Водень, його особливі властивості та реакції. Хімічні властивості водню: особливості та застосування

ВОДОРОД (латинський Hydrogenium), Н, хімічний елемент VII групи короткої форми (1-ї групи довгої форми) періодичної системи; атомний номер 1, атомна маса 1,00794; неметал. У природі два стабільні ізотопи: протий 1 Н (99,985% за масою) і дейтерій D, або 2 Н (0,015%). Штучно одержуваний радіоактивний тритій 3 Н, або Т (ß-розпад, Т 1/2 12,26 року), у природі утворюється в мізерно малих кількостях у верхніх шарах атмосфери в результаті взаємодії космічного випромінювання головним чином з ядрами N та О. Штучно отримані украй нестійкі радіоактивні ізотопи 4 Н, 5 Н, 6 Н.

Історична довідка.Вперше водень досліджено у 1766 році Г. Кавендішем і названо ним «горючим повітрям». У 1787 році А. Лавуазьє показав, що цей газ при горінні утворює воду, включив його до списку хімічних елементів і запропонував назву hydrogène (від грецької?δωρ - вода та γενν?ω - народжувати).

Поширеність у природі.Вміст водню в атмосферному повітрі 3,5-10% за масою, у земній корі 1%. Головний резервуар водню Землі - вода (11,19% водню за масою). Водень належить до біогенних елементів, входить до складу сполук, що утворюють вугілля, нафту, природні горючі гази, багато мінералів та ін. У навколоземному просторі водень у вигляді потоку протонів утворює внутрішній радіаційний пояс Землі. Водень - найпоширеніший елемент у космосі; у вигляді плазми становить близько 70% маси Сонця та зірок, основну частину міжзоряного середовища та газових туманностей, присутній в атмосфері низки планет у формі Н 2 , СН 4 , NН 3 , Н 2 Про та ін.

Властивості. Конфігурація електронної оболонки атома водень 1s 1; у сполуках виявляє ступені окислення +1 та -1. Електронегативність за Полінгом 2,1; радіуси (пм): атомний 46, ковалентний 30, ван-дер-ваальс 120; енергія іонізації Н°→ Н + 1312,0 кДж/моль. У вільному стані водень утворює двоатомну молекулу Н 2 міжядерну відстань 76 пм, енергія дисоціації 432,1 кДж/моль (0 До). Залежно від взаємної орієнтації ядерних спинів існують орто-водень (паралельні спини) і пара-водень (антипаралельні спини), що відрізняються за магнітними, оптичними і термічними властивостями і зазвичай містяться у співвідношенні 3:1; при перетворенні пара-водню в орто-водень витрачається 1418 Дж/моль енергії.

Водень - газ без кольору, смаку та запаху; t ПЛ -259,19 °С, t КІП -252,77 °С. Водень - найлегший і теплопровідний з усіх газів: при 273 К щільність 0,0899 кг/м 3 , теплопровідність 0,1815 Вт/(м·К). Чи не розчиняється у воді; добре розчиняється у багатьох металах (найкраще в Pd - до 850% за обсягом); дифундує через багато матеріалів (наприклад, сталь). На повітрі горить, утворює вибухонебезпечні суміші. Твердий водень кристалізується в гексагональній решітці; при тиску понад 10 4 МПа можливий фазовий перехід з утворенням структури, побудованої з атомів і має металеві властивості, - так званий металевий водень.

Водень утворює сполуки з багатьма елементами. З киснем утворює воду (при температурі вище 550 °С реакція супроводжується вибухом), з азотом -аміак, з галогенами - галогеноводороди, з металами, інтерметалідами, а також з багатьма неметалами (наприклад, халькогенами) - гідриди, з вуглецем - вуглеводні. Практичне значення мають реакції із СО (дивись Синтез-газ). Водень відновлює оксиди та галогеніди багатьох металів до металів, ненасичені вуглеводні – до насичених (дивись Гідрування). Ядро атома водню – протон Н+ – визначає кислотні властивості сполук. У водних розчинах Н+ утворює з молекулою води іон гідроксонію Н3О+. У складі молекул різних сполук водень схильний утворювати водневий зв'язок з багатьма електронегативними елементами.

Застосування. Газоподібний водень використовують у промисловому синтезі аміаку, соляної кислоти, метанолу та вищих спиртів, синтетичного рідкого палива та ін., для гідрогенізації жирів та інших органічних сполук; у нафтопереробці - для гідроочищення та гідрокрекінгу нафтових фракцій; у металургії - для отримання металів (наприклад, W, Mo, Re з їх оксидів та фторидів), створення захисного середовища при обробці металів та сплавів; у виробництві виробів з кварцового скла з використанням воднево-кисневого полум'я, для атомно-водневого зварювання тугоплавких сталей та сплавів тощо, як підйомний газ аеростатів. Рідкий водень - пальне у ракетній та космічній техніці; застосовується також як холодоагент.

Про основні способи отримання, а також про зберігання, транспортування та застосування водню як носій енергії дивись Воднева енергетика.

Літ. дивись за ст. Воднева енергетика.

Водень – хімічний елемент із символом H та атомним номером 1. Маючи стандартну атомну вагу близько 1.008, водень є найлегшим елементом у періодичній таблиці. Його одноатомна форма (Н) є найбільш поширеною хімічною речовиною у Всесвіті, становлячи приблизно 75% усієї маси баріону. Зірки в основному складаються з водню в плазмовому стані. Найбільш поширений ізотоп водню, званий протиєм (ця назва рідко використовується, символ 1Н), має один протон і жодного нейтрону. Повсюдна поява атомарного водню вперше сталася в епоху рекомбінації. При стандартних температурах і тиску водень являє собою безбарвний, не має запаху і смаку, нетоксичний, неметалевий двозатомний газ, що легко займається, з молекулярною формулою H2. Оскільки водень легко утворює ковалентні зв'язки з більшістю неметалевих елементів, більшість водню Землі існує у молекулярних формах, як-от вода чи органічні сполуки. Водень відіграє важливу роль у кислотно-лужних реакціях, тому що більшість реакцій на основі кислоти пов'язані з обміном протонів між розчинними молекулами. У іонних сполуках водень може набувати форми негативного заряду (тобто аніону), при цьому він відомий як гідрид, або як позитивно заряджений (тобто катіон) вид, що позначається символом H+. Катіон водню описується як складається з простого протона, але насправді водневі катіони в іонних сполуках завжди складніші. Будучи єдиним нейтральним атомом, котрого рівняння Шредингера може бути вирішено аналітично, водень (зокрема, вивчення енергетики та зв'язування його атома) зіграв ключову роль розвитку квантової механіки. Спочатку водневий газ штучно отримано на початку 16-го століття реакцією кислот на метали. У 1766-81 рр. Генрі Кавендіш першим визнав, що водневий газ є дискретною речовиною і що він виробляє воду при спалюванні, завдяки чому він і був так названий: грецькою водень означає «виробник води». Промислове виробництво водню в основному пов'язане з паровим перетворенням природного газу і, рідше, з більш енергоємними методами, такими як електроліз води. Більшість водню використовується поблизу місць його виробництва, причому два найпоширеніших використання - обробка викопного палива (наприклад, гідрокрекінг) і виробництво аміаку, в основному, для ринку добрив. Водень викликає занепокоєння в металургії, оскільки він може робити тендітними багато металів, що ускладнює проектування трубопроводів та резервуарів для зберігання.

Властивості

Горіння

Водневий газ (дигідроген або молекулярний водень) є легкозаймистим газом, який горітиме на повітрі в дуже широкому діапазоні концентрацій від 4% до 75% за обсягом . Ентальпія горіння становить 286 кДж/моль:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 кДж (286 кДж/моль)

Водневий газ утворює вибухонебезпечні суміші з повітрям у концентраціях від 4-74% та з хлором у концентраціях до 5,95%. Вибухонебезпечні реакції можуть бути спричинені іскрами, теплом або сонячним світлом. Температура самозаймання водню, температура спонтанного займання на повітрі становить 500 °C (932 °F). Чисті воднево-кисневі полум'я випромінюють ультрафіолетове випромінювання і з високою кисневою сумішшю майже невидимі неозброєним оком, про що свідчить слабкий шлейф головного двигуна космічного човника в порівнянні з добре видимим шлейфом космічного човникового твердого ракет. Для виявлення витікання водню, що горить, може знадобитися детектор полум'я; такі витікання може бути дуже небезпечними. Водневе полум'я в інших умовах є синім і нагадує блакитне полум'я природного газу. Загибель дирижабля «Гінденбург» є сумнозвісним прикладом спалювання водню, і справа, як і раніше, обговорюється. Очевидне помаранчеве полум'я в цьому інциденті було викликане впливом суміші водню з киснем у поєднанні зі сполуками вуглецю зі шкіри дирижабля. H2 реагує з кожним окислюючим елементом. Водень може спонтанно реагувати при кімнатній температурі з хлором та фтором з утворенням відповідних галогенідів водню, хлористого водню та фтористого водню, які також є потенційно небезпечними кислотами.

Рівні енергії електронів

Рівень енергії основного стану електрона в атомі водню становить -13,6 еВ, що еквівалентно ультрафіолетовому фотону з довжиною хвилі близько 91 нм. Енергетичні рівні водню можуть бути розраховані досить точно з використанням борівської моделі атома, що концептуалізує електрон як «орбітальний» протон за аналогією із земною орбітою Сонця. Однак атомний електрон і протон утримуються разом електромагнітною силою, а планети та небесні об'єкти утримуються гравітацією. Через дискретизацію кутового моменту, постулюваного в ранній квантовій механіці Бором, електрон у моделі Бора може займати лише певні допустимі відстані від протона і, отже, лише певні допустимі енергії. Точніший опис атома водню походить з чисто квантовомеханічної обробки, в якій використовується рівняння Шредінгера, рівняння Дірака або навіть інтегральна схема Фейнмана для обчислення щільності розподілу ймовірності електрона навколо протона. Найбільш складні методи обробки дозволяють отримати невеликі ефекти спеціальної теорії відносності та поляризації вакууму. У квантовій механічній обробці електрон в атомі водню основного стану взагалі не має обертального моменту, що ілюструє, як «планетарна орбіта» відрізняється від руху електрона.

Елементарні молекулярні форми

Існують два різні спінові ізомери двоатомних молекул водню, які відрізняються відносним спином їх ядер. В ортоводородной формі, спини двох протонів паралельні і утворюють триплетний стан з молекулярним спіновим квантовим числом 1 (1/2 + 1/2); у формі параводню, спини антипаралельні і утворюють синглет з молекулярним спіновим квантовим числом 0 (1/2 1/2). При стандартній температурі та тиску газоподібний водень містить близько 25% пара-форми і 75% орто-форми, також відомої як «нормальна форма» . Рівноважне відношення ортоводороду до пароводню залежить від температури, але оскільки орто-форма є збудженим станом і має більш високу енергію, ніж пара-форма, вона нестійка і не може бути очищена. При дуже низьких температурах стан рівноваги складається майже виключно з пара-форми. Теплові властивості рідкої та газової фази чистого пароводню значно відрізняються від властивостей нормальної форми через відмінності у обертальних теплоємностях, що більш докладно обговорюється у спінових ізомерах водню. Орто/парна відмінність також зустрічається в інших водневмісних молекулах або функціональних групах, таких як вода і метилен, але це має мале значення для їх теплових властивостей. Некаталізоване взаємоперетворення між парою та орто H2 збільшується з підвищенням температури; таким чином, швидко сконденсована Н2 містить велику кількість ортогональної форми високих енергій, яка дуже повільно перетворюється на пара-форму. Коефіцієнт орто/пари в конденсованому H2 є важливим фактором при приготуванні та зберіганні рідкого водню: перетворення з орто на пару є екзотермічним і дає достатньо тепла для випаровування частини водневої рідини, що призводить до втрати зрідженого матеріалу. Каталізатори для орто-пара-конверсії, такі як оксид заліза, активоване вугілля, платинований азбест, рідкісноземельні метали, сполуки урану, оксид хрому або деякі сполуки нікелю, використовуються при охолодженні воднем.

Фази

Газоподібний водень

Рідкий водень

Шугоподібний водень

Твердий водень

Металевий водень

З'єднання

Ковалентні та органічні сполуки

У той час як H2 не дуже реакційноздатний у стандартних умовах, він утворює сполуки з більшістю елементів. Водень може утворювати сполуки з елементами, які є електронегативними, такими як галогени (наприклад, F, Cl, Br, I) або кисень; у цих сполуках водень приймає частковий позитивний заряд. При зв'язуванні з фтором, киснем або азотом водень може брати участь у формі нековалентного зв'язку середньої сили з воднем інших подібних молекул, явище, зване водневим зв'язком, яке має вирішальне значення для стійкості багатьох біологічних молекул. Водень також утворює сполуки з меншими електронегативними елементами, такими як метали і металоїди, де він приймає частковий негативний заряд. Ці сполуки часто відомі як гідриди. Водень утворює безліч сполук з вуглецем, звані вуглеводнями, і ще більша кількість сполук – з гетероатомами, які, через їхній спільний зв'язок з живими істотами, називаються органічними сполуками. Вивченням їх властивостей займається органічна хімія, та його дослідження у тих живих організмів відомо як біохімія . За деякими визначеннями, органічні сполуки повинні містити тільки вуглець. Однак, більшість з них також містять водень, і оскільки це вуглець-водневий зв'язок, який надає цьому класу сполук більшу частину їх конкретних хімічних характеристик, вуглець-водневі зв'язки потрібні в деяких визначеннях слова "органічні" в хімії. Відомі мільйони вуглеводнів, і зазвичай утворюються складними синтетичними шляхами, які рідко включають елементарний водень.

Гідриди

Сполуки водню часто називають гідридами. Термін «гідрид» передбачає, що атом Н набув негативного або аніонного характеру, позначений H-, і використовується, коли водень утворює з'єднання з більш електропозитивним елементом. Існування гідридного аніону, запропоноване Гілбертом Н. Льюїсом в 1916 для солевмісних гідридів групи 1 і 2, було продемонстровано Моерсом в 1920 р. електролізом розплавленого гідриду літію (LiH), виробляючи стехіометричну кількість водню на анод. Для гідридів, відмінних від металів групи 1 і 2, цей термін вводить в оману з огляду на низьку електронегативність водню. Винятком у гідридах групи 2 є BeH2, який є полімерним. У літійалюмінійгідриді AlH-4 аніон несе гідридні центри, міцно прикріплені до Al (III). Хоча гідриди можуть утворюватися майже у всіх елементах основної групи, кількість та комбінація можливих сполук сильно різняться; наприклад, відомо більше 100 бінарних гідридів борану і лише один бінарний гідрид алюмінію. Бінарний гідрид ще не ідентифікований, хоча існують великі комплекси. У неорганічній хімії, гідриди можуть також служити як місткові ліганди, які пов'язують два металеві центри в координаційному комплексі. Ця функція особливо характерна для елементів групи 13, особливо в боранах (гідридах бору) та алюмінієвих комплексах, а також кластеризованих карборанах.

Протони та кислоти

Окислення водню видаляє його електрон і дає Н+, який не містить електронів та ядра, яке зазвичай складається з одного протону. Саме тому H+ часто називають протоном. Цей вид є центральним обговорення кислот. Згідно з теорією Бронстеда-Лоурі, кислоти є донорами протонів, а основи є акцепторами протонів. Голий протон, H+, не може існувати в розчині або в іонних кристалах через його непереборне тяжіння до інших атомів або молекул з електронами. За винятком високих температур, пов'язаних із плазмою, такі протони не можуть бути видалені з електронних хмар атомів та молекул і залишатимуться прикріпленими до них. Однак термін «протон» іноді використовується метафорично для позначення позитивно зарядженого або катіонного водню, приєднаного до інших видів таким чином, і як такий, позначається як «Н+» без будь-якого значення, що будь-які окремі протони існують вільно як вид. Щоб уникнути появи голого «сольватованого протона» у розчині, іноді вважається, що кислі водні розчини містять менш малоймовірні фіктивні види, які називають «іоном гідроніуму» (H 3О+). Однак навіть у цьому випадку такі сольватовані катіони водню більш реалістично сприймаються як організовані кластери, які утворюють види, близькі до H 9O+4. Інші іони оксонію виявляються, коли вода знаходиться в кислому розчині з іншими розчинниками. Незважаючи на свою екзотичність на Землі, одним із найпоширеніших іонів у Всесвіті є H+3, відомий як протонований молекулярний водень або катіон тригідрогена.

Ізотопи

Водень має три природні ізотопи, позначених 1H, 2H і 3H. Інші сильно нестійкі ядра (від 4H до 7H) були синтезовані в лабораторії, але не спостерігалися в природі. 1H є найпоширенішим ізотопом водню з поширеністю понад 99,98%. Оскільки ядро цього ізотопу складається тільки з одного протона, йому дається описове, але формальне ім'я протий, що рідко використовується. 2H, інший стабільний ізотоп водню, відомий як дейтерій і містить один протон та один нейтрон в ядрі. Вважається, що весь дейтерій у Всесвіті був зроблений під час Великого вибуху і існує з того часу досі. Дейтерій не є радіоактивним елементом і не становить значної небезпеки токсичності. Вода, збагачена молекулами, які включають дейтерій замість нормального водню, називається тяжкою водою. Дейтерій та його сполуки використовуються як нерадіоактивна мітка в хімічних експериментах та в розчинниках для 1H-ЯМР-спектроскопії. Тяжка вода використовується як сповільнювач нейтронів і рідина, що охолоджує, для ядерних реакторів. Дейтерій є потенційним паливом для комерційного ядерного синтезу. 3H відомий як тритій і містить один протон і два нейтрони в ядрі. Він радіоактивний, розпадається на гелій-3 через бета-розпад із періодом напіврозпаду 12,32 року. Він настільки радіоактивний, що його можна використовувати в фарбі, що світиться, що робить його корисним при виготовленні, наприклад, годинника зі циферблатом, що світиться. Скло запобігає виходу невеликої кількості випромінювання. Невелика кількість тритію утворюється природним шляхом взаємодії космічних променів з атмосферними газами; тритій також вивільнявся під час випробувань ядерної зброї. Він використовується в реакціях ядерного синтезу як індикатор ізотопної геохімії та спеціалізованих освітлювальних пристроях з автономним живленням. Тритій також використовувався в експериментах з хімічного та біологічного маркування як радіоактивну мітку. Водень є єдиним елементом, який має різні назви для його ізотопів, які сьогодні широко використовуються. Під час раннього вивчення радіоактивності різним важким радіоактивним ізотопам давалися власні назви, але такі назви більше не використовуються, за винятком дейтерію і тритію. Символи D і T (замість 2H і 3H) іноді використовуються для дейтерію та тритію, але відповідний символ для протию P вже використовується для фосфору і, отже, недоступний для протию . У своїх номенклатурних керівних принципах Міжнародний союз чистої та прикладної хімії дозволяє використовувати будь-які символи з D, T, 2H та 3H, хоча переважними є 2H та 3H. Екзотичний атом мюоній (символ Mu), що складається з антимюону та електрона, також іноді розглядається як легкий радіоізотоп водню через різницю мас між антимюоном та електроном, який був виявлений у 1960 році. Під час життя мюона, 2,2 мкс, мюоній може входити в такі сполуки, як хлорид мюонію (MuCl) або мюонід натрію (NaMu), аналогічно водню хлориду і гідриду натрію відповідно.

Історія

Відкриття та використання

У 1671 році Роберт Бойл відкрив і описав реакцію між залізною тирсою і розведеними кислотами, що призводить до отримання газоподібного водню. У 1766 році Генрі Кавендіш першим визнав водневий газ як дискретну речовину, назвавши цей газ через метал-кислотну реакцію «займистим повітрям». Він припустив, що «займисте повітря» було фактично ідентичне гіпотетичній речовині, названій «флогістоном», і ще раз виявив у 1781 році, що газ виробляє воду при спалюванні. Вважається, що він відкрив водень як елемент. В 1783 Антуан Лавуазьє дав цьому елементу назву водень (від грецького ὑδρο-hydro означає «вода» і -γενής гени, що означає «творець»), коли він і Лаплас відтворили дані Кавендіша про те, що при спалюванні водню утворюється вода. Лавуазьє виробляв водень для своїх експериментів зі збереження маси шляхом реакції потоку пари з металевим залізом через лампу розжарювання, нагріту у вогні. Анаеробне окислення заліза протонами води за високої температури може бути схематично представлено набором наступних реакцій:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Багато металів, таких як цирконій, піддаються аналогічній реакції з водою, що призводить до одержання водню. Водень був зріджений вперше Джеймсом Дьюаром в 1898 з використанням регенеративного охолодження і його винаходу, вакуумної колби. Наступного року він виготовив твердий водень. Дейтерій було виявлено у грудні 1931 року Гарольдом Юреєм, а тритій був підготовлений у 1934 році Ернестом Рутерфордом, Марком Оліфантом та Полом Хартеком. Тяжка вода, яка складається з дейтерію замість звичайного водню, була виявлена групою Юрея у 1932 році. Франсуа Ісаак де Ріваз побудував перший двигун «Ріваз», двигун внутрішнього згоряння, що рухається воднем і киснем, в 1806 році. Едвард Даніель Кларк винайшов водневу газову трубу у 1819 році. Кресало Деберейнера (перша повноцінна запальничка) було винайдено в 1823 році. Перший водневий балон був винайдений Жаком Чарльзом у 1783 році. Водень забезпечив підйом першої надійної форми повітряного руху після винаходу в 1852 першого піднятого воднем дирижабля Анрі Гіффарда. Німецький граф Фердинанд фон Цепелін просував ідею жорстких дирижаблів, що піднімаються в повітря воднем, які пізніше називалися Цепелін; перший із них вперше злетів у повітря 1900 року. Регулярно заплановані рейси розпочалися 1910 року і на початок Першої світової війни у серпні 1914 року вони перенесли 35000 пасажирів без серйозних інцидентів. Під час війни водневі дирижаблі використовувалися як спостережні платформи і бомбардувальники. Перший безпосадковий трансатлантичний переліт був зроблений британським дирижаблем R34 у 1919 році. Регулярне пасажирське обслуговування відновилося в 1920-х роках, і відкриття запасів гелію в Сполучених Штатах мало підвищити безпеку перельотів, але уряд США відмовився продавати газ для цієї мети, тому H2 використовувався в дирижаблі Гінденбурга, який був знищений внаслідок пожежі в Мілані в Нью -Джерсі 6 травня 1937 року. Інцидент транслювався у прямому ефірі по радіо та проводилися відеозйомки. Широко передбачалося, що причиною займання був витік водню, проте подальші дослідження вказують на запалення алюмінієвого тканинного покриття статичною електрикою. Але на той час репутації водню як підйомного газу було вже завдано шкоди. У тому ж році, вступив в експлуатацію перший воднево-охолодний турбогенератор з газоподібним воднем як холодоагент в роторі і статором в 1937 році в Дейтоні, Огайо, компанією Dayton Power & Light Co; через теплопровідність водневого газу, це найпоширеніший газ для використання у цій галузі сьогодні. Нікель-воднева батарея була вперше використана в 1977 на борту навігаційного технологічного супутника-2 США (NTS-2). МКС, Mars Odyssey та Mars Global Surveyor оснащені нікель-водневими батареями. У темній частині своєї орбіти, Космічний телескоп Хаббла також харчується нікель-водневими батареями, які були остаточно замінені у травні 2009 року, більш ніж через 19 років після запуску та через 13 років після їхнього проектування.

Роль у квантовій теорії

Через свою просту атомну структуру, що складається тільки з протона і електрона, атом водню разом зі спектром світла, створеного з нього або поглиненого ним, був центральним у розвитку теорії атомної структури. Крім того, вивчення відповідної простоти молекули водню і відповідного катіону Н+2 призвело до розуміння природи хімічного зв'язку, яка невдовзі була фізичною обробкою атома водню в квантовій механіці в середині 2020 р. Одним з перших квантових ефектів, які явно спостерігалися (але не були в той час), було спостереження Максвелла за участю водню за півстоліття до того, як з'явилася повна квантовомеханічна теорія. Максвелл зазначив, що питома теплоємність Н2 незворотно відходить від двоатомного газу нижче за кімнатну температуру і починає все більше нагадувати питому теплоємність одноатомного газу при кріогенних температурах. Відповідно до квантової теорії, така поведінка виникає через відстань (квантованих) рівнів обертальної енергії, які особливо широко розставлені в H2 через його низьку масу. Ці широко розставлені рівні перешкоджають рівному поділу теплової енергії на обертальний рух водню при низьких температурах. Діатомові гази, що складаються з більш важких атомів, не мають таких широко розставлених рівнів і не мають такого ж ефекту. Антиводень є антиматеріальним аналогом водню. Він складається з антипротону із позитроном. Антиводень є єдиним типом атома антиречовини, отриманого станом на 2015 рік.

Знаходження у природі

Водень є найпоширенішим хімічним елементом у Всесвіті, становлячи 75% нормальної речовини за масою та понад 90% за кількістю атомів. (Велика частина маси всесвіту, однак, знаходиться не у формі цього хімічного елемента, а вважається, що має ще невиявлені форми маси, такі як темна матерія та темна енергія.) Цей елемент знаходиться у великій кількості у зірках та газових гігантах. Молекулярні хмари Н2 пов'язані із зіркоутворенням. Водень відіграє життєво важливу роль при включенні зірок через протон-протонну реакцію та ядерний синтез циклу CNO. У всьому світі водень зустрічається, в основному, в атомному та плазмовому станах з властивостями, зовсім відмінними від властивостей молекулярного водню. Як плазма, електрон і протон водню не пов'язані один з одним, що призводить до дуже високої електропровідності та високої випромінювальної здатності (виробляючи світло від Сонця та інших зірок). На заряджені частинки сильно впливають магнітні та електричні поля. Наприклад, у сонячному вітрі вони взаємодіють із магнітосферою Землі, створюючи течії Біркеланда та полярне сяйво. Водень знаходиться в нейтральному атомному стані у міжзоряному середовищі. Вважається, що велика кількість нейтрального водню, виявленого в затухаючих системах Лімана-альфа, домінує в космологічній баріонній щільності Всесвіту до червоного зміщення z = 4. У звичайних умовах на Землі елементарний водень існує як двоатомний газ, H2. Однак водневий газ дуже рідкісний у земній атмосфері (1 чнм за обсягом) через його легку вагу, що дозволяє йому легше долати гравітацію Землі, ніж важчі гази. Однак водень є третім найпоширенішим елементом на поверхні Землі, існуючи в основному у вигляді хімічних сполук, таких як вуглеводні та вода. Водневий газ утворюється деякими бактеріями та водоростями і є природним компонентом флюту, як і метан, який є все більш значущим джерелом водню. Молекулярна форма, яка називається протонованим молекулярним воднем (H+3), знаходиться в міжзоряному середовищі, де вона генерується іонізацією молекулярного водню з космічних променів. Цей заряджений іон також був у верхній атмосфері планети Юпітер. Іон відносно стійкий у навколишньому середовищі через низьку температуру та щільність. H+3 є одним із найпоширеніших іонів у Всесвіті і відіграє помітну роль у хімії міжзоряного середовища. Нейтральний тріатомний водень H3 може існувати лише у збудженій формі та нестійкий. Навпаки, позитивний молекулярний іон водню (Н+2) є рідкісною молекулою у Всесвіті.

Виробництво водню

H2 виробляється в хімічних та біологічних лабораторіях, часто як побічний продукт інших реакцій; у промисловості для гідрування ненасичених субстратів; й у природі як витіснення відновлювальних еквівалентів у біохімічних реакціях.

Паровий риформінг

Водень може бути отриманий декількома способами, але економічно найважливіші процеси включають видалення водню з вуглеводнів, так як близько 95% виробництва водню в 2000 надійшло з парового риформінгу. Комерційно, великі обсяги водню зазвичай одержують шляхом парового риформінгу природного газу. При високих температурах (1000-1400 K, 700-1100 °C або 1300-2000 °F) пара (водяна пара) реагує з метаном з одержанням монооксиду вуглецю та H2.

СН4 + H2O → CO + 3 H2

Ця реакція краще проходить при низьких тисках, але її можна проводити і при високих тисках (2,0 МПа, 20 атм або 600 дюймів ртутного стовпа). Це пов'язано з тим, що H2 з високим тиском є найпопулярнішим продуктом, а системи очищення від перегріву під тиском краще працюють при більш високих тисках. Суміш продуктів відома як «синтез-газ», оскільки вона часто використовується безпосередньо для одержання метанолу та споріднених сполук. Вуглеводні, відмінні від метану, можуть бути використані для отримання синтез-газу з різними співвідношеннями продуктів. Одним із численних ускладнень цієї високооптимізованої технології є утворення коксу або вуглецю:

СН4 → C + 2 H2

Отже, паровий риформінг зазвичай використовує надлишок H2О. Додатковий водень може бути вилучений з пари з використанням вуглецю монооксиду через реакцію зміщення водяного газу, особливо з використанням каталізатора оксиду заліза. Ця реакція також є загальним промисловим джерелом вуглекислого газу:

CO + H2O → CO2 + H2

Інші важливі методи H2 включають часткове окислення вуглеводнів:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

І реакція вугілля, яка може бути прелюдією до реакції зсуву, описаної вище:

C + H2O → CO + H2

Іноді водень виробляється і споживається у тому промисловому процесі, без поділу. У процесі Хабер для виробництва аміаку, водень генерується з природного газу. Електроліз сольового розчину для отримання хлору також призводить до утворення водню як побічний продукт.

Металева кислота

У лабораторії Н2 зазвичай отримують реакцією розведених неокисляючих кислот на деякі реакційноздатні метали, такі як цинк з апаратом Кіппа.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алюміній також може виробляти H2 при обробці основами:

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

Електроліз води є простим способом отримання водню. Через воду протікає струм низької напруги, і аноді утворюється газоподібний кисень, тоді як і катоді утворюється газоподібний водень. Зазвичай катод виготовляють із платини або іншого інертного металу під час виробництва водню для зберігання. Якщо, однак, газ повинен бути спалений на місці, для сприяння згорянню бажано наявність кисню, і тому обидва електроди будуть виготовлені з інертних металів. (Наприклад, залізо окислюється і, отже, зменшує кількість кисню, що виділяється). Теоретична максимальна ефективність (електрика, що використовується по відношенню до енергетичної величини водню, що виробляється) знаходиться в діапазоні 80-94%.

2 Н2О (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Сплав алюмінію та галію у формі гранул, доданих у воду, можна використовувати для отримання водню. Цей процес також виробляє оксид алюмінію, але дорогий галій, який запобігає утворенню оксидної шкіри на гранулах, може бути повторно використаний. Це має важливі потенційні наслідки для економіки водню, оскільки водень може бути отриманий на місці і не потребує транспортування.

Термохімічні властивості

Існує більше 200 термохімічних циклів, які можна використовувати для поділу води, близько дюжини цих циклів, такі, як цикл оксиду заліза, цикл оксиду церію (IV) оксиду церію (III), цинк-оксидний цинк, цикл сірчаного йоду, цикл міді та хлору та гібридний цикл сірки, знаходяться на стадії дослідження та на стадії випробувань для отримання водню та кисню з води та тепла без використання електрики. Ряд лабораторій (у тому числі у Франції, Німеччині, Греції, Японії та США) розробляють термохімічні методи отримання водню із сонячної енергії та води.

Анаеробна корозія

В анаеробних умовах залізо та сталеві сплави повільно окислюються протонами води, одночасно відновлюючись у молекулярному водні (H2). Анаеробна корозія заліза призводить спочатку до утворення гідроксиду заліза (зелена іржа) і може бути описана наступною реакцією: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. У свою чергу, в анаеробних умовах гідроксид заліза (Fe(OH)2) може бути окислений протонами води з утворенням магнетиту та молекулярного водню. Цей процес описується реакцією Шикорра: 3 Fe(OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 гідроксид заліза → магній + вода + водень. Добре кристалізований магнетит (Fe3O4) термодинамічно стійкіший, ніж гідроксид заліза (Fe(OH)2). Цей процес відбувається під час анаеробної корозії заліза і сталі в безкисневих ґрунтових водах і при відновленні ґрунтів нижче за рівень ґрунтових вод.

Геологічне походження: реакція серпентинізації

За відсутності кисню (O2) у глибоких геологічних умовах, що переважають далеко від атмосфери Землі, водень (H2) утворюється в процесі серпентинізації шляхом анаеробного окислення протонами води (H+) силікату заліза (Fe2 +), що присутній у кристалічній решітці фаоліту (Fe) -Заліза). Відповідна реакція, що призводить до утворення магнетиту (Fe3O4), кварцу (SiO2) та водню (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаяліт + вода → магнетит + кварц + водень. Ця реакція дуже нагадує реакцію Шикорра, яка спостерігається при анаеробному окисленні гідроксиду заліза в контакті з водою.

Формування у трансформаторах

З усіх небезпечних газів, що утворюються в силових трансформаторах, водень є найпоширенішим і генерується здебільшого несправностей; таким чином, освіта водню є ранньою ознакою серйозних проблем у життєвому циклі трансформатора.

Застосування

Споживання у різних процесах

Великі кількості H2 необхідні у нафтовій та хімічній промисловості. Найбільшою мірою H2 застосовується для переробки («модернізації») викопного палива і для виробництва аміаку. На нафтохімічних заводах, H2 використовується при гідродеалкілуванні, гідродесульфуванні та гідрокрекінгу. H2 має декілька інших важливих застосувань. H2 використовується як гідрувальний агент, зокрема, для підвищення рівня насичення ненасичених жирів і масел (виявлених у таких предметах, як маргарин), і у виробництві метанолу. Це також джерело водню під час виробництва соляної кислоти. Н2 також використовується як відновник металевих руд. Водень є високорозчинною речовиною в багатьох рідкісноземельних і перехідних металах і розчинний як у нанокристалічних, так і в аморфних металах. Розчинність водню в металах залежить від локальних спотворень або домішок у кристалічній решітці. Це може бути корисно, коли водень очищається шляхом проходження через гарячі паладієві диски, але висока розчинність газу є металургійною проблемою, що сприяє крихкій багатьох металів, ускладнюючи проектування трубопроводів і резервуарів для зберігання. Крім використання як реагент, H2 має широке застосування у фізиці та техніці. Він використовується як захисний газ у методах зварювання, таких як атомно-водневе зварювання. H2 використовується як охолоджувальна рідина ротора в електричних генераторах на електростанціях, оскільки він має найвищу теплопровідність серед усіх газів. Рідкий H2 використовується в кріогенних дослідженнях, включаючи дослідження надпровідності. Оскільки Н2 легше повітря, маючи трохи більше 1/14 від щільності повітря, він колись широко використовувався як газ, що піднімає в повітряних кулях і дирижаблях. У новіших застосуваннях, водень використовується в чистому вигляді або змішується з азотом (іноді званим формувальним газом) в якості газу-індикатора для миттєвого виявлення витоку. Водень застосовується в автомобільній, хімічній, енергетичній, аерокосмічній та телекомунікаційній галузях. Водень – це дозволена харчова добавка (E 949), яка дозволяє проводити випробування на герметичність харчових продуктів, крім інших антиокислювальних властивостей. Рідкісні ізотопи водню також мають конкретні застосування. Дейтерій (водень-2) використовується в додатках ядерного поділу як сповільнювач повільних нейтронів та в реакціях ядерного синтезу. Сполуки дейтерію застосовуються в галузі хімії та біології при дослідженнях ізотопних ефектів реакції. Тритій (водень-3), що виробляється в ядерних реакторах, використовується у виробництві водневих бомб, як ізотопна мітка в біологічних науках, і як джерело випромінювання в фарбах, що світяться. Температура потрійної точки рівноважного водню є визначальною нерухомою точкою температурної шкалі ITS-90 при 13,8033 кельвінах.

Охолоджувальне середовище

Водень зазвичай використовується на електростанціях як холодоагент в генераторах через низку сприятливих властивостей, які є прямим результатом його легких двоатомних молекул. До них відносяться низька щільність, низька в'язкість та максимальна питома теплоємність та теплопровідність серед усіх газів.

Енергетичний носій

Водень не є енергетичним ресурсом, за винятком гіпотетичного контексту комерційних термоядерних електростанцій, що використовують дейтерій або тритій, причому ця технологія в даний час далека від розвитку. Енергія Сонця походить від ядерного синтезу водню, але цей процес важко досягти на Землі. Елементарний водень із сонячних, біологічних або електричних джерел потребує більше енергії для його виробництва, ніж витрачається при його спалюванні, тому в цих випадках водень функціонує як носій енергії за аналогією з батареєю. Водень може бути отриманий з копалин (таких як метан), але ці джерела є вичерпними. Щільність енергії на одиницю об'єму як рідкого водню, так і стисненого газоподібного водню за будь-якого практично досяжного тиску значно менше, ніж у традиційних джерел енергії, хоча щільність енергії на одиницю маси палива вища. Проте елементний водень широко обговорювався в контексті енергетики як можливий майбутній носій енергії в масштабах усієї економіки. Наприклад, секвестрація СО2 з подальшим уловлюванням та зберіганням вуглецю може бути проведена в точці виробництва H2 з копалин палива. Водень, що використовується при транспортуванні, горітиме відносно чисто, з деякими викидами NOx, але без викидів вуглецю. Проте вартість інфраструктури, пов'язана з повною конверсією у водневу економіку, буде суттєвою. Паливні елементи можуть перетворювати водень і кисень безпосередньо на електрику ефективніше, ніж двигуни внутрішнього згоряння.

Напівпровідникова промисловість

Водень використовується для насичення обірваних зв'язків аморфного кремнію та аморфного вуглецю, що допомагає стабілізувати властивості матеріалу. Він також є потенційним донором електронів у різних оксидних матеріалах, включаючи ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 та Sr.

Біологічні реакції

H2 є продуктом деяких видів анаеробного метаболізму і виробляється кількома мікроорганізмами, зазвичай за допомогою реакцій, що каталізуються залізо або нікельсодержащими ферментами, званими гідрогеназами. Ці ферменти каталізують оборотну окислювально-відновну реакцію між Н2 та його компонентами – двома протонами та двома електронами. Створення газоподібного водню відбувається під час передачі відновлювальних еквівалентів, що утворюються при ферментації пірувату у воду. Природний цикл виробництва та споживання водню організмами називається водневим циклом. Розщеплення води, процес, коли вода розкладається на складові її протони, електрони і кисень, відбувається у світлових реакціях в усіх фотосинтезирующих організмів. Деякі такі організми, у тому числі водорості Chlamydomonas Reinhardtii та cyanobacteria, розвинули другу стадію в темних реакціях, у яких протони та електрони відновлюються з утворенням H2-газу спеціалізованими гідрогеназами у хлоропласті. Були зроблені спроби генетично модифікувати ціанобактеріальні гідрази для ефективного синтезу газоподібного H2 навіть у присутності кисню. Також було зроблено зусилля з використанням генетично модифікованої водорості в біореакторі.

У періодичної системі має певне місце становища, що відбиває проявляемые їм властивості і свідчить про його електронному будову. Однак є серед усіх один особливий атом, який займає одразу два осередки. Він розташовується у двох абсолютно протилежних по властивостях групах елементів. Це водень. Такі особливості роблять його унікальним.

Водень - це не просто елемент, а й проста речовина, а також складова частина багатьох складних сполук, біогенний та органогенний елемент. Тому розглянемо його характеристики та властивості докладніше.

Водень як хімічний елемент

Водень - це елемент першої групи головної підгрупи, а також сьомої групи головної підгрупи у першому малому періоді. Цей період складається з двох атомів: гелію і аналізованого нами елемента. Опишемо основні особливості становища водню в періодичній системі.

Порядковий номер водню - 1, кількість електронів така ж, відповідно, протонів стільки ж. Атомна маса – 1,00795. Існує три ізотопи даного елемента з масовими числами 1, 2, 3. Однак властивості кожного з них дуже різняться, так як збільшення маси навіть на одиницю саме для водню є відразу подвійним.
Те, що на зовнішньому він містить лише один електрон, дозволяє успішно виявляти йому як окисні, так і відновлювальні властивості. Крім того, після віддачі електрона у нього залишається вільна орбіталь, яка бере участь в утворенні хімічних зв'язків донорно-акцепторного механізму.
Водень – це сильний відновник. Тому основним місцем його вважається перша група головної підгрупи, де він очолює найактивніші метали – лужні.
Однак при взаємодії з сильними відновниками, такими як, наприклад, метали, він може бути окислювачем, приймаючи електрон. Ці сполуки отримали назву гідридів. За цією ознакою він очолює підгрупу галогенів, з якими схожим.
Завдяки зовсім невеликій атомній масі, водень вважається найлегшим елементом. Крім того, його щільність також дуже мала, тому він є еталоном легкості.

Таким чином, очевидно, що атом водню - це унікальний, несхожий на всі інші елемент. Отже, властивості його теж особливі, а прості і складні речовини, що утворюються, дуже важливі. Розгляньмо їх далі.

Проста речовина

Якщо говорити про цей елемент як про молекулу, треба сказати, що вона двоатомна. Тобто водень (проста речовина) – це газ. Формула його емпірична записуватиметься як Н 2 , а графічна - через одинарну сигма-зв'язок Н-Н. Механізм утворення зв'язку між атомами – ковалентний неполярний.

Парова конверсія метану.
Газифікація вугілля - процес передбачає нагрівання вугілля до 1000 0 З, у результаті утворюється водень і високовуглецеве вугілля.
Електроліз. Даний метод може використовуватися тільки для водних розчинів різних солей, оскільки розплави не призводять до розряджання води на катоді.

Лабораторні способи одержання водню:

Гідроліз гідридів металів.
Дія розведених кислот на активні метали та середню активність.
Взаємодія лужних та лужноземельних металів з водою.

Щоб зібрати водень, що утворюється, необхідно тримати пробірку перевернутої вгору дном. Адже цей газ не можна зібрати так, як, наприклад, вуглекислий газ. Це водень, він набагато легший за повітря. Швидко випаровується, а у великих кількостях при змішуванні з повітрям вибухає. Тому слід перевертати пробірку. Після заповнення її потрібно закрити гумовою пробкою.

Щоб перевірити чистоту зібраного водню, слід піднести до шийки запалений сірник. Якщо бавовна глуха і тиха - значить газ чистий, з мінімальними домішками повітря. Якщо ж гучний і свистячий – брудний, з великою часткою сторонніх компонентів.

Області використання

При згорянні водню виділяється настільки велика кількість енергії (теплоти), що цей газ вважається найвигіднішим паливом. До того ж, екологічно чистим. Однак на сьогоднішній день його застосування в цій галузі обмежене. Це пов'язано з непродуманими до кінця та не вирішеними проблемами синтезу чистого водню, який був би придатний для використання як паливо в реакторах, двигунах та портативних пристроях, а також опалювальних котлах житлових будинків.

Адже способи отримання даного газу досить дорогі, тому насамперед необхідно розробити особливий метод синтезу. Такий, який дозволить отримувати продукт у великому обсязі та з мінімальними витратами.

Можна виділити кілька основних областей, в яких знаходить застосування аналізований нами газ.

Хімічні синтези. З гідрування отримують мила, маргарини, пластмаси. За участю водню синтезується метанол та аміак, а також інші сполуки.
У харчовій промисловості – як добавка Е949.
Авіаційна промисловість (ракетобудування, літакобудування).
Електроенергетика.
Метеорологія.
Паливо екологічно чистий.

Очевидно, що водень так само важливий, як і поширений у природі. Ще більшу роль відіграють різні сполуки, що утворюються ним.

З'єднання водню

Це складні речовини, що містять атоми водню. Можна виділити кілька основних типів подібних речовин.

Галогеноводні. Загальна формула – HHal. Особливе значення у тому числі має хлорид водню. Це газ, що розчиняється у воді з утворенням розчину соляної кислоти. Ця кислота знаходить широке застосування практично у всіх хімічних синтезах. Причому як органічних, і неорганічних. Хлорид водню - це з'єднання, що має емпіричну формулу HCL і є одним із найбільших за обсягами виробництва в нашій країні щорічно. Також до галогеноводів відносяться йодоводород, фтороводород і бромоводень. Усі вони утворюють відповідні кислоти.
Практично всі вони досить отруйні гази. Наприклад, сірководень, метан, силан, фосфін та інші. При цьому дуже горючі.
Гідриди – з'єднання з металами. Належать до класу солей.
Гідроксиди: основи, кислоти та амфотерні сполуки. До їхнього складу обов'язково входять атоми водню, один або кілька. Приклад: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 та інші.
Гідроксид водню. Це з'єднання більше відоме як вода. Інша назва оксид водню. Емпірична формула виглядає так - Н2О.
Перекис водню. Це найсильніший окислювач, формула якого має вигляд Н2О2.
Численні органічні сполуки: вуглеводні, білки, жири, ліпіди, вітаміни, гормони, ефірні олії та інші.

Очевидно, що розмаїття сполук елемента, що розглядається, дуже велике. Це ще раз підтверджує його високе значення для природи та людини, а також для всіх живих істот.

- це найкращий розчинник

Як згадувалося вище, простонародна назва даної речовини - вода. Складається з двох атомів водню та одного кисню, з'єднаних між собою ковалентними полярними зв'язками. Молекула води є диполем, це пояснює багато властивостей. Зокрема, те, що вона є універсальним розчинником.

Саме у водному середовищі відбуваються практично всі хімічні процеси. Внутрішні реакції пластичного та енергетичного обміну у живих організмах також здійснюються за допомогою оксиду водню.

Вода по праву вважається найважливішою речовиною планети. Відомо, що без неї не зможе жити жоден живий організм. На Землі вона здатна існувати у трьох агрегатних станах:

рідина;
газ (пар);
тверде (лід).

Залежно від ізотопу водню, що входить до складу молекули, розрізняють три види води.

Легка чи протиєва. Ізотоп з масовим числом 1. Формула – Н 2 О. Це звична форма, яку використовують усі організми.
Дейтерієва або важка, її формула – D 2 O. Містить ізотоп 2 Н.
Надважка чи тритієва. Формула виглядає як Т3О, ізотоп - 3Н.

Дуже важливими є запаси прісної протиєвої води на планеті. Вже зараз у багатьох країнах відчувається її нестача. Розробляються способи обробки солоної води з одержання питної.

Пероксид водню – це універсальний засіб

Дане з'єднання, як згадувалося вище, прекрасний окислювач. Однак із сильними представниками може поводитися і як відновник теж. Крім того, має виражений бактерицидний ефект.

Інша назва цієї сполуки - перекис. Саме у такому вигляді його використовують у медицині. 3% розчин кристалогідрату цієї сполуки - це медичні ліки, які застосовують для обробки невеликих ран з метою їх знезараження. Однак доведено, що при цьому загоєння поранення за часом збільшується.

Також пероксид водню використовується в ракетному паливі, в промисловості для дезінфекції та відбілювання, як піноутворювач для отримання відповідних матеріалів (пінопласту, наприклад). Крім того, перекис допомагає очищати акваріуми, знебарвлювати волосся та відбілювати зуби. Однак при цьому завдає шкоди тканинам, тому фахівцями з цією метою не рекомендується.

Рідкий

Водень(Лат. Hydrogenium; позначається символом H) - Перший елемент періодичної системи елементів. Широко поширений у природі. Катіон (і ядро) найпоширенішого ізотопу водню 1H - протон. Властивості ядра H дозволяють широко використовувати ЯМР-спектроскопію в аналізі органічних речовин.

Три ізотопи водню мають власні назви: 1 H - протий (Н), 2 H - дейтерій (D) і 3 H - тритій (радіоактивний) (T).

Проста речовина водень – H 2 – легкий безбарвний газ. У суміші з повітрям або киснем горючий і вибухонебезпечний. Нетоксичний. Розчинний в етанолі та ряді металів: залозі, нікелі, паладії, платині.

Історія

Виділення пального газу при взаємодії кислот і металів спостерігали в XVI і XVII століттях на зорі становлення хімії як науки. Прямо вказував на виділення його і Михайло Ломоносов, але вже безперечно усвідомлюючи, що це не флогістон. Англійський фізик і хімік Генрі Кавендіш в 1766 досліджував цей газ і назвав його «горючим повітрям». При спалюванні «горюче повітря» давало воду, але відданість Кавендіша теорії флогістона завадила йому зробити правильні висновки. Французький хімік Антуан Лавуазьє разом з інженером Ж. Менье, використовуючи спеціальні газометри, в 1783 р. здійснив синтез води, та був і її аналіз, розклавши водяну пару розжареним залізом. Таким чином він встановив, що «горюче повітря» входить до складу води і може бути отримано з неї.

походження назви

Лавуазьє дав водню назву hydrogène - "що народжує воду". Російське найменування «водень» запропонував хімік М. Ф. Соловйов в 1824 - за аналогією сломоносівським «киснем».

Поширеність

Водень - найпоширеніший елемент у Всесвіті. На його частку припадає близько 92% всіх атомів (8% становлять атоми гелію, частка решти разом узятих елементів — менше 0,1%). Таким чином, водень - основна складова зірок і міжзоряного газу. В умовах зоряних температур (наприклад, температура поверхні Сонця ~ 6000 °C) водень існує у вигляді плазми, у міжзоряному просторі цей елемент існує у вигляді окремих молекул, атомів та іонів і може утворювати молекулярні хмари, які значно різняться за розмірами, щільністю та температурою.

Земна кора та живі організми

Масова частка водню в земній корі становить 1% - це десятий за поширеністю елемент. Однак його роль у природі визначається не масою, а числом атомів, частка яких серед інших елементів становить 17% (друге місце після кисню, частка атомів якого дорівнює ~52%). Тому значення водню в хімічних процесах, що відбуваються на Землі, майже так само велике, як і кисню. На відміну від кисню, що існує на Землі та у зв'язаному, і у вільному станах, практично весь водень на Землі знаходиться у вигляді сполук; Тільки дуже незначному кількості водень як простої речовини міститься у атмосфері (0,00005 % за обсягом).

Водень входить до складу практично всіх органічних речовин і присутній у всіх живих клітинах. У живих клітинах за кількістю атомів водень припадає майже 50 %.

Отримання

Промислові способи отримання простих речовин залежать від того, в якому вигляді відповідний елемент знаходиться в природі, тобто може бути сировиною для його отримання. Так, кисень, що у вільному стані, отримують фізичним способом - виділенням з рідкого повітря. Водень практично весь перебуває у вигляді сполук, тому для його отримання застосовують хімічні методи. Зокрема, можуть бути використані реакції розкладання. Одним із способів отримання водню є реакція розкладання води електричним струмом.

Основний промисловий спосіб одержання водню – реакція з водою метану, що входить до складу природного газу. Вона проводиться при високій температурі (легко переконатися, що при пропущенні метану навіть через киплячу воду жодної реакції не відбувається):

СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

У лабораторії для отримання простих речовин використовують не обов'язково природну сировину, а вибирають вихідні речовини, з яких легше виділити необхідну речовину. Наприклад, у лабораторії кисень не отримують із повітря. Це саме стосується й отримання водню. Один із лабораторних способів одержання водню, який іноді застосовується і в промисловості, — розкладання води електрострумом.

Зазвичай у лабораторії водень отримують взаємодією цинку із соляною кислотою.

У промисловості

1. Електроліз водних розчинів солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускання пар води над розпеченим коксом при температурі близько 1000 °C:

H 2 O + C? H 2 + CO

3.З природного газу.

Конверсія з водяною парою:

CH 4 + H 2 O? CO + 3H 2 (1000 °C)

Каталітичне окиснення киснем:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H 2

4. Крекінг та риформінг вуглеводнів у процесі переробки нафти.

В лабораторії

1.Дія розведених кислот на метали.Для проведення такої реакції найчастіше використовують цинк та розведену соляну кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаємодія кальцію з водою:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гідроліз гідридів:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Дія лугів на цинк або алюміній:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.За допомогою електролізу.При електролізі водних розчинів лугів або кислот на катоді відбувається виділення водню, наприклад:

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Фізичні властивості

Водень може існувати у двох формах (модифікаціях) — у вигляді орто- та пароводню. У молекулі ортоводороду o-H 2 (т. пл. −259,10 °C, т. кіп. −252,56 °C) ядерні спини спрямовані однаково (паралельні), а у параводню p-H 2 (т. пл. -259,32 ° C, т. Кіп. -252,89 ° C) - протилежно один одному (антипаралельні). Рівноважна суміш o-H 2 та p-H 2 при заданій температурі називається рівноважний водень e-H 2 .

Розділити модифікації водню можна адсорбцією на активному вугіллі при температурі рідкого азоту. При дуже низьких температурах рівновага між ортоводородом і параводнем майже націло зрушена в бік останнього. При 80 К співвідношення форм приблизно 1:1. Десорбований параводень при нагріванні перетворюється на ортоводород до утворення рівноважної при кімнатній температурі суміші (орто-пара: 75:25). Без каталізатора перетворення відбувається повільно (в умовах міжзоряного середовища – з характерними часами аж до космологічних), що дає можливість вивчити властивості окремих модифікацій.

Водень - найлегший газ, він легший за повітря в 14,5 разів. Очевидно, що чим менше маса молекул, тим вища їхня швидкість при одній і тій же температурі. Як найлегші, молекули водню рухаються швидше за молекули будь-якого іншого газу і тим швидше можуть передавати теплоту від одного тіла до іншого. Звідси випливає, що водень має найвищу теплопровідність серед газоподібних речовин. Його теплопровідність приблизно в сім разів вища за теплопровідність повітря.

Молекула водню двоатомна - Н2. За нормальних умов - це газ без кольору, запаху та смаку. Щільність 0,08987 г/л (н.у.), температура кипіння –252,76 °C, питома теплота згоряння 120.9×10 6 Дж/кг, малорозчинний у воді – 18,8 мл/л. Водень добре розчинний у багатьох металах (Ni, Pt, Pd та ін), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd). З розчинністю водню в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії водню з вуглецем (так звана декарбонізація). Практично не розчинний у срібло.

Рідкий воденьіснує у дуже вузькому інтервалі температур від -252,76 до -259,2 °C. Це безбарвна рідина, дуже легка (щільність при −253 °C 0,0708 г/см 3 ) та текуча (в'язкість при −253 °C 13,8 спуаз). Критичні параметри водню дуже низькі: температура -240,2 ° C і тиск 12,8 атм. Цим пояснюються проблеми при зрідженні водню. У рідкому стані рівноважний водень складається з 99,79% пара-Н2, 0,21% орто-Н2.

Твердий водень, температура плавлення −259,2 °C, щільність 0,0807 г/см 3 (при −262 °C) — снігоподібна маса, кристали гексогональної сингонії, просторова група P6/mmc, параметри комірки a=3,75 c=6,12. При високому тиску водень перетворюється на металевий стан.

Ізотопи

Водень зустрічається у вигляді трьох ізотопів, які мають індивідуальні назви: 1 H – протий (Н), 2 Н – дейтерій (D), 3 Н – тритій (радіоактивний) (T).

Протий і дейтерій є стабільними ізотопами з масовими числами 1 і 2. Зміст їх у природі відповідно становить 99,9885±0,0070% та 0,0115±0,0070%. Це співвідношення може змінюватись в залежності від джерела і способу отримання водню.

Ізотоп водню 3 Н (тритій) нестабільний. Його період напіврозпаду становить 12,32 років. Тритій міститься у природі у дуже малих кількостях.

У літературі також наводяться дані про ізотопи водню з масовими числами 4 - 7 та періодами напіврозпаду 10 -22 - 10 -23 с.

Природний водень складається з молекул H 2 і HD (Дейтероводород) у співвідношенні 3200:1. Зміст чистого дейтерійного водню D2 ще менше. Відношення концентрацій HD і D 2 приблизно 6400:1.

З усіх ізотопів хімічних елементів фізичні та хімічні властивості ізотопів водню відрізняються один від одного найсильніше. Це з найбільшим відносним зміною мас атомів.

Температура плавлення, K	Температура кипіння, K	Потрійна крапка, K/kPa	Критична крапка, K/kPa	густина рідкий / газ, кг/м³

Дейтерій та тритій також мають орто- та пара-модифікації: p-D 2 , o-D 2 , p-T 2 o-T 2 . Гетероізотопний водень (HD, HT, DT) не мають орто-і пара-модифікацій.

Хімічні властивості

Частка молекул, що дисоціювали, водню

Молекули водню Н 2 досить міцні, і для того, щоб водень міг вступити в реакцію, має бути витрачена велика енергія:

Н 2 = 2Н − 432 кДж

Тому при звичайних температурах водень реагує тільки з дуже активними металами, наприклад, з кальцієм, утворюючи гідрид кальцію:

Ca + Н 2 = СаН 2

і з єдиним неметалом - фтором, утворюючи фтороводород:

З більшістю металів і неметалів водень реагує при підвищеній температурі або при іншій дії, наприклад при освітленні:

Про 2 + 2Н2 = 2Н2О

Він може «віднімати» кисень від деяких оксидів, наприклад:

CuO + Н 2 = Cu + Н 2 O

Записане рівняння відбиває відновлювальні властивості водню.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

З галогенами утворює галогеноводороди:

F 2 + H 2 → 2HF, реакція протікає з вибухом у темряві та за будь-якої температури,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакція протікає із вибухом, тільки на світлі.

З сажею взаємодіє при сильному нагріванні:

C + 2H 2 → CH 4

Взаємодія з лужними та лужноземельними металами

При взаємодії з активними металами водень утворює гідриди:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Гідриди- солеподібні, тверді речовини, що легко гідролізуються:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаємодія з оксидами металів (як правило, d-елементів)

Оксиди відновлюються до металів:

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

Гідрування органічних сполук

Молекулярний водень широко застосовується в органічному синтезі відновлення органічних сполук. Ці процеси називають реакціями гідрування. Ці реакції проводять у присутності каталізатора при підвищених тиску та температурі. Каталізатор може бути як гомогенним (напр.Каталізатор Уїлкінсона), так і гетерогенним (напр. нікель Ренея, паладій на вугіллі).

Так, зокрема, при каталітичному гідруванні ненасичених сполук, таких як алкени та алкіни, утворюються насичені сполуки – алкани.

Геохімія водню

Вільний водень H 2 відносно рідко зустрічається у земних газах, але у вигляді води він бере виключно важливу участь у геохімічних процесах.

До складу мінералів водень може входити у вигляді іону амонію, гідроксил-іона та кристалічної води.

В атмосфері водень безперервно утворюється внаслідок розкладання води сонячним промінням. Маючи малу масу, молекули водню мають високу швидкість дифузійного руху (вона близька до другої космічної швидкості) і, потрапляючи у верхні шари атмосфери, можуть полетіти в космічний простір.

Особливості звернення

Водень при суміші з повітрям утворює вибухонебезпечну суміш - так званий гримучий газ. Найбільшу вибухонебезпечність цей газ має при об'ємному відношенні водню та кисню 2:1, або водню та повітря приблизно 2:5, оскільки у повітрі кисню міститься приблизно 21 %. Також водень пожежонебезпечний. Рідкий водень при попаданні на шкіру може спричинити сильне обмороження.

Вибухонебезпечні концентрації водню з киснем виникають від 4 до 96% об'ємних. При суміші з повітрям від 4 до 75 (74) % об'ємних.

Економіка

Вартість водню при великооптових поставках коливається в діапазоні 2-5 $ за кг.

Застосування

Атомарний водень використовується для атомно-водневого зварювання.

Хімічна промисловість

При виробництві аміаку, метанолу, мила та пластмас
При виробництві маргарину з рідких рослинних олій
Зареєстрований як харчова добавка E949(Пакувальний газ)

Харчова промисловість

Авіаційна промисловість

Водень дуже легкий і в повітрі завжди піднімається нагору. Колись дирижаблі та повітряні кулі наповнювали воднем. Але в 30-х роках. XX ст. сталося кількакатастроф, під час яких дирижаблі вибухали та згоряли. В наш час дирижаблі наповнюють гелієм, незважаючи на його суттєво вищу вартість.

Паливо

Водень використовують як ракетне паливо.

Ведуться дослідження щодо застосування водню як палива для легкових та вантажних автомобілів. Водневі двигуни не забруднюють навколишнього середовища і виділяють лише водяну пару.

У воднево-кисневих паливних елементах використовується водень для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції на електричну.

«Рідкий водень»(«ЖВ») — рідкий агрегатний стан водню, з низькою питомою густиною 0.07 г/см³ та кріогенними властивостями з точкою замерзання 14.01 K (−259.14 °C) та точкою кипіння 20.28 K (−252.87 °C). Є безбарвною рідиною без запаху, яка при змішуванні з повітрям відноситься до вибухонебезпечних речовин з діапазоном коефіцієнта займання 4-75%. Спинове співвідношення ізомерів у рідкому водні становить: 99,79% - паводок; 0,21% - ортоводород. Коефіцієнт розширення водню при зміні агрегатного стану газоподібне становить 848:1 при 20°C.

Як і будь-якого іншого газу, зрідження водню призводить до зменшення його обсягу. Після зрідження "ЖВ" зберігається в термічно ізольованих контейнерах під тиском. Рідкий водень (англ. Liquid hydrogen, LH2, LH 2) активно використовується в промисловості, як форма зберігання газу, і в космічній галузі, як ракетне паливо.

Історія

Перше документоване використання штучного охолодження в 1756 році було здійснено англійським ученим Вільямом Калленом, Гаспар Монж першим отримав рідкий стан оксиду сірки в 1784 році, Майкл Фарадей першим отримав зріджений аміак, американський винахідник Олівер Еванс першим розробив холодильний компресор охолоджувальну машину в 1834 році і Джон Горі першим у США запатентував кондиціонер у 1851 році. Вернер Сіменс запропонував концепцію регенеративного охолодження в 1857 році, Карл Лінде запатентував обладнання для отримання рідкого повітря з використанням каскадного ефекту розширення Джоуля - Томсона і регенеративного охолодження в 1876 році. У 1885 році польський фізик та хімік Зигмунд Вро?блевський опублікував критичну температуру водню 33 K, критичний тиск 13.3 атм. і точку кипіння при 23 K. Вперше водень був зріджений Джеймсом Дьюаром в 1898 з використанням регенеративного охолодження і свого винаходу, суду Дьюара. Перший синтез стабільного ізомеру рідкого водню — параводню — було здійснено Полом Хартеком та Карлом Бонхеффером у 1929 році.

Спинові ізомери водню

Водень при кімнатній температурі складається здебільшого зі спинового ізомеру, ортоводороду. Після виробництва рідкий водень перебуває в метастабільному стані і повинен бути перетворений у параводневу форму, щоб уникнути вибухонебезпечної екзотермічної реакції, яка має місце при його зміні при низьких температурах. Перетворення на параводневу фазу зазвичай проводиться з використанням таких каталізаторів, як оксид заліза, оксид хрому, активоване вугілля, покритих платиною азбестів, рідкісноземельних металів або шляхом використання уранових або нікелевих добавок.

Використання

Рідкий водень може бути використаний як форма зберігання палива для двигунів внутрішнього згоряння та паливних елементів. Різні підводні човни (проекти «212А» та «214», Німеччина) та концепти водневого транспорту були створені з використанням цієї агрегатної форми водню (див. наприклад «DeepC» або «BMW H2R»). Завдяки близькості конструкцій, творці техніки на «ЖВ» можуть використовувати або модифікувати системи, що використовують скраплений природний газ («СПГ»). Однак через нижчу об'ємну щільність енергії для горіння потрібно більший обсяг водню, ніж природного газу. Якщо рідкий водень використовується замість «СПГ» у поршневих двигунах, зазвичай потрібна громіздка паливна система. При прямому впорскуванні втрати, що збільшилися, у впускному тракті зменшують наповнення циліндрів.

Рідкий водень використовується для охолодження нейтронів в експериментах з нейтронного розсіювання. Маси нейтрону та ядра водню практично рівні, тому обмін енергією при пружному зіткненні найефективніший.

Переваги

Перевагою використання водню є "нульова емісія" його застосування. Продуктом взаємодії з повітрям є вода.

Перешкоди

Один літр «ЖВ» важить лише 0.07 кг. Тобто його питома щільність становить 70.99 г/л при 20 K. Рідкий водень потребує кріогенної технології зберігання, такої як спеціальні термічно ізольовані контейнери і вимагає особливого поводження, що властиво всім кріогенних матеріалів. Він близький у цьому відношенні до рідкого кисню, але вимагає більшої обережності через пожежну небезпеку. Навіть у випадку з контейнерами з тепловою ізоляцією його важко утримувати при тій низькій температурі, яка потрібна для його збереження в рідкому стані (зазвичай він випаровується зі швидкістю 1% на день). При поводженні з ним також слід дотримуватися звичайних заходів безпеки під час роботи з воднем — він досить холодний для зрідження повітря, що є вибухонебезпечним.

Ракетне паливо

Рідкий водень є поширеним компонентом ракетного палива, що використовується для реактивного прискорення ракет-носіїв та космічних апаратів. У більшості рідинних ракетних двигунах на водні він спочатку застосовується для регенеративного охолодження сопла та інших частин двигуна, перед його змішуванням з окислювачем і спалюванням для отримання тяги. Використовувані сучасні двигуни на компонентах H 2 /O 2 споживають перезбагачену воднем паливну суміш, що призводить до деякої кількості водню, що не згорів у вихлопі. Крім збільшення питомого імпульсу двигуна за рахунок зменшення молекулярної ваги, це ще скорочує ерозію сопла та камери згоряння.

Такі перешкоди використання «ЖВ» в інших областях, як кріогенна природа і мала щільність, є також фактором стримування для використання в даному випадку. На 2009 рік існує лише одна ракета-носій (РН «Дельта-4»), яка цілком є водневою ракетою. В основному "ЖВ" використовується або на верхніх щаблях ракет, або на блоках, які значну частину роботи з виведення корисного навантаження в космос виконують у вакуумі. Як один із заходів щодо збільшення щільності цього виду палива існують пропозиції використання шугоподібного водню, тобто напівзамерзлої форми «ЖВ».

Атом водню проти атомами інших елементів має найпростішу структуру: він з одного протона.

утворює атомне ядро, та одного електрона, розташованого на ls-орбіталі. Унікальність атома водню у тому, що його єдиний валентний електрон перебуває у полі дії ядра атома, оскільки він екранується іншими електронами. Це забезпечує йому специфічні властивості. Він може в хімічних реакціях віддавати свій електрон, утворюючи катіон Н + (подібно до атомів лужних металів), або приєднувати електрон від партнера з утворенням аніону Н- (подібно до атомів галогенів). Тому водень в періодичній системі поміщають частіше в IA групі, іноді VIIA групі, але зустрічаються варіанти таблиць, де водень не належить до жодної з груп періодичної таблиці.

Молекула водню двоатомна – Н2. Водень - найлегший із усіх газів. Внаслідок неполярності та великої міцності молекули Н2 (Є св= 436 кДж/моль) за нормальних умов водень активно взаємодіє лише з фтором, а при освітленні також з хлором та бромом. При нагріванні реагує з багатьма неметалами, хлором, бромом, киснем, сіркою, проявляючи відновлювальні властивості, а вступаючи у взаємодію з лужними та лужноземельними металами, є окислювачем і утворює гідриди цих металів:

Серед усіх органогенів водню найменша відносна електронегативність (0Е0 = 2,1), тому в природних сполуках водень завжди виявляє ступінь окислення +1. З позиції хімічної термодинаміки водень у живих системах, що містять воду, не може утворювати молекулярний водень (Н 2), ні гідрид-іон (Н~). Молекулярний водень за звичайних умов хімічно малоактивний і навіть сильно леткий, через що не може утримуватися організмом і брати участь у обміні речовин. Гідрид-іон хімічно надзвичайно активний і одночасно взаємодіє навіть з дуже малою кількістю води з утворенням молекулярного водню. Тому водень в організмі знаходиться у вигляді сполук з іншими органогенами, або у вигляді катіону Н + .

Водень з елементами-органогенами утворює лише ковалентні зв'язки. За рівнем полярності ці зв'язки розташовуються в наступний ряд:

Цей ряд дуже важливий для хімії природних сполук, так як полярність цих зв'язків та їх поляризація визначають кислотні властивості сполук, тобто дисоціацію з утворенням протона.

Кислотні властивості.Залежно від природи елемента, що утворює зв'язок Х-Н, виділяють 4 типи кислот:

ВІН-кислоти (карбонові кислоти, феноли, спирти);

SH-кислоти (тіоли);

NH-кислоти (аміди, іміди, аміни);

СН-кислоти (вуглеводні та їх похідні).

З урахуванням високої поляризованості зв'язку S-Н можна скласти наступний ряд кислот за здатністю до дисоціації:

Концентрація катіонів водню у водному середовищі визначає її кислотність, що виражається за допомогою водневого показника рН = -lg (розд. 7.5). Більшість фізіологічних середовищ організму мають реакцію, близьку до нейтральної (рН = 5,0-7,5), тільки у шлункового соку рН = 1,0-2,0. Це забезпечує, з одного боку, протимікробну дію, вбиваючи багато мікроорганізмів, занесених до шлунка з їжею; з іншого боку, кисле середовище має каталітичну дію при гідролізі білків, полісахаридів та інших біосубстратів, сприяючи отриманню необхідних метаболітів.

Окисно-відновні властивості.Внаслідок великої щільності позитивного заряду катіон водню є досить сильним окислювачем (ф° = 0 В), окислюючи активні та середньої активності метали при взаємодії з кислотами та водою:

У живих системах таких сильних відновників немає, а окислювальна здатність катіонів водню в нейтральному середовищі (рН = 7) значно знижена (ф ° = -0,42). Тому в організмі катіон водню не виявляє окисних властивостей, але бере активну участь в окисно-відновних реакціях, сприяючи перетворенню вихідних речовин на продукти реакції:

У всіх наведених прикладах атоми водню свого ступеня окиснення +1 не змінили.

Відновлювальні властивості характерні для молекулярного і особливо атомарного водню, тобто водню в момент ниділення безпосередньо в реакційному середовищі, а також для гідрид-іона:

Однак у живих системах таких відновників (Н2 чи Н-) немає, і тому немає подібних реакцій. Зустрічається у літературі, зокрема й у підручниках, думка, що водень є носієм відновлювальних властивостей органічних сполук, відповідає дійсності; так, у живих системах відновником біосубстратів виступає відновлена форма коферменту дегідрогенази, в якій донором електронів є атоми вуглецю, а не атоми водню (розд. 9.3.3).

Комплексоутворюючі властивості.Внаслідок наявності у катіону водню вільної атомної орбіталі та високої поляризуючої дії самого катіону Н+ він є активним іоном-комплексоутворювачем. Так, у водному середовищі катіон водню утворює іон гідроксонію Н3О + , а за наявності аміаку -іон амонію NH4:

Схильність до освіти асоціатів.Атоми водню сильнополярних зв'язків О-Н та N-Н утворюють водневі зв'язки (розд. 3.1). Міцність водневого зв'язку (від 10 до 100 кДж/моль) залежить від величини локалізованих зарядів та довжини водневого зв'язку, тобто від відстані між атомами електронегативних елементів, що беруть участь у її утворенні. Для амінокислот, вуглеводів, білків, нуклеїнових кислот характерні такі довжини водневих зв'язків, пм:

Завдяки водневим зв'язкам виникають оборотні міжмолекулярні взаємодії між субстратом і ферментом між окремими групами в природних полімерах, що визначають їх вторинну, третинну і четвертинну структуру (розд. 21.4, 23.4). Провідну роль водневий зв'язок грає у властивостях води як розчинника та реагенту.

Вода та її властивості.Вода - найважливіша сполука водню. Всі хімічні реакції в організмі протікають лише у водному середовищі, життя без води неможливе. Вода як розчинник розглядалася в розд. 6.1.

Кислотно-основні властивості. Вода як реагент із позиції кислотно-основних властивостей є справжнім амфолітом (розд. 8.1). Це проявляється і при гідролізі солей (розд. 8.3.1), і при дисоціації кислот та основ у водному середовищі (розд. 8.3.2).

Кількісною характеристикою кислотності водних середовищ є водневий показник рН.

Вода як кислотно-основний реагент бере участь у реакціях гідролізу біосубстратів. Наприклад, гідроліз аденозинтрифосфату є джерелом запасеної енергії для організму, ферментативний гідроліз непотрібних білків служить для отримання амінокислот, що є вихідним матеріалом для синтезу необхідних білків. При цьому катіони Н + або аніони ОН є кислотно-основними каталізаторами реакцій гідролізу біосубстратів (розд. 21.4, 23.4).

Окисно-відновні властивості. У молекулі води і водень, і кисень перебувають у стійких ступенях окиснення. Тому вода не виявляє яскраво виражених окисно-відновних властивостей. Окисно-відновні реакції можливі при взаємодії води тільки з дуже активними відновниками або дуже активними окислювачами або в умовах сильної активації реагентів.

Вода може бути окислювачем за рахунок катіонів водню при взаємодії з сильними відновниками, наприклад лужними та лужноземельними металами або їх гідридами:

При високих температурах можлива взаємодія води з менш активними відновниками:

У живих системах їх компонент вода ніколи не виступає як окислювач, оскільки це призвело б до знищення цих систем через утворення та незворотне видалення молекулярного водню з організмів.

Вода може виступати в ролі відновника за рахунок атомів кисню, наприклад, при взаємодії з таким сильним окислювачем, як фтор:

Під дією світла та за участю хлорофілу в рослинах протікає процес фотосинтезу з утворенням О2 з води (розд. 9.3.6):

Крім безпосередньої участі в окислювально-відновних перетвореннях вода та продукти її дисоціації Н+ та ОН- беруть участь як середовище, яке сприяє перебігу багатьох окислювально-відновних реакцій внаслідок її високої полярності ( = 79) та участі утворених нею іонів у перетвореннях вихідних речовин на кінцеві (Розд. 9.1).

Комплексоутворюючі властивості. Молекула води через наявність у атома кисню двох неподілених електронних пар є досить активним монодентатним лігандом, який з катіоном водню утворює комплексний іон оксонію Н 3 0 + , а з катіонами металів у водних розчинах -досить стійкі аквакомплекси, наприклад [Са(Н 0) 6] 2+, [Fe(H 2 0) 6] 3+, 2+. У цих комплексних іонах молекули ноди ковалентно пов'язані із комплексоутворювачами досить міцно. Катіони лужних металів аквакомплексів не утворюють, а за рахунок електростатичних сил утворюють гідратовані катіони. Час осілого життя молекул води в гідратних оболонках цих катіонів вбирається у 0,1 з, які склад по числу молекул води може легко змінюватися.

Схильність до освіти асоціатів. Внаслідок великої полярності, що сприяє електростатичній взаємодії та утворенню водневих зв'язків, молекули води навіть у чистій воді (розд. 6.1) утворюють міжмолекулярні асоціати, що розрізняються за структурою, числом молекул і часом їхнього осілого життя в асоціатах, а також часу життя самих асоціатів. Таким чином, чиста вода є відкритою складною динамічною системою. Під дією зовнішніх факторів: радіоактивне, ультрафіолетове та лазерне випромінювання, пружні хвилі, температура, тиск, електричні, магнітні та електромагнітні поля від штучних та природних джерел (космос, Сонце, Земля, живі об'єкти) – вода змінює свої структурно-інформаційні властивості, а отже, змінюються її біологічні та фізіологічні функції.

Крім самоасоціації молекули води гідратують іони, полярні молекули та макромолекули, утворюючи навколо них гідратні оболонки, тим самим стабілізують їх у розчині та сприяють їх розчиненню (розд. 6.1). Речовини, молекули яких неполярні і мають відносно невеликі розміри, здатні лише трохи розчинятися у воді, заповнюючи порожнечі її асоціатів з певною структурою. При цьому в результаті гідрофобної взаємодії неполярні молекули структурують навколишню гідратну оболонку, перетворюючи її на структурований асоціат, зазвичай з льодоподібною структурою, всередині якого розташована дана неполярна молекула.

У живих організмах можна назвати дві категорії води - " пов'язану " і " вільну " , остання, очевидно, є лише міжклітинної рідини (розд. 6.1). Пов'язана вода, у свою чергу, підрозділяється на "структуровану" (міцно пов'язану) та "деструктуровану" (слабозв'язану або пухку) воду. Ймовірно, всі перелічені вище зовнішні фактори впливають на стан води в організмі, змінюючи співвідношення: "структурована"/"деструктурована" та "пов'язана"/"вільна" вода, а також її структурно-динамічні параметри. Це проявляється у змінах фізіологічного стану організму. Ймовірно, що внутрішньоклітинна вода безперервно зазнає регульовані, переважно білками, пульсаційні переходи з " структурованого " в " деструктурований " стан. Ці переходи взаємопов'язані з виштовхуванням з клітини метаболітів (шлаків), що відслужили, і всмоктуванням необхідних речовин. З сучасного погляду вода бере участь у формуванні єдиної внутрішньоклітинної структури, завдяки якій досягається упорядкованість процесів життєдіяльності. Тому, за образним висловом А. Сент-Дьордьї, вода в організмі є "матрицею життя".

Вода у природі. Вода - найважливіша та поширена речовина на Землі. Поверхня земної кулі на 75% покрита водою. Обсяг Світового океану становить 1,4 млрд км 3 . Стільки води знаходиться в мінералах у вигляді кристалізаційної води. Атмосфера містить 13 тис. км3 води. Водночас запаси прісної води, придатної для пиття та побутових потреб, досить обмежені (обсяг усіх прісноводних водойм становить 200 тис. км 3 ). Прісна вода, що вживається в побуті, містить різні домішки від 0,05 до 1 г/л, найчастіше це солі: гідрокарбонати, хлориди, сульфати, - у тому числі розчинні солі кальцію та магнію, присутність яких робить воду жорсткою (розд. 14.3 ). В даний час охорона водних ресурсів та очищення стічних вод є найбільш актуальними екологічними проблемами.

У звичайній воді є близько 0,02 % важкої води D2O (D - дейтерій). Вона накопичується при випаровуванні чи електролізі звичайної води. Тяжка вода токсична. Тяжку воду застосовують для вивчення руху води в живих організмах. З її допомогою встановлено, що швидкість руху води в тканинах деяких рослин досягає 14 м/год, а вода, випита людиною, за 2 години повністю розподіляється по її органах і тканинах і лише через два тижні повністю виводиться з організму. Живі організми містять від 50 до 93% води, що є неодмінним учасником всіх процесів життєдіяльності. Без води життя неможливе. При тривалості життя 70 років людина з їжею та питтям споживає близько 70 т води.

У науковій та медичній практиці широко використовується дистильована вода- безбарвна прозора рідина без запаху та смаку, рН = 5,2-6,8. Це фармакопейний препарат для приготування багатьох лікарських форм.

Вода для ін'єкцій(апірогенна вода) – також фармакопейний препарат. Ця вода не містить пірогенних речовин. Пирогени – речовини бактеріального походження – метаболіти або продукти життєдіяльності бактерій, які, потрапляючи до організму, викликають озноб, підвищення температури тіла, головний біль, порушення серцево-судинної діяльності. Готують апірогенну воду подвійною перегонкою ноди (бідистилят) з дотриманням асептичних умов і використовують протягом 24 год.

Закінчуючи розділ, необхідно наголосити на особливості водню як біогенного елемента. У живих системах водень завжди виявляє ступінь окислення +1 і зустрічається або пов'язаним полярним ковалентним зв'язком з іншими біогенними елементами, або у вигляді катіону Н+. Катіон водню є носієм кислотних властивостей та активним комплексоутворювачем, що взаємодіє з вільними електронними парами атомів інших органогенів. З позиції окислювально-відновних властивостей пов'язаний водень в умовах організму не виявляє властивостей ні окислювача, ні відновника, проте катіон водню бере активну участь у багатьох окислювально-відновних реакціях, не змінюючи при цьому свого ступеня окислення, але сприяючи перетворенню біосубстратів на продукти реакції. Водень, пов'язаний з електронегативними елементами, утворює водневі зв'язки.