Водород, неговите посебни својства и реакции. Хемиски својства на водородот: карактеристики и апликации

ВОДОГОД (латински Hydrogenium), H, хемиски елемент од групата VII од кратката форма (група 1 од долгата форма) на периодниот систем; атомски број 1, атомска маса 1,00794; неметални. Постојат два стабилни изотопи во природата: протиум 1H (99,985% по маса) и деутериум D, или 2H (0,015%). Вештачки произведениот радиоактивен тритиум 3 H, или T (ß-распаѓање, T 1/2 12,26 години), се формира во природата во занемарливи количини во горните слоеви на атмосферата како резултат на интеракцијата на космичкото зрачење главно со N и O јадра.Вештачки добиени екстремно нестабилни радиоактивни изотопи 4 H, 5 H, 6 H.

Историска референца.Водородот првпат бил проучуван во 1766 година од Г. Кевендиш и тој го нарекол „запалив воздух“. Во 1787 година, А. Лавоазие покажал дека овој гас формира вода кога согорува, го вклучил во списокот на хемиски елементи и го предложил името hydrogène (од грчки?δωρ - вода и γενν?ω - да се породи).

Преваленца во природата.Содржината на водород во атмосферскиот воздух е 3,5-10% по маса, во земјината кора 1%. Главниот резервоар на водород на Земјата е водата (11,19% водород по маса). Водородот е еден од биогените елементи, тој е дел од соединенијата кои формираат јаглен, нафта, природни запаливи гасови, многу минерали, итн. . Водородот е најзастапениот елемент во вселената; во форма на плазма сочинува околу 70% од масата на Сонцето и ѕвездите, најголемиот дел од меѓуѕвездената средина и гасовитите маглини, е присутна во атмосферата на голем број планети во форма на H 2, CH 4, NH 3, H 2 O, итн.

Својства. Конфигурацијата на електронската обвивка на водородниот атом е 1s 1; во соединенијата покажува оксидациски состојби +1 и -1. Полинг електронегативност 2.1; радиуси (pm): атомски 46, ковалентни 30, ван дер Валс 120; енергија на јонизација Н°→ Н + 1312,0 kJ/mol. Во слободна состојба, водородот формира дијатомска молекула H 2, меѓунуклеарното растојание е 76 pm, енергијата на дисоцијација е 432,1 kJ/mol (0 K). Во зависност од релативната ориентација на нуклеарните вртења, постојат орто-водород (паралелни вртења) и пара-водород (антипаралелни вртења), кои се разликуваат по магнетни, оптички и топлински својства и обично се содржани во сооднос 3:1; за претворање на пара-водород во орто-водород потребни се 1418 J/mol енергија.

Водородот е безбоен, без вкус и без мирис гас; t PL -259,19 °C, t KIP -252,77 °C. Водородот е најлесниот и најтермички спроводлив од сите гасови: на 273 K, густината е 0,0899 kg/m 3, топлинската спроводливост е 0,1815 W/(m K). Нерастворлив во вода; добро се раствора во многу метали (најдобро во Pd - до 850% по волумен); се дифузира низ многу материјали (на пр. челик). Гори во воздух и формира експлозивни смеси. Цврстиот водород се кристализира во хексагонална решетка; при притисок над 10 4 MPa, можна е фазна транзиција со формирање на структура изградена од атоми и поседување метални својства - таканаречениот метален водород.

Водородот формира соединенија со многу елементи. Со кислород формира вода (на температури над 550 °C реакцијата е придружена со експлозија), со азот - амонијак, со халогени - водородни халиди, со метали, меѓуметални соединенија, како и со многу неметали (на пример, халкогени) - хидриди, со јаглерод - јаглеводороди. Реакциите со CO се од практично значење (види Синтеза гас). Водородот ги редуцира оксидите и халидите на многу метали во метали, а незаситените јаглеводороди во заситени (види Хидрогенизација). Јадрото на атомот на водород - протонот H + - ги одредува киселинските својства на соединенијата. Во водени раствори, H + формира хидрониум јон H 3 O + со молекула на вода. Во молекулите на различни соединенија, водородот има тенденција да формира водородни врски со многу електронегативни елементи.

Апликација. Водородниот гас се користи во индустриската синтеза на амонијак, хлороводородна киселина, метанол и повисоки алкохоли, синтетички течни горива, итн., за хидрогенизација на масти и други органски соединенија; во рафинирање на нафта - за хидротретирање и хидрокрекирање на нафтени фракции; во металургијата - да се добијат метали (на пример, W, Mo, Re од нивните оксиди и флуориди), да се создаде заштитна средина при обработка на метали и легури; при производство на производи од кварцно стакло со употреба на пламен од водород-кислород, за атомско-водородно заварување на огноотпорни челици и легури итн., како гас за подигнување на балони. Течниот водород е гориво во ракетната и вселенската технологија; се користи и како средство за ладење.

За информации за главните методи на производство, како и складирањето, транспортот и употребата на водородот како енергетски носител, видете водородна енергија.

Запалена. погледнете ја уметноста. Водородна енергија.

Водородот е хемиски елемент со симбол H и атомски број 1. Со стандардна атомска тежина од околу 1,008, водородот е најлесниот елемент на периодниот систем. Нејзината монатомска форма (H) е најзастапената хемикалија во Универзумот, која сочинува приближно 75% од вкупната маса на барион. Ѕвездите главно се составени од водород во состојба на плазма. Најчестиот изотоп на водород, наречен протиум (ова име ретко се користи, симбол 1H), има еден протон и нема неутрони. Распространетата појава на атомски водород првпат се случи во ерата на рекомбинација. При стандардни температури и притисоци, водородот е безбоен, без мирис, без вкус, нетоксичен, неметален, запалив диатомски гас со молекуларна формула H2. Бидејќи водородот лесно формира ковалентни врски со повеќето неметални елементи, најголемиот дел од водородот на Земјата постои во молекуларни форми како што се вода или органски соединенија. Водородот игра особено важна улога во киселинско-базните реакции бидејќи повеќето киселински базирани реакции вклучуваат размена на протони помеѓу растворливите молекули. Во јонските соединенија, водородот може да има форма на негативен полнеж (т.е. анјон), каде што е познат како хидрид или како позитивно наелектризиран (т.е. катјон) форма, означен со симболот H+. Водородниот катјон е опишан како што се состои од едноставен протон, но во реалноста водородните катјони во јонските соединенија се секогаш посложени. Како единствен неутрален атом за кој Шредингеровата равенка може да се реши аналитички, водородот (имено, проучувањето на енергијата и поврзувањето на неговиот атом) одигра клучна улога во развојот на квантната механика. Водородниот гас за прв пат бил произведен вештачки на почетокот на 16 век со реакција на киселини со метали. Во 1766-81 г. Хенри Кевендиш беше првиот што препозна дека водородниот гас е дискретна супстанција и дека произведува вода кога се согорува, давајќи му го името: на грчки, водород значи „производител на вода“. Индустриското производство на водород првенствено вклучува конверзија на природен гас со пареа и, поретко, енергетски интензивни методи како што е електролизата на вода. Поголемиот дел од водородот се користи блиску до местото каде што се произведува, при што двете најчести намени се преработка на фосилни горива (како што е хидрокрекирање) и производство на амонијак, главно за пазарот на ѓубрива. Водородот е загрижен во металургијата бидејќи може да направи многу метали кршливи, што го отежнува дизајнот на цевководи и резервоари за складирање.

Својства

Согорување

Водородниот гас (диводород или молекуларен водород) е запалив гас кој ќе гори во воздухот во многу широк опсег на концентрации од 4% до 75% по волумен. Енталпијата на согорувањето е 286 kJ/mol:

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

Водородниот гас формира експлозивни смеси со воздухот во концентрации од 4-74% и со хлор во концентрации до 5,95%. Експлозивните реакции можат да бидат предизвикани од искри, топлина или сончева светлина. Температурата на самозапалување на водородот, температурата на која тој спонтано се запали во воздухот, е 500 °C (932 °F). Чистите пламени водород-кислород испуштаат ултравиолетово зрачење и со висока кислородна смеса се речиси невидливи со голо око, што е потврдено со слабиот столб на главниот мотор на Space Shuttle во споредба со високо видливиот столб на Space Shuttle Solid Rocket Booster, кој користи композит од амониум перхлорат. Може да биде потребен детектор за пламен за да открие запалено истекување на водород; таквите протекувања можат да бидат многу опасни. Водородниот пламен е син под други услови и наликува на синиот пламен на природниот гас. Потонувањето на воздушниот брод Хинденбург е неславен пример за согорување на водород, а за ова прашање сè уште се дебатира. Видливите портокалови пламени во овој инцидент беа предизвикани од изложеност на мешавина од водород и кислород во комбинација со јаглеродни соединенија од кожата на воздушниот брод. H2 реагира со секој оксидирачки елемент. Водородот може спонтано на собна температура да реагира со хлор и флуор за да ги формира соодветните водородни халиди, водород хлорид и водород флуорид, кои се исто така потенцијално опасни киселини.

Нивоа на енергија на електрони

Енергетското ниво на основната состојба на електронот во атом на водород е −13,6 eV, што е еквивалентно на ултравиолетовиот фотон со бранова должина од околу 91 nm. Енергетските нивоа на водородот може сосема прецизно да се пресметаат користејќи го Боровиот модел на атомот, кој го концептуализира електронот како „орбитален“ протон, аналогно на Земјината орбита кон Сонцето. Сепак, атомскиот електрон и протон се одржуваат заедно со електромагнетна сила, додека планетите и небесните објекти се држат заедно со гравитацијата. Поради дискретизацијата на аголниот моментум постулирана во раната квантна механика од Бор, електронот во Боровиот модел може да зафаќа само одредени дозволени растојанија од протонот и затоа само одредени дозволени енергии. Попрецизен опис на атомот на водород доаѓа од чисто квантен механички третман, кој ја користи равенката на Шредингер, Дираковата равенка или дури и Фејнмановото интегрирано коло за да ја пресмета распределбата на густината на веројатноста на електронот околу протонот. Најсофистицираните методи на обработка можат да произведат мали ефекти на специјалната релативност и вакуумска поларизација. Во квантната обработка, електронот во водородниот атом во основната состојба воопшто нема вртежен момент, што илустрира како „планетарната орбита“ се разликува од движењето на електроните.

Елементарни молекуларни форми

Постојат два различни спин изомери на диатомски водородни молекули, кои се разликуваат во релативниот спин на нивните јадра. Во ортоводородна форма, спиновите на двата протони се паралелни и формираат тројна состојба со квантен број на молекуларен спин од 1 (1/2 + 1/2); во форма на параводород, спиновите се антипаралелни и формираат сингл со молекуларен спин квантен број 0 (1/2 1/2). При стандардна температура и притисок, водородниот гас содржи околу 25% пара-форма и 75% орто-форма, исто така познат како „нормална форма“. Рамнотежниот однос на ортоводородот и параводородот зависи од температурата, но бидејќи орто формата е возбудена состојба и има поголема енергија од пара-формата, таа е нестабилна и не може да се прочисти. При многу ниски температури, состојбата на рамнотежа се состои речиси исклучиво од формата пара. Термичките својства на течната и гасната фаза на чистиот параводород значително се разликуваат од оние во нормалната форма поради разликите во ротационите топлински капацитети, подетално дискутирани во спин изомерите на водородот. Разликата орто/пар се јавува и кај други молекули или функционални групи што содржат водород, како што се водата и метиленот, но тоа има мало значење за нивните термички својства. Некатализираната интерконверзија помеѓу пара и орто H2 се зголемува со зголемување на температурата; Така, брзо кондензираното H2 содржи големи количини на високоенергетската ортогонална форма, која многу бавно се претвора во формата пара. Односот орто/пареа на кондензиран H2 е важен фактор во подготовката и складирањето на течниот водород: конверзијата од орто во пареа е егзотермна и обезбедува доволно топлина за испарување на дел од водородната течност, што резултира со губење на течен материјал. Катализаторите за орто-пара конверзија како што се железен оксид, активиран јаглерод, платинизиран азбест, метали од ретки земји, соединенија на ураниум, хром оксид или некои соединенија на никел се користат при ладење со водород.

Фази

Водороден гас

Течен водород

Водород од тиња

Цврст водород

Метален водород

Врски

Ковалентни и органски соединенија

Додека H2 не е многу реактивен во стандардни услови, тој формира соединенија со повеќето елементи. Водородот може да формира соединенија со елементи кои се повеќе електронегативни, како што се халогени (на пр. F, Cl, Br, I) или кислород; во овие соединенија, водородот добива делумно позитивен полнеж. Кога ќе се поврзе со флуор, кислород или азот, водородот може да формира нековалентна врска со средна јачина со водородот од други слични молекули, феномен наречен водородно поврзување, што е критично за стабилноста на многу биолошки молекули. Водородот, исто така, формира соединенија со помалку електронегативни елементи како што се металите и металоидите, каде што зема делумно негативен полнеж. Овие соединенија често се познати како хидриди. Водородот формира огромна разновидност на соединенија со јаглеродот, наречени јаглеводороди, и уште поголема разновидност на соединенија со хетероатоми, кои, поради нивната заедничка поврзаност со живите суштества, се нарекуваат органски соединенија. Проучувањето на нивните својства е предмет на органската хемија, а нивното проучување во контекст на живите организми е познато како биохемија. Според некои дефиниции, „органските“ соединенија мора да содржат само јаглерод. Меѓутоа, повеќето од нив содржат и водород, а бидејќи јаглерод-водородната врска е таа што на оваа класа на соединенија и дава најголем дел од нивните специфични хемиски карактеристики, јаглерод-водородните врски се потребни во некои дефиниции на зборот „органски“ во хемијата. Познати се милиони јаглеводороди и тие обично се формираат преку сложени синтетички патишта кои ретко вклучуваат елементарен водород.

Хидриди

Водородните соединенија често се нарекуваат хидриди. Терминот „хидрид“ претпоставува дека атомот H добил негативен или анјонски карактер, означен како H- и се користи кога водородот формира соединение со поелектропозитивен елемент. Постоењето на хидрид анјон, предложен од Гилберт Н. Луис во 1916 година за хидридите кои содржат сол од групите 1 и 2, беше докажано од Моерс во 1920 година со електролиза на стопен литиум хидрид (LiH), произведувајќи стехиометриска количина на водород на анодата. За хидриди различни од металите од групата 1 и 2, терминот е погрешен со оглед на ниската електронегативност на водородот. Исклучок од хидридите од групата 2 е BeH2, кој е полимерен. Во литиум алуминиум хидрид, анјонот AlH-4 носи хидридни центри цврсто прикачени на Al(III). Иако хидридите можат да се формираат во речиси сите главни групни елементи, бројот и комбинацијата на можни соединенија варираат во голема мера; на пример, познати се повеќе од 100 бинарни боран хидриди и само еден бинарен алуминиум хидрид. Бинарниот индиум хидрид сè уште не е идентификуван, иако постојат големи комплекси. Во неорганската хемија, хидридите можат да послужат и како премостувачки лиганди кои поврзуваат два метални центри во координативен комплекс. Оваа функција е особено карактеристична за елементите од групата 13, особено во борани (борни хидриди) и алуминиумски комплекси, како и во групирани карборани.

Протони и киселини

Оксидацијата на водородот го отстранува неговиот електрон и произведува H+, кој не содржи електрони и јадро кое обично се состои од еден протон. Затоа H+ често се нарекува протон. Овој вид е централен во дискусијата за киселините. Според теоријата Бронстед-Лоури, киселините се донатори на протон, а базите се акцептори на протон. Голиот протон, H+, не може да постои во раствор или во јонски кристали поради неговата неодолива привлечност кон други атоми или молекули со електрони. Освен високите температури поврзани со плазмата, таквите протони не можат да се отстранат од електронските облаци на атомите и молекулите и ќе останат приврзани за нив. Сепак, терминот „протон“ понекогаш се користи метафорично за да се однесува на позитивно наелектризиран или катјонски водород прикачен на други видови на овој начин, и како таков се нарекува „H +“ без никаква импликација дека секој поединечен протони постои слободно како вид. За да се избегне појавата на гол „соловен протон“ во растворот, понекогаш се смета дека киселите водени раствори содржат помалку веројатен фиктивен вид наречен „хидрониум јон“ (H3O+). Сепак, дури и во овој случај, таквите солвирани водородни катјони пореално се перципираат како организирани кластери кои формираат видови блиски до H9O+4. Други јони на окониум се наоѓаат кога водата е во кисел раствор со други растворувачи. И покрај неговиот егзотичен изглед на Земјата, еден од најчестите јони во Универзумот е H+3, познат како протониран молекуларен водород или триводороден катјон.

Изотопи

Водородот има три природни изотопи, означени 1H, 2H и 3H. Други, високо нестабилни јадра (4H до 7H) се синтетизирани во лабораторија, но не се забележани во природата. 1H е најзастапен изотоп на водород со изобилство од над 99,98%. Бидејќи јадрото на овој изотоп се состои од само еден протон, му е дадено описното, но ретко користено формално име protium. 2H, друг стабилен изотоп на водород, е познат како деутериум и содржи еден протон и еден неутрон во неговото јадро. Се верува дека целиот деутериум во Универзумот бил произведен за време на Големата експлозија и постоел од тоа време до сега. Деутериумот не е радиоактивен елемент и не претставува значителен ризик од токсичност. Водата збогатена со молекули кои вклучуваат деутериум наместо нормален водород се нарекува тешка вода. Деутериумот и неговите соединенија се користат како нерадиоактивен трагач во хемиски експерименти и во растворувачи за спектроскопија 1H-NMR. Тешката вода се користи како модератор на неутрони и течност за ладење за нуклеарните реактори. Деутериумот е исто така потенцијално гориво за комерцијална нуклеарна фузија. 3H е познат како тритиум и содржи еден протон и два неутрони во јадрото. Тој е радиоактивен, се распаѓа до хелиум-3 преку бета распаѓање со полуживот од 12,32 години. Тој е толку радиоактивен што може да се користи во светлечка боја, што го прави корисен при изработката на часовници со светлечки копчиња, на пример. Стаклото спречува мали количества зрачење да избегаат. Мали количини на тритиум се формираат природно кога космичките зраци се во интеракција со атмосферските гасови; тритиум беше ослободен и за време на тестирањето на нуклеарното оружје. Се користи во реакции на нуклеарна фузија како показател за геохемијата на изотопите и во специјализирани уреди за осветлување со самопогон. Тритиумот исто така се користел во експерименти за хемиско и биолошко обележување како радиоактивен трагач. Водородот е единствениот елемент кој има различни имиња за неговите изотопи кои се широко користени денес. За време на раното проучување на радиоактивноста, различни тешки радиоактивни изотопи добија свои имиња, но таквите имиња повеќе не се користат, со исклучок на деутериум и тритиум. Симболите D и T (наместо 2H и 3H) понекогаш се користат за деутериум и тритиум, но соодветниот симбол за протиум P веќе се користи за фосфор и затоа не е достапен за протиум. Во своите упатства за номенклатура, Меѓународната унија за чиста и применета хемија дозволува употреба на кој било од симболите D, T, 2H и 3H, иако се претпочитаат 2H и 3H. Егзотичниот атом муониум (симбол Му), кој се состои од антимуон и електрон, понекогаш се смета и за лесен радиоизотоп на водород поради разликата во масата помеѓу антимуонот и електронот, кој беше откриен во 1960 година. За време на животниот век на муонот, 2,2 μs, муониумот може да се инкорпорира во соединенија како што се муониум хлорид (MuCl) или натриум муонид (NaMu), слично на водород хлорид и натриум хидрид, соодветно.

Приказна

Отворање и употреба

Во 1671 година, Роберт Бојл ја открил и ја опишал реакцијата помеѓу железните фолии и разредените киселини кои произведуваат водороден гас. Во 1766 година, Хенри Кевендиш бил првиот што го препознал водородниот гас како дискретна супстанција, нарекувајќи го гасот „запалив воздух“ поради неговата реакција метал-киселина. Тој теоретизирал дека „запаливиот воздух“ е практично идентичен со хипотетичката супстанција наречена „флогистон“ и повторно открил во 1781 година дека гасот произведува вода кога согорува. Се верува дека токму тој го открил водородот како елемент. Во 1783 година, Антоан Лавоазие на елементот му го дал името водород (од грчкиот ὑδρο-хидро што значи „вода“ и -γενής гени што значи „креатор“) кога тој и Лаплас ги репродуцирале податоците на Кевендиш дека согорувањето на водород произведува вода. Лавоазие произведе водород за зачувување на масовните експерименти со реакција на струја на пареа со метално железо преку блескаво светилка загреана со оган. Анаеробната оксидација на железото со водни протони на високи температури може шематски да се претстави со збир од следниве реакции:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Многу метали, како што е циркониумот, подлежат на слична реакција со вода за да произведат водород. Водородот беше течен за прв пат од Џејмс Девар во 1898 година користејќи регенеративно ладење и неговиот изум, вакуумската колба. Следната година произведе цврст водород. Деутериумот бил откриен во декември 1931 година од Харолд Уреј, а тритиумот бил подготвен во 1934 година од Ернест Радерфорд, Марк Олифант и Пол Хартек. Тешката вода, која се состои од деутериум наместо обичен водород, беше откриена од групата на Уреј во 1932 година. Франсоа Исак де Риваз го изградил првиот мотор Риваз, мотор со внатрешно согорување напојуван од водород и кислород, во 1806 година. Едвард Даниел Кларк ја измислил цевката за водороден гас во 1819 година. Кремот Döbereiner (првата полноправна запалка) е измислен во 1823 година. Првиот водороден балон бил измислен од Жак Чарлс во 1783 година. Водородот го обезбеди подемот на првата сигурна форма на воздушно патување по пронаоѓањето на првиот воздушен брод на водород во 1852 година од страна на Анри Гифард. Германскиот гроф Фердинанд фон Цепелин ја промовираше идејата за крути воздушни бродови кои се движат во воздухот со водород, кои подоцна беа наречени Цепелини; првиот од овие првпат летал во 1900 година. Редовните редовни летови започнаа во 1910 година и со избувнувањето на Првата светска војна во август 1914 година тие превезуваа 35.000 патници без поголеми инциденти. За време на војната, водородните воздушни бродови се користеа како платформи за набљудување и бомбардери. Првиот трансатлантски лет без престан го направи британскиот воздушен брод R34 во 1919 година. Редовниот превоз на патници продолжи во 1920-тите, а откривањето на резервите на хелиум во САД се очекуваше да ја подобри безбедноста на патувањето, но американската влада одби да го продаде гасот за оваа намена, па H2 беше користен во воздушниот брод Хинденбург, кој беше уништен. во пожар во Милано во Њујорк - Џерси, 6 мај 1937 година. Инцидентот бил пренесуван во живо на радио и снимен. Нашироко се претпоставуваше дека причината за палењето е истекување на водород, но последователните студии покажуваат дека обвивката од алуминизирана ткаенина се запалила од статички електрицитет. Но, во тоа време, репутацијата на водородот како гас за подигање веќе беше нарушена. Истата година, првиот турбогенератор што се лади со водород, со водороден гас како течност за ладење во роторот и статорот, стапи во употреба во 1937 година во Дејтон, Охајо, од страна на Dayton Power & Light Co.; Поради топлинската спроводливост на водородниот гас, тој е најчестиот гас за употреба на ова поле денес. Никел-водородната батерија за прв пат беше употребена во 1977 година на американскиот сателит за навигациска технологија-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey и Mars Global Surveyor се опремени со никел-водородни батерии. Во темниот дел од својата орбита, вселенскиот телескоп Хабл се напојува и со никел-водородни батерии, кои конечно беа заменети во мај 2009 година, повеќе од 19 години по лансирањето и 13 години откако беа дизајнирани.

Улога во квантната теорија

Поради својата едноставна атомска структура, која се состои само од протон и електрон, водородниот атом, заедно со спектарот на светлина создаден од или апсорбиран од него, бил централен во развојот на теоријата на атомската структура. Покрај тоа, проучувањето на соодветната едноставност на молекулата на водородот и соодветниот H+2 катјон доведе до разбирање на природата на хемиската врска, што беше брзо проследено со физички третман на атомот на водород во квантната механика во средината на 2020 година. Еден од првите квантни ефекти што беше јасно забележан (но не разбран) во тоа време), беше набљудувањето на Максвел кое вклучуваше водород половина век пред да се појави целосната квантна механичка теорија. Максвел забележал дека специфичната топлина на H2 неповратно заминува од диатомскиот гас под собна температура и почнува сè повеќе да личи на специфичната топлина на монатомскиот гас при криогени температури. Според квантната теорија, ова однесување произлегува од растојанието на (квантизираните) нивоа на ротациона енергија, кои се особено широко распоредени во H2 поради неговата мала маса. Овие широко распоредени нивоа спречуваат топлинската енергија да биде подеднакво поделена на ротационо движење во водород при ниски температури. Дијатомските гасови, кои се направени од потешки атоми, немаат толку широко распоредени нивоа и не го покажуваат истиот ефект. Антиводородот е антиматеријален аналог на водородот. Се состои од антипротон со позитрон. Антиводородот е единствениот тип на атом на антиматерија што е произведен од 2015 година.

Да се ​​биде во природа

Водородот е најзастапениот хемиски елемент во универзумот, кој сочинува 75% од нормалната материја по маса и повеќе од 90% по бројот на атоми. (Поголемиот дел од масата на универзумот, сепак, не е во форма на овој хемиски елемент, но се смета дека има сè уште неоткриени форми на маса како што се темната материја и темната енергија.) Овој елемент се наоѓа во големо изобилство во ѕвездите и гасните гиганти. H2 молекуларните облаци се поврзани со формирање на ѕвезди. Водородот игра витална улога во напојувањето на ѕвездите преку реакцијата на протон-протон и нуклеарната фузија на циклусот CNO. Низ целиот свет, водородот се јавува првенствено во атомски и плазма состојби со својства сосема различни од оние на молекуларниот водород. Како плазма, електронот и протонот на водородот не се врзани еден за друг, што резултира со многу висока електрична спроводливост и висока емисивност (произведувајќи светлина од Сонцето и другите ѕвезди). Наелектризираните честички се под силно влијание на магнетните и електричните полиња. На пример, во сончевиот ветер тие комуницираат со магнетосферата на Земјата, создавајќи ги струите на Биркеланд и поларната светлина. Водородот постои во неутрална атомска состојба во меѓуѕвездената средина. Се смета дека големите количества на неутрален водород пронајдени во системите на Лајман-алфа во распаѓање доминираат во космолошката барионска густина на Универзумот до црвено поместување z = 4. Во нормални услови на Земјата, елементарниот водород постои како диатомски гас, H2. Меѓутоа, водородниот гас е многу редок во Земјината атмосфера (1 ppm по волумен) поради неговата мала тежина, што му овозможува полесно да ја совлада Земјината гравитација отколку потешките гасови. Сепак, водородот е третиот најзастапен елемент на површината на Земјата, кој постои првенствено во форма на хемиски соединенија како што се јаглеводороди и вода. Водородниот гас се произведува од некои бактерии и алги и е природна компонента на флејтата, како и метанот, кој е сè поважен извор на водород. Молекуларна форма наречена протониран молекуларен водород (H+3) се наоѓа во меѓуѕвездената средина, каде што се генерира со јонизација на молекуларниот водород од космичките зраци. Овој наелектризиран јон е забележан и во горната атмосфера на планетата Јупитер. Јонот е релативно стабилен во околината поради неговата ниска температура и густина. H+3 е еден од најзастапените јони во универзумот и игра значајна улога во хемијата на меѓуѕвездениот медиум. Неутралниот триатомски водород H3 може да постои само во возбудена форма и е нестабилен. Спротивно на тоа, позитивниот молекуларен водороден јон (H+2) е ретка молекула во Универзумот.

Производство на водород

H2 се произведува во хемиски и биолошки лаборатории, често како нуспроизвод на други реакции; во индустријата за хидрогенизација на незаситени супстрати; а во природата како средство за поместување на редукционите еквиваленти во биохемиските реакции.

Реформирање на пареа

Водородот може да се произведува на неколку начини, но економски најважните процеси вклучуваат отстранување на водородот од јаглеводородите, бидејќи околу 95% од производството на водород во 2000 година доаѓа од реформирање на пареа. Комерцијално, големи количини на водород обично се произведуваат со реформа на природен гас со пареа. На високи температури (1000-1400 K, 700-1100 °C или 1300-2000 °F), пареата (водена пареа) реагира со метан и произведува јаглерод моноксид и H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Оваа реакција функционира подобро при низок притисок, но, сепак, може да се спроведе и при високи притисоци (2,0 MPa, 20 atm или 600 инчи жива). Тоа е затоа што високиот притисок H2 е најпопуларниот производ и системите за одгревање под притисок работат подобро при повисоки притисоци. Мешавината на производи е позната како „сингас“ бидејќи често се користи директно за производство на метанол и сродни соединенија. Јаглеводороди, освен метанот, може да се користат за производство на гас за синтеза со различни соодноси на производи. Една од многуте компликации на оваа високо оптимизирана технологија е формирањето на кокс или јаглерод:

CH4 → C + 2 H2

Затоа, реформирањето на пареа обично користи вишок H2O. Дополнителен водород може да се извлече од пареата користејќи јаглерод моноксид преку реакција на поместување на воден гас, особено со користење на катализатор на железен оксид. Оваа реакција е исто така вообичаен индустриски извор на јаглерод диоксид:

CO + H2O → CO2 + H2

Други важни методи за H2 вклучуваат делумна оксидација на јаглеводороди:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И реакција на јаглен што може да послужи како увертира за реакцијата на смолкнување опишана погоре:

C + H2O → CO + H2

Понекогаш водородот се произведува и троши во истиот индустриски процес, без одвојување. Во процесот Хабер за производство на амонијак, водородот се создава од природен гас. Електролизата на саламура за производство на хлор, исто така, произведува водород како нуспроизвод.

Метална киселина

Во лабораторија, H2 обично се подготвува со реакција на разредени неоксидирачки киселини со одредени реактивни метали како што е цинкот со Kipp апарат.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алуминиумот, исто така, може да произведе H2 кога се третира со бази:

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

Електролизата на водата е едноставен начин за производство на водород. Низ водата тече нисконапонска струја и на анодата се произведува кислороден гас, додека на катодата се произведува водороден гас. Обично катодата е направена од платина или друг инертен метал кога се произведува водород за складирање. Меѓутоа, ако гасот треба да се согорува на самото место, пожелно е присуството на кислород за да се помогне во согорувањето и затоа двете електроди ќе бидат направени од инертни метали. (На пример, железото оксидира и затоа ја намалува количината на произведен кислород). Теоретската максимална ефикасност (искористената електрична енергија во однос на енергетската вредност на произведениот водород) е во опсег од 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Легура на алуминиум и галиум во форма на гранули додадени во вода може да се користи за производство на водород. Овој процес, исто така, произведува алуминиум оксид, но скапиот галиум, кој спречува оксидна кожа да се формира на пелетите, може повторно да се користи. Ова има важни потенцијални импликации за економијата на водородот, бидејќи водородот може да се произведува локално и не треба да се транспортира.

Термохемиски својства

Постојат над 200 термохемиски циклуси кои можат да се користат за одвојување на водата, околу десетина од овие циклуси, како што се циклусот на железен оксид, циклусот на цериум (IV) оксид, циклусот на цинк-цинк оксид, циклусот на сулфур јод, циклусот на бакар и хлорот и хибридот циклусот на сулфур се под истражување и тестирање за производство на водород и кислород од вода и топлина без употреба на електрична енергија. Голем број лаборатории (вклучувајќи ги и Франција, Германија, Грција, Јапонија и САД) развиваат термохемиски методи за производство на водород од сончева енергија и вода.

Анаеробна корозија

Во анаеробни услови, легурите на железо и челик полека се оксидираат со протони на вода додека се редуцираат до молекуларен водород (H2). Анаеробната корозија на железото води прво до формирање на железен хидроксид (зелена 'рѓа) и може да се опише со следнава реакција: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. За возврат, под анаеробни услови, железен хидроксид (Fe (OH) 2) може да се оксидира со водени протони за да формира магнетит и молекуларен водород. Овој процес е опишан со реакцијата на Шикора: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 железен хидроксид → магнезиум + вода + водород. Добро кристализираниот магнетит (Fe3O4) е термодинамички постабилен од железниот хидроксид (Fe (OH) 2). Овој процес се случува за време на анаеробна корозија на железо и челик во аноксични подземни води и за време на реставрација на почвите под водната маса.

Геолошко потекло: реакција на серпентинизација

Во отсуство на кислород (О2) во длабоки геолошки услови кои преовладуваат далеку од Земјината атмосфера, водородот (H2) се формира за време на процесот на серпентинизација со анаеробна оксидација со протони на вода (H+) на железен силикат (Fe2 +) присутен во кристална решетка од фајалит (Fe2SiO4, минерал оливин-жлезда). Соодветната реакција што води до формирање на магнетит (Fe3O4), кварц (SiO2) и водород (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фајалит + вода → магнетит + кварц + водород. Оваа реакција е многу слична на реакцијата Шикора забележана при анаеробна оксидација на железен хидроксид во контакт со вода.

Формирање во трансформатори

Од сите опасни гасови произведени во енергетските трансформатори, водородот е најчест и се создава во повеќето дефекти; така, формирањето на водород е ран знак за сериозни проблеми во животниот циклус на трансформаторот.

Апликации

Потрошувачка во различни процеси

Потребни се големи количини на H2 во нафтената и хемиската индустрија. Најголемата употреба на H2 е за преработка („надградба“) на фосилни горива и за производство на амонијак. Во петрохемиските постројки, H2 се користи во хидродеалкилација, хидродесулфуризација и хидрокрекирање. H2 има неколку други важни намени. H2 се користи како хидрогенизирачки агенс, особено за зголемување на нивоата на заситеност на незаситените масти и масла (кои се наоѓаат во производи како маргарин) и во производството на метанол. Тоа е исто така извор на водород во производството на хлороводородна киселина. H2 се користи и како редукционо средство за метални руди. Водородот е високо растворлив во многу ретки земјини и преодни метали и е растворлив и во нанокристални и во аморфни метали. Растворливоста на водородот во металите зависи од локалните нарушувања или нечистотии во кристалната решетка. Ова може да биде корисно кога водородот се прочистува со поминување низ врели паладиумски дискови, но високата растворливост на гасот е металуршки проблем што придонесува за кршливост на многу метали, комплицирајќи го дизајнот на цевководите и резервоарите за складирање. Покрај неговата употреба како реагенс, H2 има широка примена во физиката и технологијата. Се користи како заштитен гас во техниките на заварување како што е атомското водородно заварување. H2 се користи како течност за ладење на роторот во електричните генератори во електраните бидејќи има најголема топлинска спроводливост од кој било гас. Течноста H2 се користи во криогени истражувања, вклучително и истражување на суперспроводливост. Бидејќи H2 е полесен од воздухот, со малку повеќе од 1/14 од густината на воздухот, некогаш бил широко користен како гас за подигнување во балони и воздушни бродови. Во поновите апликации, водородот се користи уредно или измешан со азот (понекогаш се нарекува гас за формирање) како гас за следење за моментално откривање на истекување. Водородот се користи во автомобилската, хемиската, енергетската, воздушната и телекомуникациската индустрија. Водородот е одобрен прехранбен додаток (Е 949) кој овозможува тестирање на истекување на храната, меѓу другите антиоксидантни својства. Ретките изотопи на водород имаат и специфична употреба. Деутериум (водород-2) се користи во апликации за нуклеарна фисија како бавен модератор на неутрони и во реакции на нуклеарна фузија. Соединенијата на деутериум се користат во областа на хемијата и биологијата за проучување на изотопските ефекти на реакциите. Тритиум (водород-3), произведен во нуклеарни реактори, се користи во производството на водородни бомби, како трагач на изотоп во биолошките науки и како извор на зрачење во светлечки бои. Температурата во тројна точка на рамнотежниот водород е дефинирачката фиксна точка на температурната скала ITS-90 на 13,8033 келвини.

Медиум за ладење

Водородот најчесто се користи во електраните како течност за ладење во генераторите поради голем број поволни својства кои се директен резултат на неговите лесни диатомски молекули. Тие вклучуваат мала густина, низок вискозитет и највисок специфичен топлински капацитет и топлинска спроводливост од кој било гас.

Носач на енергија

Водородот не е енергетски ресурс, освен во хипотетички контекст на комерцијални електрани со фузија кои користат деутериум или тритиум, технологија која моментално е далеку од зрела. Сончевата енергија доаѓа од нуклеарна фузија на водород, но овој процес е тешко да се постигне на Земјата. Елементарниот водород од соларни, биолошки или електрични извори бара повеќе енергија за да се произведе отколку што се троши при неговото согорување, така што во овие случаи водородот функционира како енергетски носач, слично на батеријата. Водородот може да се произведува од фосилни извори (како метан), но овие извори се исцрпни. Густината на енергијата по единица волумен и на течниот водород и на компримираниот водороден гас при секој изводлив притисок е значително помала од онаа на традиционалните извори на енергија, иако енергетската густина по единица маса на гориво е поголема. Сепак, елементарниот водород е широко дискутиран во енергетскиот контекст како можен иден енергетски носач на целата економија. На пример, секвестрацијата на CO2 проследена со зафаќање и складирање на јаглерод може да се изврши на местото на производство на H2 од фосилни горива. Водородот што се користи во транспортот ќе гори релативно чисто, со некои емисии на NOx, но без емисии на јаглерод. Сепак, инфраструктурните трошоци поврзани со целосната конверзија во водородна економија ќе бидат значителни. Горивните ќелии можат да ги претворат водородот и кислородот директно во електрична енергија поефикасно од моторите со внатрешно согорување.

Полупроводничка индустрија

Водородот се користи за заситување на висечките врски на аморфниот силициум и аморфниот јаглерод, што помага да се стабилизираат својствата на материјалот. Исто така е потенцијален донатор на електрони во различни оксидни материјали, вклучувајќи ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 и Sr.

Биолошки реакции

H2 е производ на некој анаеробен метаболизам и се произведува од неколку микроорганизми, обично преку реакции катализирани од ензими кои содржат железо или никел наречени хидрогенази. Овие ензими катализираат реверзибилна редокс реакција помеѓу H2 и неговите компоненти - два протони и два електрони. Создавањето на водороден гас се случува со пренесување на редукционите еквиваленти произведени со ферментација на пируват во вода. Природниот циклус на производство и потрошувачка на водород од организмите се нарекува водороден циклус. Расцепувањето на водата, процес со кој водата се разложува на нејзините составни протони, електрони и кислород, се јавува при светлосни реакции кај сите фотосинтетички организми. Некои такви организми, вклучувајќи ги алгите Chlamydomonas Reinhardtii и цијанобактериите, еволуирале втора фаза во темните реакции во кои протоните и електроните се редуцираат за да формираат гас H2 со помош на специјализирани хидрогенази во хлоропластите. Направени се обиди генетски да се модифицираат цијанобактериските хидрази за ефикасно синтетизирање на гасот H2 дури и во присуство на кислород. Направени се и напори со користење на генетски модифицирани алги во биореактор.

Таа има своја специфична позиција во периодниот систем, што ги одразува својствата што ги покажува и зборува за неговата електронска структура. Сепак, меѓу сите нив има еден посебен атом кој зафаќа две ќелии одеднаш. Сместено е во две групи елементи кои се сосема спротивни по своите својства. Ова е водород. Ваквите карактеристики го прават уникатен.

Водородот не е само елемент, туку е и едноставна супстанција, како и составен дел на многу сложени соединенија, биоген и органоген елемент. Затоа, да ги разгледаме неговите карактеристики и својства подетално.

Водородот како хемиски елемент

Водородот е елемент од првата група од главната подгрупа, како и седмата група од главната подгрупа во првиот помал период. Овој период се состои од само два атома: хелиум и елементот што го разгледуваме. Да ги опишеме главните карактеристики на положбата на водородот во периодниот систем.

1. Атомскиот број на водородот е 1, бројот на електрони е ист и, соодветно, бројот на протони е ист. Атомска маса - 1,00795. Постојат три изотопи на овој елемент со масени броеви 1, 2, 3. Сепак, својствата на секој од нив се многу различни, бидејќи зголемувањето на масата дури и за еден за водородот е веднаш двојно.
2. Фактот што содржи само еден електрон на неговата надворешна површина му овозможува успешно да покажува и оксидирачки и редуцирачки својства. Покрај тоа, по дарувањето на електрон, тој останува со слободна орбитала, која учествува во формирањето на хемиските врски според механизмот донор-акцептор.
3. Водородот е силен редукционен агенс. Затоа, нејзиното главно место се смета за првата група од главната подгрупа, каде што ги предводи најактивните метали - алкали.
4. Меѓутоа, при интеракција со силни редукциони агенси, како што се металите, може да биде и оксидирачки агенс, прифаќајќи електрон. Овие соединенија се нарекуваат хидриди. Според оваа карактеристика, тој е на чело на подгрупата халогени со која е сличен.
5. Поради својата многу мала атомска маса, водородот се смета за најлесниот елемент. Покрај тоа, неговата густина е исто така многу мала, па затоа е и репер за леснотија.

Така, очигледно е дека водородниот атом е сосема уникатен елемент, за разлика од сите други елементи. Следствено, неговите својства се исто така посебни, а формираните едноставни и сложени супстанции се многу важни. Ајде да ги разгледаме понатаму.

Едноставна супстанција

Ако зборуваме за овој елемент како молекула, тогаш мора да кажеме дека е дијатомски. Односно, водородот (проста супстанција) е гас. Неговата емпириска формула ќе биде напишана како H2, а нејзината графичка формула ќе биде напишана преку единечна сигма H-H врска. Механизмот на формирање на врски помеѓу атомите е ковалентен неполарен.

1. Реформирање на метан со пареа.
2. Гасификација на јаглен - процесот вклучува загревање на јаглен до 1000 0 C, што резултира со формирање на водород и јаглен со висока содржина на јаглерод.
3. Електролиза. Овој метод може да се користи само за водени раствори на различни соли, бидејќи топењето не доведува до испуштање вода во катодата.

Лабораториски методи за производство на водород:

1. Хидролиза на метални хидриди.
2. Ефектот на разредените киселини врз активните метали и средната активност.
3. Интеракција на алкалните и земноалкалните метали со вода.

За да го соберете произведениот водород, мора да ја држите епрувета наопаку. На крајот на краиштата, овој гас не може да се собере на ист начин како, на пример, јаглерод диоксидот. Ова е водород, тој е многу полесен од воздухот. Брзо испарува, а во големи количини експлодира кога се меша со воздух. Затоа, епрувета треба да се преврти. Откако ќе го наполните, мора да се затвори со гумен затворач.

За да ја проверите чистотата на собраниот водород, треба да донесете запалено кибрит до вратот. Ако плескањето е досадно и тивко, тоа значи дека гасот е чист, со минимални воздушни нечистотии. Ако е гласно и свирка, тоа е валкано, со голем дел од странски компоненти.

Области на употреба

Кога се согорува водородот, се ослободува толку голема количина на енергија (топлина) што овој гас се смета за најпрофитабилно гориво. Покрај тоа, тој е еколошки. Сепак, до денес неговата примена во оваа област е ограничена. Ова се должи на лошо замислените и нерешени проблеми со синтетизирање на чист водород, кој би бил погоден за употреба како гориво во реактори, мотори и преносливи уреди, како и котли за греење во станбени простории.

На крајот на краиштата, методите за производство на овој гас се прилично скапи, па затоа прво е неопходно да се развие посебен метод на синтеза. Оној што ќе ви овозможи да го добиете производот во големи количини и со минимални трошоци.

Постојат неколку главни области во кои се користи гасот што го разгледуваме.

1. Хемиски синтези. Хидрогенизацијата се користи за производство на сапуни, маргарини и пластика. Со учество на водород, метанол и амонијак, како и други соединенија, се синтетизираат.
2. Во прехранбената индустрија - како додаток E949.
3. Воздухопловна индустрија (ракетна наука, производство на авиони).
4. Електроенергетската индустрија.
5. Метеорологија.
6. Еколошко гориво.

Очигледно, водородот е исто толку важен колку што е изобилен во природата. Различните соединенија што ги формира играат уште поголема улога.

Водородни соединенија

Ова се сложени супстанции кои содржат атоми на водород. Постојат неколку главни типови на такви супстанции.

1. Водородни халиди. Општата формула е HHal. Од особено значење меѓу нив е водород хлоридот. Тоа е гас кој се раствора во вода и формира раствор на хлороводородна киселина. Оваа киселина е широко користена во речиси сите хемиски синтези. Покрај тоа, и органски и неоргански. Водород хлоридот е соединение со емпириска формула HCL и е едно од најголемите што се произведуваат во нашата земја годишно. Водородни халиди, исто така, вклучуваат водород јодид, водород флуорид и водород бромид. Сите тие ги формираат соодветните киселини.
2. Испарливи Речиси сите се доста отровни гасови. На пример, водород сулфид, метан, силин, фосфин и други. Во исто време, тие се многу запаливи.
3. Хидридите се соединенија со метали. Тие припаѓаат на класата на соли.
4. Хидроксиди: бази, киселини и амфотерни соединенија. Тие нужно содржат атоми на водород, еден или повеќе. Пример: NaOH, K 2, H 2 SO 4 и други.
5. Водород хидроксид. Ова соединение е подобро познато како вода. Друго име е водород оксид. Емпириската формула изгледа вака - H 2 O.
6. Хидроген пероксид. Ова е силно оксидирачко средство, чија формула е H 2 O 2.
7. Бројни органски соединенија: јаглеводороди, протеини, масти, липиди, витамини, хормони, есенцијални масла и други.

Очигледно е дека разновидноста на соединенијата на елементот што го разгледуваме е многу голема. Ова уште еднаш го потврдува неговото високо значење за природата и луѓето, како и за сите живи суштества.

- ова е најдобриот растворувач

Како што споменавме погоре, заедничкото име за оваа супстанца е вода. Се состои од два атоми на водород и еден кислород, поврзани со ковалентни поларни врски. Молекулата на водата е дипол, ова објаснува многу од својствата што ги покажува. Особено, тоа е универзален растворувач.

Во водната средина се случуваат речиси сите хемиски процеси. Внатрешните реакции на пластиката и енергетскиот метаболизам кај живите организми се вршат и со употреба на водороден оксид.

Водата со право се смета за најважната супстанција на планетата. Познато е дека ниту еден жив организам не може да живее без него. На Земјата може да постои во три состојби на агрегација:

• течност;
• гас (пареа);
• цврст (мраз).

Во зависност од изотопот на водородот вклучен во молекулата, се разликуваат три вида вода.

1. Светло или протиум. Изотоп со масен број 1. Формула - H 2 O. Ова е вообичаената форма што ја користат сите организми.
2. Деутериум или тежок, неговата формула е D 2 O. Содржи изотоп 2 H.
3. Супер тежок или тритиум. Формулата изгледа како T 3 O, изотоп - 3 H.

Резервите на свежа протиум вода на планетата се многу важни. Веќе има недостиг од него во многу земји. Се развиваат методи за третман на солена вода за производство на вода за пиење.

Водород пероксид е универзален лек

Ова соединение, како што е споменато погоре, е одличен оксидирачки агенс. Меѓутоа, со силни претставници може да се однесува и како реставратор. Покрај тоа, има изразен бактерицидно дејство.

Друго име за ова соединение е пероксид. Во оваа форма се користи во медицината. 3% раствор на кристален хидрат на предметното соединение е медицински лек кој се користи за лекување на мали рани со цел нивна дезинфекција. Сепак, докажано е дека тоа го зголемува времето на заздравување на раната.

Водород пероксид се користи и во ракетното гориво, во индустријата за дезинфекција и белење и како средство за пенење за производство на соодветни материјали (на пример пена). Дополнително, пероксидот помага во чистење на аквариумите, избелување на косата и избелување на забите. Сепак, предизвикува штета на ткивата, па затоа не се препорачува од специјалисти за овие цели.

Течност

Водород(лат. Водород; означено со симболот Х) е првиот елемент од периодниот систем на елементи. Широко распространета во природата. Катјонот (и јадрото) на најчестиот изотоп на водородот, 1 H, е протонот. Својствата на јадрото 1 H овозможуваат широко користење на NMR спектроскопија во анализата на органски супстанции.

Три изотопи на водород имаат свои имиња: 1 H - протиум (H), 2 H - деутериум (D) и 3 H - тритиум (радиоактивен) (T).

Едноставната супстанција водород - H 2 - е светло безбоен гас. Кога се меша со воздух или кислород, тој е запалив и експлозивен. Нетоксични. Растворлив во етанол и голем број метали: железо, никел, паладиум, платина.

Приказна

Ослободувањето на запалив гас за време на интеракцијата на киселините и металите е забележано во 16 и 17 век во зората на формирањето на хемијата како наука. Михаил Василевич Ломоносов, исто така, директно укажа на нејзината изолација, но тој веќе беше дефинитивно свесен дека тоа не е флогистон. Англискиот физичар и хемичар Хенри Кевендиш го испитал овој гас во 1766 година и го нарекол „запалив воздух“. Кога изгорел, „запаливиот воздух“ произведувал вода, но придржувањето на Кевендиш до теоријата на флогистон го спречило да ги донесе точните заклучоци. Францускиот хемичар Антоан Лавоазие, заедно со инженерот Ж. Така, тој утврдил дека „запаливиот воздух“ е дел од водата и може да се добие од неа.

потеклото на името

Лавоазие му го дал на водородот името hydrogène - „раѓање вода“. Руското име „водород“ го предложи хемичарот М. Ф. Соловиев во 1824 година - по аналогија со „кислородот“ на Сломоносов.

Преваленца

Водородот е најзастапениот елемент во Универзумот. Сочинува околу 92% од сите атоми (8% се атоми на хелиум, уделот на сите други елементи заедно е помал од 0,1%). Така, водородот е главната компонента на ѕвездите и меѓуѕвездениот гас. Во услови на ѕвездени температури (на пример, температурата на површината на Сонцето е ~ 6000 °C), водородот постои во форма на плазма; во меѓуѕвездениот простор, овој елемент постои во форма на поединечни молекули, атоми и јони и може да се формира молекуларни облаци кои значително се разликуваат по големина, густина и температура.

Земјината кора и живите организми

Масовниот дел на водородот во земјината кора е 1% - тој е десеттиот најзастапен елемент. Сепак, неговата улога во природата не е одредена од масата, туку од бројот на атоми, чиј удел меѓу другите елементи е 17% (второ место по кислородот, чиј удел на атоми е ~ 52%). Затоа, важноста на водородот во хемиските процеси што се случуваат на Земјата е речиси исто толку голема како онаа на кислородот. За разлика од кислородот, кој постои на Земјата и во врзана и во слободна состојба, речиси целиот водород на Земјата е во форма на соединенија; Само многу мала количина на водород во форма на едноставна супстанција е содржана во атмосферата (0,00005% по волумен).

Водородот е дел од речиси сите органски материи и го има во сите живи клетки. Во живите клетки, водородот сочинува речиси 50% од бројот на атоми.

Потврда

Индустриските методи за производство на едноставни материи зависат од формата во која се наоѓа соодветниот елемент во природата, односно што може да биде суровина за неговото производство. Така, кислородот, кој е достапен во слободна состојба, се добива физички - со одвојување од течен воздух. Речиси целиот водород е во форма на соединенија, па затоа се користат хемиски методи за негово добивање. Особено, може да се користат реакции на распаѓање. Еден начин за производство на водород е преку распаѓање на водата со електрична струја.

Главниот индустриски метод за производство на водород е реакцијата на метанот, кој е дел од природниот гас, со вода. Се изведува на висока температура (лесно е да се потврди дека при поминување на метан дури и низ вода што врие, не се јавува реакција):

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 -165 kJ

Во лабораторија, за да се добијат едноставни материи, тие не мора да користат природни суровини, туку ги избираат оние почетни материјали од кои е полесно да се изолира потребната материја. На пример, во лабораторија, кислородот не се добива од воздухот. Истото важи и за производството на водород. Еден од лабораториските методи за производство на водород, кој понекогаш се користи во индустријата, е разградувањето на водата со електрична струја.

Вообичаено, водородот се произведува во лабораторија со реакција на цинк со хлороводородна киселина.

Во индустријата

1. Електролиза на водени раствори на сол:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2. Поминување на водена пареа преку топла кокс на температура од околу 1000 °C:

H2O+C? H2+CO

3. Од природен гас.

Конверзија на пареа:

CH 4 + H 2 O ? CO + 3H 2 (1000 °C)

Каталитичка оксидација со кислород:

2CH 4 + O 2 ? 2CO + 4H2

4. Пукнување и реформирање на јаглеводороди за време на рафинирање на нафта.

Во лабораторијата

1.Ефектот на разредените киселини врз металите.За да се спроведе оваа реакција, најчесто се користат цинк и разредена хлороводородна киселина:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Интеракција на калциум со вода:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Хидролиза на хидриди:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Ефект на алкалите на цинк или алуминиум:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Користење на електролиза.При електролиза на водени раствори на алкалии или киселини, водородот се ослободува на катодата, на пример:

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Физички својства

Водородот може да постои во две форми (модификации) - во форма на орто- и пара-водород. Во ортоводородна молекула о-H 2 (mp −259,10 °C, bp −252,56 °C) нуклеарните вртежи се насочени идентично (паралелно), а за параводород стр-H 2 (точка на топење −259,32 °C, точка на вриење −252,89 °C) - спротивно едни на други (антипаралелни). Мешавина за рамнотежа о-H 2 и стр-H 2 на дадена температура се нарекува рамнотежен водород д-Н2.

Модификациите на водородот може да се одвојат со адсорпција на активниот јаглерод на температура на течен азот. При многу ниски температури, рамнотежата помеѓу ортоводородот и параводородот е речиси целосно поместена кон второто. На 80 K, односот на формите е приближно 1:1. Кога се загрева, десорбираниот параводород се претвора во ортоводород додека не се формира смеса која е во рамнотежа на собна температура (орто-пара: 75:25). Без катализатор, трансформацијата се случува бавно (под услови на меѓуѕвездениот медиум - со карактеристични времиња до космолошките), што овозможува да се проучат својствата на поединечните модификации.

Водородот е најлесниот гас, тој е 14,5 пати полесен од воздухот. Очигледно, колку е помала масата на молекулите, толку е поголема нивната брзина на иста температура. Како најлесните молекули, молекулите на водородот се движат побрзо од молекулите на кој било друг гас и на тој начин можат побрзо да ја пренесат топлината од едно тело на друго. Оттука произлегува дека водородот има најголема топлинска спроводливост меѓу гасните материи. Неговата топлинска спроводливост е приближно седум пати повисока од топлинската спроводливост на воздухот.

Молекулата на водородот е дијатомска - H2. Во нормални услови, тој е безбоен, без мирис и без вкус гас. Густина 0,08987 g/l (n.s.), точка на вриење −252,76 °C, специфична топлина на согорување 120,9×10 6 J/kg, малку растворлив во вода - 18,8 ml/l. Водородот е високо растворлив во многу метали (Ni, Pt, Pd, итн.), особено во паладиумот (850 волумени на 1 волумен на Pd). Растворливоста на водородот во металите е поврзана со неговата способност да дифузира низ нив; Дифузијата низ јаглеродна легура (на пример, челик) понекогаш е придружена со уништување на легурата поради интеракцијата на водородот со јаглеродот (т.н. декарбонизација). Практично нерастворлив во сребро.

Течен водородпостои во многу тесен температурен опсег од -252,76 до -259,2 °C. Тоа е безбојна течност, многу лесна (густина на -253 °C 0,0708 g/cm3) и течна (вискозитет на -253 °C 13,8 спуази). Критичните параметри на водородот се многу ниски: температура -240,2 °C и притисок 12,8 атм. Ова ги објаснува тешкотиите во течниот водород. Во течна состојба, рамнотежниот водород се состои од 99,79% пара-H2, 0,21% орто-H2.

Цврст водород, точка на топење −259,2 °C, густина 0,0807 g/cm 3 (на −262 °C) - маса слична на снег, хексагонални кристали, вселенска група P6/mmc, параметри на клетките а=3,75 в=6,12. При висок притисок, водородот се трансформира во метална состојба.

Изотопи

Водородот се јавува во форма на три изотопи, кои имаат поединечни имиња: 1 H - протиум (H), 2 H - деутериум (D), 3 H - тритиум (радиоактивен) (T).

Протиумот и деутериумот се стабилни изотопи со масени броеви 1 и 2. Нивната содржина во природата е 99,9885 ± 0,0070% и 0,0115 ± 0,0070%, соодветно. Овој сооднос може малку да варира во зависност од изворот и начинот на производство на водород.

Водородниот изотоп 3H (тритиум) е нестабилен. Неговиот полуживот е 12,32 години. Тритиумот природно се појавува во многу мали количини.

Литературата, исто така, дава податоци за водородни изотопи со масени броеви од 4 - 7 и полуживот од 10 -22 - 10 -23 s.

Природниот водород се состои од H 2 и HD (деутериум водород) молекули во сооднос од 3200:1. Содржината на чист деутериум водород D 2 е уште помала. Односот на концентрациите на HD и D 2 е приближно 6400:1.

Од сите изотопи на хемиски елементи, физичките и хемиските својства на водородните изотопи најмногу се разликуваат едни од други. Ова се должи на најголемата релативна промена на атомските маси.

	Температура топење, К	Температура вриење, К	Тројно точка, K/kPa	Критички точка, K/kPa	Густина течност/гас, kg/m³

Деутериумот и тритиумот имаат и орто- и пара-модификации: стр-Д 2, о-Д 2, стр-Т 2, о-Т 2. Хетероизотопниот водород (HD, HT, DT) нема орто- и пара-модификации.

Хемиски својства

Фракција на дисоцирани молекули на водород

Молекулите на водородот H2 се прилично силни, а за да реагира водородот, мора да се потроши многу енергија:

H 2 = 2H − 432 kJ

Затоа, на обични температури, водородот реагира само со многу активни метали, како што е калциумот, формирајќи калциум хидрид:

Ca + H 2 = CaH 2

и со единствениот неметал - флуор, формирајќи водород флуорид:

Водородот реагира со повеќето метали и неметали при покачени температури или под други влијанија, на пример, осветлување:

O 2 + 2H 2 = 2H 2 O

Може да го „одземе“ кислородот од некои оксиди, на пример:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Пишаната равенка ги одразува намалувачките својства на водородот.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Формира водородни халиди со халогени:

F 2 + H 2 → 2HF, реакцијата се јавува експлозивно во темнина и на која било температура,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакцијата се одвива експлозивно, само на светлина.

Тоа е во интеракција со саѓи при висока топлина:

C + 2H 2 → CH 4

Интеракција со алкални и земноалкални метали

При интеракција со активни метали, водородот формира хидриди:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Хидриди- цврсти материи слични на сол, лесно хидролизирани:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Интеракција со метални оксиди (обично d-елементи)

Оксидите се редуцираат на метали:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Хидрогенизација на органски соединенија

Молекуларниот водород е широко користен во органската синтеза за редукција на органски соединенија. Овие процеси се нарекуваат реакции на хидрогенизација. Овие реакции се изведуваат во присуство на катализатор при покачен притисок и температура. Катализаторот може да биде или хомоген (на пр. Вилкинсон катализатор) или хетероген (на пр. Рани никел, паладиум на јаглерод).

Така, особено, при каталитичка хидрогенизација на незаситените соединенија како што се алкените и алкините, се формираат заситени соединенија - алкани.

Геохемија на водород

Слободниот водород H2 е релативно редок кај копнените гасови, но во форма на вода зазема исклучително важен дел во геохемиските процеси.

Водородот може да биде присутен во минералите во форма на амониум јон, хидроксил јон и кристална вода.

Во атмосферата, водородот континуирано се произведува како резултат на распаѓањето на водата со сончевото зрачење. Имајќи мала маса, молекулите на водород имаат голема брзина на дифузионо движење (тоа е блиску до втората космичка брзина) и, кога ќе влезат во горните слоеви на атмосферата, можат да летаат во вселената.

Карактеристики на лекување

Водородот, кога се меша со воздухот, формира експлозивна смеса - таканаречен детонирачки гас. Овој гас е најексплозивен кога односот на волуменот на водородот и кислородот е 2:1, или водородот и воздухот е приближно 2:5, бидејќи воздухот содржи приближно 21% кислород. Водородот е исто така опасност од пожар. Течниот водород може да предизвика сериозни смрзнатини ако дојде во контакт со кожата.

Експлозивните концентрации на водород и кислород се јавуваат од 4% до 96% по волумен. Кога се меша со воздух од 4% до 75(74)% по волумен.

Економија

Цената на водородот за големи залихи на големо се движи од 2-5 долари за кг.

Апликација

Атомскиот водород се користи за атомско водородно заварување.

Хемиска индустрија

• Во производството на амонијак, метанол, сапун и пластика
• Во производството на маргарин од течни растителни масла
• Регистриран како додаток во исхраната E949(гас за пакување)

Прехранбената индустрија

Воздухопловната индустрија

Водородот е многу лесен и секогаш се крева во воздухот. Некогаш, воздушните бродови и балони биле исполнети со водород. Но, во 30-тите. XX век Имаше неколку катастрофи при кои експлодираа и изгореа воздушни бродови. Во денешно време, воздушните бродови се полни со хелиум, и покрај неговата значително повисока цена.

Гориво

Водородот се користи како ракетно гориво.

Во тек е истражување за употребата на водородот како гориво за автомобили и камиони. Водородните мотори не ја загадуваат околината и испуштаат само водена пареа.

Горивните ќелии водород-кислород користат водород за директно да ја претворат енергијата на хемиската реакција во електрична енергија.

„Течен водород“(„LH“) е течна состојба на водородот, со мала специфична густина од 0,07 g/cm³ и криогени својства со точка на замрзнување од 14,01 K (-259,14 °C) и точка на вриење од 20,28 K (-252,87 °C ). Тоа е безбојна, без мирис течност, која кога се меша со воздух се класифицира како експлозивна со опсег на запаливост од 4-75%. Односот на спин на изомерите во течниот водород е: 99,79% - параводород; 0,21% - ортоводород. Коефициентот на експанзија на водородот кога се менува неговата состојба на агрегација во гасовита е 848:1 на 20°C.

Како и со секој друг гас, втечнувањето на водородот доведува до намалување на неговиот волумен. По втечнувањето, течната течност се складира во термички изолирани контејнери под притисок. Течен водород Течен водород, LH2, LH 2) активно се користи во индустријата, како форма на складирање гас и во вселенската индустрија, како ракетно гориво.

Приказна

Првата документирана употреба на вештачко ладење ја извршил англискиот научник Вилијам Кален во 1756 година, Гаспар Монге бил првиот што добил течна состојба на сулфур оксид во 1784 година, Мајкл Фарадеј бил првиот што добил течен амонијак, американскиот пронаоѓач Оливер Еванс. беше првиот што разви компресор за ладење во 1805 година, Џејкоб Перкинс беше првиот што патентираше машина за ладење во 1834 година и Џон Гори беше првиот што патентираше клима уред во САД во 1851 година. Вернер Сименс го предложи концептот на регенеративно ладење во 1857 година, Карл Линде патентираше опрема за производство на течен воздух со помош на каскада „Ефект на експанзија на Џоул-Томсон“ и регенеративно ладење во 1876 година. Во 1885 година, полскиот физичар и хемичар Зигмунт Вроблевски ја објави критичната температура на водородот 33 К, критичниот притисок 13,3 атм. и точка на вриење на 23 К. Водородот првпат бил течен од Џејмс Девар во 1898 година користејќи регенеративно ладење и неговиот изум, колбата Девар. Првата синтеза на стабилен изомер на течен водород, параводород, беше спроведена од Пол Хартек и Карл Бонхофер во 1929 година.

Спин изомери на водород

Водородот на собна температура се состои првенствено од спин изомер, ортоводород. По производството, течниот водород е во метастабилна состојба и мора да се претвори во форма на параводород со цел да се избегне експлозивната егзотермичка реакција што се јавува кога се менува при ниски температури. Преобразувањето во параводородната фаза обично се постигнува со употреба на катализатори како што се железен оксид, хром оксид, активен јаглен, азбест обложен со платина, метали од ретки земји или преку употреба на адитиви на ураниум или никел.

Употреба

Течниот водород може да се користи како форма на складирање гориво за мотори со внатрешно согорување и горивни ќелии. Различни подморници (проекти „212A“ и „214“, Германија) и концепти за транспорт на водород се создадени со користење на оваа збирна форма на водород (види на пример „DeepC“ или „BMW H2R“). Поради близината на дизајните, креаторите на LHV опремата можат да користат или само да менуваат системи со користење на течен природен гас (LNG). Меѓутоа, поради помалата волуметриска густина на енергија, за согорување е потребен поголем волумен на водород од природен гас. Ако се користи течен водород наместо „CNG“ во клипните мотори, обично е потребен пообемен систем за гориво. Со директно вбризгување, зголемените загуби во доводниот тракт го намалуваат полнењето на цилиндерот.

Течниот водород се користи и за ладење на неутроните во експериментите за расејување на неутрони. Масите на неутронот и јадрото на водородот се речиси еднакви, така што размената на енергија при еластичен судир е најефикасна.

Предности

Предноста на користењето на водородот е „нулта емисија“ од неговата употреба. Производот на неговата интеракција со воздухот е вода.

Пречки

Еден литар „ZhV“ тежи само 0,07 кг. Односно, неговата специфична тежина е 70,99 g/l на 20 K. Течниот водород бара криогенска технологија за складирање, како што се специјални термоизолирани контејнери и бара посебно ракување, што е типично за сите криогени материјали. Во овој поглед е блиску до течниот кислород, но бара поголема претпазливост поради опасноста од пожар. Дури и со изолирани контејнери, тешко е да се задржи на ниски температури потребни за да се одржи во течност (обично испарува со брзина од 1% на ден). Кога ракувате со него, треба да ги следите и вообичаените безбедносни мерки на претпазливост при работа со водород - доволно е ладно за да го втечнува воздухот, кој е експлозивен.

Ракетно гориво

Течниот водород е вообичаена компонента на ракетните горива, што се користи за придвижување на лансери и вселенски летала. Во повеќето ракетни мотори со течен водород, најпрво се користи за регенеративно ладење на млазницата и другите делови на моторот пред да се измеша со оксидатор и да се изгори за да се произведе потисок. Современите мотори кои користат компоненти H 2 / O 2 трошат мешавина на гориво преобогатена со водород, што доведува до одредена количина на несогорен водород во издувните гасови. Покрај зголемувањето на специфичниот импулс на моторот со намалување на молекуларната тежина, ова исто така ја намалува ерозијата на млазницата и комората за согорување.

Ваквите пречки за употреба на LH во други области, како што се криогената природа и малата густина, се исто така ограничувачки фактор за употреба во овој случај. Од 2009 година, постои само една ракета-носач (носач Делта-4), која е целосно водородна ракета. Во основа, „ZhV“ се користи или на горните фази на ракети или на блокови, кои вршат значителен дел од работата за лансирање на товарот во вселената во вакуум. Како една од мерките за зголемување на густината на овој тип гориво, постојат предлози за користење на водород сличен на тиња, односно полузамрзната форма на „течен водород“.

Атомот на водород има наједноставна структура во споредба со атомите на другите елементи: се состои од еден протон.

формирајќи го атомското јадро и еден електрон лоциран во ls орбиталата. Единственоста на атомот на водород лежи во фактот што неговиот единствен валентен електрон се наоѓа директно во полето на дејство на атомското јадро, бидејќи не е заштитен од други електрони. Ова му дава специфични својства. Во хемиските реакции, тој може да се откаже од својот електрон, формирајќи катјон H + (како атоми на алкален метал), или да прикачи електрон од партнерот за да формира H-анјон (како атоми на халоген). Затоа, водородот во периодниот систем често се става во групата IA, понекогаш во групата VIIA, но постојат варијантни табели каде што водородот не припаѓа на ниту една од групите на периодниот систем.

Молекулата на водородот е дијатомска - H2. Водородот е најлесниот од сите гасови. Поради неполаритетот и високата јачина на молекулата H2 (Est.= 436 kJ/mol) во нормални услови, водородот активно комуницира само со флуор, а при осветлување и со хлор и бром. Кога се загрева, тој реагира со многу неметали, хлор, бром, кислород, сулфур, покажувајќи редуцирачки својства, а кога е во интеракција со алкалните и алкалните земјени метали, тој е оксидирачки агенс и формира хидриди на овие метали:

Меѓу сите органогени, водородот има најниска релативна електронегативност (0E0 = 2,1), затоа во природните соединенија водородот секогаш покажува оксидациска состојба од +1. Од позиција на хемиска термодинамика, водородот во живите системи што содржат вода не може да формира ниту молекуларен водород (H 2) ниту хидриден јон (H~). Во нормални услови, молекуларниот водород е хемиски неактивен и многу испарлив, поради што не може да се задржи во телото и да учествува во метаболизмот. Хидридниот јон е хемиски исклучително активен и веднаш реагира дури и со многу мала количина на вода за да формира молекуларен водород. Затоа, водородот во телото е или во форма на соединенија со други органогени, или во форма на H + катјон.

Водородот формира само ковалентни врски со органогени елементи. Според степенот на поларитет, овие врски се распоредени во следниот ред:

Оваа серија е многу важна за хемијата на природните соединенија, бидејќи поларитетот на овие врски и нивната поларизација ги одредуваат киселинските својства на соединенијата, т.е. дисоцијација со формирање на протон.

Кисели својства.Во зависност од природата на елементот што ја формира врската X-H, се разликуваат 4 типа киселини:

OH-киселини (карбоксилни киселини, феноли, алкохоли);

SH-киселини (тиоли);

NH-киселини (амиди, имиди, амини);

CH киселини (јаглеводороди и нивни деривати).

Имајќи ја предвид високата поларизација на врската S-H, следната серија киселини може да се состават според нивната способност да се дисоцираат:

Концентрацијата на водородни катјони во водена средина ја одредува нејзината киселост, која се изразува со помош на водородниот индекс pH = -log (Дел 7.5). Повеќето физиолошки средини на телото имаат реакција блиска до неутрална (pH = 5,0-7,5), само гастричниот сок има pH = 1,0-2,0. Ова обезбедува, од една страна, антимикробен ефект, убивајќи многу микроорганизми внесени во стомакот со храна; од друга страна, киселата средина има каталитички ефект во хидролизата на протеините, полисахаридите и другите биосупстрати, придонесувајќи за производство на потребните метаболити.

Редокс својства.Поради високата густина на позитивното полнење, водородниот катјон е прилично силно оксидирачко средство (φ° = 0 V), оксидирајќи активни и средно активни метали при интеракција со киселини и вода:

Во живите системи нема толку силни редукциони агенси, а оксидирачката способност на водородните катјони во неутрална средина (pH = 7) е значително намалена (φ° = -0,42 V). Затоа, во телото, водородниот катјон не покажува оксидирачки својства, туку активно учествува во реакции на редокс, промовирајќи ја конверзијата на почетните супстанции во реакциони производи:

Во сите дадени примери, атомите на водород не ја промениле нивната оксидациска состојба +1.

Намалувачките својства се карактеристични за молекуларниот и особено атомскиот водород, односно водородот во моментот на еволуција директно во медиумот за реакција, како и за хидридниот јон:

Меѓутоа, во живите системи нема такви редуцирачки агенси (H2 или H-), и затоа нема такви реакции. Мислењето најдено во литературата, вклучително и учебниците, дека водородот е носител на редуцирачките својства на органските соединенија не соодветствува со реалноста; Така, во живите системи, редукциониот агенс на биосупстратите е редуцираната форма на коензимот дехидрогеназа, во која донатор на електрони се атоми на јаглерод наместо атоми на водород (Дел 9.3.3).

Комплексни својства.Поради присуството на слободна атомска орбитала во водородниот катјон и високиот поларизирачки ефект на самиот H + катјон, тој е активен јон што формира комплекс. Така, во водена средина, водородниот катјон формира хидрониум јон H3O +, а во присуство на амонијак, амониум јон NH4:

Склоност кон формирање соработници.Водородните атоми на високополарните врски O-H и N-H формираат водородни врски (Дел 3.1). Јачината на водородната врска (од 10 до 100 kJ/mol) зависи од големината на локализираните полнежи и должината на водородната врска, т.е. од растојанието помеѓу атомите на електронегативните елементи вклучени во нејзиното формирање. Следниве должини на водородните врски, pm, се карактеристични за амино киселините, јаглехидратите, протеините и нуклеинските киселини:

Благодарение на водородните врски, се јавуваат реверзибилни интермолекуларни интеракции помеѓу супстратот и ензимот, помеѓу поединечни групи во природните полимери, кои ја одредуваат нивната секундарна, терцијарна и кватернарна структура (Делови 21.4, 23.4). Водородното поврзување игра водечка улога во својствата на водата како растворувач и реагенс.

Водата и нејзините својства.Водата е најважното водородно соединение. Сите хемиски реакции во телото се одвиваат само во водена средина; животот без вода е невозможен. Водата како растворувач беше разгледана во делот. 6.1.

Киселинско-базни својства. Водата како реагенс од гледна точка на киселинско-базните својства е вистински амфолит (Дел 8.1). Ова се манифестира и при хидролиза на соли (Дел 8.3.1) и за време на дисоцијација на киселини и бази во водена средина (Дел 8.3.2).

Квантитативна карактеристика на киселоста на водените медиуми е pH вредноста.

Водата како киселинско-базен реагенс е вклучена во реакциите на хидролиза на биосупстратите. На пример, хидролизата на аденозин трифосфат служи како извор на складирана енергија за телото, ензимската хидролиза на непотребните протеини служи за добивање на амино киселини, кои се почетен материјал за синтеза на потребните протеини. Во овој случај, H+ катјоните или OH- анјоните се киселинско-базни катализатори за реакциите на хидролиза на биосупстратите (Делови 21.4, 23.4).

Редокс својства. Во молекулата на водата, и водородот и кислородот се во стабилна состојба на оксидација. Затоа, водата не покажува изразени редокс својства. Редокс реакции се можни кога водата е во интеракција само со многу активни редуцирачки агенси или многу активни оксидирачки агенси или во услови на силно активирање на реагенсите.

Водата може да биде оксидирачки агенс поради водородни катјони кога е во интеракција со силни редуцирачки агенси, на пример, алкални и земноалкални метали или нивни хидриди:

На високи температури, водата може да стапи во интеракција со помалку активни редуцирачки агенси:

Во живите системи, нивната компонента вода никогаш не делува како оксидирачки агенс, бидејќи тоа би довело до уништување на овие системи поради формирање и неповратно отстранување на молекуларниот водород од организмите.

Водата може да дејствува како редукционо средство поради атомите на кислород, на пример, кога е во интеракција со толку силно оксидирачко средство како флуор:

Под влијание на светлината и со учество на хлорофил, процесот на фотосинтеза се јавува кај растенијата со формирање на О2 од вода (Дел 9.3.6):

Покрај директното учество во редокс трансформациите, водата и нејзините производи на дисоцијација H + и OH- учествуваат како медиум кој промовира појава на многу редокс реакции поради неговиот висок поларитет (=79) и учеството на јоните што ги формира во трансформацијата на почетните супстанции во финални (Дел 9.1).

Комплексни својства. Молекулата на водата, поради присуството на два осамени електронски парови на атомот на кислород, е прилично активен монодентатен лиганд, кој формира комплексен оксониумски јон H 3 0 + со водороден катјон и доста стабилни аква комплекси со метални катјони во воден раствори, на пример [Ca(H20)6]2+, [Fe(H20)6]3+, 2+. Во овие сложени јони, молекулите на јазлите се ковалентно врзани за комплексните агенси доста цврсто. Катјоните на алкалните метали не формираат аква комплекси, туку формираат хидрирани катјони поради електростатските сили. Времето на престој на молекулите на водата во хидратационите обвивки на овие катјони не надминува 0,1 с, а нивниот состав лесно може да се промени врз основа на бројот на молекулите на водата.

Склоност кон формирање соработници. Поради високиот поларитет, кој промовира електростатска интеракција и формирање на водородни врски, молекулите на водата, дури и во чиста вода (Дел 6.1), формираат интермолекуларни соработници кои се разликуваат по структурата, бројот на молекулите и времето на нивниот седентарен живот кај соработниците , како и животниот век на самите соработници. Така, чистата вода е отворен, сложен динамичен систем. Под влијание на надворешни фактори: радиоактивно, ултравиолетово и ласерско зрачење, еластични бранови, температура, притисок, електрични, магнетни и електромагнетни полиња од вештачки и природни извори (простор, сонце, земја, живи објекти) - водата ги менува своите структурни и информативни својства. , и следствено, неговите биолошки и физиолошки функции се менуваат.

Покрај само-асоцијацијата, молекулите на водата хидрираат јони, поларни молекули и макромолекули, формирајќи хидратациони обвивки околу нив, а со тоа ги стабилизираат во растворот и го промовираат нивното растворање (Дел 6.1). Супстанциите чии молекули се неполарни и имаат релативно мали димензии се способни да се растворат само малку во вода, пополнувајќи ги празнините на нивните соработници со одредена структура. Во овој случај, како резултат на хидрофобна интеракција, неполарните молекули ја структурираат околната хидратациска обвивка, претворајќи ја во структуриран соработник, обично со структура слична на мраз, во која се наоѓа оваа неполарна молекула.

Во живите организми, може да се разликуваат две категории на вода - „врзана“ и „слободна“; втората, очигледно, се наоѓа само во меѓуклеточната течност (Дел 6.1). Врзаната вода, пак, е поделена на „структурирана“ (силно врзана) и „деструктурирана“ (слабо врзана или лабава) вода. Веројатно, сите горенаведени надворешни фактори влијаат на состојбата на водата во телото, менувајќи ги соодносите: „структурирана“ / „деструктурирана“ и „врзана“ / „слободна“ вода, како и нејзините структурни и динамички параметри. Ова се манифестира во промени во физиолошката состојба на телото. Можно е интрацелуларната вода постојано да претрпува пулсирачки транзиции од „структурирана“ во „деструктурирана“ состојба, регулирана главно од протеини. Овие транзиции се меѓусебно поврзани со исфрлањето на потрошените метаболити (отпад) од клетката и апсорпцијата на потребните материи. Од современа гледна точка, водата учествува во формирањето на единствена меѓуклеточна структура, благодарение на што се постигнува уредност на виталните процеси. Затоа, според фигуративниот израз на A. Szent-Györgyi, водата во телото е „матрицата на животот“.

Вода во природа. Водата е најважната и изобилна супстанција на Земјата. Површината на земјината топка е 75% покриена со вода. Обемот на Светскиот океан е 1,4 милијарди km 3 . Истата количина на вода се наоѓа во минералите во форма на вода за кристализација. Атмосферата содржи 13 илјади km 3 вода. Во исто време, резервите на свежа вода погодна за пиење и за домашни потреби се доста ограничени (обемот на сите резервоари за слатководни води е 200 илјади km 3). Свежата вода што се користи во секојдневниот живот содржи различни нечистотии од 0,05 до 1 g/l, најчесто тоа се соли: бикарбонати, хлориди, сулфати, вклучително и растворливи соли на калциум и магнезиум, чие присуство ја прави водата тврда (Дел 14.3). Во моментов, заштитата на водните ресурси и третманот на отпадните води се најгорливите еколошки проблеми.

Во обичната вода има околу 0,02% тешка вода D2O (D - деутериум). Се акумулира за време на испарувањето или електролизата на обичната вода. Тешката вода е токсична. Тешката вода се користи за проучување на движењето на водата во живите организми. Со негова помош е утврдено дека брзината на движење на водата во ткивата на некои растенија достигнува 14 m/h, а водата испиена од човекот целосно се дистрибуира низ неговите органи и ткива за 2 часа и целосно се исфрла само од телото. по две недели. Живите организми содржат од 50 до 93% вода, која е незаменлив учесник во сите животни процеси. Без вода, животот е невозможен. Со животен век од 70 години, едно лице троши околу 70 тони вода преку храна и пијалок.

Широко се користи во научната и медицинската пракса дестилирана вода- безбојна, транспарентна течност, без мирис и вкус, pH = 5,2-6,8. Ова е фармакопејален лек за подготовка на многу дозирани форми.

Вода за инјектирање(вода без пироген) е исто така фармакопејален лек. Оваа вода не содржи пирогени материи. Пирогените се супстанци од бактериско потекло - метаболити или отпадни продукти на бактерии, кои при навлегувањето во организмот предизвикуваат треска, треска, главоболки и нарушена кардиоваскуларна активност. Водата без пироген се подготвува со двојна дестилација (бидистилат) во асептични услови и се користи во рок од 24 часа.

Заклучувајќи го овој дел, неопходно е да се нагласат карактеристиките на водородот како биоген елемент. Во живите системи, водородот секогаш покажува состојба на оксидација +1 и се наоѓа или врзан со поларна ковалентна врска со други биогени елементи или во форма на H + катјон. Водородниот катјон е носител на киселински својства и активно комплексирачко средство кое комуницира со слободни електронски парови на атоми на други органогени. Од гледна точка на редокс својства, врзаниот водород во телесни услови не покажува својства ниту на оксидирачки агенс ниту на редукционен агенс, меѓутоа, водородниот катјон активно учествува во многу редокс реакции, без да ја менува неговата оксидациска состојба, но го олеснува конверзија на биосупстрати во реакциони продукти. Водородот поврзан со електронегативни елементи формира водородни врски.