Зоология 

Нагревание водорода. Водород - это что за вещество? Химические и физические свойства водорода

  • Обозначение - H (Hydrogen);
  • Латинское название - Hydrogenium;
  • Период - I;
  • Группа - 1 (Ia);
  • Атомная масса - 1,00794;
  • Атомный номер - 1;
  • Радиус атома = 53 пм;
  • Ковалентный радиус = 32 пм;
  • Распределение электронов - 1s 1 ;
  • t плавления = -259,14°C;
  • t кипения = -252,87°C;
  • Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
  • Степень окисления: +1; 0; -1;
  • Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
  • Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород ("рождающий воду") был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе - атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что "мал золотник, да дорог". Несмотря на свою "простоту", водород дает энергию всем живым существам на Земле - на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 ...) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

  • большой подвижностью;
  • большой прочностью;
  • малой поляризуемостью;
  • малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

  • самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
  • плохо растворяется в воде и органических растворителях;
  • в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
  • трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
  • обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
  • при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
  • при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
  • с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя , в реакциях:

  • с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
  • с серой (при нагревании до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
  • с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
  • с фтором : H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
  • с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя , в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов - солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H - - это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

  • при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
  • метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
  • в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице "Водород и его соединения - уравнения химических реакций с участием водорода ".

Применение водорода

  • в атомной энергетике используются изотопы водорода - дейтерий и тритий;
  • в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
  • в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
  • для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
  • при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
  • поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
  • как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является "водородная" энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

  • конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
  • конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
  • термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
  • газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
  • электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

  • действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
  • взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .
  • История открытия водорода

    Если является самым распространенным химическим элементом на Земле, то водород – самый распространенный элемент во всей Вселенной. Наше (и другие звезды) примерно на половину состоит из водорода, а что касается межзвездного газа, то он на 90% состоит из атомов водорода. Немалое место этот химический элемент занимает и на Земле, ведь вместе с кислородом он входит в состав воды, а само его название «водород» происходит от двух древнегреческих слов: «вода» и «рожаю». Помимо воды водород присутствует в большинстве органических веществ и клеток, без него, как и без кислорода, была бы немыслима сама Жизнь.

    История открытия водорода

    Первым среди ученых водород заметил еще великий алхимик и лекарь средневековья Теофраст Парацельс. В своих алхимических опытах, в надежде отыскать «философский камень» смешивая с кислотами Парацельс получил некий неизвестный до того горючий газ. Правда отделить этот газ от воздуха так и не удалось.

    Только спустя полтора века после Парацельса французскому химику Лемери таки удалось отделить водород от воздуха и доказать его горючесть. Правда Лемери так и не понял, что полученный им газ является чистым водородом. Параллельно подобными химическими опытами занимался и русский ученый Ломоносов, но настоящий прорыв в исследовании водорода был сделан английским химиком Генри Кавендишом, которого по праву считают первооткрывателем водорода.

    В 1766 году Кавендишу удалось получить чистый водород, который он называл «горючим воздухом». Еще через 20 лет талантливый французский химик Антуан Лавуазье смог синтезировать воду и выделить из нее этот самый «горючий воздух» – водород. И к слову именно Лавуазье предложил водороду его название – «Hydrogenium», он же «водород».

    Антуан Лавуазье со своей женой, помогавшей ему проводить химические опыты, в том числе и по синтезу водорода.

    В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. То есть иными словами водород и его атомный вес является краеугольным камнем таблицы Менделеева, той точкой опоры, на основе которой великий химик создал свою систему. Поэтому не удивительно, что в таблице Менделеева водород занимает почетное первое место.

    Помимо этого водород имеет такие характеристики:

    • Атомная масса водорода составляет 1,00795.
    • У водорода в наличии три изотопа, каждый из которых обладает индивидуальными свойствами.
    • Водород – легкий элемент имеющий малую плотность.
    • Водород обладает восстановительными и окислительными свойствами.
    • Вступая в с металлами, водород принимает их электрон и стает окислителем. Подобные соединения называются гидратами.

    Водород это газ, молекула его состоит из двух атомов.

    Так схематически выглядит молекула водорода.

    Молекулярный водород, образованный из таких вот двухатомных молекул взрывается при поднесенной горящей спичке. Молекула водорода при взрыве распадается на атомы, которые превращаются в ядра гелия. Именно таким образом происходят на Солнце и других звездах – за счет постоянного распадение молекул водорода наше светило горит и обогревает нас своим теплом.

    Физические свойства водорода

    У водорода в наличие следующие физические свойства:

    • Температура кипения водорода составляет 252,76 °C;
    • А при температуре 259,14 °C он уже начинает плавиться.
    • В воде водород растворяется слабо.
    • Чистый водород – весьма опасное взрывчатое и горючее вещество.
    • Водород легче воздуха в 14,5 раз.

    Химические свойства водорода

    Поскольку водород может быть в разных ситуациях и окислителем и восстановителем его используют для осуществления реакций и синтезов.

    Окислительные свойства водорода взаимодействуют с активными (обычно щелочными и щелочноземельными) металлами, результатом этих взаимодействий является образование гидридов – солеподобных соединений. Впрочем, гидриды образуются и при реакциях водорода с малоактивными металлами.

    Восстановительные свойства водорода обладают способностью восстанавливать металлы до простых веществ из их оксидов, в промышленности это называется водородотермией.

    Как получить водород?

    Среди промышленных средств получения водорода можно выделить:

    • газификацию угля,
    • паровую конверсию метана,
    • электролиз.

    В лаборатории водород можно получить:

    • при гидролизе гидридов металлов,
    • при реакции с водой щелочных и щелочноземельных металлов,
    • при взаимодействии разбавленных кислот с активными металлами.

    Применение водорода

    Так как водород в 14 раз легче воздуха, то в былые времена им начиняли воздушные шары и дирижабли. Но после серии катастроф произошедших с дирижаблями конструкторам пришлось искать водороду замену (напомним, чистый водород – взрывоопасное вещество, и малейшей искры было достаточно, чтобы случился взрыв).

    Взрыв дирижабля Гинденбург в 1937 году, причиной взрыва как раз и стало воспламенение водорода (вследствие короткого замыкания), на котором летал этот огромный дирижабль.

    Поэтому для подобных летательных аппаратов вместо водорода стали использовать гелий, который также легче воздуха, получение гелия более трудоемкое, зато он не такой взрывоопасный как водород.

    Также с помощью водорода производится очистка различных видов топлива, в особенности на основе нефти и нефтепродуктов.

    Водород, видео

    И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.


    • Водород. Свойства, получение, применение.

    Историческая справка

    Водород – первый элемент ПСХЭ Д.И. Менделеева.

    Русское название водорода указывает, что он «рождает воду»; латинское «гидрогениум» означает то же самое.

    Впервые выделение горючего газа при взаимодействии некоторых металлов с кислотами наблюдали Роберт Бойль и его современники в первой половине XVI века.

    Но водород был открыт лишь в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух». Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.

    В 1783 году году французский химик Антуан-Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.

    Распространенность в природе

    Водород – главный элемент космоса. Например, Солнце на 70 % своей массы состоит из водорода. Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вместе взятых.

    В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества – газа состава Н 2 . Водород намного легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.

    Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ.

    Характеристика элемента водорода.

    Водород имеет двойственную природу, по этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, а в других – в подгруппу галогенов.


    • Электронная конфигурация 1s 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона.

    • Атом водорода способен терять электрон и превращаться в катион H + , и в этом он сходен со щелочными металлами.

    • Атом водорода также может присоединять электрон, образуя при этом анион Н - , в этом отношении водород сходен с галогенами.

    • В соединениях всегда одновалентен

    • СО: +1 и -1.

    Физические свойства водорода

    Водород – это газ, без цвета, вкуса и запаха. В 14,5 раз легче воздуха. Мало растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. При t= –253 °С – сжижается, при t= –259 °С – затвердевает. Молекулы водорода настолько малы, что способны медленно диффундировать через многие материалы – резину, стекло, металлы, что используется при очистке водорода от других газов.

    Известны 3 изотопа водорода: - протий, - дейтерий, - тритий. Основную часть природного водорода составляет протий. Дейтерий входит в состав тяжелой воды, которой обогащены поверхностные воды океана. Тритий – радиоактивный изотоп.

    Химические свойства водорода

    Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода.


    1. Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:
    H 2 + F 2 = 2HF.

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


    1. Взаимодействие с кислородом – при нагревании, при поджигании реакция протекает со взрывом: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
    Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.

    Смесь из 1 части кислорода и 2 частей водорода – «гремучая смесь», наиболее взрывоопасна.


    1. Взаимодействие с серой – при нагревании H 2 + S = H 2 S.

    2. Взаимодействие с азотом. При нагревании, высоком давлении и в присутствии катализатора:
    3H 2 + N 2 = 2NH 3 .

    1. Взаимодействие с оксидом азота (II). Используется в очистительных системах при производстве азотной кислоты: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.

    2. Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

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

    4. Взаимодействие с активными металлами . При высокой температуре соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов, проявляя свойства окислителя: 2Na + H 2 = 2NaH;
    Ca + H 2 = CaH 2 .

    Получение водорода

    В лаборатории:


    1. Взаимодействие металла с разбавленными растворами серной и соляной кислот,
    Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

    1. Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:
    2Al + 2NaOH + 10H 2 O = 2Na + 3H 2 ;

    Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

    В промышленности:


    1. Электролиз водных растворов хлоридов натрия и калия или электролиз воды при присутствии гидроксидов:
    2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH;

    2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 .


    1. Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:
    С + Н 2 О = СО + Н 2 .

    Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe 2 O 3:

    CO +H 2 O = CO 2 + H 2 .

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


    1. Конверсия метана: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 .
    Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 800 °С.

    1. Термическое разложение метана при 1200 °С: CH 4 = C + 2H 2 .

    2. Глубокое охлаждение (до -196 °С) коксового газа. При этой температуре конденсируются все газообразные вещества, кроме водорода.
    Применение водорода

    Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:


    • как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);

    • кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварки металлов;

    • как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;

    • для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.

    Характеристика s-элементов

    К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

    Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

    Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

    Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

    Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

    водород гидрид ионный ковалентный

    Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

    Водород. Химические свойства водорода

    Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

    Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

    Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

    Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

    Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

    На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

    Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

    Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

    Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

    Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

    Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

    Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

    H+ Сl 2 = HCl + Сl

    Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

    Н 2 + О 2 = 2ОН

    Н+ О 2 = ОН+О

    О+ Н 2 = ОН+ Н

    ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

    Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

    Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

    Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

    Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

    2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

    Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

    На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

    Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

    Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

    2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

    Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

    2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

    Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

    В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

    В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

    Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

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

    Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

    Основной гидрид

    Кислотный гидрид

    За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

    Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

    В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

    Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

    Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

    В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

    Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

    Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

    Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

    Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

    Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

    Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

    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