Водород - какво е това? Свойства и значение. Елементарни молекулни форми

Най-често срещаният химичен елемент във Вселената е водородът. Това е отправна точка сама по себе си, защото в периодичната таблица е такава атомно числое равно на едно. Човечеството се надява, че може да научи повече за него като едно от най-възможните превозни средства в бъдещето. Водородът е най-простият, най-лекият, най-често срещаният елемент, има го много навсякъде - седемдесет и пет процента от общата маса на материята. Има го във всяка звезда, особено в газовите гиганти. Неговата роля в реакциите на синтез на звезди е ключова. Без водород няма вода, което означава, че няма живот. Всички си спомнят, че водната молекула съдържа един кислороден атом, а два атома в нея са водородни. Това е добре познатата формула H2O.

Как го използваме

Водородът е открит през 1766 г. от Хенри Кавендиш, докато анализира реакцията на окисляване на метал. След няколко години наблюдения той разбира, че при изгарянето на водорода се образува вода. Преди това учените изолираха този елемент, но не го смятаха за независим. През 1783 г. водородът получава името водород (в превод от гръцки "хидро" - вода и "ген" - ражда). Елементът, който произвежда вода, е водородът. Това е газ, чиято молекулна формула е Н2. Ако температурата е близка до стайната и налягането е нормално, този елемент е незабележим. Водородът може дори да не бъде открит от човешките сетива - той е без вкус, цвят и мирис. Но под налягане и при температура от -252,87 C (много студено!) този газ се втечнява. Така се съхранява, тъй като под формата на газ заема много повече място. Течният водород се използва като ракетно гориво.

Водородът може да стане твърд, метален, но това изисква свръхвисоко налягане и с това се занимават най-изтъкнатите учени – физици и химици. Вече сега този елемент служи като алтернативно гориво за транспорта. Използването му е подобно на това как работи двигател с вътрешно горене: когато водородът се изгаря, много от него се освобождава химична енергия. Практически е разработен и метод за създаване на горивна клетка на негова основа: при свързване с кислород протича реакция, чрез която се образува вода и електричество. Може би скоро транспортът ще „превключи“ от бензин към водород - много производители на автомобили се интересуват от създаването на алтернативни горими материали и има успехи. Но чисто водородният двигател все още е в бъдещето; тук има много трудности. Предимствата обаче са такива, че създаването на резервоар за гориво с твърд водород е в разгара си и учените и инженерите няма да се оттеглят.

Основна информация

Hydrogenium (лат.) - водород, първи сериен номерв периодичната таблица, означен с H. Водородният атом има маса 1,0079, това е газ, който няма нормални условиябез вкус, без мирис, без цвят. Химиците от шестнадесети век са описали определен запалим газ, обозначавайки го по различен начин. Но работеше за всички при еднакви условия - когато металът беше изложен на киселина. Водородът, дори от самия Кавендиш, е наричан просто „запалим въздух“ в продължение на много години. Едва през 1783 г. Лавоазие доказва, че водата има сложен състав чрез синтез и анализ, а четири години по-късно дава съвременното име на „горим въздух“. Коренът на това сложна думасе използва широко, когато е необходимо да се назоват водородни съединения и всички процеси, в които участва. Например хидрогениране, хидрид и други подобни. А Руско имепредложен през 1824 г. от М. Соловьов.

В природата разпространението на този елемент няма равно. В литосферата и хидросферата на земната кора неговата маса е един процент, но водородните атоми са до шестнадесет процента. Водата е най-разпространена на Земята и 11,19% от масата й е водород. Също така със сигурност присъства в почти всички съединения, които изграждат нефт, въглища, всички природни газове и глина. Водород има във всички организми на растения и животни - в състава на протеини, мазнини, нуклеинови киселини, въглехидрати и т.н. Свободното състояние не е типично за водорода и почти никога не се среща - има много малко от него в природните и вулканичните газове. Съвсем незначително количество водород в атмосферата е 0,0001% от броя на атомите. Но цели потоци от протони представляват водород в околоземното пространство, което съставлява вътрешния радиационен пояс на нашата планета.

пространство

Нито един елемент не е толкова често срещан в космоса, колкото водородът. Обемът на водорода в елементите на Слънцето е повече от половината от неговата маса. Повечето звезди произвеждат водород под формата на плазма. По-голямата част от различните газове на мъглявините и междузвездната среда също се състои от водород. Той присъства в кометите и в атмосферата на редица планети. Естествено, не в чиста форма, - понякога като свободен H2, понякога като метан CH4, понякога като амоняк NH3, дори като вода H2O. Радикалите CH, NH, SiN, OH, PH и други подобни са много чести. Като поток от протони, водородът е част от корпускулярната слънчева радиация и космически лъчи.

В обикновения водород смес от два стабилни изотопа е лек водород (или протий 1 H) и тежък водород (или деутерий - 2 H или D). Има и други изотопи: радиоактивен тритий - 3 Н или Т, иначе - свръхтежък водород. И също много нестабилен 4 N. В природата водородното съединение съдържа изотопи в следните пропорции: за един атом деутерий има 6800 атома протий. Тритият се образува в атмосферата от азот, който се влияе от неутроните от космическите лъчи, но в незначителни количества. Какво означават изотопните масови числа? Числото показва, че ядрото на протия има само един протон, докато деутерият има не само протон, но и неутрон в атомното ядро. Тритият в своето ядро ​​вече има два неутрона за всеки протон. Но 4H съдържа три неутрона на протон. Следователно физичните и химичните свойства на изотопите на водорода са много различни в сравнение с изотопите на всички други елементи - разликата в масата е твърде голяма.

Структура и физични свойства

Структурата на водородния атом е най-простата в сравнение с всички други елементи: едно ядро ​​- един електрон. Йонизационен потенциал - енергията на свързване на ядрото с електрона - 13,595 електронволта (eV). Именно поради простотата на тази структура водородният атом е удобен като модел квантова механикакогато трябва да изчислите енергийните нива на по-сложни атоми. В молекулата на Н2 има два атома, които са свързани чрез химична ковалентна връзка. Енергията на разпад е много висока. Атомен водород може да се образува в химични реакции като цинк и солна киселина. Въпреки това практически не се получава взаимодействие с водорода - атомното състояние на водорода е много кратко, атомите веднага се рекомбинират в молекули Н2.

От физическа гледна точка водородът е най-лекият известни вещества- повече от четиринадесет пъти по-лек от въздуха (спомнете си балоните, които отлитат по време на празниците - те имат водород вътре). Той обаче може да кипи, да се втечнява, да се стопява, да се втвърдява и само хелият кипи и се топи при повече ниски температури. Трудно се втечнява; необходима е температура под -240 градуса по Целзий. Но има много висока топлопроводимост. Той е почти неразтворим във вода, но взаимодейства добре с водорода на металите - разтваря се в почти всички, най-добре в паладий (един обем водород отнема осемстотин и петдесет обема). Течният водород е лек и течен и когато се разтвори в метали, той често разрушава сплави поради взаимодействие с въглерод (стомана, например), възниква дифузия и декарбонизация.

Химични свойства

В съединенията в по-голямата си част водородът показва степен на окисление (валентност) +1, като натрия и други алкални метали. Счита се за техен аналог, стоящ начело на първата група от периодичната система. Но водородният йон в металните хидриди е отрицателно зареден, със степен на окисление -1. Този елемент също е близък до халогените, които дори могат да го заменят в органични съединения. Това означава, че водородът може да бъде приписан и на седмата група на периодичната система. При нормални условия молекулите на водорода не се различават по активност, комбинирайки се само с най-активните неметали: добре с флуор, а ако са леки - с хлор. Но при нагряване водородът става различен - реагира с много елементи. Атомарният водород, в сравнение с молекулярния, е много химически активен, така че водата се образува във връзка с кислорода и едновременно с това се отделят енергия и топлина. При стайна температура тази реакция е много бавна, но при нагряване над петстотин и петдесет градуса настъпва експлозия.

Водородът се използва за редуциране на метали, тъй като премахва кислорода от техните оксиди. С флуора водородът образува експлозия дори на тъмно и при минус двеста петдесет и два градуса по Целзий. Хлорът и бромът възбуждат водород само при нагряване или осветяване, а йодът само при нагряване. Водородът и азотът образуват амоняк (по този начин се правят повечето торове). При нагряване реагира много активно със сярата и се получава сероводород. Трудно е да се предизвика водородна реакция с телур и селен, но с чист въглерод реакцията протича при много високи температурии се произвежда метан. Водородът образува различни органични съединения с въглероден окис, налягането, температурата, катализаторите влияят на това и всичко това е от голямо практическо значение. Като цяло ролята на водорода, както и на неговите съединения, е изключително важна, тъй като той придава киселинни свойства на протонните киселини. Водородната връзка се образува с много елементи, влияещи върху свойствата както на неорганичните, така и на органичните съединения.

Получаване и използване

Водородът се произвежда в индустриален мащаб от природни газове - горими газове, коксов газ и газове от рафиниране на нефт. Може да се произвежда и чрез електролиза, където електричеството не е твърде скъпо. въпреки това по най-важния начинПроизводството на водород е каталитичното взаимодействие на въглеводороди, предимно метан, с водна пара, когато се получи конверсия. Методът за окисляване на въглеводороди с кислород също се използва широко. Производство на водород от природен газе най-евтиният начин. Другите две са използването на коксов газ и газ от рафинерии - водородът се отделя при втечняване на останалите компоненти. Те се втечняват по-лесно, а за водорода, както си спомняме, трябва -252 градуса.

Водородният пероксид е много популярен в употреба. Лечението с този разтвор се използва много често. Молекулярната формула H 2 O 2 едва ли ще бъде назована от всички тези милиони хора, които искат да бъдат блондинки и да изсветлят косата си, както и тези, които обичат чистотата в кухнята. Дори тези, които лекуват драскотини, получени от игра с коте, най-често не осъзнават, че използват водородно лечение. Но всеки знае историята: от 1852 г. водородът се използва дълго време в аеронавтиката. Дирижабълът, изобретен от Хенри Гифард, е създаден на базата на водород. Наричаха се цепелини. Изместени цепелини от небесата бързо развитиесамолетостроене. През 1937 г. се случи голяма авария, когато дирижабълът Хинденбург изгоря. След този инцидент цепелините никога повече не са използвани. Но в края на осемнадесети век разпространението балони, пълен с водород, беше повсеместен. В допълнение към производството на амоняк, водородът сега е необходим за производството на метилов алкохол и други алкохоли, бензин, хидрогенирани течности от тежко гориво и твърди горива. Не можете без водород при заваряване, при рязане на метали - може да бъде кислород-водород и атомно-водород. А тритият и деутерият дават живот на ядрената енергия. Това, както си спомняме, са изотопи на водорода.

Неумывакин

Водородът е толкова добър химичен елемент, че има свои фенове. Иван Павлович Неумывакин - лекар медицински науки, професор, лауреат на Държавната награда и има още много титли и награди, сред които. Като лекар по традиционна медицина, той е обявен за най-добрия народен лечител в Русия. Именно той разработи много методи и принципи за предоставяне на медицинска помощ на астронавтите по време на полет. Именно той създава уникална болница – болница на борда на космически кораб. Същевременно е държавен координатор по козметична медицина. Космос и козметика. Неговата страст към водорода не е насочена към печелене на големи пари, както е сега в родната медицина, а напротив, да научи хората как да лекуват всичко буквално с едно пени лекарство, без допълнително посещение в аптеката.

Той насърчава лечението с лекарство, което присъства буквално във всеки дом. Това е водороден прекис. Можете да критикувате Неумивакин колкото искате, той пак ще настоява на своето: да, наистина, буквално всичко може да се излекува с водороден прекис, защото той насища вътрешните клетки на тялото с кислород, унищожава токсините, нормализира киселинността и алкален баланс, а от тук тъканите се регенерират, цялото тяло се подмладява. Никой все още не е виждал някой, излекуван с водороден прекис, още по-малко ги е изследвал, но Неумивакин твърди, че с помощта на това лекарство можете напълно да се отървете от вирусни, бактериални и гъбични заболявания, да предотвратите развитието на тумори и атеросклероза, да победите депресията, да се подмладите тялото и никога не се разболявайте от ARVI и настинки.

Панацея

Иван Павлович е уверен, че с правилното използване на това просто лекарство и следвайки всички прости инструкции, можете да преодолеете много заболявания, включително много сериозни. Списъкът е огромен: от пародонтоза и тонзилит до инфаркт на миокарда, инсулти и диабет. Такива дреболии като синузит или остеохондроза изчезват от първите сесии на лечение. Дори ракови туморите се плашат и бягат от водородния прекис, защото се стимулира имунната система, активира се животът на тялото и неговата защита.

Дори децата могат да бъдат лекувани по този начин, с изключение на това, че е по-добре бременните жени да се въздържат от използването на водороден прекис за момента. Този метод също не се препоръчва за хора с трансплантирани органи поради възможна тъканна несъвместимост. Дозировката трябва да се спазва стриктно: от една капка до десет, добавяйки по една всеки ден. Три пъти на ден (тридесет капки от три процента разтвор на водороден прекис на ден, леле!) половин час преди хранене. Разтворът може да се прилага интравенозно и под лекарско наблюдение. Понякога водородният прекис се комбинира с други лекарства за по-ефективен ефект. Разтворът се използва вътрешно само в разреден вид - с чиста вода.

Външно

Дори преди професор Неумивакин да създаде своя метод, компресите и изплакванията бяха много популярни. Всеки знае, че подобно на алкохолните компреси, водородният прекис не може да се използва в чист вид, защото ще причини изгаряне на тъканите, но брадавици или гъбични инфекции се смазват локално със силен разтвор - до петнадесет процента.

При кожни обриви и главоболие се правят и процедури с водороден прекис. Компресът трябва да се направи с помощта на памучна кърпа, напоена с разтвор от две чаени лъжички три процента водороден прекис и петдесет милиграма чиста вода. Покрийте тъканта с филм и я увийте с вълна или кърпа. Компресът се държи от четвърт час до час и половина сутрин и вечер до възстановяване.

Мнението на лекарите

Мненията са разделени, всички са възхитени от свойствата на водородния прекис, те не само не им вярват, но им се смеят. Сред лекарите има и такива, които подкрепиха Неумывакин и дори се заеха с развитието на неговата теория, но те са малцинство. Повечето отЛекарите смятат този вид лечение не само за неефективно, но често и пагубно.

Всъщност все още няма нито един официално доказан случай, при който пациент да е излекуван с водороден прекис. В същото време няма информация за влошаване на здравето във връзка с използването на този метод. Но се губи ценно време и човек, който е получил едно от сериозните заболявания и напълно разчита на панацеята на Неумивакин, рискува да закъснее за началото на истинското си традиционно лечение.

В периодичната таблица водородът е разположен в две групи елементи, които са напълно противоположни по своите свойства. Тази функциянаправи го напълно уникален. Водородът не е просто елемент или вещество, но е и неразделна част от много сложни съединения, органогенни и биогенен елемент. Затова нека разгледаме неговите свойства и характеристики по-подробно.

Отделянето на запалим газ по време на взаимодействието на метали и киселини е наблюдавано още през 16 век, тоест по време на формирането на химията като наука. Известният английски учен Хенри Кавендиш изучава веществото през 1766 г. и му дава името „горим въздух“. При изгаряне този газ произвежда вода. За съжаление, придържането на учения към теорията за флогистона (хипотетична „ултрафина материя“) му попречи да стигне до правилните заключения.

Френският химик и естествоизпитател А. Лавоазие, заедно с инженера Ж. Мьоние и с помощта на специални газометри, синтезира вода през 1783 г. и след това я анализира чрез разлагане на водна пара с горещо желязо. Така учените успяха да стигнат до правилните заключения. Те откриха, че „горимият въздух“ не само е част от водата, но може да се получи и от нея.

През 1787 г. Лавоазие предполага, че изследваният газ е просто вещество и съответно принадлежи към първичния химически елементи. Той го нарече водород (от гръцки думи hydor - вода + gennao - раждам), т.е. „раждам вода“.

Руското име "водород" е предложено през 1824 г. от химика М. Соловьов. Определянето на състава на водата бележи края на "флогистоновата теория". В началото на 18-ти и 19-ти век е установено, че водородният атом е много лек (в сравнение с атомите на други елементи) и неговата маса е взета като основна единица за сравняване на атомните маси, получавайки стойност, равна на 1.

Физични свойства

Водородът е най-лекото вещество, известно на науката (той е 14,4 пъти по-лек от въздуха), плътността му е 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Този материалсе топи (втвърдява) и кипи (втечнява) съответно при -259,1 ° C и -252,8 ° C (само хелият има по-ниски температури на кипене и топене).

Критичната температура на водорода е изключително ниска (-240 °C). Поради тази причина втечняването му е доста сложен и скъп процес. Критичното налягане на веществото е 12,8 kgf/cm², а критичната плътност е 0,0312 g/cm³. Сред всички газове водородът има най-висока топлопроводимост: при 1 atm и 0 °C тя е равна на 0,174 W/(mxK).

Специфичният топлинен капацитет на веществото при същите условия е 14,208 kJ/(kgxK) или 3,394 cal/(rx°C). Този елемент е слабо разтворим във вода (около 0,0182 ml/g при 1 atm и 20 °C), но е добре разтворим в повечето метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (около 850 обема на обем Pd) .

Последното свойство е свързано със способността му да дифузира, а дифузията през въглеродна сплав (например стомана) може да бъде придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (този процес се нарича декарбонизация). В течно състояние веществото е много леко (плътност - 0,0708 g/cm³ при t° = -253 °C) и течно (вискозитет - 13,8 пуза при същите условия).

В много съединения този елемент проявява +1 валентност (степен на окисление), като натрия и други алкални метали. Обикновено се счита за аналог на тези метали. Съответно той оглавява група I на периодичната система. В металните хидриди водородният йон има отрицателен заряд (степента на окисление е -1), т.е. Na+H- има структура, подобна на Na+Cl- хлорида. В съответствие с това и някои други факти (приликата на физичните свойства на елемента "Н" и халогените, способността да се замества с халогени в органичните съединения), водородът се класифицира в VII група на периодичната система.

При нормални условия молекулярният водород има ниска активност, директно се свързва само с най-активните неметали (с флуор и хлор, като последният е на светлина). От своя страна, когато се нагрява, той взаимодейства с много химични елементи.

Атомният водород се е увеличил химическа активност(в сравнение с молекулярно). С кислорода образува вода по формулата:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

отделяйки 285,937 kJ/mol топлина или 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). При нормални температурни условия реакцията протича доста бавно и при t° >= 550 °C е неконтролируема. Границите на експлозивност на смес водород + кислород по обем са 4–94% H₂, а смес водород + въздух е 4–74% H₂ (смес от два обема H₂ и един обем O₂ се нарича детониращ газ).

Този елемент се използва за намаляване на повечето метали, тъй като премахва кислорода от оксидите:

Fe3O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H2O,

CuO + H₂ = Cu + H2O и т.н.

Водородът образува водородни халиди с различни халогени, например:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Въпреки това, когато реагира с флуор, водородът избухва (това се случва и на тъмно, при -252 ° C), с бром и хлор той реагира само при нагряване или осветяване, а с йод - само при нагряване. При взаимодействие с азот се образува амоняк, но само на катализатор, при повишено налягане и температура:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

При нагряване водородът реагира активно със сярата:

H₂ + S = H₂S (сероводород),

и много по-трудно с телур или селен. Водородът реагира с чист въглерод без катализатор, но при високи температури:

2H₂ + C (аморфен) = CH4 (метан).

Това вещество реагира директно с някои от металите (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди, например:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Взаимодействията между водород и въглероден оксид (II) са от голямо практическо значение. В този случай, в зависимост от налягането, температурата и катализатора, се образуват различни органични съединения: HCHO, CH₃OH и др. Ненаситени въглеводородипо време на реакцията те се насищат, например:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водородът и неговите съединения играят изключителна роля в химията. Той определя киселинните свойства на т.нар. протични киселини, има тенденция да образува водородни връзки с различни елементи, което оказва значително влияние върху свойствата на много неорганични и органични съединения.

Производство на водород

Основните видове суровини за промишленото производство на този елемент са газовете от рафиниране на нефт, природните горими и коксовите газове. Получава се и от вода чрез електролиза (на места, където има електричество). Един от най-важните методи за производство на материал от природен газ е каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водна пара (т.нар. конверсия). Например:

CH₄ + H2O = CO + ZN₂.

Непълно окисляване на въглеводороди с кислород:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Синтезираният въглероден оксид (II) претърпява преобразуване:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.

Използва се за електролиза на вода D.C., който преминава през разтвор на NaOH или KOH (киселини не се използват, за да се избегне корозия на оборудването). В лабораторни условия материалът се получава чрез електролиза на вода или в резултат на реакцията между солна киселина и цинк. По-често обаче се използва готов фабричен материал в цилиндри.

Този елемент е изолиран от газовете от рафиниране на нефт и коксовия газ чрез отстраняване на всички останали компоненти на газовата смес, тъй като те се втечняват по-лесно при дълбоко охлаждане.

Този материал започва да се произвежда индустриално в края на 18 век. Тогава се използваше за пълнене на балони. В момента водородът се използва широко в промишлеността, главно в химическата промишленост, за производството на амоняк.

Масовите потребители на веществото са производители на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и много други продукти. Те се получават чрез синтез от въглероден оксид (II) и водород. Водородът се използва за хидрогениране на тежки и твърди течни горива, мазнини и др., за синтез на HCl, хидротретиране на петролни продукти, както и при рязане/заваряване на метали. Най-важните елементи за ядрената енергия са нейните изотопи - тритий и деутерий.

Биологична роля на водорода

Около 10% от масата на живите организми (средно) идва от този елемент. Той е част от водата и най-важните групи природни съединения, включително протеини, нуклеинови киселини, липиди и въглехидрати. За какво се използва?

Това нещо играе решаваща роля: при поддържане на пространствената структура на протеините (кватернерни), при прилагане на принципа на комплементарност на нуклеиновите киселини (т.е. при внедряване и съхранение генетична информация), като цяло в „разпознаването“ на молекулярно ниво.

Водородният йон H+ участва във важни динамични реакции/процеси в тялото. Включително: в биологичното окисление, което осигурява на живите клетки енергия, в биосинтетичните реакции, във фотосинтезата в растенията, в бактериалната фотосинтеза и азотфиксацията, в поддържането на киселинно-алкалния баланс и хомеостазата, в мембранните транспортни процеси. Заедно с въглерода и кислорода, той формира функционалната и структурна основа на жизнените явления.

Водородът е най-простият от всички елементи, а също и най-разпространеният в природата. По-големите ученици вече знаят, че реакциите на метали като магнезий и цинк с разредени неорганични киселиниводят до образуването на водород. Те също знаят за теста за водороден газ с характерно „пукане“. Водородът е включен във формулите на повечето прости връзки, с които започва изучаването на химия в училище, като вода метан сярна киселинаамоняк и етанол

Водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. Според настоящите оценки водородът представлява над 90% от атомите и приблизително 75% от масата на Вселената. Сред елементите, съществуващи на Земята, водородът е деветият по разпространение. Той представлява 0,76% от масата на Земята и се среща в почти толкова различни съединения, колкото въглерода. Най-важното водородно съединение, открито в природата, е водата. Водородът се намира и в органични съединения като въглища и нефт.

Водородът е не само един от най-разпространените елементи, но също така е напълно различен от всички други елементи в редица свои химични и физични свойства. В допълнение, той образува специална серия от съединения. Това е единственият елемент, за който е наречен уникален тип химическа връзка (вижте раздел 2.1). Има такива концепции като водородна бомба (вижте раздел 1.3), водородни бактерии и дори водородна енергия (вижте по-долу).

Водородните бактерии са способни да произвеждат енергия чрез окисляване на водорода до вода. Тази енергия е необходима на водородните бактерии, за да асимилират въглеродния диоксид. При определени условия те също са способни да окисляват определени органични съединения.

Водородът е единственият елемент, който е запалим газ. Ето защо фламандският химик И. Б. Ван Хелмонт (1579-1644), който пръв изолира водорода, го нарече „запалим газ“. В лабораторни условия водородът е получен за първи път чрез действието на киселина върху желязото от Т. Майерн, а по-късно (през 1672 г.) от Р. Бойл. През 1766 г. водородът е внимателно изследван от английския химик и физик Г. Кавендиш, който го нарича „запалим въздух“. Името „водород“ е въведено от Лавоазие, образувайки латинския термин „водород“ от гръцките думи „хидро“ (вода) и „гени“ (раждащи).

Антоан Лоран Лавоазие (1743-1794)

Лавоазие се счита за основател на съвременната химия. Неговата основен приносв химията е да отхвърли погрешната теория за флогистона. Според тази теория всички запалими вещества се състоят от два компонента - флогистон и котлен камък. Когато запалимо вещество се изгори, то губи флогистон и се превръща в котлен камък („пепел“ или „вар“). Лавоазие експериментално показа, че кислородът от въздуха участва в процеса на горене. Той също така установява ролята на кислорода в дишането и е първият, който прави разлика между елементи и съединения.

Антоан Лавоазие (от картината на Талструп).

Структура на водородния атом

Водородният атом има най-простата структура: той се състои от ядро, което е един протон, както и един електрон, който се намира в ls орбиталата около ядрото (вижте раздел 1.2). Такива проста структураопределя много уникални свойстваводород. Първо, водородният атом има само валентност електронна обвивка. Следователно неговият единствен електрон не е екраниран от действието на ядрения заряд от вътрешните електрони. Второ, тази външна обвивка трябва само да спечели или загуби един електрон, за да постигне стабилност електронна конфигурация. И накрая, тъй като водородният атом се състои само от един електрон и един протон, той е много малък по размер. Всъщност неговият ковалентен радиус (0,029 nm) и радиусът на Ван дер Ваалс (0,12 nm) имат минимални стойностисред всички елементи (виж раздел 2.2). Тези характеристики обясняват много отличителни свойстваводород и неговата специална позиция в периодичната таблица.

Позиция в периодичната таблица

Тъй като водородният атом губи своя единствен електрон, за да образува еднократно зареден положителен йон, този елемент се поставя в горната част на група 1 на периодичната таблица. Въпреки това, въпреки че водородът при определени условия може да придобие

Таблица 12.1. Енергии на йонизация на водород, литий и натрий

Таблица 12.2. Електронни афинитети на водород, флуор и хлор

Таблица 12.3. Средни енталпии на връзката в молекулите на водорода, флуора и хлора

метални свойства (виж Фиг. 2.15), при нормални условия проявява само неметални свойства. Сравнението на неговата енергия на йонизация с енергията на йонизация на лития и натрия (Таблица 12.1) показва, че водородът е много различен от другите елементи от група I алкални метали.

Водородният атом също е способен, макар и с трудности, да прикрепи електрон, за да образува йон. Поради това свойство изглежда, че може да бъде поставен на върха Група VIIзаедно с халогените. Водородът обаче не е p-елемент и сравнението на неговия електронен афинитет (виж раздел 2.1) с електронния афинитет на флуора и хлора (Таблица 12.2) показва, че той няма място в група VII.

Имайте предвид също, че въпреки че водородът, подобно на халогените, образува двуатомни молекули, връзката във водородната молекула е много по-силна, отколкото в молекулите на флуор или хлор. Това може да се провери чрез сравняване на техните енталпии на връзката (вижте раздел 5.3), посочени в таблица. 12.3.

Водородът е химичен елемент със символ H и атомно число 1. Със стандартно атомно тегло от около 1,008 водородът е най-лекият елемент в периодичната таблица. Неговата едноатомна форма (H) е най-често срещаната химическивъв Вселената, което представлява приблизително 75% от общата барионна маса. Звездите се състоят главно от водород в плазмено състояние. Най-често срещаният изотоп на водорода, наречен протий (това име се използва рядко, символ 1H), има един протон и няма неутрони. Широко разпространената поява на атомарния водород се случи за първи път през ерата на рекомбинацията. При стандартни температури и налягания водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен, неметален, запалим двуатомен газ с молекулярна формула H2. Тъй като водородът лесно образува ковалентни връзки с повечето неметални елементи, повечето водород на Земята съществува в молекулни форми като вода или органични съединения. Водородът играе особено важна роля в киселинно-основните реакции, тъй като повечето киселинно-базирани реакции включват обмен на протони между разтворими молекули. В йонните съединения водородът може да приеме формата на отрицателен заряд (т.е. анион), където е известен като хидрид, или като положително заредена (т.е. катион) форма, означена със символа H+. Водородният катион се описва като състоящ се от прост протон, но в действителност водородните катиони в йонните съединения винаги са по-сложни. Като единственият неутрален атом, за който уравнението на Шрьодингер може да бъде решено аналитично, водородът (а именно изследването на енергетиката и свързването на неговия атом) играе ключова роля в развитието на квантовата механика. Водородният газ за първи път е произведен изкуствено в началото на 16 век чрез взаимодействие на киселини с метали. През 1766-81г. Хенри Кавендиш беше първият, който разбра, че водородният газ е дискретна субстанция и че произвежда вода при изгаряне, давайки му името: на гръцки водород означава „производител на вода“. Промишлено производствоПроизводството на водород се свързва предимно с преобразуване на природен газ с пара и, по-рядко, с по-енергоемки методи, като водна електролиза. По-голямата част от водорода се използва близо до мястото, където се произвежда, като двете най-чести употреби са преработката на изкопаеми горива (като хидрокрекинг) и производството на амоняк, главно за пазара на торове. Водородът е проблем в металургията, защото може да направи много метали крехки, което затруднява проектирането на тръбопроводи и резервоари за съхранение.

Имоти

Изгаряне

Водородният газ (дихидроген или молекулярен водород) е запалим газ, който ще гори във въздуха в много широк диапазон от концентрации от 4% до 75% по обем. Енталпията на горене е 286 kJ/mol:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Водородният газ образува експлозивни смеси с въздуха в концентрации от 4-74% и с хлора в концентрации до 5,95%. Експлозивните реакции могат да бъдат причинени от искри, топлина или слънчева светлина. Температурата на самозапалване на водорода, температурата, при която той се запалва спонтанно във въздуха, е 500 °C (932 °F). Чистите водородно-кислородни пламъци излъчват ултравиолетова радиация и с висока кислородна смес са почти невидими с невъоръжено око, както се вижда от слабата струя на главния двигател на космическата совалка в сравнение с добре видимата струя на ракетния ускорител на космическата совалка, който използва амониев перхлорат композит. Може да е необходим детектор за пламък за откриване на изтичане на горящ водород; подобни течове могат да бъдат много опасни. Водородният пламък е син при други условия и прилича на синия пламък на природния газ. Потъването на дирижабъла Хинденбург е скандален пример за изгаряне на водород и въпросът все още се обсъжда. Видимите оранжеви пламъци при този инцидент са причинени от излагане на смес от водород и кислород, комбинирани с въглеродни съединения от обшивката на дирижабъла. H2 реагира с всеки окислителен елемент. Водородът може да реагира спонтанно при стайна температура с хлор и флуор, за да образува съответните водородни халиди, хлороводороди флуороводород, които също са потенциално опасни киселини.

Енергийни нива на електрони

Енергийното ниво на основното състояние на електрон във водороден атом е −13,6 eV, което е еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната около 91 nm. Енергийни ниваводородът може да бъде изчислен доста точно с помощта на модела на Бор на атома, който концептуализира електрона като "орбитален" протон, аналогичен на орбитата на Земята около Слънцето. Въпреки това, атомният електрон и протон се държат заедно от електромагнитна сила, докато планетите и небесните обекти се държат заедно от гравитацията. Поради дискретизацията на ъгловия момент, постулирана в ранната квантова механика от Бор, електронът в модела на Бор може да заема само определени допустими разстояния от протона и следователно само определени допустими енергии. По-точно описание на водородния атом идва от чисто квантово механично третиране, което използва уравнението на Шрьодингер, уравнението на Дирак или дори интегралната схема на Файнман за изчисляване на разпределението на плътността на вероятността на електрон около протон. Най-сложните методи на обработка водят до малки ефекти специална теориятеория на относителността и вакуумна поляризация. При квантовата обработка електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма въртящ момент, което илюстрира как "планетарната орбита" е различна от движението на електрона.

Елементарни молекулни форми

Има два различни спинови изомера на двуатомните водородни молекули, които се различават по относителния спин на техните ядра. В ортоводородна форма спиновете на двата протона са успоредни и образуват триплетно състояние с молекулярния спин квантово число 1 (1/2 + 1/2); под формата на параводород спиновете са антипаралелни и образуват синглет с квантово число на молекулен спин 0 (1/2 1/2). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% пара форма и 75% орто форма, известна още като "нормална форма". Равновесното съотношение на ортоводород към параводород зависи от температурата, но тъй като ортоформата е възбудено състояние и има по-висока енергия от параформата, тя е нестабилна и не може да бъде пречистена. При много ниски температури равновесното състояние се състои почти изключително от параформата. Топлинните свойства на течната и газовата фаза на чистия параводород се различават значително от тези на нормалната форма поради разликите в ротационния топлинен капацитет, обсъдени по-подробно в спиновите изомери на водорода. Орто/двойно разграничение се среща и в други водород-съдържащи молекули или функционални групи, като вода и метилен, но това няма голямо значение за техните термични свойства. Некатализираното взаимно преобразуване между пара и орто H2 се увеличава с повишаване на температурата; По този начин, бързо кондензираният H2 съдържа големи количества от високоенергийната ортогонална форма, която много бавно се превръща в пара форма. Орто/пара коефициентът в кондензирания H2 е важен факторпри подготовката и съхранението на течен водород: преобразуването от орто към пара е екзотермично и осигурява достатъчно топлина за изпаряване на част от течния водород, което води до загуба на втечнен материал. Катализатори за орто-пара конверсия като железен оксид, активен въглен, платинизиран азбест, редкоземни метали, уранови съединения, хромен оксид или някои никелови съединения се използват при водородно охлаждане.

Фази

Водороден газ

Течен водород

Водородна утайка

Твърд водород

Метален водород

Връзки

Ковалентни и органични съединения

Докато H2 не е много реактивен при стандартни условия, той образува съединения с повечето елементи. Водородът може да образува съединения с елементи, които са по-електроотрицателни, като халогени (например F, Cl, Br, I) или кислород; в тези съединения водородът поема частичен положителен заряд. Когато се свързва с флуор, кислород или азот, водородът може да участва под формата на нековалентна връзка средна якостс водорода на други подобни молекули, явление, наречено водородно свързване, което има от решаващо значениеза стабилността на много биологични молекули. Водородът също образува съединения с по-малко електроотрицателни елементи като метали и металоиди, където поема частичен отрицателен заряд. Тези съединения често са известни като хидриди. Водородът образува голямо разнообразие от съединения с въглерода, наречени въглеводороди, и още по-голямо разнообразие от съединения с хетероатоми, които поради своите обща комуникацияс живите същества се наричат ​​органични съединения. Изследването на техните свойства е предмет на органичната химия, а изучаването им в контекста на живите организми е известно като биохимия. Според някои определения "органичните" съединения трябва да съдържат само въглерод. Повечето от тях обаче съдържат и водород и тъй като връзката въглерод-водород е тази, която придава на този клас съединения повечето от техните специфични химични характеристики, връзките въглерод-водород се изискват в някои дефиниции на думата „органичен“ в химията. Известни са милиони въглеводороди и те обикновено се образуват чрез сложни синтетични пътища, които рядко включват елементарен водород.

Хидриди

Водородните съединения често се наричат ​​хидриди. Терминът "хидрид" предполага, че Н атомът е придобил отрицателен или анионен характер, обозначен като Н-, и се използва, когато водородът образува съединение с по-електроположителен елемент. Съществуването на хидриден анион, предложен от Gilbert N. Lewis през 1916 г. за съдържащите сол хидриди от групи 1 и 2, е демонстрирано от Moers през 1920 г. чрез електролиза на разтопен литиев хидрид (LiH), произвеждайки стехиометрично количество водород при анода. За хидриди, различни от метали от група 1 и 2, терминът е подвеждащ предвид ниската електроотрицателност на водорода. Изключение от хидридите от група 2 е BeH2, който е полимерен. В литиево-алуминиев хидрид анионът AlH-4 носи хидридни центрове, здраво свързани с Al(III). Въпреки че хидридите могат да се образуват в почти всички елементи от основната група, броят и комбинацията от възможни съединения варира значително; например, известни са повече от 100 бинарни боран хидриди и само един бинарен алуминиев хидрид. Бинарният индиев хидрид все още не е идентифициран, въпреки че съществуват големи комплекси. IN неорганична химияхидридите могат също да служат като мостови лиганди, които свързват два метални центъра в координационен комплекс. Тази функция е особено характерна за елементите от група 13, особено в бораните (борни хидриди) и алуминиевите комплекси, както и в групираните карборани.

Протони и киселини

Окисляването на водорода премахва неговия електрон и произвежда H+, който не съдържа електрони и ядро, което обикновено се състои от един протон. Ето защо H+ често се нарича протон. Този вид е централен в обсъждането на киселините. Според теорията на Bronsted-Lowry киселините са донори на протони, а основите са акцептори на протони. Голият протон, Н+, не може да съществува в разтвор или в йонни кристали поради неустоимото си привличане към други атоми или молекули с електрони. С изключение на високите температури, свързани с плазмата, такива протони не могат да бъдат отстранени от електронните облаци на атоми и молекули и ще останат прикрепени към тях. Въпреки това, терминът "протон" понякога се използва метафорично за обозначаване на положително зареден или катионен водород, прикрепен към други видове по този начин, и като такъв се споменава като "H+" без никакво внушение, че отделните протони съществуват свободно като вид. За да се избегне появата на гол "солватиран протон" в разтвора, понякога се смята, че киселинните водни разтвори съдържат по-малко вероятен фиктивен вид, наречен "хидрониев йон" (H3O+). Но дори и в този случай такива солватирани водородни катиони се възприемат по-реалистично като организирани клъстери, които образуват видове, близки до H9O+4. Други оксониеви йони се откриват, когато водата е в кисел разтвор с други разтворители. Въпреки екзотичния си външен вид на Земята, един от най-разпространените йони във Вселената е Н+3, известен като протониран молекулярен водород или триводороден катион.

Изотопи

Водородът има три естествено срещащи се изотопа, обозначени като 1H, 2H и 3H. Други, силно нестабилни ядра (4H до 7H) са синтезирани в лабораторията, но не са наблюдавани в природата. 1H е най-разпространеният изотоп на водорода с изобилие от над 99,98%. Тъй като ядрото на този изотоп се състои само от един протон, то получава описателното, но рядко използвано официално име протий. 2H, друг стабилен изотоп на водорода, е известен като деутерий и съдържа един протон и един неутрон в ядрото си. Смята се, че целият деутерий във Вселената е произведен по време на Големия взрив и съществува от този момент до сега. Деутерият не е радиоактивен елемент и не представлява значителен риск от токсичност. Водата, обогатена с молекули, които включват деутерий вместо нормален водород, се нарича тежка вода. Деутерият и неговите съединения се използват като нерадиоактивен индикатор в химически опитии в разтворители за 1H-NMR спектроскопия. Тежката вода се използва като модератор на неутрони и охлаждаща течност за ядрени реактори. Деутерият също е потенциално гориво за търговски цели ядрен синтез. 3H е известен като тритий и съдържа един протон и два неутрона в ядрото. Той е радиоактивен, разпада се до хелий-3 чрез бета разпад с период на полуразпад от 12,32 години. Той е толкова радиоактивен, че може да се използва в светещи бои, което го прави полезен при производството на часовници със светещи циферблати, например. Стъклото предотвратява бягството голямо количестворадиация. Произвежда се малко количество тритий естественопри взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове; тритий също беше освободен по време на тестване на ядрени оръжия. Използва се в реакции на ядрен синтез като индикатор за изотопна геохимия и в специализирани осветителни устройства със самостоятелно захранване. Тритият също е използван в експерименти за химично и биологично маркиране като радиоактивен индикатор. Водородът е единственият елемент, който има различни именаза неговите изотопи, които се използват широко днес. По време на ранно обучениерадиоактивност, бяха дадени различни тежки радиоактивни изотопи собствени имена, но такива имена вече не се използват, с изключение на деутерий и тритий. Символите D и T (вместо 2H и 3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответният символ за протий P вече се използва за фосфор и следователно не е наличен за протий. В своите насоки за номенклатурата, Международен съюзЧистата и приложна химия позволява използването на всеки от символите D, T, 2H и 3H, въпреки че 2H и 3H са за предпочитане. Екзотичният атом мюоний (символ Mu), състоящ се от антимюон и електрон, също понякога се счита за лек радиоизотоп на водорода поради масовата разлика между антимюона и електрона, която беше открита през 1960 г. По време на живота на мюона, 2,2 μs, мюоният може да бъде включен в съединения като мюониев хлорид (MuCl) или натриев мюонид (NaMu), подобно съответно на хлороводорода и натриевия хидрид.

История

Отваряне и използване

През 1671 г. Робърт Бойл открива и описва реакцията между железни стърготини и разредени киселини, която произвежда водороден газ. През 1766 г. Хенри Кавендиш е първият, който разпознава водородния газ като дискретно вещество, наричайки газа „запалим въздух“ поради неговата метално-киселинна реакция. Той теоретизира, че "запалимият въздух" е практически идентичен с хипотетично вещество, наречено "флогистон", и отново открива през 1781 г., че газът произвежда вода, когато се изгаря. Смята се, че той е този, който открива водорода като елемент. През 1783 г. Антоан Лавоазие дава на елемента името водород (от гръцки ὑδρο-хидро, което означава „вода“ и -γενής гени, което означава „създател“), когато той и Лаплас възпроизвеждат данните на Кавендиш, че изгарянето на водород произвежда вода. Лавоазие произвежда водород за своите експерименти за запазване на масата, като реагира на поток от пара с метално желязо през лампа с нажежаема жичка, нагрята от огън. Анаеробното окисление на желязото от протони на водата при висока температура може да бъде схематично представено чрез набор от следните реакции:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Много метали, като цирконий, претърпяват подобна реакция с вода, за да се получи водород. Водородът е втечнен за първи път от Джеймс Дюар през 1898 г. с помощта на регенеративно охлаждане и неговото изобретение, вакуумната колба. IN следващата годинатой произвежда твърд водород. Деутерият е открит през декември 1931 г. от Харолд Юри, а тритият е получен през 1934 г. от Ърнест Ръдърфорд, Марк Олифант и Пол Хартек. Тежката вода, която се състои от деутерий вместо обикновен водород, е открита от групата на Юри през 1932 г. François Isaac de Rivaz построи първия двигател Rivaz, двигател с вътрешно горене, задвижван от водород и кислород, през 1806 г. Едуард Даниел Кларк изобретява тръбата за водороден газ през 1819 г. Кремъкът Döbereiner (първата пълноценна запалка) е изобретен през 1823 г. Първият водороден балон е изобретен от Жак Шарл през 1783 г. Водородът осигури появата на първата надеждна форма на въздушно пътуване след изобретяването на първия задвижван с водород дирижабъл през 1852 г. от Анри Гифард. Германският граф Фердинанд фон Цепелин насърчава идеята за твърди дирижабли, задвижвани във въздуха от водород, които по-късно са наречени цепелини; първият от тях излетя през 1900 г. Редовните редовни полети започват през 1910 г. и до избухването на Първата световна война през август 1914 г. те превозват 35 000 пътници без големи инциденти. По време на войната водородните дирижабли се използват като платформи за наблюдение и бомбардировачи. Първият трансатлантически полет без кацане е извършен от британския дирижабъл R34 през 1919 г. Редовните пътнически услуги се възобновяват през 20-те години на миналия век и се очакваше откриването на запаси от хелий в Съединените щати да подобри безопасността на пътуването, но правителството на САЩ отказа да продаде газа за тази цел, така че H2 беше използван в дирижабъла Хинденбург, който беше унищожен при пожар в Милано в Ню Йорк, 6 май 1937 г. Инцидентът беше излъчен на на живопо радиото и на видео. Широко се предполагаше, че причината за запалването е изтичане на водород, но последващи проучвания показват, че покритието от алуминизирана тъкан е било запалено от статично електричество. Но по това време репутацията на водорода като повдигащ газ вече беше повредена. Същата година първият турбогенератор с водородно охлаждане, с водороден газ като охлаждаща течност в ротора и статора, влиза в експлоатация през 1937 г. в Дейтън, Охайо, от Dayton Power & Light Co.; Поради топлопроводимостта на водородния газ, той е най-разпространеният газ за използване в тази област днес. Никел-водородната батерия е използвана за първи път през 1977 г. на борда на американския сателит за навигационни технологии Satellite-2 (NTS-2). МКС, Mars Odyssey и Mars Global Surveyor са оборудвани с никел-водородни батерии. В тъмната част на своята орбита, Космически телескопХъбъл също се захранва от никел-водородни батерии, които най-накрая бяха заменени през май 2009 г., повече от 19 години след изстрелването и 13 години след проектирането им.

Роля в квантовата теория

Поради своята проста атомна структура, състояща се само от протон и електрон, водородният атом, заедно със спектъра на светлината, създадена от или погълната от него, беше централна за развитието на теорията за атомната структура. Освен това изследването на съответната простота на водородната молекула и съответния H+2 катион доведе до разбиране на естеството на химичната връзка, което бързо беше последвано от физическото третиране на водородния атом в квантовата механика в средата на 2020 г. Един от първите квантови ефекти, който беше ясно наблюдаван (но неразбран) по това време), беше наблюдението на Максуел, включващо водорода половин век преди да се появи пълната квантова механична теория. Максуел отбеляза, че специфичната топлина на H2 се отклонява необратимо от двуатомния газ под стайна температура и започва все повече да прилича на специфичната топлина на едноатомен газ при криогенни температури. Според квантовата теория това поведение възниква от разстоянието на (квантуваните) ротационни енергийни нива, които са особено широко разположени в H2 поради ниската му маса. Тези широко разположени нива предотвратяват равномерното разделяне на топлинната енергия на въртеливо движениевъв водород при ниски температури. Диатомовите газове, които са направени от по-тежки атоми, нямат толкова широко разположени нива и не проявяват същия ефект. Антиводородът е антиматериалният аналог на водорода. Състои се от антипротон с позитрон. Антиводородът е единственият вид атом на антиматерията, който е произведен от 2015 г.

Да бъдеш сред природата

Водородът е най-разпространеният химичен елемент във Вселената, съставляващ 75% от нормалната материя по маса и повече от 90% по брой атоми. (По-голямата част от масата на Вселената обаче не е под формата на този химичен елемент, а се смята, че има все още неоткрити форми на маса като напр. тъмна материяи тъмна енергия.) Този елемент се намира в голямо изобилие в звездите и газовите гиганти. H2 молекулярните облаци са свързани с формирането на звезди. Водородът играе жизненоважна роля в захранването на звездите чрез протон-протонната реакция и ядрения синтез на CNO цикъла. В целия свят водородът се среща предимно в атомни и плазмени състояния със свойства, напълно различни от тези на молекулярния водород. Като плазма електронът и протонът на водорода не са свързани един с друг, което води до много висока електрическа проводимост и висока излъчвателна способност (произвеждане на светлина от Слънцето и други звезди). Заредените частици се влияят силно от магнитни и електрически полета. Например в слънчевия вятър те взаимодействат с магнитосферата на Земята, създавайки токове Биркеланд и Полярно сияние. Водородът е неутрален атомно състояниев междузвездната среда. Смята се, че големите количества неутрален водород, открити в разлагащите се Лайман-алфа системи, доминират в космологичната барионна плътност на Вселената до червено отместване z = 4. При нормални условия на Земята елементарният водород съществува като двуатомен газ, H2. Водородният газ обаче е много рядък в земна атмосфера(1 ppm по обем) поради лекото му тегло, което му позволява да преодолява земната гравитация по-лесно от повече тежки газове. Въпреки това, водородът е третият най-разпространен елемент на повърхността на Земята, съществуващ предимно във формата химични съединения, като въглеводороди и вода. Водородният газ се произвежда от някои бактерии и водорасли и е естествен компонент на флейта, както и метанът, който е все по-важен източник на водород. Молекулна форма, наречена протониран молекулярен водород (Н+3), се намира в междузвездната среда, където се генерира от йонизацията на молекулярен водород от космическите лъчи. Този зареден йон също е наблюдаван в горната атмосфера на планетата Юпитер. Йонът е относително стабилен в околната среда поради ниската си температура и плътност. H+3 е един от най-разпространените йони във Вселената и играе важна роля в химията на междузвездната среда. Неутралният триатомен водород H3 може да съществува само във възбудена форма и е нестабилен. Напротив, положително молекулен йонВодородът (H+2) е рядка молекула във Вселената.

Производство на водород

H2 се произвежда в химически и биологични лаборатории, често като страничен продукт от други реакции; в промишлеността за хидрогениране на ненаситени субстрати; и в природата като средство за изместване на редуциращи еквиваленти в биохимични реакции.

Парно реформиране

Водородът може да се произвежда по няколко начина, но най-икономичният важни процесивключват отстраняването на водород от въглеводороди, тъй като около 95% от производството на водород през 2000 г. идва от парен реформинг. В търговската мрежа големи количества водород обикновено се произвеждат чрез парно реформиране на природен газ. При високи температури (1000-1400 K, 700-1100 °C или 1300-2000 °F), парата (водна пара) реагира с метан, за да произведе въглероден окис и H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Тази реакция работи най-добре, когато ниско налягане, но въпреки това може да се извърши и при високо налягане (2,0 MPa, 20 atm или 600 инча живачен стълб). Това е така, защото H2 с високо налягане е най-популярният продукт и системите за обезгряване под налягане работят по-добре при по-високо налягане. Сместа от продукти е известна като "синтетичен газ", тъй като често се използва директно за производство на метанол и свързани съединения. Въглеводороди, различни от метан, могат да се използват за производство на синтез газ различни съотношенияпродукти. Едно от многото усложнения на тази силно оптимизирана технология е образуването на кокс или въглерод:

CH4 → C + 2 H2

Следователно парният реформинг обикновено използва излишък от H2O. Допълнителен водород може да бъде възстановен от парата с помощта на въглероден окис чрез реакция на изместване на водния газ, особено с помощта на катализатор железен оксид. Тази реакция също е често срещан промишлен източник на въглероден диоксид:

CO + H2O → CO2 + H2

Други важни методи за H2 включват частично окисление на въглеводороди:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И реакция на въглища, която може да служи като прелюдия към реакцията на срязване, описана по-горе:

C + H2O → CO + H2

Понякога водородът се произвежда и консумира в един и същ промишлен процес, без разделяне. В процеса на Haber за производство на амоняк водородът се генерира от природен газ. Електролизата на саламура за получаване на хлор също произвежда водород като страничен продукт.

Метална киселина

В лабораторията H2 обикновено се приготвя чрез взаимодействие на разредени неокисляващи киселини с определени реактивни метали като цинк с апарат на Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алуминият може също да произвежда H2, когато се третира с основи:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Електролизата на водата е прост начин за производство на водород. Ток с ниско напрежение протича през водата и на анода се произвежда кислороден газ, докато на катода се произвежда водороден газ. Обикновено катодът е направен от платина или друг инертен метал, когато се произвежда водород за съхранение. Ако обаче газът трябва да се изгори на място, присъствието на кислород е желателно за подпомагане на горенето и следователно и двата електрода ще бъдат направени от инертни метали. (Например, желязото се окислява и следователно намалява количеството произведен кислород). Теоретичен максимална ефективност(използвана електроенергия във връзка с енергийна стойностпроизведен водород) е в диапазона 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

За производството на водород може да се използва сплав от алуминий и галий под формата на гранули, добавени към вода. Този процес също произвежда алуминиев оксид, но скъпият галий, който предотвратява образуването на оксидна обвивка върху пелетите, може да се използва повторно. Това има важни потенциални последици за водородната икономика, тъй като водородът може да се произвежда на местно ниво и не е необходимо да се транспортира.

Термохимични свойства

Има над 200 термохимични цикъла, които могат да се използват за разделяне на вода, около дузина от тези цикли, като цикъл на железен оксид, цикъл на цериев (IV) оксид, цикъл на цинк-цинков оксид, цикъл на серен йод, цикъл на мед и хлор и хибрид серен цикъл са в процес на изследване и тестване за производство на водород и кислород от вода и топлина без използване на електричество. Редица лаборатории (включително във Франция, Германия, Гърция, Япония и САЩ) разработват термохимични методи за производство на водород от слънчева енергия и вода.

Анаеробна корозия

При анаеробни условия сплавите от желязо и стомана се окисляват бавно от водни протони, докато се редуцират до молекулярен водород (H2). Анаеробната корозия на желязото първо води до образуването на железен хидроксид (зелена ръжда) и може да се опише със следната реакция: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. На свой ред, при анаеробни условия, железният хидроксид (Fe (OH) 2) може да се окисли от водни протони, за да образува магнетит и молекулярен водород. Този процес се описва чрез реакцията на Shikorra: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 железен хидроксид → магнезий + вода + водород. Добре кристализираният магнетит (Fe3O4) е термодинамично по-стабилен от железния хидроксид (Fe (OH) 2). Този процес протича по време на анаеробна корозия на желязо и стомана в среда без кислород. подземни водии при възстановяване на почви под нивото на подземните води.

Геоложки произход: реакция на серпентинизация

При липса на кислород (O2) в дълбоки геоложки условия, преобладаващи далеч от земната атмосфера, водородът (H2) се образува по време на процеса на серпентинизация чрез анаеробно окисление от протони на вода (H+) на железен силикат (Fe2+), присъстващ в кристална решеткафаялит (Fe2SiO4, краен член оливин-желязо). Съответната реакция, водеща до образуването на магнетит (Fe3O4), кварц (SiO2) и водород (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаялит + вода → магнетит + кварц + водород. Тази реакция е много подобна на реакцията на Shikorra, наблюдавана по време на анаеробното окисляване на железен хидроксид в контакт с вода.

Образуване в трансформатори

От всички опасни газове, произвеждани в силови трансформатори, водородът е най-често срещаният и се генерира при повечето повреди; По този начин образуването на водород е ранен признак за сериозни проблеми в жизнен цикълтрансформатор.

Приложения

Консумация в различни процеси

Големи количества H2 са необходими в петрола и химическа индустрия. Най-големите употреби на H2 са за обработка („обновяване“) на изкопаеми горива и за производство на амоняк. В нефтохимическите заводи Н2 се използва при хидродеалкилиране, хидродесулфуризация и хидрокрекинг. H2 има няколко други важни приложения. H2 се използва като хидрогениращ агент, особено за повишаване на нивата на наситеност на ненаситени мазнини и масла (намиращи се в продукти като маргарин) и при производството на метанол. Освен това е източник на водород при производството на солна киселина. H2 се използва и като редуциращ агент за метални руди. Водородът е силно разтворим в много редкоземни и преходни метали и е разтворим както в нанокристални, така и в аморфни метали. Разтворимостта на водорода в металите зависи от локални изкривявания или примеси в кристалната решетка. Това може да бъде полезно, когато водородът се пречиства чрез преминаване през горещи паладиеви дискове, но високата разтворимост на газа е металургичен проблем, който допринася за крехкостта на много метали, усложнявайки дизайна на тръбопроводи и резервоари за съхранение. В допълнение към използването му като реагент, H2 има широко приложение във физиката и технологиите. Използва се като защитен газ в заваръчни техники като заваряване с атомен водород. H2 се използва като охладител на ротора в електрически генератори в електроцентрали, тъй като има най-висока топлопроводимост от всички газове. Течният H2 се използва в криогенни изследвания, включително изследвания на свръхпроводимост. Тъй като H2 е по-лек от въздуха, като плътността му е малко повече от 1/14 от плътността на въздуха, той някога е бил широко използван като газ за повдигане в балони и дирижабли. В по-новите приложения водородът се използва чист или смесен с азот (понякога наричан образуващ газ) като трасиращ газ за незабавно откриване на течове. Водородът се използва в автомобилната, химическата, енергийната, космическата и телекомуникационната промишленост. Водородът е разрешен хранителна добавка(E 949), което позволява тест за течове хранителни продукти, наред с други антиоксидантни свойства. Редките изотопи на водорода също имат специфични приложения. Деутерият (водород-2) се използва в приложения за ядрено делене като модератор бавни неутронии при реакции на ядрен синтез. Деутериевите съединения се използват в областта на химията и биологията за изследване на изотопните ефекти на реакциите. Тритий (водород-3), произведен в ядрени реактори, се използва в производството водородни бомби, като изотопен индикатор в биологични науки, и като източник на радиация в светещи бои. Температурата на тройната точка на равновесния водород е определящата фиксирана точка на температурната скала ITS-90 при 13,8033 келвина.

Охлаждаща среда

Водородът обикновено се използва в електроцентралите като охлаждаща течност в генераторите поради редица благоприятни свойства, които са пряк резултат от неговите леки двуатомни молекули. Те включват ниска плътност, нисък вискозитет и най-висок специфичен топлинен капацитет и топлопроводимост от всеки газ.

Енергоносител

Водородът не е енергиен ресурс, освен в хипотетичния контекст на комерсиални термоядрени електроцентрали, използващи деутерий или тритий, технология, която в момента е далеч от зряла. Слънчевата енергия идва от ядрен синтез на водород, но този процес е трудно осъществим на Земята. Елементарният водород от слънчеви, биологични или електрически източници изисква повече енергия за производство, отколкото се изразходва при изгарянето му, така че в тези случаи водородът функционира като енергиен носител, подобно на батерия. Водородът може да се произвежда от изкопаеми източници (като метан), но тези източници са изчерпаеми. Енергийната плътност на единица обем както на течния водород, така и на сгъстения водороден газ при всяко възможно налягане е значително по-ниска от тази на традиционните енергийни източници, въпреки че енергийната плътност на единица маса гориво е по-висока. Елементарният водород обаче е широко обсъждан в енергийния контекст като възможен бъдещ енергиен носител за цялата икономика. Например улавянето на CO2, последвано от улавяне и съхранение на въглерод, може да се извърши в точката на производство на H2 от изкопаеми горива. Водородът, използван в транспорта, ще гори относително чисто, с известни емисии на NOx, но без въглеродни емисии. Инфраструктурните разходи, свързани с пълното преминаване към водородна икономика обаче, ще бъдат значителни. Горивни клеткиможе да преобразува водорода и кислорода директно в електричество по-ефективно от двигателите с вътрешно горене.

Полупроводникова индустрия

Водородът се използва за насищане на висящите връзки на аморфен силиций и аморфен въглерод, което спомага за стабилизиране на свойствата на материала. Освен това е потенциален донор на електрони в различни оксидни материали, включително ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 и SrZrO3.

Биологични реакции

H2 е продукт на известен анаеробен метаболизъм и се произвежда от няколко микроорганизми, обикновено чрез реакции, катализирани от желязо- или никел-съдържащи ензими, наречени хидрогенази. Тези ензими катализират обратима редокс реакция между Н2 и неговите компоненти – два протона и два електрона. Създаването на водороден газ става чрез прехвърляне на редуциращите еквиваленти, получени от ферментацията на пируват, във вода. Естественият цикъл на производство и потребление на водород от организмите се нарича водороден цикъл. Разделянето на водата, процесът, при който водата се разгражда на съставните й протони, електрони и кислород, се случва при светлинни реакции във всички фотосинтезиращи организми. Някои такива организми, включително водораслите Chlamydomonas Reinhardtii и цианобактериите, са развили втори етап в тъмните реакции, при които протоните и електроните се редуцират, за да образуват H2 газ от специализирани хидрогенази в хлоропласта. Правени са опити за генетично модифициране на цианобактериални хидрази за ефективно синтезиране на H2 газ дори в присъствието на кислород. Бяха положени и усилия за използване на генетично модифицирани водорасли в биореактор.

Водород

ВОДОРОД-А; м.Химичен елемент (H), лек, безцветен газ без мирис, който се свързва с кислорода, за да образува вода.

◁ Водород, о, о. Втори връзки. Б бактерии. 2-ра бомба(огромна бомба разрушителна сила, чието експлозивно действие се основава на термоядрена реакция). Водороден, о, о.

водород

(лат. Hydrogenium), химичен елемент от VII група периодичната таблица. В природата се срещат два стабилни изотопа (протий и деутерий) и един радиоактивен (тритий). Молекулата е двуатомна (H 2). Газ без цвят и мирис; плътност 0,0899 g/l, T kip - 252,76°С. Свързва се с много елементи и образува вода с кислород. Най-често срещаният елемент на космоса; съставлява (под формата на плазма) повече от 70% от масата на Слънцето и звездите, основната част от газовете на междузвездната среда и мъглявините. Водородният атом е част от много киселини и основи и повечето органични съединения. Използват се при производството на амоняк, солна киселина, за хидрогениране на мазнини и др., при заваряване и рязане на метали. Обещаващо като гориво (вижте Водородна енергия).

ВОДОРОД

ВОДОРОД (лат. Hydrogenium), H, химичен елемент с атомен номер 1, атомна маса 1.00794. Химическият символ на водорода Н у нас се чете като „ache“, както се произнася тази буква на френски.
Естественият водород се състои от смес от два стабилни нуклида (см.НУКЛИД)с масови числа 1.007825 (99.985% в сместа) и 2.0140 (0.015%). Освен това естественият водород винаги съдържа минимални количества от радиоактивния нуклид - тритий (см.тритий) 3 H (време на полуразпад T 1/2 12,43 години). (см.Тъй като ядрото на водороден атом съдържа само 1 протон (не може да има по-малко протони в ядрото на атом на елемент), понякога се казва, че водородът образува естествената долна граница на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев (въпреки че елементът самият водород се намира в най-горната част на таблиците). Елементът водород се намира в първия период на периодичната таблица. Той също е класифициран като група 1 (група IA алкални металиАЛКАЛНИ МЕТАЛИ) (см.), и към 7-ма група (група VIIA халогени).
ХАЛОГЕН) Атомните маси на водородните изотопи се различават много силно (няколко пъти). Това води до забележими разлики в поведението им прифизически процеси (см.(дестилация, електролиза и др.) и до определени химични различия (разликите в поведението на изотопите на един елемент се наричат ​​изотопни ефекти; за водорода изотопните ефекти са най-значими). Следователно, за разлика от изотопите на всички други елементи, изотопите на водорода имат специални символи и имена. Водородът с масово число 1 се нарича лек водород или протий (лат. Protium, от гръцки protos - първи), обозначава се със символа H, а ядрото му се нарича протонПРОТОН (елементарна частица) (см., символ p. Водородът с масово число 2 се нарича тежък водород, деутерийДЕУТЕРИЙ) (Латински деутерий, от гръцки deuteros - втори), символите 2 H или D (прочетено "de") се използват за обозначаване, ядрото d е деутерон.с масово число 3 се нарича свръхтежък водород или тритий (латински Tritum, от гръцки tritos - трети), символ 2 H или T (прочетете „тези“), ядро ​​t - тритон.
Конфигурация на единичен електронен слой на неутрален невъзбуден водороден атом 1 с 1 . В съединенията той проявява степени на окисление +1 и по-рядко –1 (валентност I). Радиусът на неутрален водороден атом е 0,024 nm. Енергията на йонизация на атома е 13,595 eV, афинитетът към електрона е 0,75 eV. Според скалата на Полинг електроотрицателността на водорода е 2,20. Водородът е неметал.
В свободна форма той е лек запалим газ без цвят, мирис и вкус.
История на откритието
Отделянето на запалим газ при взаимодействието на киселини и метали се наблюдава през 16-17 век в зората на формирането на химията като наука. Известният английски физик и химик Г. Кавендиш (см.КАВЕНДИШ Хенри)през 1766 г. той изследва този газ и го нарече „запалим въздух“. При изгаряне "запалимият въздух" произвежда вода, но придържането на Кавендиш към теорията за флогистона (см. PHLOGISTON)му попречи да направи правилните заключения. Френският химик А. Лавоазие (см.ЛАВОАЗИЕ Антоан Лоран)заедно с инженер Ж. Мюние (см. MENIER Jean Baptiste Marie Charles), използвайки специални газометри, през 1783 г. той извършва синтез на вода и след това нейния анализ, разлагайки водни пари с горещо желязо. Така той установява, че „горимият въздух“ е част от водата и може да се получи от нея. През 1787 г. Лавоазие стига до извода, че „горимият въздух“ е просто вещество и следователно принадлежи към химичните елементи. Той му дава името hydrogene (от гръцки hydor - вода и gennao - раждам) - "раждащ вода". Установяването на състава на водата сложи край на „флогистоновата теория“. Руското име "водород" е предложено от химика М. Ф. Соловьов (см.СОЛОВИЕВ Михаил Федорович)през 1824 г. В началото на 18-ти и 19-ти век е установено, че водородният атом е много лек (в сравнение с атомите на други елементи), а теглото (масата) на водородния атом е взето като единица за сравнение за атомните маси на елементите. На масата на водородния атом беше приписана стойност 1.
Да бъдеш сред природата
Водородът представлява около 1% от масата на земната кора (10-то място сред всички елементи). Водородът практически никога не се среща в свободна форма на нашата планета (неговите следи се намират в горните слоеве на атмосферата), но като част от водата той е разпространен почти навсякъде на Земята. Елементът водород се намира в органични и неорганични съединенияживи организми, природен газ, нефт, въглища. Съдържа се, разбира се, във водата (около 11% от теглото), в различни естествени кристални хидрати и минерали, които съдържат една или повече ОН хидроксилни групи.
Водородът като елемент доминира във Вселената. Той представлява около половината от масата на Слънцето и другите звезди и присъства в атмосферата на редица планети.
Касова бележка
Водородът може да се произвежда по много начини. В промишлеността за това се използват природни газове, както и газове, получени от рафиниране на нефт, коксуване и газификация на въглища и други горива. При производството на водород от природен газ (основният компонент е метан) той претърпява каталитично взаимодействие с водни пари и непълно окисление с кислород:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Отделянето на водорода от коксовия газ и газовете от рафиниране на нефт се основава на тяхното втечняване при дълбоко охлаждане и отстраняване от сместа на газове, които се втечняват по-лесно от водорода. Когато е налична евтина електроенергия, водородът се произвежда чрез електролиза на вода чрез преминаване на ток през алкални разтвори. В лабораторни условия водородът се получава лесно чрез взаимодействие на метали с киселини, например цинк със солна киселина.
Физични и химични свойства
При нормални условия водородът е лек (плътност при нормални условия 0,0899 kg/m3) безцветен газ. Точка на топене –259,15 °C, точка на кипене –252,7 °C. Течният водород (при точка на кипене) има плътност 70,8 kg/m 3 и е най-леката течност. Стандартният електроден потенциал H 2 / H - във воден разтвор се приема равен на 0. Водородът е слабо разтворим във вода: при 0 ° C разтворимостта е по-малка от 0,02 cm 3 / ml, но е силно разтворим в някои метали ( гъба желязо и други), особено добри - в метален паладий (около 850 обема водород в 1 обем метал). Топлината на изгаряне на водорода е 143,06 MJ/kg.
Съществува под формата на двуатомни Н2 молекули. Константата на дисоциация на Н2 на атоми при 300 К е 2,56·10 -34. Енергията на дисоциация на молекулата Н 2 на атоми е 436 kJ/mol. Междуядреното разстояние в молекулата на Н2 е 0,07414 nm.
Тъй като ядрото на всеки Н атом, който е част от молекулата, има свой собствен спин (см.ЗАВРЪТЯНЕ), тогава молекулярният водород може да бъде в две форми: под формата на ортоводород (o-H 2) (и двата спина имат еднаква ориентация) и под формата на параводород (n-H 2) (спиновете имат различни ориентации). При нормални условия нормалният водород е смес от 75% o-H2 и 25% p-H2. Физични свойства p- и o-H 2 са малко по-различни един от друг. Така че, ако температурата на кипене чисто o-N 2 20,45 К, тогава чист p-N 2 - 20,26 K. Трансформацията на o-H 2 в p-H 2 се придружава от отделянето на 1418 J/mol топлина.
IN научна литератураМногократно се предполага, че при високи налягания (над 10 GPa) и при ниски температури (около 10 К и по-ниски), твърдият водород, обикновено кристализиращ в шестоъгълна решетка молекулярен тип, може да се трансформира в вещество с метални свойства, може би дори в свръхпроводник. Засега обаче няма ясни данни за възможността за такъв преход.
Високата сила на химическата връзка между атомите в молекулата на Н2 (което, например, използвайки метода на молекулярната орбитала, може да се обясни с факта, че в тази молекула електронната двойка е разположена в свързващата орбитала, а антисвързващата орбитала е не е зает от електрони) води до факта, че при стайна температура водородният газ е химически неактивен. И така, без нагряване, с просто смесване, водородът реагира (експлозивно) само с флуорен газ:
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Ако смес от водород и хлор при стайна температура се облъчи с ултравиолетова светлина, тогава се наблюдава незабавно образуване на хлороводород HCl. Реакцията на водород с кислород възниква експлозивно, ако към сместа от тези газове се добави катализатор, метален паладий (или платина). При запалване смес от водород и кислород (т.нар. детониращ газ (см.ЕКСПЛОЗИВЕН ГАЗ)) експлодира и може да възникне експлозия в смеси, в които съдържанието на водород варира от 5 до 95 обемни процента. Чистият водород във въздуха или в чист кислород гори тихо, освобождавайки голямо количество топлина:
H 2 + 1/2O 2 = H 2 O + 285,75 kJ/mol
Ако водородът взаимодейства с други неметали и метали, то е само при определени условия (нагряване, високо налягане, наличие на катализатор). По този начин водородът реагира обратимо с азота при повишено налягане (20-30 MPa или повече) и при температура 300-400 ° C в присъствието на катализатор - желязо:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Също така, само когато се нагрява, водородът реагира със сярата, за да образува сероводород H 2 S, с брома, за да образува бромоводород HBr, с йода, за да образува йодоводород HI. Водородът реагира с въглища (графит), за да образува смес от въглеводороди различен състав. Водородът не взаимодейства директно с бор, силиций и фосфор; съединенията на тези елементи с водорода се получават индиректно.
При нагряване водородът е способен да реагира с алкални, алкалоземни метали и магнезий, за да образува съединения с йонна връзка, които съдържат водород в степен на окисление –1. По този начин, когато калцият се нагрява във водородна атмосфера, се образува солеподобен хидрид със състав CaH2. Полимерният алуминиев хидрид (AlH 3) x - един от най-мощните редуциращи агенти - се получава индиректно (например чрез използване на органоалуминиеви съединения). С много преходни метали (например цирконий, хафний и др.) водородът образува съединения с променлив състав (твърди разтвори).
Водородът е способен да реагира не само с много прости, но и със сложни вещества. На първо място е необходимо да се отбележи способността на водорода да редуцира много метали от техните оксиди (като желязо, никел, олово, волфрам, мед и др.). Така, когато се нагрява до температура от 400-450 °C и по-висока, желязото се редуцира с водород от който и да е от неговите оксиди, например:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Трябва да се отбележи, че само металите, разположени в серията, могат да бъдат редуцирани с водород от оксиди стандартни потенциализа манган. | Повече ▼ активни метали(включително манган) не се редуцират до метал от оксиди.
Водородът е способен да добавя двойна или тройна връзка към много органични съединения (това са така наречените реакции на хидрогениране). Например, в присъствието на никелов катализатор е възможно да се извърши хидрогенирането на етилен C 2 H 4 и се образува етан C 2 H 6:
C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6.
Метанолът се произвежда промишлено чрез реакция на въглероден оксид (II) и водород:
2H 2 + CO = CH 3 OH.
В съединения, в които водороден атом е свързан с атом на по-електроотрицателен елемент E (E = F, Cl, O, N), между молекулите се образуват водородни връзки (см.ВОДОРОДНА ВРЪЗКА)(два Е атома на един и същи или два различни елемента са свързани помежду си чрез Н атома: E"... N... E"", и трите атома са разположени на една и съща права линия). Такива връзки съществуват между молекулите вода, амоняк, метанол и др. и водят до забележимо повишаване на точките на кипене на тези вещества, увеличаване на топлината на изпарение и др.
Приложение
Водородът се използва при синтеза на амоняк NH 3, хлороводород HCl, метанол CH 3 OH, по време на хидрокрекинг (крекинг във водородна атмосфера) на естествени въглеводороди, като редуциращ агент при производството на някои метали. Хидрогениране (см.ХИДРОГЕНИРАНЕ)Натуралните растителни масла се използват за получаване на твърда мазнина - маргарин. Течният водород се използва като ракетно гориво, а също и като охладител. При заваряване се използва смес от кислород и водород.
По едно време се предполагаше, че в близко бъдеще основният източник на енергия ще бъде реакцията на изгаряне на водорода и водородната енергия ще замени традиционни източнициполучаване на енергия (въглища, нефт и др.). Предполагаше се, че за да се получи водород в в голям мащабЩе бъде възможно да се използва електролиза на вода. Електролизата на водата е доста енергоемък процес и в момента е нерентабилно да се произвежда водород чрез електролиза в промишлен мащаб. Но се очакваше, че електролизата ще се основава на използването на среднотемпературна (500-600 °C) топлина, която възниква в големи количества по време на работа атомни електроцентрали. Тази топлина има ограничено приложение и възможността за производство на водород с нейна помощ би решила както екологичния проблем (когато водородът се изгаря във въздуха, количеството на произведените вредни за околната среда вещества е минимално), така и проблема с оползотворяването на среднотемпературната топлина. След аварията в Чернобил обаче развитието на ядрената енергия беше ограничено навсякъде, така че този източник на енергия стана недостъпен. Следователно перспективите за широкото използване на водорода като източник на енергия все още се променят поне до средата на 21 век.
Характеристики на лечението
Водородът не е токсичен, но при работа с него трябва постоянно да се взема предвид неговата висока опасност от пожар и експлозия, а експлозивната опасност на водорода се увеличава поради високата способност на газа да дифундира дори през някои твърди материали. Преди да започнете операции по нагряване във водородна атмосфера, трябва да се уверите, че тя е чиста (при запалване на водород в епруветка, обърната с главата надолу, звукът трябва да е тъп, а не лай).
Биологична роля
Биологичното значение на водорода се определя от факта, че той е част от водните молекули и всички най-важни групи природни съединения, включително протеини, нуклеинови киселини, липиди и въглехидрати. Приблизително 10% от масата на живите организми е водород. Способността на водорода да образува водородна връзка играе решаваща роля в поддържането на пространствената кватернерна структура на протеините, както и в прилагането на принципа на комплементарност (см.ДОПЪЛНИТЕЛНО)в конструкцията и функциите на нуклеиновите киселини (т.е. в съхранението и внедряването на генетична информация), като цяло в осъществяването на „разпознаването“ на молекулярно ниво. Водородът (Н+ йон) участва в най-важните динамични процеси и реакции в организма - в биологичното окисление, което осигурява енергия на живите клетки, във фотосинтезата в растенията, в биосинтетичните реакции, в азотфиксацията и бактериалната фотосинтеза, в поддържането на киселинността. базов баланс и хомеостаза (см.ХОМЕОСТАЗА), в процеси на мембранен транспорт. По този начин, заедно с кислорода и въглерода, водородът формира структурната и функционална основа на жизнените явления.

енциклопедичен речник. 2009 .

Синоними:

Вижте какво е „водород“ в други речници:

Нуклидна таблица Главна информацияИме, символ Водород 4, 4H Неутрони 3 Протони 1 Свойства на нуклида Атомна маса 4.027810(110) ... Уикипедия

Таблица на нуклидите Обща информация Име, символ Водород 5, 5H Неутрони 4 Протони 1 Свойства на нуклида Атомна маса 5.035310(110) ... Wikipedia

Таблица на нуклидите Обща информация Име, символ Водород 6, 6H Неутрони 5 Протони 1 Свойства на нуклидите Атомна маса 6.044940(280) ... Wikipedia

Таблица на нуклидите Обща информация Име, символ Водород 7, 7H Неутрони 6 Протони 1 Свойства на нуклида Атомна маса 7,052750 (1080) ... Wikipedia