Водород - это что такое? Свойства и значение. Элементарные молекулярные формы

Самым распространённым химическим элементом во Вселенной является водород. Это в своём роде точка отсчёта, потому что в таблице Менделеева его атомное число равняется единице. Человечество надеется, что сможет узнать о нём побольше как об одном из самых возможных транспортных средств в грядущем. Водород - это самый простой, самый лёгкий, самый распространённый элемент, его много повсюду - семьдесят пять процентов от всей массы вещества. Он есть в любой звезде, особенно много водорода в газовых гигантах. Его роль в звёздных реакциях синтеза является ключевой. Без водорода нет воды, а значит - нет и жизни. Все помнят, что молекула воды содержит один атом кислорода, а два атома в ней - водород. Это всем известная формула Н 2 О.

Как мы его используем

Обнаружил водород в 1766 году Генри Кавендиш, когда анализировал реакцию окисления металла. Через несколько лет наблюдений он понял, что в процессе горения водорода происходит образование воды. Ранее учёные выделяли этот элемент, но самостоятельным его не считали. В 1783 году водород получил имя гидроген (в переводе с греческого "гидро" - вода, а "ген" - рождать). Элемент, порождающий воду, - водород. Это газ, молекулярная формула которого Н 2 . Если температура близка к комнатной, а давление нормальное, этот элемент неощутим. Водород можно даже не уловить человеческими органами чувств - он безвкусен, не имеет цвета, лишён запаха. А вот под давлением и при температуре -252,87 С (очень большой холод!) этот газ разжижается. Так его и хранят, поскольку в виде газа он занимает гораздо больше места. Именно жидкий водород используют как ракетное топливо.

Водород может становиться твёрдым, металлическим, но для этого давление необходимо сверхвысокое, именно этим сейчас и занимаются самые видные учёные - физики и химики. Уже сейчас этот элемент служит альтернативным топливом для транспорта. Применение его похоже на то, как работает двигатель внутреннего сгорания: когда сжигают водород, высвобождается много его химической энергии. Также практически разработан способ создания топливного элемента на его основе: при соединении с кислородом происходит реакция, а посредством этого образуются вода и электричество. Возможно, скоро транспорт "пересядет" вместо бензина на водород - масса автомобилестроителей интересуется созданием альтернативных горючих материалов, есть и успехи. Но чисто водородный двигатель пока в перспективе, здесь множество трудностей. Однако и преимущества таковы, что создание топливного бака с твёрдым водородом идёт полным ходом, и учёные и инженеры отступать не собираются.

Основные сведения

Hydrogenium (лат.) - водород, первый порядковый номер в таблице Менделеева, обозначается Н. Атом водорода имеет массу 1,0079, это газ, не имеющий при обычных условиях ни вкуса, ни запаха, ни цвета. Химики с шестнадцатого века описывали некий горючий газ, обозначая его по-разному. Но получался он у всех при одинаковых условиях - когда на металл воздействует кислота. Водород даже самим Кавендишем много лет назывался просто "горючий воздух". Лишь в 1783 году Лавуазье доказал, что вода имеет сложный состав, путём синтеза и анализа, а через четыре года он же и дал "горючему воздуху" его современное название. Корень этого сложного слова широко употребляется, когда нужно называть соединения водорода и какие-либо процессы, в которых он участвует. Например, гидрогенизация, гидрид и тому подобное. А русское название предложил в 1824 году М. Соловьёв.

В природе распространение этого элемента не имеет равных. В литосфере и гидросфере земной коры его масса - один процент, зато атомов водорода - целых шестнадцать процентов. Наиболее распространена на Земле вода, и 11,19% по массе в ней - водород. Также он непременно присутствует практически во всех соединениях, из которых состоят нефть, уголь, все природные газы, глина. Есть водород и во всех организмах растений и животных - в составе белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и так далее. Свободное состояние для водорода не характерно и почти не встречается - его очень немного в природных и вулканических газах. Совсем ничтожный объем водорода в атмосфере - 0,0001%, по количеству атомов. Зато целые потоки протонов представляют водород в околоземном пространстве, из него состоит внутренний радиационный пояс нашей планеты.

Космос

В космосе ни один элемент не встречается так часто, как водород. Объем водорода в составе элементов Солнца - более половины его массы. Большинство звёзд образует водород, находящийся в виде плазмы. Основная часть разнообразных газов туманностей и межзвёздной среды тоже состояит из водорода. Он присутствует в кометах, в атмосфере целого ряда планет. Естественно, не в чистом виде, - то как свободный Н 2 , то как метан СН 4 , то как аммиак NH 3 , даже как вода Н 2 О. Очень часто встречаются радикалы СН, NH, SiN, OH, РН и тому подобные. Как поток протонов водород является частью корпускулярного солнечного излучения и космических лучей.

В обычном водороде смесь двух устойчивых изотопов - это лёгкий водород (или протий 1 Н) и тяжёлый водород (или дейтерий - 2 Н или D). Есть и другие изотопы: радиоактивный тритий - 3 Н или Т, иначе - сверхтяжёлый водород. А ещё очень неустойчивый 4 Н. В природе соединение водорода содержит изотопы в таких пропорциях: на один атом дейтерия приходится 6800 атомов протия. Тритий образуется в атмосфере из азота, на который воздействуют нейтроны космических лучей, но ничтожно мало. Что обозначают числа массы изотопов? Цифра указывает, что ядро протия - только с одним протоном, а у дейтерия в ядре атома не только протон, но и нейтрон. У трития в ядре к одному протону уже два нейтрона. А вот 4 Н содержит три нейтрона на один протон. Поэтому физические свойства и химические у изотопов водорода очень сильно отличаются по сравнению с изотопами всех других элементов, - слишком большое различие масс.

Строение и физические свойства

По строению атом водород наиболее прост по сравнению со всеми другими элементами: одно ядро - один электрон. Потенциал ионизации - энергия связи ядра с электроном - 13,595 электронвольт (eV). Именно из-за простоты этого строения атом водорода удобен как модель в квантовой механике, когда нужно рассчитать энергетические уровни более сложных атомов. В молекуле Н 2 - два атома, которые соединены химической ковалентной связью. Энергия распада очень велика. Атомарный водород может образоваться в химических реакциях, например цинка и соляной кислоты. Однако взаимодействие с водородом практически не происходит - атомарное состояние водорода очень коротко, атомы сразу рекомбинируют в молекулы Н 2 .

С физической точки зрения водород легче всех известных веществ - более чем в четырнадцать раз легче воздуха (вспомним улетающие воздушные шарики на праздниках - внутри у них как раз водород). Однако он умеет кипеть, сжижаться, плавиться, затвердевать, и только гелий кипит и плавится при более низких температурах. Сжижать его сложно, нужна температура ниже -240 градусов по Цельсию. Зато теплопроводность он имеет очень высокую. В воде почти не растворяется, зато прекрасно происходит взаимодействие с водородом металлов - он растворяется почти во всех, лучше всего в палладии (на один его объем водорода уходит восемьсот пятьдесят объемов). Жидкий водород лёгок и текуч, а когда растворяется в металлах, часто разрушает сплавы из-за взаимодействия с углеродом (сталь, например), происходит диффузия, декарбонизация.

Химические свойства

В соединениях по большей части водород показывает степень окисления (валентность) +1, как натрий и другие щелочные металлы. Его и рассматривают как их аналог, стоящий во главе первой группы системы Менделеева. Но ион водорода в гидридах металлов заряжен отрицательно, со степенью окисления -1. Также этот элемент близок к галогенам, которые даже способны замещать его в органических соединениях. Значит, водород можно отнести и к седьмой группе системы Менделеева. В обычных условиях молекулы водорода активностью не отличаются, соединяясь только с самыми активными неметаллами: хорошо с фтором, а если светло - с хлором. Но при нагревании водород становится другим - он со многими элементами вступает в реакцию. Атомарный водород по сравнению с молекулярным очень активен химически, так в связи с кислородом образуется вода, а попутно выделяется энергия и тепло. При комнатной температуре эта реакция очень медленная, зато при нагревании выше пятисот пятидесяти градусов получается взрыв.

Используется водород для восстановления металлов, потому что у их оксидов он отнимает кислород. Со фтором водород образует взрыв даже в темноте и при минус двухсот пятидесяти двух градусах по Цельсию. Хлор и бром возбуждают водород только при нагревании или освещении, а йод - только при нагревании. Водород с азотом образует аммиак (так производятся большинство удобрений). При нагревании он очень активно взаимодействует с серой, и получается сероводород. С теллуром и селеном вызвать реакцию водорода трудно, а с чистым углеродом реакция происходит при очень высоких температурах, и получается метан. С оксидом углерода водород образует разные органические соединения, здесь влияют давление, температура, катализаторы, и всё это имеет огромное практическое значение. И вообще, роль водорода, а также и его соединений исключительно велика, поскольку он даёт кислотные свойства протонным кислотам. Со многими элементами образуется водородная связь, влияющая на свойства и неорганических и органических соединений.

Получение и применение

Получают водород в промышленных масштабах из природных газов - горючих, коксового, газов переработки нефти. Также его можно получить методом электролиза там, где электроэнергия не слишком дорога. Однако важнейшим способом производства водорода является каталитическое взаимодействие углеводородов, по большей части метана, с водяным паром, когда получается конверсия. Также широко применяется и способ окисления углеводородов кислородом. Добыча водорода из природного газа является самым дешёвым способом. Другие два - использование коксового газа и газа нефтепереработки - водород выделяется, когда сжижаются остальные компоненты. Они более легко поддаются сжижению, а для водорода, как мы помним, нужно -252 градуса.

Очень популярна в использовании перекись водорода. Лечение этим раствором применяется очень часто. Молекулярную формулу Н 2 О 2 вряд ли назовут все те миллионы людей, которые хотят быть блондинками и осветляют себе волосы, а также и те, кто любит чистоту на кухне. Даже те, кто обрабатывает царапины, полученные от игры с котёнком, чаще всего не отдают себе отчёта, что применяют лечение водородом. Зато все знают историю: с 1852 года водород долгое время использовался в воздухоплавании. Дирижабль, изобретённый Генри Гиффардом, был создан на основе водорода. Их называли цеппелинами. Вытеснило цеппелины с небесных просторов стремительное развитие самолётостроения. В 1937 году произошла крупная авария, когда сгорел дирижабль "Гинденбург". После этого случая цеппелины более не использовались никогда. Зато в конце восемнадцатого века распространение воздушных шаров, наполненных водородом, было повсеместным. Помимо производства аммиака, сегодня водород необходим для изготовления метилового спирта и других спиртов, бензина, гидрогенизированного тяжёлого жидкого топлива и твёрдого топлива. Не обойтись без водорода при сварке, при резке металлов - она может быть кислородно-водородной и атомно-водородной. А тритий и дейтерий дают жизнь атомной энергетике. Это, как мы помним, изотопы водорода.

Неумывакин

Водород как химический элемент настолько хорош, что у него не могли не появиться собственные фанаты. Иван Павлович Неумывакин - доктор медицинских наук, профессор, лауреат Государственной премии и ещё много у него званий и наград, - в их числе. Будучи врачом традиционной медицины, он назван лучшим народным целителем России. Именно он разрабатывал многие методы и принципы оказания медицинской помощи космонавтам, находящимся в полёте. Именно он создал уникальный стационар - больницу на борту космического судна. В то же самое время был государственным координатором направления косметической медицины. Космос и косметика. Его увлечение водородом направлено не на то, чтобы сделать большие деньги, как это сейчас бытует в отечественной медицине, а напротив - научить народ вылечиваться от чего угодно буквально копеечным средством, без дополнительного посещения аптек.

Он пропагандирует лечение препаратом, который присутствует буквально в каждом доме. Это - перекись водорода. Неумывакина можно сколько угодно критиковать, он всё равно будет настаивать на своём: да, действительно, перекисью водорода можно вылечить буквально всё, потому что она насыщает внутренние клетки организма кислородом, разрушает токсины, нормализует кислотное и щелочное равновесие, а отсюда регенерируются ткани, омолаживается весь организм. Вылечившихся перекисью водорода пока ещё никто не видел и тем более не обследовал, однако Неумывакин утверждает, что, пользуясь этим средством, можно полностью избавиться от вирусных, бактериальных и грибковых заболеваний, предупредить развитие опухолей и атеросклероза, победить депрессию, омолодить организм и никогда не болеть ОРВИ и простудой.

Панацея

Иван Павлович уверен, что при грамотном использовании этого простейшего препарата и при соблюдении всех нехитрых инструкций можно победить очень многие болезни, среди которых и очень серьёзные. Список их огромен: от пародонтоза и ангины до инфарктов миокарда, инсультов и сахарного диабета. Такие пустяки, как гайморит или остеохондроз, улетают с первых сеансов лечения. Даже раковые опухоли пугаются и бегут от перекиси водорода, потому что стимулируется иммунитет, жизнь организма и его защита активизируются.

Лечить таким образом можно даже детей, разве что беременным женщинам лучше пока от употребления перекиси водорода воздержаться. Также не рекомендуется данный метод людям с пересаженными органами из-за возможной несовместимости тканей. Дозировка должна соблюдаться чётко: от одной капли до десяти, прибавляя по одной каждый день. Трижды в день (тридцать капель трёхпроцентного раствора перекиси водорода в сутки, ого!) за полчаса до еды. Можно вводить раствор внутривенно и под наблюдением врача. Иногда перекись водорода комбинируют для более действенного эффекта с другими препаратами. Внутрь раствор применяют только в разведённом виде - с чистой водой.

Наружно

Компрессы и полоскания ещё до создания профессором Неумывакиным его методики были весьма популярны. Все знают, что так же, как и спиртовые компрессы, в чистом виде перекись водорода применять нельзя, потому что получится ожог тканей, а вот бородавки или грибковые поражения смазывают локально и крепким раствором - до пятнадцати процентов.

При кожных высыпаниях, при головных болях тоже делают процедуры, в которых участвует перекись водорода. Компресс нужно делать с помощью хлопковой ткани, смоченной в растворе из двух чайных ложек трёхпроцентной перекиси водорода и пятидесяти миллиграммов чистой воды. Ткань накрыть плёнкой и укутать шерстью или полотенцем. Время действия компресса от четверти часа до полутора часов утром и вечером до выздоровления.

Мнение врачей

Мнения разделились, далеко не всех восхищают свойства перекиси водорода, более того, им не только не верят, над ними смеются. Находятся среди медиков и те, кто поддержал Неумывакина и даже подхватил развитие его теории, но их меньшинство. Большая часть врачей считает такого плана лечение не только неэффективным, но и часто губительным.

И правда, не существует пока официально ни единого доказанного случая, когда пациент вылечился бы перекисью водорода. Одновременно нет сведений и об ухудшении состояния здоровья в связи с применением этого метода. А вот время драгоценное теряется, и человек, получивший одно из серьёзных заболеваний и полностью положившийся на панацею Неумывакина, рискует опоздать к началу своего настоящего традиционного лечения.

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

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

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

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

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

Физические свойства

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

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

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

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

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

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

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

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

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

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

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.

С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

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

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагревании водород активно реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

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

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

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

Н₂ + 2Li = 2LiH.

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

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

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

Получение водорода

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

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.

Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.

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

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

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

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

Биологическая роль водорода

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

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

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

Водород-простейший из всех элементов, а также самый распространенный в природе. Старшие школьники уже знают, что реакции таких металлов, как магний и цинк, с разбавленными неорганическими кислотами приводят к образованию водорода. Они знают и о пробе на газообразный водород с характерным «хлопком». Водород входит в формулы самых простых соединений, с которых начинается изучение химии в школе, как, например, вода метан серная кислота аммиак и этанол

Водород-самый распространенный элемент во Вселенной. По существующим оценкам, на долю водорода приходится свыше 90% атомов и приблизительно 75% массы Вселенной. Среди элементов, существующих на Земле, водород - девятый по распространенности. Он составляет 0,76% массы Земли и встречается почти в стольких же различных соединениях, как и углерод. Наиболее важным соединением водорода, встречающимся в природе, является вода. Водород встречается также в органических соединениях, таких, как уголь и нефть.

Водород-не только один из самых распостраненных элементов, он еще и совершенно отличается от всех остальных элементов по целому ряду своих химических и физических свойств. Кроме того, он образует особый ряд соединений. Это единственный элемент, по которому названа уникальная разновидность химической связи (см. разд. 2.1). Существуют такие понятия, как водородная бомба (см. разд. 1.3), водородная бактерия и даже водородная энергетика (см. ниже).

Водородные бактерии способны вырабатывать энергию путем окисления водорода до воды. Эта энергия необходима водородным бактериям для усвоения диоксида углерода. При определенных условиях они способны также окислять определенные органические соединения.

Водород - единственный элемент, представляющий собой горючий газ. Именно поэтому фламандский химик И. Б. Ван Гельмонт (1579-1644), впервые выделивший водород, назвал его «горючий газ». В лабораторных условиях водород впервые получили действием кислоты на железо Т. Майерн, а позднее (в 1672 г.) и Р. Бойль. В 1766 г. водород тщательно изучил английский химик и физик Г. Кавендиш, который называл его «горючий воздух». Название «водород» ввел Лавуазье, образовав латинский термин «hydrogen» из греческих слов «hydro» (вода) и «genes» (рождающий).

Антуан Лоран Лавуазье (1743-1794)

Лавуазье считается основателем современной химии. Его важнейший вклад в химию заключается в ниспровержении ошибочной теории флогистона. Согласно этой теории, все горючие вещества состоят из двух компонентов - флогистона и окалины. При сжигании горючего вещества оно теряет флогистон и превращается в окалину («золу» или «известь»). Лавуазье экспериментально показал, что в процессе горения принимает участие кислород из воздуха. Он также установил роль кислорода в дыхании и впервые стал проводить различие между элементами и соединениями.

Антуан Лавуазье (с картины Тальструпа).

Строение атома водорода

Атом водорода имеет самое простое строение: он состоит из ядра, представляющего собой один протон, а также из одного электрона, который находится на окружающей ядро ls-орбитали (см. разд. 1.2). Такая простая структура обусловливает множество уникальных свойств водорода. Во-первых, атом водорода имеет лишь валентную электронную оболочку. Поэтому ее единственный электрон не экранирован от действия заряда ядра внутренними электронами. Во-вторых, этой внешней оболочке достаточно приобрести или потерять лишь один электрон, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации. Наконец, поскольку атом водорода состоит всего из одного электрона и одного протона, он имеет очень малые размеры. В самом деле, его ковалентный радиус (0.029 нм) и вандерваальсов радиус (0,12 нм) имеют минимальные значения среди всех элементов (см. разд. 2.2). Эти особенности объясняют многие отличительные свойства водорода и его особое положение в периодической таблице.

Положение в периодической таблице

Поскольку атом водорода, теряя свой единственный электрон, образует однозарядный положительный ион, этот элемент помещают в периодической таблице вверху 1 группы. Однако, хотя водород при определенных условиях может приобретать

Таблица 12.1. Энергии ионизации водорода, лития и натрия

Таблица 12.2. Сродство к электрону водорода, фтора и хлора

Таблица 12.3. Средние энтальпии связи в молекулах водорода, фтора и хлора

металлические свойства (см. рис. 2.15), в обычных условиях он обнаруживает только неметаллические свойства. Сопоставление его энергии ионизации с энергией ионизации лития и натрия (табл. 12.1) показывает, что водород очень сильно отличается от остальных элементов I группы щелочных металлов.

Атом водорода способен также, хотя и с трудом, присоединять электрон, образуя ион По этому свойству его, казалось бы, можно поместить вверху VII группы вместе с галогенами. Однако водород не является p-элементом, и сопоставление его сродства к электрону (см. разд. 2.1) со сродством к электрону фтора и хлора (табл. 12.2) показывает, что в VII группе ему не место.

Отметим также, что хотя водород подобно галогенам образует двухатомные молекулы, связь в молекуле водорода намного прочнее, чем в молекулах фтора или хлора. В этом можно убедиться, сопоставляя их энтальпии связи (см. разд. 5.3), указанные в табл. 12.3.

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

ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.

◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.

водоро́д

(лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н 2). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, t кип - 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).

ВОДОРОД

ВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.
Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития (см. ТРИТИЙ) 3 Н (период полураспада Т 1/2 12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) ), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см. ГАЛОГЕНЫ) ).
Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см. ПРОТОН (элементарная частица)) , символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см. ДЕЙТЕРИЙ) (лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символs 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 2 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.
Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s 1 . В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.
В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри) в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см. ФЛОГИСТОН) помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) совместно с инженером Ж. Менье (см. МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль) , используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor - вода и gennao - рождаю) - «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см. СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович) в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.
Нахождение в природе
На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.
Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.
Получение
Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.
Физические и химические свойства
При обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15 °C, температура кипения –252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н - в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.
Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н 2 на атомы при 300 К 2,56·10 -34 . Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.
Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см. СПИН) , то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н 2 . Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.
В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см. ГРЕМУЧИЙ ГАЗ) ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора - железа:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H 2 S, с бромом - с образованием бромоводорода НBr, с иодом - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.
При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3) x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.
Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:
С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н 2 + СО = СН 3 ОН.
В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ) (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.
Применение
Водород используют при синтезе аммиака NH 3 , хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см. ГИДРИРОВАНИЕ) природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.
Особенности обращения
Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).
Биологическая роль
Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см. КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ) в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н +) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме - в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см. ГОМЕОСТАЗ) , в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "водород" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия