применяется для получения красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений, служит исходными продуктом для получения меди и ее соединений и т. д.

Соединения меди (III), серебра (III), золота (III). Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Соединения меди (III) и серебра (III) неустойчивы и являются сильными окислителями.

Исходным продуктом для получения многих соединений золота является АuCl 3 , который получают взаимодействием порошка Аu с избытком Cl 2 при 200°С.

Галогениды, оксид и гидроксид Au (III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств.

NaOH + Au(OH) 3 = Na

Au(OH) 3 + 4HN0 3 = H + 3H 2 O

AuHal 3 + M +1 Hal = M

Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. В присутствии солей щелочных металлов образуются аураты, например: М +1 , M +1 и др.

Соединения золота (V) и(VII). Взаимодействием золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF 5:

2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Кr

Пентафторид AuF 5 проявляет кислотные свойства, с оснóвными фторидами образует фтороаураты (V).

NaF + AuF 5 = Na

Соединения Au (V) – очень сильные окислители. Так, AuF 5 окисляет даже XeF 2:

AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3

Известны также соединения типа XeFAuF 6 , XeF 5 AuF 6 и некоторые другие.

Известен крайне неустойчивый фторид AuF 7 .

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).

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 0 = 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 применяется иногда 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.

Конверсияс 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 реформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

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

• Биореактор для производства водорода

Физические свойства

Газообразный водород может существовать в двух формах (модификациях) - в виде орто - и пара-водорода.

В молекуле ортоводорода (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) - противоположно друг другу (антипараллельны).

Разделить аллотропные формы 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, что даёт возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм. Молекула водорода двухатомна - Н₂. При обычных условиях - это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород - самый лёгкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. 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.

Химические свойства

Молекулы водорода Н₂ 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: F 2 +H 2 =2HF С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, наприме: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Записанное уравнение отражает реакцию восстановления. Реакциями восстановления называются процессы, в результате которых от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются). Далее будет дано и другое определение понятиям «окисление» и «восстановление». А данное определение, исторически первое, сохраняет значение и в настоящее время, особенно в органической химии. Реакция восстановления противоположна реакции окисления. Обе эти реакции всегда протекают одновременно как один процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

С галогенами образует галогеноводороды :

F 2 + H 2 → 2 HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды :

Na + H 2 → 2 NaH 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 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никелевого катализатора и повышенной температуре происходит реакция гидрирования :

CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Геохимия водорода

Водород - основной строительный материал вселенной. Это самый распространённый элемент, и все элементы образуются из него в результате термоядерных и ядерных реакций.

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. Он мигрирует в верхние слои атмосферы и улетучивается в космос.

Применение

• Водородная энергетика

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

В пищевой промышленности водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 , как упаковочный газ.

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 водород пожароопасен. Жидкий водород при попадении 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.

Использование водорода

В химической промышленности водород используют при производстве аммиака, мыла и пластмасс. В пищевой промышленности с помощью водорода из жидких растительных масел делают маргарин. 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 ужасных катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют газом гелием. Водород используют также в качестве ракетного топлива. Когда-нибудь водород, возможно, будут широко применять как топливо для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающей среды и выделяют только водяной пар (правда, само получение водорода приводит к некоторому загрязнению окружающей среды). Наше Солнце в основном состоит из водорода. Солнечное тепло и свет - это результат выделения ядерной энергии при слиянии ядер водорода.

Использование водорода в качестве топлива (экономическая эффективность)

Важнейшей характеристикой веществ, используемых в качестве топлива, является их теплота сгорания. Из курса общей химии известно, что реакция взаимодействия водорода с кислородом происходит с выделением тепла. Если взять 1 моль H 2 (2 г) и 0,5 моль O 2 (16 г) при стандартных условиях и возбудить реакцию, то согласно уравнению

Н 2 + 0,5 О 2 = Н 2 О

после завершения реакции образуется 1 моль H 2 O (18 г) с выделением энергии 285,8 кДж/моль (для сравнения: теплота сгорания ацетилена составляет 1300 кДж/моль, пропана - 2200 кДж/моль). 1 м³ водорода весит 89,8 г (44,9 моль). Поэтому для получения 1 м³ водорода будет затрачено 12832,4 кДж энергии. С учётом того, что 1 кВт·ч = 3600 кДж, получим 3,56 кВт·ч электроэнергии. Зная тариф на 1 кВт·ч электричества и стоимость 1 м³ газа, можно делать вывод о целесообразности перехода на водородное топливо.

Например, экспериментальная модель Honda FCX 3 поколения с баком водорода 156 л (содержит 3,12 кг водорода под давлением 25 МПа) проезжает 355 км. Соответственно из 3,12 кг H2 получается 123,8 кВт·ч. На 100 км расход энергии составит 36,97 кВт·ч. Зная стоимость электроэнергии, стоимость газа или бензина, их расход для автомобиля на 100 км легко подсчитать отрицательный экономический эффект перехода автомобилей на водородное топливо. Скажем (Россия 2008), 10 центов за кВт·ч электроэнергии приводят к тому, что 1 м³ водорода приводят к цене 35,6 цента, а с учётом КПД разложения воды 40-45 центов, такое же количество кВт·ч от сжигания бензина стоит 12832,4кДж/42000кДж/0,7кг/л*80центов/л=34 цента по розничным ценам, тогда как для водорода мы высчитывали идеальный вариант, без учёта транспортировки, амортизации оборудования и т. д. Для метана с энергией сгорания около 39 МДж на м³ результат будет ниже в два-четыре раза из-за разницы в цене (1м³ для Украины стоит 179$, а для Европы 350$). То есть эквивалентное количество метана будет стоить 10-20 центов.

Однако не следует забывать того, что при сжигании водорода мы получаем чистую воду, из которой его и добыли. То есть имеем возобновляемый запасатель энергии без вреда для окружающей среды, в отличие от газа или бензина, которые являются первичными источниками энергии.

Php on line 377 Warning: require(http://www..php): failed to open stream: no suitable wrapper could be found in /hsphere/local/home/winexins/сайт/tab/vodorod.php on line 377 Fatal error: require(): Failed opening required "http://www..php" (include_path="..php on line 377

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 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.