Wodór – co to jest? Właściwości i znaczenie. Związki kowalencyjne i organiczne

W 1766 roku angielski chemik G. Cavendish zebrał „palne powietrze” wyparte przez metale z kwasów i zbadał jego właściwości. Ale dopiero 15 lat później udowodniono, że to „powietrze” jest częścią wody i nadano mu nazwę „wodór”, czyli „rodzący wodę”, „wodór”.

Udział wodoru na Ziemi, łącznie z wodą i powietrzem, stanowi około 1% masowego. Jest to bardzo powszechny i istotny element. Jest częścią wszystkich roślin i zwierząt, a także najpowszechniejszą substancją na Ziemi – wodą.

Wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we Wszechświecie. Stanowi początek długiego i złożonego procesu syntezy pierwiastków w gwiazdach.

Energia słoneczna jest głównym źródłem życia na Ziemi. A podstawową zasadą tej energii jest reakcja termojądrowa, zachodzące na Słońcu w kilku etapach. Jego efektem jest powstanie 4 jąder wodoru – protonów – jednego jądra helu i dwóch pozytonów. To uwalnia ogromną ilość energii.

Człowiekowi udało się odtworzyć na Ziemi niezbyt dokładne pozory głównej reakcji słonecznej. W warunkach ziemskich do takiej reakcji możemy zmusić jedynie ciężkie izotopy wodoru 2H – deuter i 3H – tryt. Zwykły wodór o masie atomowej 1 – prot – jest w tym sensie poza naszą kontrolą. Kontrolowana synteza termojądrowa jako nieograniczone źródło pokojowej energii nie jest jeszcze dostępna dla człowieka.

Wodór zajmuje szczególne miejsce w układzie okresowym pierwiastków. Jest to pierwiastek, od którego zaczyna się układ okresowy. Zwykle znajduje się w grupie I powyżej litu. Ponieważ atom wodoru ma tylko jeden elektron walencyjny (i ogólnie jeden elektron). Jednak we współczesnych wydaniach układu okresowego wodór jest również umieszczany w grupie VII powyżej fluoru, ponieważ wodór ma coś wspólnego z halogenami. Ponadto wodór ma zdolność tworzenia związków z metalami - wodorkami. W praktyce najważniejszym z nich jest związek litu z ciężkim wodorem, deuterem.

Izotopy wszystkich pierwiastków mają niemal identyczne podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne. Ale w przypadku izotopów wodoru - protu, deuteru i trytu - różnią się one dość znacząco. Na przykład temperatury wrzenia protu, deuteru i trytu różnią się o kilka stopni. Dlatego izotopy wodoru są łatwiejsze do oddzielenia niż izotopy jakiegokolwiek innego pierwiastka.

Wodór jest gazem bezbarwnym, pozbawionym smaku i zapachu. Jest najlżejszym ze wszystkich gazów, 14,4 razy lżejszym od powietrza. Wodór staje się ciekły w temperaturze -252,6°C i stały w temperaturze -259,1°C.

W normalnych warunkach aktywność chemiczna wodoru jest niska, reaguje on z fluorem, jodem i chlorem. Ale w podwyższonych temperaturach wodór reaguje z bromem, jodem, siarką, selenem, tellurem, a w obecności katalizatorów z azotem, tworząc amoniak NH3. Mieszanka 2 objętości H2 i 1 objętości O2 – nazywa się to gazem detonującym – po zapaleniu gwałtownie eksploduje. Wodór spala się w tlenie nieświecącym płomieniem, tworząc wodę.

W wysokich temperaturach wodór jest w stanie „usunąć” tlen z cząsteczek wielu związków, w tym większości tlenków metali. Dla chemika wodór jest przede wszystkim doskonałym reduktorem, choć wciąż dość drogim. A nie jest łatwo z nim pracować. Dlatego na skalę przemysłową redukcję wodorem (np. metali z tlenków) stosuje się w bardzo ograniczonym zakresie.

Wodór znajduje szerokie zastosowanie w procesie uwodornienia – przemiany tłuszczów ciekłych w stałe, np. w celu otrzymania jadalnej margaryny z olejów roślinnych, a także w szeregu syntez chemicznych. Najwięksi konsumenci wodoru w przemysł chemiczny Produkcja amoniaku i alkoholu metylowego nadal utrzymuje się.

Obecnie wzrasta zainteresowanie wodorem jako źródłem energii cieplnej. Rzeczywiście, spalanie czystego wodoru uwalnia znacznie więcej ciepła niż spalanie tej samej ilości dowolnego paliwa. Pojawiły się nawet projekty samochodów napędzanych wodorem. W większości z nich źródłem wodoru są stałe wodorki niektórych metali, które w określonych warunkach mocno zatrzymują związany z nimi wodór. Ale gdy tylko te warunki ulegną zmianie np. temperatura wzrasta powyżej pewnego, zwykle dość niskiego progu, i do urządzenia, które w takim samochodzie zastępuje gaźnik, zaczyna wydzielać się wodór. Oczywiście wielu wciąż stoi na przeszkodzie stworzeniu masowo produkowanego samochodu wodorowego. problemy techniczne. Ale najwyraźniej wkrótce zostaną one przezwyciężone, ponieważ takie paliwo jest korzystne energetycznie. Ponadto spalanie nie wytwarza wodoru. szkodliwe zanieczyszczenia zanieczyszczając atmosferę, ale uzyskuje się jedynie czystą wodę.

Wodór jest pierwiastkiem chemicznym o symbolu H i Liczba atomowa 1. Przy standardowej masie atomowej wynoszącej około 1,008 wodór jest najlżejszym pierwiastkiem w układzie okresowym. Jego forma jednoatomowa (H) jest najpowszechniejszą substancją chemiczną we Wszechświecie, stanowiącą około 75% całkowitej masy barionu. Gwiazdy składają się głównie z wodoru w stanie plazmy. Najpopularniejszy izotop wodoru, zwany protem (ta nazwa jest rzadko używana, symbol 1H), ma jeden proton i nie ma neutronów. Powszechne pojawienie się wodoru atomowego miało miejsce po raz pierwszy w epoce rekombinacji. W standardowych temperaturach i ciśnieniach wodór jest bezbarwnym, bezwonnym, bez smaku, nietoksycznym, niemetalicznym, palnym gazem dwuatomowym o formuła molekularna H2. Ponieważ wodór łatwo tworzy wiązania kowalencyjne z większością pierwiastków niemetalicznych, większość wodoru na Ziemi występuje w postaciach molekularnych, takich jak woda lub związki organiczne. Wodór odgrywa szczególnie ważną rolę w reakcjach kwasowo-zasadowych, ponieważ większość reakcji kwasowych polega na wymianie protonów pomiędzy rozpuszczalnymi cząsteczkami. W związkach jonowych wodór może przyjmować postać ładunku ujemnego (tj. anionu), gdzie jest znany jako wodorek, lub w postaci naładowanej dodatnio (tj. kationu), co jest oznaczone symbolem H+. Opisuje się, że kation wodoru składa się z prostego protonu, ale w rzeczywistości kationy wodoru w związkach jonowych są zawsze bardziej złożone. Jako jedyny neutralny atom, dla którego równanie Schrödingera można rozwiązać analitycznie, wodór (a mianowicie badanie energetyki i wiązania jego atomu) odegrał kluczową rolę w rozwoju mechaniki kwantowej. Gazowy wodór został po raz pierwszy sztucznie wyprodukowany na początku XVI wieku w wyniku reakcji kwasów z metalami. W latach 1766-81. Henry Cavendish jako pierwszy uznał, że wodór jest substancją odrębną i że podczas spalania wytwarza wodę, nadając mu nazwę: po grecku wodór oznacza „producenta wody”. Przemysłowa produkcja wodoru obejmuje przede wszystkim konwersję parową gazu ziemnego oraz, rzadziej, bardziej energochłonne metody, takie jak elektroliza wody. Większość Wodór wykorzystuje się blisko miejsc jego produkcji, przy czym dwa najczęstsze zastosowania to przetwarzanie paliw kopalnych (np. hydrokraking) i produkcja amoniaku, głównie na potrzeby rynku nawozów. Wodór budzi obawy w metalurgii, ponieważ może powodować kruchość wielu metali, co utrudnia projektowanie rurociągów i zbiorników magazynowych.

Nieruchomości

Spalanie

Wodór gazowy (diwodór lub wodór molekularny) jest gazem palnym, który pali się w powietrzu w bardzo szerokim zakresie stężeń od 4% do 75% objętościowych. Entalpia spalania wynosi 286 kJ/mol:

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

Wodór gazowy tworzy mieszaniny wybuchowe z powietrzem w stężeniach od 4-74% i chlorem w stężeniach do 5,95%. Reakcje wybuchowe mogą być spowodowane iskrami, ciepłem lub światłem słonecznym. Temperatura samozapłonu wodoru, czyli temperatura, w której ulega on samozapłonowi w powietrzu, wynosi 500 °C (932 °F). Płomienie czystego wodoru i tlenu emitują promieniowanie ultrafioletowe, a przy dużej zawartości tlenu są prawie niewidoczne gołym okiem, o czym świadczy słaby pióropusz głównego silnika promu kosmicznego w porównaniu z dobrze widocznym pióropuszem wzmacniacza rakiet na paliwo stałe promu kosmicznego, który wykorzystuje kompozyt nadchloranu amonu. Do wykrycia wycieku płonącego wodoru może być wymagany czujnik płomienia; takie wycieki mogą być bardzo niebezpieczne. W innych warunkach płomień wodoru jest niebieski i przypomina niebieski płomień gazu ziemnego. Śmierć sterowca „Hindenburg” jest smutna słynny przykład spalanie wodoru i sprawa jest nadal przedmiotem dyskusji. Widoczne pomarańczowe płomienie powstałe w wyniku wystawienia na działanie mieszaniny wodoru i tlenu w połączeniu ze związkami węgla z poszycia sterowca. H2 reaguje z każdym pierwiastkiem utleniającym. Wodór może reagować spontanicznie, gdy temperatura pokojowa z chlorem i fluorem, tworząc odpowiednie halogenowodory, chlorowodór i fluorowodór, które są również potencjalnie niebezpiecznymi kwasami.

Poziomy energii elektronów

Poziom energii stanu podstawowego elektronu w atomie wodoru wynosi -13,6 eV, co odpowiada fotonowi ultrafioletowemu o długości fali około 91 nm. Poziomy energii wodór można obliczyć dość dokładnie, korzystając z modelu atomu Bohra, który konceptualizuje elektron jako proton „orbitalny”, analogicznie do orbita Ziemi Słońce. Jednak elektron i proton atomowy są trzymane razem siła elektromagnetyczna, a planety i ciała niebieskie są utrzymywane razem przez grawitację. Ze względu na dyskretyzację momentu pędu postulowaną we wczesnej mechanice kwantowej przez Bohra, elektron w modelu Bohra może zajmować tylko określone dopuszczalne odległości od protonu, a zatem tylko określone dopuszczalne energie. Dokładniejszy opis atomu wodoru pochodzi z czysto kwantowej obróbki mechanicznej, która wykorzystuje równanie Schrödingera, równanie Diraca, a nawet układ scalony Feynmana do obliczenia rozkładu gęstości prawdopodobieństwa elektronu wokół protonu. Najbardziej wyrafinowane metody przetwarzania mogą dawać niewielkie efekty szczególnej teorii względności i polaryzacji próżni. W obróbce kwantowej elektron w atomie wodoru nie ma żadnego stanu podstawowego moment obrotowy, co ilustruje, jak „ orbita planety" różni się od ruchu elektronu.

Elementarne formy molekularne

Istnieją dwa różne izomery spinowe dwuatomowych cząsteczek wodoru, które różnią się względnym spinem ich jąder. W postaci ortowodoru spiny dwóch protonów są równoległe i tworzą stan trypletowy z liczbą kwantową spinu molekularnego 1 (1/2 + 1/2); w postaci parawodoru spiny są antyrównoległe i tworzą singlet o liczbie kwantowej spinu molekularnego wynoszącej 0 (1/2 1/2). W standardowej temperaturze i ciśnieniu wodór zawiera około 25% formy para i 75% formy orto, znanej również jako „postać normalna”. Stosunek równowagi ortowodoru do parawodoru zależy od temperatury, ale ponieważ forma orto jest stanem wzbudzonym i ma wyższą energię niż forma para, jest niestabilna i nie można jej oczyścić. W bardzo niskie temperatury, stan równowagi składa się prawie wyłącznie z postaci para. Właściwości termiczne Fazy ciekła i gazowa czystego parawodoru różnią się znacznie od właściwości postaci normalnej ze względu na różnice w rotacyjnych pojemnościach cieplnych, co jest omówione bardziej szczegółowo w izomerach spinowych wodoru. Rozróżnienie orto/pary występuje również w innych cząsteczkach zawierających wodór lub grupy funkcyjne, takie jak woda i metylen, ale ma to niewielkie znaczenie dla ich właściwości termicznych. Niekatalizowana wzajemna konwersja pomiędzy para i orto H2 wzrasta wraz ze wzrostem temperatury; zatem szybko skondensowany H2 zawiera duże ilości formy ortogonalnej wysokie energie, który bardzo powoli przekształca się w formę para. Współczynnik orto/para w skondensowanym H2 wynosi ważny czynnik podczas przygotowywania i przechowywania ciekłego wodoru: przemiana orto w parę jest egzotermiczna i zapewnia ciepło wystarczające do odparowania części ciekłego wodoru, co powoduje utratę skroplonego materiału. Katalizatory do konwersji orto-para, takie jak tlenek żelaza, Węgiel aktywowany Do chłodzenia wodoru stosuje się platynowany azbest, metale ziem rzadkich, związki uranu, tlenek chromu lub niektóre związki niklu.

Fazy

Wodór

Ciekły wodór

Wodór osadowy

Stały wodór

Wodór metaliczny

Znajomości

Związki kowalencyjne i organiczne

Chociaż H2 nie jest bardzo reaktywny w standardowych warunkach, tworzy związki z większością pierwiastków. Wodór może tworzyć związki z pierwiastkami bardziej elektroujemnymi, takimi jak halogeny (np. F, Cl, Br, I) lub tlen; w tych związkach wodór przyjmuje częściowy ładunek dodatni. Podczas wiązania z fluorem, tlenem lub azotem wodór może uczestniczyć w postaci wiązania niekowalencyjnego średnia siła z wodorem innych podobnych cząsteczek, zjawisko zwane wiązaniem wodorowym, które ma kluczowy dla stabilności wielu cząsteczek biologicznych. Wodór tworzy również związki z pierwiastkami mniej elektroujemnymi, takimi jak metale i niemetale, gdzie przyjmuje częściowy ładunek ujemny. Związki te są często znane jako wodorki. Wodór tworzy z węglem szeroką gamę związków zwanych węglowodorami i jeszcze większą różnorodność związków z heteroatomami, które ze względu na ich ogólna komunikacja z żywymi organizmami nazywane są związkami organicznymi. Bada ich właściwości Chemia organiczna, a ich badanie w kontekście organizmów żywych znane jest jako biochemia. Według niektórych definicji związki „organiczne” muszą zawierać tylko węgiel. Jednak większość z nich zawiera również wodór, a ponieważ to wiązanie węgiel-wodór nadaje tej klasie związków większość ich specyficznych właściwości chemicznych, w niektórych definicjach słowa „organiczny” w chemii wymagane są wiązania węgiel-wodór. Znane są miliony węglowodorów, które zwykle powstają w wyniku złożonych szlaków syntezy, w których rzadko wykorzystuje się wodór elementarny.

Wodorki

Związki wodoru często nazywane są wodorkami. Termin „wodorek” zakłada, że atom H przyjął charakter ujemny lub anionowy, oznaczony jako H-, i jest używany, gdy wodór tworzy związek z pierwiastkiem bardziej elektrododatnim. Istnienie anionu wodorkowego, zaproponowane przez Gilberta N. Lewisa w 1916 r. dla wodorków zawierających sól z grup 1 i 2, zostało wykazane przez Moersa w 1920 r. poprzez elektrolizę stopionego wodorku litu (LiH), wytwarzając stechiometryczną ilość wodoru w temperaturze anoda. W przypadku wodorków innych niż metale z grupy 1 i 2 termin ten wprowadza w błąd, biorąc pod uwagę niską elektroujemność wodoru. Wyjątkiem wodorków z grupy 2 jest BeH2, który jest polimerem. W wodorku litowo-glinowym anion AlH-4 ma centra wodorkowe mocno związane z Al (III). Chociaż wodorki mogą tworzyć się w prawie wszystkich głównych pierwiastkach z grupy, liczba i kombinacja możliwe połączenia znacznie się różnią; na przykład znanych jest ponad 100 binarnych wodorków boranu i tylko jeden binarny wodorek glinu. Nie zidentyfikowano jeszcze binarnego wodorku indu, chociaż istnieją duże kompleksy. W chemii nieorganicznej wodorki mogą również służyć jako ligandy mostkujące, które łączą dwa centra metali w kompleks koordynacyjny. Funkcja ta jest szczególnie charakterystyczna dla pierwiastków grupy 13, szczególnie w boranach (wodorkach boru) i kompleksach glinu, a także w zgrupowanych karboranach.

Protony i kwasy

Utlenianie wodoru usuwa jego elektron i wytwarza H+, który nie zawiera elektronów i jądro, które zwykle składa się z pojedynczego protonu. Dlatego H+ często nazywany jest protonem. Gatunek ten ma kluczowe znaczenie w dyskusji na temat kwasów. Według teorii Bronsteda-Lowry’ego kwasy są donorami protonów, a zasady akceptorami protonów. Nagi proton H+ nie może istnieć w roztworze ani w kryształach jonowych ze względu na jego nieodparte przyciąganie do innych atomów lub cząsteczek zawierających elektrony. Z wyjątkiem wysokich temperatur związanych z plazmą, takie protony nie mogą zostać usunięte z chmur elektronowych atomów i cząsteczek i pozostaną z nimi związane. Jednakże termin „proton” jest czasami używany metaforycznie w odniesieniu do dodatnio naładowanego lub kationowego wodoru przyłączonego w ten sposób do innych form i jako taki jest określany jako „H+” bez żadnej sugestii, że jakiekolwiek pojedyncze protony istnieją swobodnie jako gatunek. Aby uniknąć pojawienia się nagiego „solwatowanego protonu” w roztworze, czasami uważa się, że kwaśne roztwory wodne zawierają mniej nieprawdopodobne fikcyjne związki zwane „jonami hydroniowymi” (H3O+). Jednak nawet w tym przypadku takie solwatowane kationy wodoru są bardziej realistycznie postrzegane jako zorganizowane skupiska tworzące formy zbliżone do H9O+4. Inne jony oksoniowe występują, gdy woda znajduje się w kwaśnym roztworze z innymi rozpuszczalnikami. Pomimo egzotycznego wyglądu na Ziemi, jednym z najpowszechniejszych jonów we Wszechświecie jest H+3, znany jako protonowany wodór cząsteczkowy lub kation triwodorowy.

Izotopy

Wodór ma trzy naturalnie występujące izotopy, oznaczone jako 1H, 2H i 3H. Inne, wysoce niestabilne jądra (4H do 7H) zsyntetyzowano w laboratorium, ale nie zaobserwowano ich w naturze. 1H jest najobficiej występującym izotopem wodoru, którego zawartość wynosi ponad 99,98%. Ponieważ jądro tego izotopu składa się tylko z jednego protonu, nadano mu opisową, ale rzadko używaną formalną nazwę protium. 2H, inny stabilny izotop wodoru, znany jest jako deuter i zawiera w swoim jądrze jeden proton i jeden neutron. Uważa się, że cały deuter we Wszechświecie powstał podczas wielki wybuch i istnieje od tego czasu aż do chwili obecnej. Deuter nie jest pierwiastkiem radioaktywnym i nie stwarza znaczącego ryzyka toksyczności. Woda wzbogacona w cząsteczki zawierające deuter zamiast zwykłego wodoru nazywana jest ciężką wodą. Deuter i jego związki są stosowane jako nieradioaktywny znacznik w eksperymentach chemicznych oraz w rozpuszczalnikach do spektroskopii 1H-NMR. Ciężka woda stosowana jest jako moderator neutronów i chłodziwo w reaktorach jądrowych. Deuter jest także potencjalnym paliwem do komercyjnej syntezy jądrowej. 3H jest znany jako tryt i zawiera w jądrze jeden proton i dwa neutrony. Jest radioaktywny, rozpada się do helu-3 w drodze rozpadu beta, a okres półtrwania wynosi 12,32 lat. Jest tak radioaktywny, że można go stosować w farbach luminescencyjnych, co czyni go przydatnym na przykład do produkcji zegarków ze świecącymi tarczami. Szkło zapobiega ucieczce niewielkich ilości promieniowania. Niewielkie ilości trytu powstają naturalnie, gdy promienie kosmiczne oddziałują z gazami atmosferycznymi; tryt został również uwolniony podczas testów broni jądrowej. Jest stosowany w reakcjach syntezy jądrowej jako wskaźnik geochemii izotopów oraz w wyspecjalizowanych urządzeniach oświetleniowych z własnym zasilaniem. Tryt był również używany w eksperymentach ze znakowaniem chemicznym i biologicznym jako znacznik radioaktywny. Wodór jest jedynym pierwiastkiem, którego izotopy mają różne nazwy, które są dziś powszechnie stosowane. Podczas Wczesna nauka radioaktywność, różnym ciężkim izotopom promieniotwórczym nadano własne nazwy, ale nazw takich nie używa się już, z wyjątkiem deuteru i trytu. Symbole D i T (zamiast 2H i 3H) są czasami używane dla deuteru i trytu, ale odpowiadający im symbol protu P jest już używany dla fosforu i dlatego nie jest dostępny dla protu. W swoich wytycznych dotyczących nomenklatury Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej dopuszcza użycie dowolnego z symboli D, T, 2H i 3H, chociaż preferowane są 2H i 3H. Egzotyczny atom mionu (symbol Mu), składający się z antymonu i elektronu, jest również czasami uważany za lekki radioizotop wodoru ze względu na różnicę mas między antymonem i elektronem, którą odkryto w 1960 roku. W czasie życia mionu, wynoszącym 2,2 μs, mion można włączyć do związków takich jak chlorek mionu (MuCl) lub muonek sodu (NaMu), podobnie jak odpowiednio chlorowodór i wodorek sodu.

Fabuła

Otwieranie i używanie

W 1671 roku Robert Boyle odkrył i opisał reakcję pomiędzy opiłkami żelaza i rozcieńczonymi kwasami, w wyniku której powstaje wodór. W 1766 roku Henry Cavendish jako pierwszy rozpoznał gazowy wodór jako odrębną substancję, nazywając go „palnym powietrzem” ze względu na jego reakcję metal-kwas. Wysunął teorię, że „łatwopalne powietrze” jest praktycznie identyczne z hipotetyczną substancją zwaną „flogistonem”, a w 1781 r. ponownie odkrył, że podczas spalania gazu wytwarza się woda. Uważa się, że to on odkrył wodór jako pierwiastek. W 1783 roku Antoine Lavoisier nadał temu pierwiastkowi nazwę wodór (od greckiego genu ὑδρο-hydro oznaczającego „wodę” i genu -γενής oznaczającego „twórca”), kiedy on i Laplace odtworzyli dane Cavendisha, że spalanie wodoru powoduje wytwarzanie wody. Lavoisier wytwarzał wodór na potrzeby eksperymentów związanych z konserwacją mas, reagując strumień pary z metalicznym żelazem w żarówce ogrzewanej ogniem. Beztlenowe utlenianie żelaza przez protony wody w wysokich temperaturach można schematycznie przedstawić za pomocą zestawu następujących reakcji:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Wiele metali, takich jak cyrkon, ulega podobnej reakcji z wodą, tworząc wodór. Wodór został po raz pierwszy skroplony przez Jamesa Dewara w 1898 roku przy użyciu chłodzenia regeneracyjnego i jego wynalazku, kolby próżniowej. W Następny rok wytwarzał stały wodór. Deuter został odkryty w grudniu 1931 r. przez Harolda Ureya, a tryt został przygotowany w 1934 r. przez Ernesta Rutherforda, Marka Oliphanta i Paula Hartecka. Ciężka woda, która składa się z deuteru zamiast zwykłego wodoru, została odkryta przez grupę Ureya w 1932 roku. François Isaac de Rivaz zbudował pierwszy silnik Rivaz, zwany silnikiem wewnętrzne spalanie napędzany wodorem i tlenem w 1806 r. Edward Daniel Clark wynalazł rurkę z wodorem w 1819 roku. Krzemień Döbereinera (pierwsza pełnoprawna zapalniczka) został wynaleziony w 1823 roku. Pierwszy balon wodorowy został wynaleziony przez Jacques’a Charlesa w 1783 roku. Wodór zapewnił powstanie pierwszej niezawodnej formy ruch lotniczy po wynalezieniu pierwszego sterowca o napędzie wodorowym w 1852 roku przez Henriego Giffarda. Niemiecki hrabia Ferdinand von Zeppelin propagował ideę sztywnych sterowców napędzanych w powietrze wodorem, które później nazwano Zeppelinami; pierwszy z nich poleciał po raz pierwszy w 1900 roku. Regularne loty rozpoczęły się w 1910 r. i do wybuchu I wojny światowej w sierpniu 1914 r. przewiozły bez większych incydentów 35 000 pasażerów. W czasie wojny sterowce wodorowe służyły jako platformy obserwacyjne i bombowce. Pierwszy nieprzerwany lot transatlantycki odbył się w 1919 roku brytyjskim sterowcem R34. Regularne przewozy pasażerskie wznowiono w latach dwudziestych XX wieku, a odkrycie złóż helu w Stanach Zjednoczonych miało poprawić bezpieczeństwo podróży, jednak rząd USA odmówił sprzedaży gazu w tym celu, dlatego H2 zastosowano w sterowcu Hindenburg, który uległ zniszczeniu w pożarze Mediolanu w Nowym Jorku – Jersey 6 maja 1937. Zdarzenie było transmitowane na żywo w radiu i filmowane. Powszechnie zakładano, że przyczyną zapłonu był wyciek wodoru, jednak późniejsze badania wykazały, że pokrycie z aluminiowanej tkaniny uległo zapaleniu pod wpływem elektryczności statycznej. Jednak do tego czasu reputacja wodoru jako gazu nośnego została już nadszarpnięta. W tym samym roku pierwszy turbogenerator chłodzony wodorem, wykorzystujący wodór jako chłodziwo w wirniku i stojanie, wszedł do służby w 1937 r. w Dayton w stanie Ohio przez firmę Dayton Power & Light Co.; Ze względu na przewodność cieplną wodoru jest on obecnie najpopularniejszym gazem stosowanym w tej dziedzinie. Akumulator niklowo-wodorowy po raz pierwszy zastosowano w 1977 r. na pokładzie amerykańskiego satelity nawigacji technologii satelitarnej-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey i Mars Global Surveyor są wyposażone w akumulatory niklowo-wodorowe. W ciemnej części swojej orbity Kosmiczny Teleskop Hubble'a jest również zasilany akumulatorami niklowo-wodorowymi, które ostatecznie wymieniono w maju 2009 roku, ponad 19 lat po wystrzeleniu i 13 lat po ich zaprojektowaniu.

Rola w teorii kwantowej

Ze względu na prostotę struktura atomowa składający się wyłącznie z protonu i elektronu, atom wodoru wraz z widmem światła przez niego wytworzonego lub przez niego pochłoniętego miał kluczowe znaczenie dla rozwoju teorii budowy atomu. Ponadto badanie odpowiedniej prostoty cząsteczki wodoru i odpowiedniego kationu H+2 doprowadziło do zrozumienia natury wiązania chemicznego, co szybko nastąpiło w wyniku fizycznej obróbki atomu wodoru w mechanice kwantowej w połowie 2020. Jeden z pierwszych efekty kwantowe wyraźnie zaobserwowane (ale wówczas niezrozumiane) to obserwacja Maxwella dotycząca wodoru pół wieku przed pojawieniem się pełnej teorii mechaniki kwantowej. Maxwell to zauważył ciepło właściwe H2 nieodwracalnie pozostawia gaz dwuatomowy poniżej temperatury pokojowej i zaczyna coraz bardziej przypominać ciepło właściwe gazu jednoatomowego w temperaturach kriogenicznych. Zgodnie z teorią kwantową zachowanie to wynika z rozmieszczenia (skwantowanych) poziomów energii rotacyjnej, które są szczególnie szeroko rozmieszczone w H2 ze względu na jego małą masę. Te szeroko rozmieszczone poziomy uniemożliwiają równy podział energii cieplnej na ruch obrotowy wodoru w niskich temperaturach. Gazy okrzemkowe, które składają się z cięższych atomów, nie mają tak szeroko rozmieszczonych poziomów i nie wykazują tego samego efektu. Antywodór jest antymaterialnym analogiem wodoru. Składa się z antyprotonu i pozytonu. Antywodór to jedyny rodzaj atomu antymaterii, który został wyprodukowany w 2015 roku.

Będąc w naturze

Wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem chemicznym we wszechświecie, stanowiącym 75% masy normalnej materii i ponad 90% liczby atomów. (Jednak większość masy Wszechświata nie ma postaci tego pierwiastka chemicznego, ale uważa się, że ma jeszcze niewykryte formy masy, takie jak ciemna materia i ciemna energia.) Pierwiastek ten występuje w dużych ilościach w gwiazdach i gazowi giganci. Obłoki molekularne H2 są powiązane z powstawaniem gwiazd. Wodór odgrywa kluczową rolę w zasilaniu gwiazd poprzez reakcję proton-proton i syntezę jądrową w cyklu CNO. Na całym świecie wodór występuje przede wszystkim w stanach atomowych i plazmowych o właściwościach zupełnie odmiennych od wodoru cząsteczkowego. Jako plazma elektron i proton wodoru nie są ze sobą związane, co powoduje bardzo wysoką przewodność elektryczną i wysoką emisyjność (wytwarzanie światła ze Słońca i innych gwiazd). Na naładowane cząstki duży wpływ mają pola magnetyczne i elektryczne. Na przykład w wietrze słonecznym oddziałują z magnetosferą Ziemi, tworząc prądy Birkelanda i Zorze polarne. Wodór jest w stanie neutralnym stan atomowy w ośrodku międzygwiazdowym. Uważa się, że duże ilości obojętnego wodoru występujące w rozpadających się układach Lyman-alfa dominują w kosmologicznej gęstości barionów Wszechświata aż do przesunięcia ku czerwieni z = 4. W normalnych warunkach na Ziemi wodór elementarny występuje w postaci gazu dwuatomowego, H2. Jednakże wodór występuje bardzo rzadko w atmosferze ziemskiej (1 ppm objętościowo) ze względu na swoją niewielką wagę, co pozwala mu łatwiej niż w przypadku innych gazów pokonać grawitację ziemską. ciężkie gazy. Jednakże wodór jest trzecim najpowszechniej występującym pierwiastkiem na powierzchni Ziemi, występującym głównie w formie związki chemiczne takie jak węglowodory i woda. Wodór wytwarzany przez niektóre bakterie i algi jest naturalnym składnikiem fletu, podobnie jak metan, który jest coraz ważniejszym źródłem wodoru. Forma cząsteczkowa zwana protonowanym wodorem cząsteczkowym (H+3) występuje w ośrodku międzygwiazdowym, gdzie powstaje w wyniku jonizacji wodoru cząsteczkowego z promieni kosmicznych. Ten naładowany jon zaobserwowano także w górnych warstwach atmosfery planety Jowisz. Jon jest stosunkowo stabilny w środowisku ze względu na niską temperaturę i gęstość. H+3 jest jednym z najliczniejszych jonów we Wszechświecie i odgrywa znaczącą rolę w chemii ośrodka międzygwiazdowego. Neutralny trójatomowy wodór H3 może istnieć tylko w formie wzbudzonej i jest niestabilny. Wręcz przeciwnie, pozytywnie jon molekularny Wodór (H+2) jest rzadką cząsteczką we Wszechświecie.

Produkcja wodoru

H2 powstaje w laboratoriach chemicznych i biologicznych, często jako produkt uboczny innych reakcji; w przemyśle do uwodornienia substratów nienasyconych; oraz w przyrodzie jako środek wypierania równoważników redukujących w reakcjach biochemicznych.

Reformowanie parowe

Wodór można wytwarzać na kilka sposobów, ale najważniejsze ekonomicznie procesy obejmują usuwanie wodoru z węglowodorów, ponieważ około 95% produkcji wodoru w 2000 r. pochodziło z reformingu parowego. Na skalę komercyjną duże ilości wodoru są zwykle produkowane w drodze reformingu parowego gazu ziemnego. W wysokich temperaturach (1000-1400 K, 700-1100°C lub 1300-2000°F) para (para wodna) reaguje z metanem, tworząc tlenek węgla i H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Ta reakcja działa najlepiej, gdy niskie ciśnienia, niemniej jednak można to również przeprowadzić pod wysokim ciśnieniem (2,0 MPa, 20 atm lub 600 cali rtęci). Dzieje się tak dlatego, że najpopularniejszym produktem jest H2 pod wysokim ciśnieniem, a ciśnieniowe systemy odgrzewania działają lepiej przy wyższych ciśnieniach. Mieszanka produktów nazywana jest „gazem syntezowym”, ponieważ często jest wykorzystywana bezpośrednio do produkcji metanolu i związków pokrewnych. Węglowodory inne niż metan można wykorzystać do produkcji gazu syntezowego o różnych proporcjach produktu. Jedną z wielu komplikacji tej wysoce zoptymalizowanej technologii jest powstawanie koksu lub węgla:

CH4 → C + 2 H2

Dlatego też w reformingu parowym zwykle wykorzystuje się nadmiar H2O. Dodatkowy wodór można odzyskać z pary za pomocą tlenku węgla w reakcji wypierania gazu wodnego, zwłaszcza stosując katalizator w postaci tlenku żelaza. Ta reakcja jest również powszechnym przemysłowym źródłem dwutlenku węgla:

CO + H2O → CO2 + H2

Inne ważne metody H2 obejmują częściowe utlenianie węglowodorów:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

I reakcja węgla, która może służyć jako wstęp do opisanej powyżej reakcji ścinania:

C + H2O → CO + H2

Czasami wodór jest wytwarzany i zużywany w tym samym procesie przemysłowym, bez oddzielania. W procesie Habera służącym do produkcji amoniaku wodór wytwarzany jest z gazu ziemnego. Elektroliza solanki w celu wytworzenia chloru powoduje również wytwarzanie wodoru jako produktu ubocznego.

Kwas metaliczny

W laboratorium H2 zwykle wytwarza się w reakcji rozcieńczonych, nieutleniających kwasów z pewnymi reaktywnymi metalami, takimi jak cynk, za pomocą aparatu Kippa.

Zn + 2H + → Zn2 + + H2

Aluminium może również wytwarzać H2 pod wpływem zasad:

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

Elektroliza wody to prosty sposób na produkcję wodoru. Przez wodę przepływa prąd o niskim napięciu, na anodzie wytwarzany jest tlen, a na katodzie wodór. Zwykle katoda jest wykonana z platyny lub innego metalu obojętnego podczas wytwarzania wodoru do przechowywania. Jeśli jednak gaz ma być spalany na miejscu, pożądana jest obecność tlenu, aby wspomóc spalanie, dlatego obie elektrody będą wykonane z metali obojętnych. (Na przykład żelazo utlenia się i dlatego zmniejsza ilość wytwarzanego tlenu). Teoretyczny maksymalna wydajność(prąd zużyty w związku z wartość energetyczna wytworzonego wodoru) mieści się w zakresie 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Do produkcji wodoru można wykorzystać stop aluminium i galu w postaci granulek dodawanych do wody. W procesie tym powstaje również tlenek glinu, ale kosztowny gal, który zapobiega tworzeniu się warstwy tlenkowej na peletkach, można ponownie wykorzystać. Ma to istotne potencjalne konsekwencje dla gospodarki wodorowej, ponieważ wodór można wytwarzać lokalnie i nie trzeba go transportować.

Właściwości termochemiczne

Istnieje ponad 200 cykli termochemicznych, które można zastosować do oddzielenia wody, około tuzina takich cykli, takich jak cykl tlenku żelaza, cykl tlenku ceru(IV), cykl cynku i tlenku cynku, cykl siarki i jodu, cykl miedzi i chloru oraz hybrydowy cykl siarkowy są przedmiotem badań i testów mających na celu produkcję wodoru i tlenu z wody i ciepła bez użycia energii elektrycznej. Szereg laboratoriów (m.in. we Francji, Niemczech, Grecji, Japonii i USA) pracuje nad termomodernizacją metody chemiczne pozyskiwanie wodoru z energii słonecznej i wody.

Korozja beztlenowa

W warunkach beztlenowych stopy żelaza i stali ulegają powolnemu utlenianiu przez protony wody i redukcji do wodoru cząsteczkowego (H2). Korozja beztlenowa żelaza prowadzi w pierwszej kolejności do powstania wodorotlenku żelaza (zielona rdza) i można ją opisać następującą reakcją: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Z kolei w warunkach beztlenowych wodorotlenek żelaza (Fe (OH) 2) może zostać utleniony przez protony wody, tworząc magnetyt i wodór cząsteczkowy. Proces ten opisuje reakcja Shikorry: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 wodorotlenek żelaza → magnez + woda + wodór. Dobrze skrystalizowany magnetyt (Fe3O4) jest termodynamicznie bardziej stabilny niż wodorotlenek żelaza (Fe (OH) 2). Proces ten zachodzi podczas korozji beztlenowej żelaza i stali w beztlenowych wodach gruntowych oraz podczas odtwarzania gleby poniżej zwierciadła wody.

Pochodzenie geologiczne: reakcja serpentynizacji

W przypadku braku tlenu (O2) w głębokich warunkach geologicznych panujących daleko od atmosfery ziemskiej, wodór (H2) powstaje w procesie serpentynizacji w wyniku beztlenowego utleniania przez protony wody (H+) krzemianu żelaza (Fe2+) obecnego w sieci krystalicznej fayalit (Fe2SiO4, człon końcowy z oliwinu i żelaza). Odpowiednia reakcja prowadząca do powstania magnetytu (Fe3O4), kwarcu (SiO2) i wodoru (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalite + woda → magnetyt + kwarc + wodór. Reakcja ta jest bardzo podobna do reakcji Shikorry obserwowanej podczas beztlenowego utleniania wodorotlenku żelaza w kontakcie z wodą.

Powstawanie w transformatorach

Ze wszystkich niebezpieczne gazy wytwarzany w transformatorach mocy, wodór jest najpowszechniejszy i powstaje w większości przypadków usterek; zatem produkcja wodoru jest wczesnym sygnałem poważne problemy w cyklu życia transformatora.

Aplikacje

Zużycie w różnych procesach

Duże ilości H2 są potrzebne w przemyśle naftowym i chemicznym. Największe zastosowania H2 dotyczą przetwarzania („uszlachetniania”) paliw kopalnych i produkcji amoniaku. W zakładach petrochemicznych H2 wykorzystuje się do hydrodealkilowania, hydroodsiarczania i hydrokrakingu. H2 ma kilka innych ważne aplikacje. H2 stosuje się jako środek uwodorniający, szczególnie w celu zwiększenia poziomu nasycenia nienasyconych tłuszczów i olejów (występujących w produktach takich jak margaryna) oraz przy produkcji metanolu. Jest także źródłem wodoru przy produkcji kwasu solnego. H2 stosuje się także jako środek redukujący rudy metali. Wodór jest dobrze rozpuszczalny w wielu metalach ziem rzadkich i metalach przejściowych oraz jest rozpuszczalny zarówno w metalach nanokrystalicznych, jak i amorficznych. Rozpuszczalność wodoru w metalach zależy od lokalnych zniekształceń lub zanieczyszczeń w sieci krystalicznej. Może to być przydatne podczas oczyszczania wodoru poprzez przepuszczanie go przez gorące dyski palladu, ale wysoka rozpuszczalność gazu stanowi problem metalurgiczny, który przyczynia się do kruchości wielu metali, co komplikuje projektowanie rurociągów i zbiorników magazynowych. Oprócz zastosowania jako odczynnika, H2 ma szerokie zastosowanie w fizyce i technologii. Jest stosowany jako gaz osłonowy w technikach spawania, takich jak spawanie wodorem atomowym. H2 stosuje się jako chłodziwo wirnika w generatorach elektrycznych w elektrowniach, ponieważ ma najwyższą przewodność cieplną ze wszystkich gazów. Ciekły H2 wykorzystywany jest w badaniach kriogenicznych, w tym w badaniach nadprzewodnictwa. Ponieważ H2 jest lżejszy od powietrza i stanowi nieco ponad 1/14 gęstości powietrza, był kiedyś szeroko stosowany jako gaz nośny w balonach i sterowcach. W nowszych zastosowaniach wykorzystuje się wodór czysta forma lub zmieszany z azotem (czasami nazywanym gazem formującym) jako gazem znakującym do natychmiastowego wykrywania nieszczelności. Wodór wykorzystywany jest w przemyśle motoryzacyjnym, chemicznym, energetycznym, lotniczym i telekomunikacyjnym. Wodór to zatwierdzony dodatek do żywności (E 949), który umożliwia badanie szczelności żywności i ma inne właściwości przeciwutleniające. Rzadkie izotopy wodoru mają również specyficzne zastosowania. Deuter (wodór-2) jest stosowany w zastosowaniach rozszczepienia jądrowego jako moderator powolnych neutronów oraz w reakcjach syntezy jądrowej. Związki deuteru wykorzystuje się w chemii i biologii do badania izotopowych skutków reakcji. Tryt (wodór-3) produkowany w reaktor nuklearny, jest używany do produkcji bomb wodorowych, jako znacznik izotopowy w naukach biologicznych oraz jako źródło promieniowania w farbach świecących. Temperatura punktu potrójnego równowagowego wodoru jest definiującym stałym punktem w skali temperatur ITS-90 i wynosi 13,8033 kelwina.

Środek chłodzący

Wodór jest powszechnie stosowany w elektrowniach jako chłodziwo w generatorach ze względu na szereg korzystnych właściwości, które wynikają bezpośrednio z jego lekkich cząsteczek dwuatomowych. Należą do nich niska gęstość, niska lepkość oraz najwyższa pojemność cieplna właściwa i przewodność cieplna dowolnego gazu.

Nośnik energii

Wodór nie jest surowcem energetycznym, z wyjątkiem hipotetycznego kontekstu komercyjnych elektrowni termojądrowych wykorzystujących deuter lub tryt, czyli technologię, która jest obecnie daleka od dojrzałości. Energia słoneczna pochodzi z syntezy jądrowej wodoru, jednak proces ten jest trudny do przeprowadzenia na Ziemi. Wodór elementarny z energii słonecznej, biologicznej lub źródła elektryczne do jego wytworzenia potrzeba więcej energii, niż zużywa się podczas jej spalania, zatem w takich przypadkach wodór pełni rolę nośnika energii, podobnie jak akumulator. Wodór można wytwarzać ze źródeł kopalnych (takich jak metan), ale źródła te są wyczerpywalne. Gęstość energii na jednostkę objętości zarówno ciekłego wodoru, jak i sprężonego wodoru gazowego przy każdym praktycznie osiągalnym ciśnieniu jest znacznie mniejsza niż gęstość energii źródła tradycyjne energii, choć gęstość energii na jednostkę masy paliwa jest większa. Jednakże wodór elementarny był szeroko dyskutowany w kontekście energetycznym jako możliwy przyszły nośnik energii obejmujący całą gospodarkę. Na przykład sekwestrację CO2, a następnie wychwytywanie i składowanie dwutlenku węgla można przeprowadzić w miejscu produkcji H2 z paliw kopalnych. Wodór stosowany w transporcie będzie spalał się stosunkowo czysto, z pewną emisją NOx, ale bez emisji dwutlenku węgla. Jednak koszty infrastruktury związane z pełnym przejściem na gospodarkę wodorową będą znaczące. Ogniwa paliwowe mogą przekształcać wodór i tlen bezpośrednio w energię elektryczną wydajniej niż silniki spalinowe.

Przemysł półprzewodników

Wodór służy do nasycania zwisających wiązań amorficznego krzemu i amorficznego węgla, co pomaga ustabilizować właściwości materiału. Jest także potencjalnym donorem elektronów w różnych materiałach tlenkowych, w tym ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 i SrZrO3.

Reakcje biologiczne

H2 jest produktem metabolizmu beztlenowego i jest wytwarzany przez kilka mikroorganizmów, zwykle w wyniku reakcji katalizowanych przez enzymy zawierające żelazo lub nikiel zwane hydrorazami. Enzymy te katalizują odwracalną reakcję redoks pomiędzy H2 i jego składnikami – dwoma protonami i dwoma elektronami. Wytwarzanie gazowego wodoru następuje poprzez przeniesienie równoważników redukujących wytworzonych w wyniku fermentacji pirogronianu do wody. Naturalny cykl produkcji i zużycia wodoru przez organizmy nazywany jest cyklem wodorowym. Rozszczepianie wody, proces, w którym woda rozkłada się na tworzące ją protony, elektrony i tlen, zachodzi w reakcjach świetlnych we wszystkich organizmach fotosyntetycznych. Niektóre takie organizmy, w tym glony Chlamydomonas Reinhardtii i sinice, rozwinęły drugi etap ciemnych reakcji, podczas których protony i elektrony są redukowane do postaci gazowego H2 przez wyspecjalizowane wodorazy w chloroplastach. Podejmowano próby genetycznej modyfikacji hydraz cyjanobakteryjnych w celu wydajnej syntezy gazowego H2 nawet w obecności tlenu. Podjęto również wysiłki, stosując genetycznie zmodyfikowane algi w bioreaktorze.

Ma swoją specyficzną pozycję w układzie okresowym, która odzwierciedla właściwości, jakie wykazuje i mówi o jego strukturze elektronowej. Jednak wśród nich wszystkich jest jeden specjalny atom, który zajmuje dwie komórki jednocześnie. Znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które są całkowicie przeciwne pod względem właściwości. To jest wodór. Takie cechy czynią go wyjątkowym.

Wodór to nie tylko pierwiastek, ale także prosta substancja, a także część wiele związków złożonych, pierwiastków biogennych i organogennych. Dlatego rozważmy bardziej szczegółowo jego cechy i właściwości.

Wodór jako pierwiastek chemiczny

Wodór jest pierwiastkiem pierwszej grupy podgrupy głównej, a także siódmej grupy podgrupy głównej w pierwszym mniejszym okresie. Okres ten składa się tylko z dwóch atomów: helu i pierwiastka, który rozważamy. Opiszmy główne cechy pozycji wodoru w układzie okresowym.

Liczba atomowa wodoru wynosi 1, liczba elektronów jest taka sama, a zatem liczba protonów jest taka sama. Masa atomowa - 1,00795. Istnieją trzy izotopy tego pierwiastka o liczbach masowych 1, 2, 3. Jednak właściwości każdego z nich są bardzo różne, ponieważ wzrost masy wodoru nawet o jeden jest natychmiast dwukrotnie większy.
Fakt, że zawiera tylko jeden elektron na swojej zewnętrznej powierzchni, pozwala z powodzeniem wykazywać działanie zarówno oksydacyjne, jak i właściwości regeneracyjne. Dodatkowo po oddaniu elektronu pozostaje on ze swobodnym orbitalem, który bierze udział w tworzeniu wiązania chemiczne zgodnie z mechanizmem donor-akceptor.
Wodór jest silnym środkiem redukującym. Dlatego za jego główne miejsce uważa się pierwszą grupę głównej podgrupy, w której kieruje najbardziej aktywnymi metalami - alkaliami.
Jednak podczas interakcji z silne środki redukujące, takie jak metale, może być również środkiem utleniającym, przyjmującym elektron. Związki te nazywane są wodorkami. Zgodnie z tą cechą stoi na czele podgrupy halogenów, z którymi jest podobny.
Ze względu na bardzo małą masę atomową wodór jest uważany za najlżejszy pierwiastek. Ponadto jego gęstość jest również bardzo niska, więc jest to również punkt odniesienia dla lekkości.

Zatem oczywiste jest, że atom wodoru jest pierwiastkiem całkowicie unikalnym, w przeciwieństwie do wszystkich innych pierwiastków. W związku z tym jego właściwości są również wyjątkowe, a powstające substancje proste i złożone są bardzo ważne. Rozważmy je dalej.

Prosta substancja

Jeśli mówimy o tym elemencie jako o cząsteczce, to musimy powiedzieć, że jest on dwuatomowy. Oznacza to, że wodór (prosta substancja) jest gazem. Jego wzór empiryczny zostanie zapisany jako H2, a jego wzór graficzny zostanie zapisany za pomocą pojedynczej zależności sigma H-H. Mechanizm tworzenia wiązań między atomami jest kowalencyjny niepolarny.

Reforming metanu parowego.
Zgazowanie węgla - proces polega na podgrzaniu węgla do temperatury 1000 0 C, w wyniku czego powstaje wodór i węgiel wysokowęglowy.
Elektroliza. Ta metoda można stosować tylko do wodnych roztworów różnych soli, ponieważ stopy nie powodują wypływu wody na katodzie.

Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

Hydroliza wodorków metali.
Wpływ rozcieńczonych kwasów na metale aktywne i średnią aktywność.
Interakcja między zasadą i metale ziem alkalicznych z wodą.

Aby zebrać powstały wodór, należy trzymać probówkę do góry nogami. Przecież tego gazu nie da się zebrać w taki sam sposób jak np. dwutlenek węgla. To wodór, jest znacznie lżejszy od powietrza. Szybko odparowuje i duże ilości Wybucha po zmieszaniu z powietrzem. Dlatego probówkę należy odwrócić. Po napełnieniu należy go zamknąć gumowym korkiem.

Aby sprawdzić czystość zebranego wodoru, należy przyłożyć do szyi zapaloną zapałkę. Jeśli klaskanie jest tępe i ciche, oznacza to, że gaz jest czysty i zawiera minimalne zanieczyszczenia powietrza. Jeśli jest głośny i gwiżdże, oznacza to, że jest brudny i zawiera dużą ilość obcych składników.

Obszary zastosowań

Podczas spalania wodoru uwalniana jest tak duża ilość energii (ciepła), że gaz ten uznawany jest za najbardziej opłacalne paliwo. Co więcej, jest przyjazny dla środowiska. Jednakże, jak dotąd, jego zastosowanie w tym obszarze jest ograniczone. Wynika to z nieprzemyślanych i nierozwiązanych problemów syntezy czystego wodoru, który nadawałby się do wykorzystania jako paliwo w reaktorach, silnikach i urządzeniach przenośnych, a także w domowych kotłach grzewczych.

W końcu metody wytwarzania tego gazu są dość drogie, dlatego najpierw należy opracować specjalną metodę syntezy. Taki, który pozwoli Ci uzyskać produkt w duża objętość i przy minimalnych kosztach.

Istnieje kilka głównych obszarów, w których rozważany przez nas gaz jest wykorzystywany.

Syntezy chemiczne. Uwodornienie stosuje się do produkcji mydeł, margaryn i tworzyw sztucznych. Przy udziale wodoru syntetyzuje się metanol i amoniak oraz inne związki.
W przemyśle spożywczym - jako dodatek E949.
Przemysł lotniczy (nauka o rakietach, produkcja samolotów).
Przemysł elektroenergetyczny.
Meteorologia.
Paliwo przyjazne dla środowiska.

Oczywiście wodór jest równie ważny, jak występuje w przyrodzie w dużych ilościach. Różne związki, które tworzy, odgrywają jeszcze większą rolę.

Związki wodoru

Są to złożone substancje zawierające atomy wodoru. Istnieje kilka głównych rodzajów takich substancji.

Halogenowodory. Ogólna formuła- HHal. Wśród nich szczególne znaczenie ma chlorowodór. Jest to gaz, który rozpuszcza się w wodzie tworząc roztwór kwasu solnego. Kwas ten jest szeroko stosowany w prawie wszystkich syntezach chemicznych. Co więcej, zarówno organiczne, jak i nieorganiczne. Chlorowodór jest związkiem o wzorze empirycznym HCL i jest jednym z największych produkowanych w naszym kraju rocznie. Halogenowodory obejmują także jodowodór, fluorowodór i bromowodór. Wszystkie tworzą odpowiednie kwasy.
Lotne Prawie wszystkie z nich są dość trujące gazy. Na przykład siarkowodór, metan, silan, fosfina i inne. Jednocześnie są bardzo łatwopalne.
Wodorki to związki z metalami. Należą do klasy soli.
Wodorotlenki: zasady, kwasy i związki amfoteryczne. Koniecznie zawierają atomy wodoru, jeden lub więcej. Przykład: NaOH, K 2, H 2 SO 4 i inne.
Wodorotlenek. Związek ten jest lepiej znany jako woda. Inna nazwa to tlenek wodoru. Wzór empiryczny wygląda następująco - H 2 O.
Nadtlenek wodoru. Jest to silny środek utleniający, którego wzór to H 2 O 2.
Liczne związki organiczne: węglowodory, białka, tłuszcze, lipidy, witaminy, hormony, olejki eteryczne i inne.

Jest oczywiste, że różnorodność związków rozważanego pierwiastka jest bardzo duża. To po raz kolejny to potwierdza wysoka wartość dla przyrody i ludzi, a także dla wszystkich istot żywych.

- to najlepszy rozpuszczalnik

Jak wspomniano powyżej, nazwa zwyczajowa tej substancji- woda. Składa się z dwóch atomów wodoru i jednego tlenu, połączonych kowalencyjnymi wiązaniami polarnymi. Cząsteczka wody jest dipolem, co wyjaśnia wiele jej właściwości. W szczególności jest to uniwersalny rozpuszczalnik.

Dokładnie o godz środowisko wodne Zachodzą prawie wszystkie procesy chemiczne. Wewnętrzne reakcje metabolizmu plastycznego i energetycznego w organizmach żywych przeprowadza się również za pomocą tlenku wodoru.

Woda jest słusznie uważana za najbardziej ważna substancja na planecie. Wiadomo, że żaden żywy organizm nie może bez niego żyć. Na Ziemi może istnieć w trzech stanach skupienia:

płyn;
gaz (para);
ciało stałe (lód).

W zależności od izotopu wodoru zawartego w cząsteczce wyróżnia się trzy rodzaje wody.

Światło lub protium. Izotop o liczbie masowej 1. Wzór - H 2 O. Jest to zwykła forma używana przez wszystkie organizmy.
Deuter lub ciężki, jego wzór to D 2 O. Zawiera izotop 2 H.
Superciężki lub tryt. Wzór wygląda jak T 3 O, izotop - 3 H.

Zasoby świeżej wody protium na planecie są bardzo ważne. W wielu krajach już go brakuje. Opracowywane są metody uzdatniania słonej wody w celu uzyskania wody pitnej.

Nadtlenek wodoru jest uniwersalnym lekarstwem

Związek ten, jak wspomniano powyżej, jest doskonałym środkiem utleniającym. Jednak przy silnych przedstawicielach może również zachowywać się jak konserwator. Ponadto ma wyraźne działanie bakteriobójcze.

Inna nazwa tego związku to nadtlenek. W tej postaci jest stosowany w medycynie. 3% roztwór krystalicznego hydratu omawianego związku jest lekiem stosowanym w leczeniu małych ran w celu ich odkażania. Udowodniono jednak, że wydłuża to czas gojenia się rany.

Nadtlenek wodoru stosowany jest także w paliwie rakietowym, w przemyśle do dezynfekcji i wybielania oraz jako środek spieniający do produkcji odpowiednich materiałów (np. pianki). Dodatkowo nadtlenek pomaga w czyszczeniu akwariów, wybielaniu włosów i wybielaniu zębów. Wyrządza jednak szkody tkankom, dlatego nie jest zalecany przez specjalistów do tych celów.

Płyn

Wodór(łac. Wodór; wskazany symbolem H) jest pierwszym elementem układu okresowego pierwiastków. Szeroko rozpowszechniony w przyrodzie. Kationem (i jądrem) najpowszechniejszego izotopu wodoru, 1H, jest proton. Właściwości jądra 1H umożliwiają szerokie zastosowanie spektroskopii NMR w analizie substancji organicznych.

Trzy izotopy wodoru mają swoje własne nazwy: 1H - prot (H), 2H - deuter (D) i 3H - tryt (radioaktywny) (T).

Prosta substancja wodór - H 2 - jest lekkim, bezbarwnym gazem. Po zmieszaniu z powietrzem lub tlenem jest łatwopalny i wybuchowy. Nietoksyczny. Rozpuszczalny w etanolu i wielu metalach: żelazie, niklu, palladzie, platynie.

Fabuła

Uwolnienie łatwopalnego gazu podczas oddziaływania kwasów i metali zaobserwowano w XVI wieku XVII wieki u zarania kształtowania się chemii jako nauki. Michaił Wasiljewicz Łomonosow również bezpośrednio zwrócił uwagę na jego izolację, ale już na pewno miał świadomość, że nie jest to flogiston. Angielski fizyk i chemik Henry Cavendish zbadał ten gaz w 1766 roku i nazwał go „powietrzem palnym”. Podczas spalania „palne powietrze” wytwarzało wodę, ale trzymanie się przez Cavendisha teorii flogistonu nie pozwoliło mu na wyciągnięcie właściwych wniosków. Francuski chemik Antoine Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem za pomocą specjalnych gazometrów przeprowadzili w 1783 roku syntezę wody, a następnie jej analizę, rozkładając parę wodną za pomocą gorącego żelaza. Ustalił tym samym, że „powietrze palne” jest częścią wody i można z niej uzyskać.

pochodzenie imienia

Lavoisier nadał wodorowi nazwę hydrogène – „rodzić wodę”. Rosyjską nazwę „wodór” zaproponował chemik M. F. Sołowiew w 1824 r. - przez analogię do „tlenu” Słomonosowa.

Rozpowszechnienie

Wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem we Wszechświecie. Stanowi około 92% wszystkich atomów (8% to atomy helu, udział wszystkich pozostałych pierwiastków razem wziętych jest mniejszy niż 0,1%). Zatem wodór jest głównym składnikiem gwiazd i gazu międzygwiazdowego. W warunkach temperatur gwiazdowych (np. temperatura powierzchni Słońca wynosi ~ 6000°C) wodór występuje w postaci plazmy, w przestrzeni międzygwiazdowej pierwiastek ten występuje w postaci pojedynczych cząsteczek, atomów i jonów i może tworzyć obłoki molekularne różniące się znacznie rozmiarem, gęstością i temperaturą.

Skorupa ziemska i organizmy żywe

Udział masowy wodoru w skorupie ziemskiej wynosi 1% - jest to dziesiąty najpowszechniej występujący pierwiastek. Jednak o jego roli w przyrodzie decyduje nie masa, ale liczba atomów, których udział wśród innych pierwiastków wynosi 17% (drugie miejsce po tlenie, którego udział atomów wynosi ~ 52%). Dlatego wartość wodoru w procesy chemiczne występująca na Ziemi jest prawie tak duża jak tlen. W przeciwieństwie do tlenu, który występuje na Ziemi zarówno w stanie związanym, jak i wolnym, prawie cały wodór na Ziemi ma postać związków; W atmosferze znajduje się bardzo niewielka ilość wodoru w postaci prostej substancji (0,00005% obj.).

Wodór jest częścią prawie wszystkich substancji organicznych i jest obecny we wszystkich żywych komórkach. W żywych komórkach wodór stanowi prawie 50% liczby atomów.

Paragon

Przemysłowe metody wytwarzania substancji prostych zależą od formy, w jakiej dany pierwiastek występuje w przyrodzie, czyli od tego, co może być surowcem do jego produkcji. W ten sposób uzyskuje się tlen dostępny w stanie wolnym fizycznie- oddzielenie od ciekłe powietrze. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jednym ze sposobów wytwarzania wodoru jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą produkcji wodoru jest reakcja metanu, wchodzącego w skład gazu ziemnego, z wodą. Prowadzi się to w wysokiej temperaturze (łatwo sprawdzić, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi żadna reakcja):

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

W laboratorium, aby otrzymać proste substancje, niekoniecznie korzystają z surowców naturalnych, ale wybierają te materiały wyjściowe, z których łatwiej jest wyizolować potrzebną substancję. Na przykład w laboratorium tlenu nie uzyskuje się z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, czasami stosowaną w przemyśle, jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Zwykle wodór wytwarza się w laboratorium w wyniku reakcji cynku z kwas chlorowodorowy.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H 2O → H 2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczenie pary wodnej nad gorącym koksem o temperaturze około 1000°C:

H2O+C? H2+CO

3. Z gazu ziemnego.

Konwersja Steam:

CH4+H2O? CO + 3H2 (1000°C)

Utlenianie katalityczne tlenem:

2CH4 + O2? 2CO + 4H2

4. Kraking i reforming węglowodorów podczas rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

1.Wpływ rozcieńczonych kwasów na metale. Do przeprowadzenia tej reakcji najczęściej stosuje się cynk i rozcieńczony kwas solny:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcja wapnia z wodą:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydroliza wodorków:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Wpływ zasad na cynk lub aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Stosowanie elektrolizy. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, np.:

2H 3O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Właściwości fizyczne

Wodór może występować w dwóch postaciach (modyfikacjach) – w postaci orto- i para-wodoru. W cząsteczce ortowodoru o-H2 (t.t. -259,10 °C, temperatura wrzenia -252,56 °C) spiny jądrowe są skierowane identycznie (równolegle), a dla parawodoru P-H 2 (temperatura topnienia -259,32°C, temperatura wrzenia -252,89°C) - przeciwne do siebie (przeciwrównoległe). Mieszanka równowagowa o-H2 i P Nazywa się -H2 w danej temperaturze wodór równowagowy mi-H2.

Modyfikacje wodoru można rozdzielić poprzez adsorpcję na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskich temperaturach równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w stronę tego drugiego. Przy 80 K stosunek form wynosi w przybliżeniu 1:1. Po podgrzaniu zdesorbowany parawodór przekształca się w ortowodór, aż do utworzenia mieszaniny, która jest w równowadze w temperaturze pokojowej (orto-para: 75:25). Bez katalizatora przemiana zachodzi powoli (w warunkach ośrodka międzygwiazdowego - z charakterystyczne czasy aż po kosmologiczną), co pozwala na badanie właściwości poszczególnych modyfikacji.

Wodór jest najlżejszym gazem, jest 14,5 razy lżejszy od powietrza. Oczywiście im mniejsza masa cząsteczek, tym większa jest ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze cząsteczki, cząsteczki wodoru poruszają się szybciej niż cząsteczki jakiegokolwiek innego gazu, dzięki czemu mogą szybciej przenosić ciepło z jednego ciała do drugiego. Wynika z tego, że wodór ma najwyższą przewodność cieplną spośród substancje gazowe. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie większa niż przewodność cieplna powietrza.

Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa – H2. W normalnych warunkach jest to gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku. Gęstość 0,08987 g/l (n.s.), temperatura wrzenia −252,76 °C, ciepło właściwe spalania 120,9×10 6 J/kg, słabo rozpuszczalny w wodzie – 18,8 ml/l. Wodór jest dobrze rozpuszczalny w wielu metalach (Ni, Pt, Pd itp.), zwłaszcza w palladzie (850 objętości na 1 objętość Pd). Rozpuszczalność wodoru w metalach jest związana z jego zdolnością do dyfundowania przez nie; Dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) towarzyszy czasami zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania wodoru z węglem (tzw. Dekarbonizacja). Praktycznie nierozpuszczalny w srebrze.

Ciekły wodór występuje w bardzo wąskim zakresie temperatur od -252,76 do -259,2 ° C. Jest to bezbarwna ciecz, bardzo lekka (gęstość w -253°C 0,0708 g/cm3) i płynna (lepkość w -253°C 13,8 spuaz). Parametry krytyczne wodoru są bardzo niskie: temperatura -240,2°C i ciśnienie 12,8 atm. To wyjaśnia trudności w skraplaniu wodoru. W stan ciekły wodór równowagowy składa się z 99,79% para-H2 i 0,21% orto-H2.

Wodór stały, temperatura topnienia −259,2°C, gęstość 0,0807 g/cm3 (w −262°C) – masa śnieżnobiała, kryształy heksagonalne, grupa przestrzenna P6/mmc, parametry ogniwa A=3,75 C=6,12. Pod wysokim ciśnieniem wodór przechodzi w stan metaliczny.

Izotopy

Wodór występuje w postaci trzech izotopów, które mają indywidualne nazwy: 1H – prot (H), 2H – deuter (D), 3H – tryt (radioaktywny) (T).

Prot i deuter to stabilne izotopy o liczbach masowych 1 i 2. Ich zawartość w przyrodzie wynosi odpowiednio 99,9885 ± 0,0070% i 0,0115 ± 0,0070%. Stosunek ten może się nieznacznie różnić w zależności od źródła i metody produkcji wodoru.

Izotop wodoru 3H (tryt) jest niestabilny. Jego okres półtrwania wynosi 12,32 lat. Tryt występuje naturalnie w bardzo małych ilościach.

W literaturze można znaleźć także dane dotyczące izotopów wodoru o liczbach masowych 4 - 7 i okresach półtrwania 10 -22 - 10 -23 s.

Naturalny wodór składa się z cząsteczek H 2 i HD (wodór deuteru) w stosunku 3200:1. Zawartość czystego wodoru deuterowego D2 jest jeszcze mniejsza. Stosunek stężeń HD i D2 wynosi w przybliżeniu 6400:1.

Ze wszystkich izotopów pierwiastki chemiczne Właściwości fizyczne i chemiczne izotopów wodoru różnią się od siebie najbardziej. Wynika to z największej względnej zmiany mas atomowych.

Temperatura topienie, K	Temperatura wrzenie, K	Potroić kropka, K/kPa	Krytyczny kropka, K/kPa	Gęstość ciecz/gaz, kg/m3

Deuter i tryt mają również orto- i para-modyfikacje: P-D 2 , o-D 2 , P-T2, o-T 2 . Wodór heteroizotopowy (HD, HT, DT) nie posiada orto- i para-modyfikacji.

Właściwości chemiczne

Frakcja zdysocjowanych cząsteczek wodoru

Cząsteczki wodoru H2 są dość mocne i aby wodór mógł zareagować, należy wydać dużo energii:

H2 = 2H - 432 kJ

Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo metale aktywne, na przykład z wapniem, tworząc wodorek wapnia:

Ca + H2 = CaH2

i z jedynym niemetalem - fluorem, tworząc fluorowodór:

Wodór reaguje z większością metali i niemetali w podwyższonych temperaturach lub pod innymi wpływami, na przykład oświetleniem:

O2 + 2H2 = 2H2O

Może „odbierać” tlen niektórym tlenkom, np.:

CuO + H2 = Cu + H2O

Zapisane równanie odzwierciedla właściwości redukujące wodoru.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Tworzy halogenowodory z halogenami:

F 2 + H 2 → 2HF, reakcja zachodzi wybuchowo w ciemności i w dowolnej temperaturze,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reakcja przebiega wybuchowo, tylko w świetle.

Wchodzi w interakcję z sadzą pod wpływem wysokiej temperatury:

C + 2H 2 → CH 4

Interakcja z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych

Podczas interakcji z aktywnymi metalami wodór tworzy wodorki:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H2 → MgH2

Wodorki- substancje o charakterze soli, stałe, łatwo ulegające hydrolizie:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interakcja z tlenkami metali (zwykle pierwiastkami D)

Tlenki są redukowane do metali:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2O

Uwodornienie związków organicznych

Wodór cząsteczkowy jest szeroko stosowany w syntezie organicznej do redukcji związków organicznych. Procesy te nazywane są reakcje uwodornienia. Reakcje te prowadzi się w obecności katalizatora pod podwyższonym ciśnieniem i temperaturą. Katalizator może być jednorodny (np. katalizator Wilkinsona) lub heterogeniczny (np. nikiel Raneya, pallad na węglu).

Zatem w szczególności podczas katalitycznego uwodornienia związków nienasyconych, takich jak alkeny i alkiny, powstają związki nasycone – alkany.

Geochemia wodoru

Wolny wodór H2 występuje stosunkowo rzadko w gazach ziemskich, jednak w postaci wody odgrywa niezwykle ważną rolę w procesach geochemicznych.

Wodór może występować w minerałach w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i krystalicznej wody.

W atmosferze wodór powstaje w sposób ciągły w wyniku rozkładu wody Promieniowanie słoneczne. Mając niewielką masę, cząsteczki wodoru charakteryzują się dużą prędkością ruchu dyfuzyjnego (zbliżoną do drugiej prędkości kosmicznej) i po wejściu do górnych warstw atmosfery mogą wylecieć w przestrzeń kosmiczną.

Cechy leczenia

Wodór po zmieszaniu z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz detonujący. Gaz ten jest najbardziej wybuchowy, gdy stosunek objętościowy wodór i tlen 2:1 lub wodór i powietrze około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Wodór stwarza również zagrożenie pożarowe. Ciekły wodór może spowodować poważne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru i tlenu wynoszą od 4% do 96% objętościowych. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75(74)% objętościowych.

Gospodarka

Koszt wodoru w przypadku dużych dostaw hurtowych waha się od 2–5 dolarów za kg.

Aplikacja

Wodór atomowy służy do spawania wodorem atomowym.

Przemysł chemiczny

Przy produkcji amoniaku, metanolu, mydła i tworzyw sztucznych
W produkcji margaryny z płynnych olejów roślinnych
Zarejestrowany jako suplement diety E949(gaz opakowaniowy)

Przemysł spożywczy

Przemysł lotniczy

Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Dawno, dawno temu sterowce i Balony napełniony wodorem. Ale w latach 30. XX wiek Doszło do kilku katastrof, podczas których sterowce eksplodowały i spłonęły. Obecnie sterowce są napełniane helem, pomimo jego znacznie wyższych kosztów.

Paliwo

Wodór jest używany jako paliwo rakietowe.

Trwają badania nad wykorzystaniem wodoru jako paliwa do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowiska i emitują jedynie parę wodną.

Ogniwa paliwowe wodorowo-tlenowe wykorzystują wodór do bezpośredniego przekształcania energii reakcji chemicznej w energię elektryczną.

„Ciekły wodór”(„LH”) to wodór w stanie ciekłym o niskiej gęstości właściwej wynoszącej 0,07 g/cm3 i właściwościach kriogenicznych o temperaturze krzepnięcia 14,01 K (-259,14 °C) i temperaturze wrzenia 20,28 K (-252,87 °C ). Jest to bezbarwna, bezwonna ciecz, która po zmieszaniu z powietrzem jest klasyfikowana jako wybuchowa o zakresie palności 4-75%. Stopień wirowania izomerów w ciekłym wodorze wynosi: 99,79% - parawodór; 0,21% - ortowodór. Współczynnik rozszerzalności wodoru przy zmianie stanu skupienia na gazowy wynosi 848:1 w temperaturze 20°C.

Jak w przypadku każdego innego gazu, skraplanie wodoru prowadzi do zmniejszenia jego objętości. Po upłynnieniu ciekła ciecz jest przechowywana pod ciśnieniem w izolowanych termicznie pojemnikach. Ciekły wodór Ciekły wodór, LH2, lewa 2) jest aktywnie wykorzystywany w przemyśle jako forma magazynowania gazu oraz w przemyśle kosmicznym jako paliwo rakietowe.

Fabuła

Pierwszego udokumentowanego zastosowania sztucznego chłodzenia dokonał angielski naukowiec William Cullen w 1756 r., Gaspard Monge jako pierwszy uzyskał tlenek siarki w stanie ciekłym w 1784 r., Michael Faraday jako pierwszy uzyskał skroplony amoniak, amerykański wynalazca Oliver Evans jako pierwszy opracował sprężarkę chłodniczą w 1805 r., Jacob Perkins jako pierwszy opatentował maszynę chłodzącą w 1834 r., a John Gorey jako pierwszy opatentował klimatyzator w Stanach Zjednoczonych w 1851 r. Werner Siemens zaproponował koncepcję chłodzenia regeneracyjnego w 1857 r., Karl Linde opatentował urządzenie do wytwarzania ciekłego powietrza z wykorzystaniem kaskadowego „efektu ekspansji Joule'a-Thomsona” i chłodzenia regeneracyjnego w 1876 r. W 1885 roku polski fizyk i chemik Zygmunt Wróblewski opublikował temperaturę krytyczną wodoru 33 K, ciśnienie krytyczne 13,3 atm. i temperatura wrzenia 23 K. Wodór został po raz pierwszy skroplony przez Jamesa Dewara w 1898 r. przy użyciu chłodzenia regeneracyjnego i jego wynalazku, kolby Dewara. Pierwszą syntezę stabilnego izomeru ciekłego wodoru, parawodoru, przeprowadzili Paul Harteck i Carl Bonhoeffer w 1929 roku.

Izomery spinowe wodoru

Wodór w temperaturze pokojowej składa się głównie z izomeru spinowego, ortowodoru. Po wyprodukowaniu ciekły wodór jest w stanie metastabilnym i musi zostać przekształcony w postać parawodoru, aby uniknąć wybuchowej reakcji egzotermicznej, która zachodzi, gdy zmienia się w niskich temperaturach. Konwersję do fazy parawodorowej zwykle przeprowadza się przy użyciu katalizatorów, takich jak tlenek żelaza, tlenek chromu, węgiel aktywny, azbest pokryty platyną, metale ziem rzadkich lub poprzez zastosowanie dodatków uranowych lub niklowych.

Stosowanie

Ciekły wodór może być stosowany jako forma magazynowania paliwa do silników spalinowych i ogniw paliwowych. Przy użyciu tej zagregowanej formy wodoru stworzono różne łodzie podwodne (projekty „212A” i „214”, Niemcy) oraz koncepcje transportu wodoru (patrz na przykład „DeepC” lub „BMW H2R”). Ze względu na bliskość projektów twórcy urządzeń LHV mogą wykorzystywać lub jedynie modyfikować systemy wykorzystujące skroplony gaz ziemny (LNG). Jednak ze względu na niższą gęstość nasypowa energia spalania wymaga większej ilości wodoru niż gaz ziemny. Jeśli w silnikach tłokowych zamiast „CNG” stosuje się ciekły wodór, zwykle wymagany jest bardziej nieporęczny układ paliwowy. Przy wtrysku bezpośrednim zwiększone straty w układzie dolotowym zmniejszają napełnianie cylindra.

Ciekły wodór jest również używany do chłodzenia neutronów w eksperymentach z rozpraszaniem neutronów. Masy neutronu i jądra wodoru są prawie równe, więc wymiana energii podczas zderzenia sprężystego jest najbardziej efektywna.

Zalety

Zaletą stosowania wodoru jest „zero emisji” jego stosowania. Produktem jego interakcji z powietrzem jest woda.

Przeszkody

Jeden litr „ZhV” waży tylko 0,07 kg. Oznacza to, że jego ciężar właściwy wynosi 70,99 g/l w temperaturze 20 K. Ciekły wodór wymaga technologii przechowywania kriogenicznego, np. specjalnych pojemników izolowanych termicznie, oraz specjalnego postępowania, co jest typowe dla wszystkich materiałów kriogenicznych. Jest pod tym względem zbliżony do ciekłego tlenu, jednak wymaga większej ostrożności ze względu na zagrożenie pożarowe. Nawet w przypadku izolowanych pojemników trudno jest utrzymać go w niskich temperaturach wymaganych do utrzymania stanu płynnego (zwykle odparowuje w tempie 1% dziennie). Podczas obchodzenia się z nim należy również zachować zwykłe środki ostrożności podczas pracy z wodorem - jest on na tyle zimny, że powoduje skroplenie powietrza, które jest wybuchowe.

Paliwo rakietowe

Ciekły wodór jest powszechnym składnikiem paliw rakietowych, które służą do napędzania pojazdów nośnych i statków kosmicznych. W większości silników rakietowych na ciekły wodór jest on najpierw używany do regeneracyjnego chłodzenia dyszy i innych części silnika, zanim zostanie zmieszany z utleniaczem i spalony w celu wytworzenia ciągu. Nowoczesne silniki wykorzystujące składniki H 2 / O 2 zużywają mieszankę paliwową nadmiernie wzbogaconą w wodór, co powoduje powstawanie pewnej ilości niespalonego wodoru w spalinach. Oprócz zwiększenia impulsu właściwego silnika poprzez zmniejszenie masy cząsteczkowej, zmniejsza to również erozję dyszy i komory spalania.

Takie przeszkody w zastosowaniu LH w innych obszarach, takie jak charakter kriogeniczny i niska gęstość, są również czynnikiem ograniczającym zastosowanie w tym przypadku. Od 2009 r. Istnieje tylko jeden pojazd nośny (pojazd nośny Delta-4), który jest w całości rakietą wodorową. Zasadniczo „ZhV” jest używany albo na górnych stopniach rakiet, albo na blokach, które wykonują znaczną część pracy polegającej na wypuszczeniu ładunku w przestrzeń kosmiczną w próżni. Jako jeden ze sposobów zwiększenia gęstości tego rodzaju paliwa proponuje się wykorzystanie wodoru mułowego, czyli półzamrożonej formy „ciekłego wodoru”.

W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które mają zupełnie przeciwne właściwości. Ta cecha uczynić go całkowicie wyjątkowym. Wodór to nie tylko pierwiastek czy substancja, ale jest także integralną częścią wielu złożonych związków organogennych i pierwiastek biogenny. Dlatego przyjrzyjmy się jego właściwościom i cechom bardziej szczegółowo.

Uwolnienie łatwopalnego gazu podczas interakcji metali i kwasów zaobserwowano już w XVI wieku, czyli w okresie kształtowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał tę substancję od 1766 roku i nadał jej nazwę „palne powietrze”. Podczas spalania gazu tego wytwarzała się woda. Niestety, trzymanie się przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii ultradrobnej”) nie pozwoliło mu na wyciągnięcie właściwych wniosków.

Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazometrów zsyntetyzowali wodę w 1783 roku, a następnie poddali ją analizie poprzez rozkład pary wodnej za pomocą gorącego żelaza. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do właściwych wniosków. Odkryli, że „palne powietrze” nie tylko jest częścią wody, ale można je również z niej pozyskać.

W 1787 Lavoisier zasugerował, że badany gaz to prosta substancja i w związku z tym jest jednym z podstawowych pierwiastków chemicznych. Nazwał to „hydre” (od greckich słów hydor – woda + gennao – rodzę), czyli „rodzić wodę”.

Rosyjską nazwę „wodór” zaproponował w 1824 r. chemik M. Sołowiew. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX w. stwierdzono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków), a za główną jednostkę porównawczą przyjęto jego masę masy atomowe, otrzymując wartość 1.

Właściwości fizyczne

Wodór jest najlżejszą znaną nauce substancją (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), a jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0°C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (upłynnia) odpowiednio w temperaturach -259,1°C i -252,8°C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia).

Temperatura krytyczna wodoru jest wyjątkowo niska (-240°C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość złożonym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf/cm², a gęstość krytyczna wynosi 0,0312 g/cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atmosferze i 0 °C wynosi 0,174 W/(mxK).

Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ/(kgxK) lub 3,394 cal/(rx°C). Pierwiastek ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atmosferze i 20°C), ale dobrze rozpuszczalny w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladzie (około 850 objętości na objętość Pd) .

Ta ostatnia właściwość wiąże się z jego zdolnością do dyfuzji, a dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku interakcji wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g/cm3 w t° = -253°C) i płynna (lepkość - 13,8 g/cm3 w tych samych warunkach).

W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stan utlenienia), podobnie jak sód i inne metale alkaliczne. Zwykle uważany jest za analog tych metali. W związku z tym kieruje grupą I układu okresowego. W wodorkach metali jon wodoru ma ładunek ujemny (stopień utlenienia -1), czyli Na+H- ma budowę podobną do chlorku Na+Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (bliskość właściwości fizyczne pierwiastek „H” i halogeny, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych) Wodór należy do VII grupy układu okresowego.

W normalnych warunkach wodór molekularny ma niska aktywność, bezpośrednio łącząc się tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem i chlorem, przy czym ten ostatni - w świetle). Z kolei po podgrzaniu oddziałuje z wieloma pierwiastkami chemicznymi.

Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu z wodorem molekularnym). Z tlenem tworzy wodę według wzoru:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uwalniając 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25 ° C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega raczej powoli, a przy t° >= 550°C jest niekontrolowana. Granica wybuchowości objętościowej mieszaniny wodoru i tlenu wynosi 4–94% H₂, a mieszaniny wodoru i powietrza 4–74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem detonującym).

Pierwiastek ten służy do redukcji większości metali, ponieważ usuwa tlen z tlenków:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

Wodór tworzy halogenowodory z różnymi halogenami, na przykład:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Jednak podczas reakcji z fluorem wybucha wodór (dzieje się to również w ciemności, w temperaturze -252 ° C), z bromem i chlorem reaguje tylko po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem - tylko po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, kiedy wysokie ciśnienie krwi i temperatura:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:

H₂ + S = H₂S (siarkowodór),

i znacznie trudniejsze w przypadku telluru lub selenu. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:

2H₂ + C (bezpostaciowy) = CH₄ (metan).

Substancja ta reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, na przykład:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Ważny Praktyczne znaczenie oddziałują między wodorem i tlenkiem węgla(II). W tym przypadku w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora powstają różne związki organiczne: HCHO, CH₃OH itp. Węglowodory nienasycone w trakcie reakcji ulegają nasyceniu, np.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wodór i jego związki odgrywają w chemii wyjątkową rolę. Określa właściwości kwasowe tzw. kwasy protonowe, mają tendencję do tworzenia się z różne elementy wiązanie wodorowe, które ma istotny wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.

Produkcja wodoru

Główne rodzaje surowców do produkcja przemysłowa Pierwiastek ten obejmuje gazy rafinacyjne, gazy naturalne palne i gazy koksownicze. Uzyskuje się go także z wody poprzez elektrolizę (w miejscach, gdzie dostępna jest energia elektryczna). Jedną z najważniejszych metod wytwarzania materiału z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega przemianie:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Wodór produkowany z gazu ziemnego jest najtańszy.

Do elektrolizy wody wykorzystuje się prąd stały, który przepuszcza się przez roztwór NaOH lub KOH (nie stosuje się kwasów, aby uniknąć korozji sprzętu). W warunkach laboratoryjnych materiał otrzymuje się poprzez elektrolizę wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Częściej jednak stosuje się gotowy materiał fabryczny w cylindrach.

Z gazów rafineryjnych i gazu koksowniczego tego elementu izolowany poprzez usunięcie wszystkich pozostałych składników mieszaniny gazów, ponieważ łatwiej ulegają one upłynnieniu podczas głębokiego chłodzenia.

Materiał ten zaczęto wytwarzać na skalę przemysłową pod koniec XVIII wieku. Następnie służył do napełniania balony. Obecnie wodór znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle, głównie chemicznym, do produkcji amoniaku.

Masowymi konsumentami tej substancji są producenci metylu i innych alkoholi, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je w drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór wykorzystuje się do uwodornienia ciężkich i stałych paliw ciekłych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także do cięcia/spawania metali. Najważniejsze elementy dla energii jądrowej są jej izotopy – tryt i deuter.

Biologiczna rola wodoru

Z tego pierwiastka pochodzi średnio około 10% masy organizmów żywych. Wchodzi w skład wody i najważniejszych grup związków naturalnych, do których należą białka, kwasy nukleinowe, lipidy i węglowodany. Do czego jest to używane?

Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu struktury przestrzennej białek (czwartorzędowej), w realizacji zasady komplementarności kwasów nukleinowych (czyli w realizacji i przechowywaniu informacji genetycznej) i w ogóle w „rozpoznawaniu” na poziomie molekularnym poziom.

Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych reakcjach/procesach dynamicznych zachodzących w organizmie. M.in.: w utlenianiu biologicznym, które dostarcza energii żywym komórkom, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie u roślin, w fotosyntezie bakteryjnej i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazie, w procesach transportu przez błonę. Wraz z węglem i tlenem stanowi funkcjonalną i strukturalną podstawę zjawisk życiowych.