Водень – це що таке? Властивості та значення. Водень — характеристика, фізичні та хімічні властивості

Водень у таблиці Менделєєва розташовується під номером один, у I та VII групах відразу. Символ водню – H (лат. Hydrogenium). Це дуже легкий газ без кольору та запаху. Існує три ізотопи водню: 1H - протий, 2H - дейтерій і 3H - тритій (радіоактивний). Повітря або кисень у реакції з простим воднем H₂ легко запалюється, а також вибухонебезпечне. Водень не виділяє токсичних продуктів. Він розчинний в етанолі та ряді металів (особливо це стосується побічної підгрупи).

Поширеність водню Землі

Як і кисень, водень має велике значення. Але, на відміну кисню, водень майже весь перебуває у зв'язаному вигляді коїться з іншими речовинами. У вільному стані він знаходиться лише в атмосфері, але його кількість там вкрай мізерна. Водень входить до складу багатьох органічних сполук і живих організмів. Найчастіше він зустрічається у вигляді оксиду – води.

Фізико-хімічні властивості

Водень не активний, а при нагріванні або у присутності каталізаторів вступає в реакції практично з усіма простими та складними хімічними елементами.

Реакція водню із простими хімічними елементами

При підвищеній температурі водень вступає у реакцію з киснем, сіркою, хлором та азотом. Ви дізнаєтесь, які експерименти з газами можна провести вдома.

Досвід взаємодії водню з киснем у лабораторних умовах

Візьмемо чистий водень, який надходить газовідвідною трубкою, і підпалимо його. Він горітиме ледве помітним полум'ям. Якщо ж помістити водневу трубку в будь-який посуд, то він продовжить горіти, а на стінках утворюються крапельки води. Це кисень вступив у реакцію з воднем:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

При горінні водню утворюється багато теплової енергії. Температура сполуки кисню та водню сягає 2000 °С. Кисень окислив водень, тому така реакція називається реакцією окиснення.

У нормальних умовах (без підігріву) реакція протікає повільно. А за температури вище 550 °С відбувається вибух (утворюється так званий гримучий газ). Раніше водень часто використовували у повітряних кулях, але через утворення гримучого газу було багато катастроф. Біля кулі порушувалася цілісність і відбувався вибух: водень вступав у реакцію з киснем. Тому зараз використовують гелій, який періодично підігрівають полум'ям.

Хлор взаємодіє з воднем і утворює хлороводень (тільки у присутності світла та тепла). Хімічна реакція водню та хлору виглядає так:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl

Цікавий факт: реакція фтору з воднем викликає вибух навіть за темряви і температури нижче 0 °С.

Взаємодія азоту з воднем може відбуватися лише при нагріванні та у присутності каталізатора. При цій реакції утворюється аміак. Рівняння реакції:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃

Реакція сірки та водню відбувається з утворенням газу – сірководню. В результаті відчувається запах тухлих яєць:

Н₂ + S = H₂S

У металах водень як розчиняється, а й може вступати у реакцію із нею. В результаті утворюються сполуки, які називаються гідридами. Деякі гідриди використовують як паливо у ракетах. Також за їх допомогою отримують ядерну енергію.

Реакція із складними хімічними елементами

Наприклад, водень із оксидом міді. Візьмемо трубку з воднем та пропустимо через порошок оксиду міді. Вся реакція відбувається при нагріванні. Чорний порошок міді стане коричнево-червоним (колір простої міді). Ще з'являться крапельки рідини на ненагрітих ділянках колби - це утворилося.

Хімічна реакція:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Як бачимо, водень вступив у реакцію з оксидом та відновив мідь.

Відновлювальні реакції

Якщо речовина в ході реакції забирає оксид, вона є відновником. Приклад реакції оксиду міді з бачимо, що водень був відновником. Також він реагує з деякими іншими оксидами , такими як HgO, MoO₃ і PbO. У будь-якій реакції, якщо один із елементів є окислювачем, інший буде відновником.

Усі сполуки водню

Водневі сполуки з неметалами- дуже леткі та отруйні гази (наприклад, сірководень, силан, метан).

Галогеноводні- Найбільше застосовують хлороводень. При розчиненні утворює соляну кислоту. Також до цієї групи входять: фтороводород, йодоводород та бромоводень. Всі ці сполуки утворюють відповідні кислоти.

Перекис водню(хімічна формула Н₂О₂) виявляє найсильніші окисні властивості.

Гідроксиди воднюабо вода Н₂О.

Гідриди- Це з'єднання з металами.

Гідроксиди- це кислоти, основи та інші сполуки, до складу яких входить водень.

Органічні сполуки: білки, жири, ліпіди, гормони та інші.

Водень

Водень – перший елемент та один із двох представників I періоду Періодичної системи. Атом водню складається з двох частинок – протона та електрона, між якими існують лише сили тяжіння. Водень та метали ІА-групи виявляють ступінь окислення +1, є відновниками та мають схожість оптичних спектрів. Однак у стані однозарядного катіону Н+ (протону) водень не має аналогів. Крім того, енергія іонізації атома водню набагато більша за енергію іонізації атомів лужних металів.

З іншого боку, як водню, так і галогенів не вистачає одного електрона до завершення зовнішнього електронного шару. Подібно до галогенів, водень виявляє ступінь окислення –1 і окислювальні властивості. Подібний водень з галогенами і за агрегатним станом, і за складом молекул Е2. Але молекулярна орбіталь (МО) Н 2 не має нічого спільного з такими молекул галогенів, в той же час МО Н 2 має певну подібність до МО двоатомних молекул лужних металів, що існують у пароподібному стані.

Водень – найпоширеніший елемент Всесвіту, що становить основну масу Сонця, зірок та інших космічних тіл. На Землі за поширеністю посідає 9 місце; у вільному стані зустрічається рідко, і основна частина його входить до складу води, глин, кам'яного та бурого вугілля, нафти тощо, а також складних речовин живих організмів.

Природний водень є сумішшю стабільних ізотопів протию 1 Н (99,985%) і дейтерію 2 H (2 D), радіоактивного тритію 3 Н (3 Т).

Прості речовини.Можливі молекули легкого водню – Н2 (дипротій), важкого водню – D2 (дидейтерій), Т2 (дитритій), HD (протодейтерій), НТ (прототритій), DТ (дейтеротритій).

Н 2 (діводень, дипротій)- безбарвний газ, що важко скраплюється, дуже мало розчиняється у воді, краще - в органічних розчинниках, хемосорбується металами (Fe, Ni, Pt, Pd). У нормальних умовах порівняно мало активний і безпосередньо взаємодіє лише з фтором; при підвищених температурах реагує із металами, неметалами, оксидами металів. Особливо висока відновна здатність атомарного водню Н 0 , що утворюється при термічному розкладанні молекулярного водню або в результаті реакцій безпосередньо в зоні проведення відновлювального процесу.

Відновлювальні властивості водень виявляє при взаємодії з неметалами, оксидами металів, галогенідами:

Н 20 + Cl2 = 2Н +1Cl; 2Н2 + О2 = 2Н2О; СuО + Н2 = Сu + Н2О

Як окислювач водень взаємодіє з активними металами:

2Nа + Н 2 0 = 2NаН -1

Одержання та застосування водню.У промисловості водень отримують головним чином із природних та попутних газів, продуктів газифікації палива та коксового газу. Виробництво водню засноване на каталітичних реакціях взаємодії з водяною парою (конверсії) відповідно вуглеводнів (головним чином метану) та оксиду вуглецю (II):

СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 (кат. Ni, 800 ° С)

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 (кат. Fe, 550 ° С)

Важливим способом отримання водню є виділення з коксового газу і газів нафтопереробки шляхом глибокого охолодження. Електроліз води (електроліт зазвичай служить водний розчин лугу) забезпечує отримання найбільш чистого водню.

У лабораторних умовах водень зазвичай одержують дією цинку на розчини сірчаної або хлороводневої кислоти:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

Водень використовується в хімічній промисловості для синтезу аміаку, метанолу, хлороводню, для гідрогенізації твердого та рідкого палива, жирів і т. д. У вигляді водяного газу (у суміші з СО) застосовується як паливо. При горінні водню в кисні виникає висока температура (до 2600 ° С), що дозволяє зварювати та розрізати тугоплавкі метали, кварц та ін. Рідкий водень використовують як одне з найбільш ефективних реактивних палив.

З'єднання водню (-I).З'єднання водню з менш електронегативними елементами, в яких він негативно поляризований, належать до гідридам, тобто. переважно його з'єднання з металами.

У найпростіших солеподібних гідридах існує аніон Н – . Найбільш полярний зв'язок спостерігається в гідридах активних металів – лужних та лужноземельних (наприклад, КН, СаН 2). У хімічному відношенні іонні гідриди поводяться як основні сполуки.

LiН + Н 2 О = LiОН + Н 2

До ковалентних відносяться гідриди менш електронегативних, ніж сам водень, неметалевих елементів (наприклад, гідриди складу SiH 4 та ВН 3). За хімічною природою гідриди неметалів є кислотними сполуками.

SiH 4 + 3Н 2 О = Н 2 SiO 3 + 4Н 2

При гідролізі основні гідриди утворюють луг, а кислотні – кислоту.

Багато перехідних металів утворюють гідриди з переважно металевим характером зв'язку нестехіометричного складу. Ідеалізований склад металевих гідридів найчастіше відповідає формулам: М +1 Н (VН, NbН, ТаН), М +2 Н 2 (TiН 2 , ZrH 2) та М +3 Н 3 (UN 3 , РаН 3).

З'єднання водню (І).Позитивна поляризація атомів водню спостерігається у його численних сполуках із ковалентним зв'язком. За звичайних умов - це гази (НCl, Н 2 S, Н 3 N), рідини (Н 2 О, НF, НNO 3), тверді речовини (Н 3 Р 4 , Н 2 SiO 3). Властивості цих сполук сильно залежить від природи електронегативного елемента.

Літій

Літій досить поширений у земної корі. Він входить до складу багатьох мінералів, міститься в кам'яному вугіллі, ґрунтах, морській воді, а також у живих організмах. Найбільш цінні мінерали – сподумен LiAl(SiО 3) 2 , амблігоніт LiAl(PО 4)F та лепідоліт Li 2 Al 2 (SiО 3) 3 (F,OH) 2 .

Проста речовина. Li (літій) – сріблясто-білий, м'який, низькоплавкий лужний метал найлегший із металів. Реакційний; на повітрі покривається оксидно-нітридною плівкою (Li 2 Про, Li 3 N). Займиться при помірному нагріванні (понад 200°С); фарбує полум'я газового пальника у темно-червоний колір. Сильний відновник. Порівняно з натрієм та власне лужними металами (підгрупа калію) літій є хімічно менш активним металом. У звичайних умовах бурхливо реагує з усіма галогенами. При нагріванні безпосередньо з'єднується із сіркою, вугіллям, воднем та іншими неметалами. Будучи розжарений, горить у СО 2 . З металами літій утворює інтерметалеві сполуки. Крім того, утворює тверді розчини з Na, Al, Zn та з деякими іншими металами. Літій енергійно розкладає воду, виділяючи з неї водень, набагато легше взаємодіє з кислотами.

2Li + Н 2 О = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2

3Li + 4НNO 3 (розб.) = 2LiNO 3 + NO + 2Н 2 O

Літій зберігають під шаром вазеліну або парафіну в запаяних судинах.

Отримання та застосування.Літій отримують при вакуум-термічному відновленні сподумену або оксиду літію як відновник застосовують кремній або алюміній.

2Li 2 Про + Si = 4Li + SiО 2

3Li 2 Про + 2Al = 6Li + A1 2 Про 3

При електролітичному відновленні використовують розплав евтектичної суміші LiCl-KCl.

Літій надає сплавам низку цінних фізико-хімічних властивостей. Так, у сплавів алюмінію з вмістом до 1% Li підвищується механічна міцність і корозійна стійкість, введення 2% Li в технічну мідь значно збільшує її електричну провідність тощо. . Його використовують як джерело одержання тритію (3 Н).

З'єднання літію (І).Бінарні сполуки літію – безбарвні кристалічні речовини; є солями чи солеподібними сполуками. За хімічною природою, розчинністю та характером гідролізу вони нагадують похідні кальцію та магнію. Погано розчинні LiF, Li 2 CO 3 , Li 3 PО 4 та ін.

Пероксидні сполуки для літію є малохарактерними. Однак для нього відомі пероксид Li 2 Про 2 , персульфід Li 2 S 2 і перкарбід Li 2 C 2 .

Оксид літію Li 2 Про – основний оксид, виходить взаємодією простих речовин. Активно реагує з водою, кислотами, кислотними та амфотерними оксидами.

Li 2 Про + Н 2 Про = 2LiOH

Li 2 Про + 2НCl(розб.) = 2LiCl + H 2 Про

Li 2 Про + CО 2 = Li 2 CО 3

Гідроксид літію LiOH – сильна основа, але по розчинності та силі поступається гідроксидам інших лужних металів, і на відміну від них, при розжарюванні LiOH розкладається:

2LiOH ↔ Li 2 Про + Н 2 О (800-1000 ° С, в атмосфері Н 2)

LiOH одержують електролізом водних розчинів LiCl. Використовується як електроліт в акумуляторах.

При спільній кристалізації або сплавленні солей літію з однотипними сполуками інших лужних металів утворюються евтектичні суміші (LiNО 3 –KNО 3 та ін.); рідше утворюються подвійні сполуки, наприклад M +1 LiSО 4 , Na 3 Li(SО 4) 2 ∙6H 2 Про тверді розчини.

Розплави солей літію та їх сумішей є неводними розчинниками; у яких розчиняється більшість металів. Ці розчини мають інтенсивне фарбування і є дуже сильними відновниками. Розчинення металів у розплавлених солях важливе для багатьох електрометалургійних та металотермічних процесів, для рафінування металів, проведення різних синтезів.

Натрій

Натрій – одне із найпоширеніших елементів Землі. Найважливіші мінерали натрію: кам'яна сільабо галить NaCl, Мірабілітабо глауберова сіль Na 2 SO 4 ∙10H 2 Про, кріоліт Na 3 AlF 6 , бура Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 Про та ін; входить до складу багатьох природних силікатів та алюмосилікатів. Сполуки натрію містяться у гідросфері (близько 1,5∙10 т), у живих організмах (так, у крові людини іони Na ​​+ становлять 0,32%, у м'язовій тканині – до 1,5%).

Проста речовина. Na (натрій) – сріблясто-білий, легкий, дуже м'який, низькоплавкий лужний метал. Дуже реакційноздатний; на повітрі покривається оксидною плівкою (тьмяніє), займається при помірному нагріванні. Стійкий в атмосфері аргону та азоту (з азотом реагує лише при нагріванні). Сильний відновник; енергійно реагує із водою, кислотами, неметалами. З ртуттю утворює амальгаму (на відміну чистого натрію, реакція з водою протікає спокійно). Фарбує полум'я газового пальника у жовтий колір.

2Na + Н 2 О = 2NaOH + Н 2

2Na + 2НCl(розб.) = 2NaCl + Н 2

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na 2 Про + H 2

2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Hal 2 = 2NaHal (кімн., Hal = F, Cl; 150-200 ° C, Hal = Br, I)

2Na + NH 3 (г) = 2NaNH 2 + H 2

З багатьма металами натрій утворює інтерметалеві сполуки. Так, з оловом дає ряд сполук: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn та ін; із деякими металами дає тверді розчини.

Натрій зберігають у запаяних судинах або під шаром гасу.

Одержання та застосування натрію.Натрій одержують електролізом розплавленого NaCl та рідше NaOH. При електролітичному відновленні NaCl використовують евтектичну суміш, наприклад NaCl-KCl (температура плавлення майже на 300°С нижче, ніж температура плавлення NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl 2 (ел. Струм)

Натрій використовується в металотермії, органічному синтезі, ядерних енергетичних установках (як теплоносія), клапанах авіаційних двигунів, хімічних виробництвах, де потрібно рівномірне обігрів в межах 450-650 ° С.

Сполуки натрію (I).Найбільш характерні іонні сполуки кристалічної будови, що відрізняються тугоплавкістю, добре розчиняються у воді. Важкорозчинні деякі похідні зі складними аніонами, як гексагидроксостибат (V) Na; мало розчинний NaHCO 3 (на відміну карбонату).

При взаємодії з киснем натрій (на відміну літію) утворює не оксид, а пероксид: 2Na + O 2 = Na 2 O 2

Оксид натрію Na 2 O отримують відновленням Na 2 O 2 металевим натрієм. Відомі також малостійкі озоніди NaO 3 і надпероксид натрію NaO 2 .

Зі сполук натрію важливе значення мають його хлорид, гідроксид, карбонати та численні інші похідні.

Хлорид натрію NaCl є основою для цілого ряду найважливіших виробництв, таких як виробництво натрію, їдкого натру, соди, хлору та ін.

Гідроксид натрію ( їдкий натр, каустична сода) NaOH – дуже сильна основа. Застосовується у різноманітних галузях промисловості, головні з яких – виробництво мил, фарб, целюлози та ін. Одержують NaOH електролізом водних розчинів NaCl та хімічними методами. Так, поширений вапняний спосіб - взаємодія розчину карбонату натрію (соди) з гідроксидом кальцію (гашеним вапном):

Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = 2NaOH + СаСO 3

Карбонати натрію Na 2 CO 3 ( кальцинована сода), Na 2 3 ∙10Н 2 Про ( кристалічна сода), NaHCO 3 ( питна сода) використовуються у хімічній, миловарній, паперовій, текстильній, харчовій промисловості.

Підгрупа калію(калій, рубідій, цезій, францій)

Елементи підгрупи калію – найбільш типові метали. Їх найбільш характерні сполуки з переважно іонним типом зв'язку. Комплексоутворення з неорганічними лігандами для К+, Rb+, Cs+ нехарактерне.

Найбільш важливими мінералами калію є: сильвінКCl, сильвініт NaCl∙KCl, карналіт KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 Про, каїніт KCl∙MgSО 4 ∙3H 2 О. Калій (разом із натрієм) входить до складу живих організмів та всіх силікатних порід. Рубідій та цезій містяться в мінералах калію. Францій радіоактивний, стабільних ізотопів немає (найдовгоживучий ізотоп Fr з періодом напіврозпаду 22 хв.).

Прості речовини. К (калій) – сріблясто-білий, м'який, низькоплавкий лужний метал. Надзвичайно реакційний, сильний відновник; реагує з 2 повітря, водою (йде займання виділяється Н 2), розведеними кислотами, неметалами, аміаком, сірководнем, розплавом гідроксиду калію. Практично не реагує з азотом (на відміну від літію та натрію). Утворює інтерметаліди з Na, Tl, Sn, Pb та Bi. Фарбує полум'я газового пальника у фіолетовий колір.

Rb (рубідій) – білий, м'який, дуже низькоплавкий лужний метал. Надзвичайно реакційний; найсильніший відновник; енергійно реагує з 2 повітря, водою (йде займання металу і виділяється Н 2), розведеними кислотами, неметалами, аміаком, сірководнем. Чи не реагує з азотом. Фарбує полум'я газового пальника у фіолетовий колір.

Cs (цезій) – білий (на зрізі світло-жовтий), м'який, низькоплавкий лужний метал. Надзвичайно реакційний, сильний відновник; реагує з 2 повітря, водою (йде займання металу і виділяється Н 2), розведеними кислотами, неметалами, аміаком, сірководнем. Не реагує з азотом. Фарбує полум'я газового пальника у синій колір.

Fr (францій) – білий, легкоплавкий лужний метал. Радіоактивний. Найреакційніший з усіх металів, за хімічною поведінкою подібний до цезію. На повітрі покривається оксидною плівкою. Сильний відновник; енергійно реагує з водою та кислотами, виділяючи Н 2 . Виділено з'єднання Франція FrClО 4 і Fr 2 методом осадження з відповідними малорозчинними солями Rb і Cs.

Калій та його аналоги зберігають у запаяних судинах, а також під шаром парафінової або вазелінової олії. Калій, крім того, добре зберігається під шаром гасу чи бензину.

Отримання та застосування.Калій отримують електролізом розплаву КCl і натрійтермічним методом розплавленого гідроксиду або хлориду калію. Рубідій та цезій частіше отримують вакуум-термічним відновленням їх хлоридів металевим кальцієм. Всі лужні метали добре очищаються сублімацією у вакуумі.

Метали підгрупи калію при нагріванні та освітленні порівняно легко втрачають електрони, і ця здатність робить їх цінним матеріалом для виготовлення фотоелементів.

Сполуки калію (I), рубідія (I), цезію (I).Похідні калію та його аналогів є переважно солями та солеподібними сполуками. За складом, кристалічною будовою, розчинністю та характером сольволізу їх сполуки виявляють велику схожість з однотипними сполуками натрію.

Відповідно до посилення хімічної активності у ряді K-Rb-Cs зростає тенденція до утворення пероксидних сполук. Так, при згорянні вони утворюють надпероксиди ЕО2. Непрямим шляхом можна отримати також пероксиди Е 2 Про 2 та озоніди ЕО 3 . Пероксиди, надпероксиди та озоніди – сильні окислювачі, легко розкладаються водою та розведеними кислотами:

2КО 2 + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2 О 2 + О 2

2КО 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2

4КО 3 + 2Н 2 О = 4КОН + 5О 2

Гідроксиди ЕОН – найсильніші основи (луги); при розжарюванні, подібно до NaOH, виганяються без розкладання. При розчиненні у воді виділяється значна кількість теплоти. Найбільше значення у техніці має КОН (їдке калі), одержуваний електролізом водного розчину КCl.

На противагу аналогічним сполукам Li + та Na + їх оксохлорати (VII) ЕОCl 4 , хлороплатинати (IV) Е 2 РlCl 6 , нітритокобальтати (III) Е 3 [Со(NO 2) 6 ] та деякі інші важкорозчинні.

З похідних підгрупи найбільше значення мають сполуки калію. Близько 90% солей калію споживається як добрива. Його сполуки застосовуються також у виробництві скла, мила.

Підгрупа міді(мідь, срібло, золото)

Для міді найбільш характерні сполуки зі ступенями окиснення +1 та +2, для золота +1 та +3, а для срібла +1. Всі вони мають яскраво виражену схильність до комплексоутворення.

Усі елементи IB-групи відносяться до порівняно малопоширених. Найбільше значення із природних сполук міді мають мінерали: мідний колчедан (халькопірит) CuFeS 2 , мідний блиск Cu 2 S, а також куприт Cu 2 Про, малахіт CuСО 3 ∙Cu(ОН) 2 та ін. Срібло входить до складу сульфідних мінералів інших металів (Pd, Zn, Cd та ін.). Для Cu, Ag і Au досить звичайні також арсенідні, стибідні та сульфідарсенідні мінерали. Мідь, срібло і особливо золото зустрічаються у природі у самородному стані.

Всі розчинні сполуки міді, срібла та золота отруйні.

Прості речовини. Сі (мідь) – червоний, м'який, ковкий метал. Не змінюється на повітрі без вологи і С 2 , при нагріванні тьмяніє (утворення оксидної плівки). Слабкий відновник (шляхетний метал); не реагує із водою. Переводиться в розчин кислотами-неокислювачами або гідратом аміаку в присутності O 2 ціанідом калію. Окислюється концентрованими сірчаною та азотною кислотами, «царською горілкою», киснем, галогенами, халькогенами, оксидами металів. Реагує під час нагрівання з галогеноводородами.

Cu + H 2 SO 4 (конц., гор.) = CuSО 4 + SO 2 + H 2 O

Cu + 4НNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ЗCu + 8НNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O

2Cu + 4НCl(розб.) + O 2 = 2CuCl 2 + 2Н 2 O

Cu + Cl 2 (волог., кімн.) = CuCl 2

2Cu + O 2 (нагр.) = 2CuО

Cu + 4KCN(конц.) + Н 2 O = 2K + 2KOH + H 2

4Cu + 2O 2 + 8NH 3 + 2Н 2 O = 4OH

2Cu + CO 2 + O 2 + Н 2 O = Cu 2 CO 3 (ОН) 2 ↓

Ag (срібло) – білий, тяжкий, пластичний метал. Малоактивний (шляхетний метал); не реагує з киснем, водою, розведеними хлороводневою та сірчаною кислотами. Слабкий відновник; реагує із кислотами-окислювачами. Чорніє у присутності вологого H 2 S.

Ag + 2H 2 SO 4 (конц., гір.) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

3Ag + 4HNO 3 (розб.) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

4Ag + H 2 S + О 2 (повітря) = 2Ag 2 S + 2H 2 O

2Ag + Наl 2 (нагр.) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4KOH

Аї (золото) – жовтий, кування, важкий, високоплавкий метал. Стійкий у сухому та вологому повітрі. Шляхетний метал; не реагує з водою, кислотами-неокислювачами, концентрованою сірчаною та азотною кислотами, лугами, гідратом аміаку, киснем, азотом, вуглецем, сіркою. У розчині найпростіших катіонів не утворює. Переводиться в розчин «царською горілкою», сумішами галогенів та галогеноводородних кислот, киснем у присутності ціанідів лужних металів Окислюється нітратом натрію при сплавленні дифторидом криптону.

Au + HNO 3 (Конц.) + 4НCl (Конц.) = Н + NO + 2Н 2 O

2Au + 6H 2 SeO 4 (конц., гор.) = Au 2 (SeO 4) 3 + 3SeO 2 + 6Н 2 O

2Au + 3Cl 2 (до 150 ° C) = 2AuCl 3

2Au + Cl 2 (150-250 ° С) = 2AuCl

Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н + NO + 2Н2О (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2Н 2 О + О 2 = 4Na + 4KOH

Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + NO

Отримання та застосування.Мідь отримують пирометаллургическим відновленням окислених сульфідних концентратів. Діоксид сірки SO 2 , що виділяється при випалюванні сульфідів, йде на виробництво сірчаної кислоти, а шлак використовується для виробництва шлакобетону, кам'яного лиття, шлаковати та ін. Відновлену чорнову мідь очищають електрохімічним рафінуванням. З анодного шламу витягують шляхетний метал, селен, телур та ін. Срібло отримують при переробці поліметалевих (срібно-свинцево-цинкових) сульфідних руд. Після окислювального випалу цинк відганяють, мідь окислюють, а чорнове срібло піддають електрохімічному рафінуванню. При ціанідний спосіб видобутку золота спочатку золотоносну породу відмивають водою, потім обробляють розчином NaCN на повітрі; при цьому золото утворює комплекс Na, з якого його осаджують цинком:

Na + Zn = Na 2 + 2Au↓

Цим способом можна виділяти і срібло із бідних руд. При ртутному способі золотоносну породу обробляють ртуттю з метою отримання амальгамизолота, потім ртуть відганяється.

Сі, Ag та Au один з одним і з багатьма іншими металами утворюють сплави. Зі сплавів міді найбільше значення мають бронзи(90% Cu, 10% Sn), томпак(90% Cu, 10% Zn), мельхіор(68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер(65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь(60% Cu, 40% Zn), і навіть монетні сплави.

Зважаючи на високу тепло- та електропровідність, ковкість, хороші ливарні якості, великий опір на розрив і хімічну стійкість мідь широко використовується в промисловості, електротехніці, машинобудуванні. З міді виготовляють електричні дроти та кабелі, різну промислову апаратуру (котли, перегонні куби тощо)

Срібло та золото внаслідок м'якості зазвичай сплавляють з іншими металами, частіше з міддю. Сплави срібла служать виготовлення ювелірних і побутових виробів, монет, радіодеталей, срібно-цинкових акумуляторів, в медицині. Сплави золота використовуються для електричних контактів, для зубопротезування, в ювелірній справі.

З'єднання міді (I), срібла (I) та золота (I).Ступінь окиснення +1 найбільш характерна для срібла; у міді і, особливо, у золота цей ступінь окислення проявляється рідше.

Бінарні сполуки Cu(I), Ag(I) та Au(I) – тверді кристалічні солеподібні речовини, здебільшого нерозчинні у воді. Похідні Ag (I) утворюються при безпосередній взаємодії простих речовин, а Cu (I) та Au (I) – при відновленні відповідних сполук Cu (II) та Au (III).

Для Cu (I) і Ag (I) стійкі амінокомплекси типу [Е(NH 3) 2 ] + і тому більшість сполук Cu (I) і Ag (I) досить легко розчиняється в присутності аміаку, так:

CuCl + 2NH 3 = Cl

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2(OH)

Гідроксиди типу [Е(NH 3) 2 ](OH) значно стійкіші, ніж ЕОН, і за силою наближаються до лугів. Гідроксиди ЕОН нестійкі, і при спробі їх отримання за обмінними реакціями виділяються оксиди CuО (червоний), Ag 2 O (темно-коричневий), так:

2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + Н 2 O

Оксиди Е 2 O виявляють кислотні властивості при взаємодії з відповідними основними сполуками утворюються купрат (I), аргентати (I) та аурати (I).

Cu 2 O + 2NаОН(конц.) + Н 2 O = 2Na

Нерозчинні у воді та кислотах галогеніди ЕНаl досить значно розчиняються у розчинах галогеноводородних кислот або основних галогенідів:

CuCl + HC1 = H AgI + KI = K

Аналогічно поводяться нерозчинні у воді ціаніди ЕCN, сульфіди Е2S та ін.

Більшість сполук Cu(I) та Au(I) легко окислюється (навіть киснем повітря), переходячи у стійкі похідні Cu(II) та Au(III).

4CuCl + O 2 + 4НCl = 4CuCl 2 + 2Н 2 О

Для з'єднань. Cu(I) та Au(I) характерне диспропорціонування:

2CuC1 = СuCl 2 + Cu

3AuCl + КCl = K + 2Au

Більшість сполук Е (I) при невеликому нагріванні та при дії світла легко розпадаються, тому їх зазвичай зберігають у банках із темного скла. Світлочутливість галогенідів срібла використовується для приготування світлочутливих емульсій. Оксид міді (I) застосовують для фарбування скла, емалей, а також напівпровідникової техніки.

З'єднання міді (II) . Ступінь окислення +2 характерна лише міді. При розчиненні солей Cu (II) у воді або при взаємодії CuО (чорного кольору) та Cu(ОН) 2 (блакитного кольору) з кислотами утворюються блакитні аквакомплекси 2+. Таке ж забарвлення має більшість кристалогідратів, наприклад, Cu(NO 3) 2 ∙6H 2 O; зустрічаються також кристалогідрати Cu (II), що мають зелене і темно-коричневе забарвлення.

При дії аміаку на розчини солей міді (II) утворюються аміакати:

Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + 2H 2 = (OH) 2

Для міді (II) характерні також аніонні комплекси – купрат (II). Так, Сu(ОН) 2 при нагріванні в концентрованих розчинах лугів частково розчиняється, утворюючи сині гідроксокупрати (II) типу M 2 +1 . У водних розчинах гідроксокупрати (II) легко розкладаються.

У надлишку основних галогенідів CuHal 2 утворюють галогенокупрати (II) типу M +1 і М 2 +1 [СuНаl 4]. Відомі також аніонні комплекси Cu (II) з ціанід-, карбонат-, сульфат- та іншими аніонами.

Зі сполук міді (II) технічно найбільш важливий кристалогідрат CuSO 4 ∙5H 2 O ( мідний купорос) застосовується для отримання фарб, для боротьби зі шкідниками та хворобами рослин, служить вихідними продуктом для отримання міді та її сполук тощо.

Сполуки міді (III), срібла (III), золота (III).Ступінь окиснення +3 найбільш характерна для золота. З'єднання міді (III) та срібла (III) нестійкі та є сильними окислювачами.

Вихідним продуктом для отримання багатьох сполук золота є АuCl 3 який отримують взаємодією порошку Аu з надлишком Cl 2 при 200°С.

Галогеніди, оксид та гідроксид Au (III) – амфотерні сполуки з переважанням кислотних властивостей.

NaOH + Au(OH) 3 = Na

Au(OH) 3 + 4HN0 3 = H + 3H 2 O

AuHal 3 + M +1 Hal = M

Нітрато- та ціаноаурати (III) водню виділені у вільному стані. У присутності солей лужних металів утворюються аурати, наприклад: М+1, M+1 та ін.

З'єднання золота (V) та (VII).Взаємодіям золота та фториду криптону (II) отримано пентафторид золота AuF 5:

2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Кr

Пентафторид AuF 5 виявляє кислотні властивості, з основними фторидами утворює фтороаурати (V).

NaF + AuF 5 = Na

Сполуки Au (V) – дуже сильні окислювачі. Так, AuF 5 окислює навіть XeF 2:

AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3

Відомі також сполуки типу XeFAuF 6 , XeF 5 AuF 6 та деякі інші.

Відомий украй нестійкий фторид AuF 7 .

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, що значно розрізняються 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 і 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 у бік останнього. При 80 К співвідношення форм приблизно 1:1. Десорбований параводень при нагріванні перетворюється на ортоводород аж 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.

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 диссоціювали, 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».

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 був виявлений у грудні 1931 Гарольдом Юреєм, а тритій був підготовлений в 1934 Ернестом Рутерфордом, Марком Оліфантом і 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 з 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 в 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.

Водень - особливий елемент, що займає відразу два осередки в періодичній системі Менделєєва. Він розташовується у двох групах елементів, що мають протилежні властивості, і ця особливість робить його унікальним. Водень є простою речовиною та складовою багатьох складних сполук, це органогенний та біогенний елемент. Варто докладно ознайомитися з основними його особливостями та властивостями.

Водень у періодичній системі Менделєєва

Головні особливості водню, зазначені в:

• порядковий номер елемента – 1 (протонів та електронів стільки ж);
• атомна маса становить 1,00795;
• водень має три ізотопи, кожен з яких має особливі властивості;
• завдяки вмісту тільки одного електрона, водень здатний виявляти відновлювальні та окисні властивості, а після віддачі електрона водень має вільну орбіталь, що бере участь у складанні хімічних зв'язків за донорно-акцепторним механізмом;
• водень – легкий елемент із невеликою щільністю;
• водень є сильним відновником, він відкриває групу лужних металів у першій групі головної підгрупи;
• коли водень вступає у реакцію з металами та іншими сильними відновниками, він приймає їхній електрон і стає окислювачем. Такі сполуки називаються гідридами. За вказаною ознакою водень умовно відноситься до групи галогенів (у таблиці він наводиться над фтором у дужках), з якими має подібність.

Водень як проста речовина

Водень - це газ, молекула якого складається з двох. Ця речовина була відкрита у 1766 році британським ученим Генрі Кавендішем. Він довів, що водень є газом, який вибухає при взаємодії із киснем. Після вивчення водню хіміки встановили, що ця речовина є найлегшою з усіх відомих людині.

Інший вчений, Лавуазьє, привласнив елементу ім'я «гідрогеніум», що в перекладі з латині означає «що породжує воду». У 1781 році Генрі Кавендіш довів, що вода є поєднанням кисню та водню. Іншими словами, вода – це продукт реакції водню з киснем. Займисті властивості водню були відомі ще давнім вченим: відповідні записи залишив Парацельс, який жив у XVI столітті.

Молекулярний водень - це утворюється природним шляхом поширена в природі газоподібна сполука, яка складається з двох атомів і при піднесенні лучини, що горить. Молекула водню може розпадатися на атоми, що перетворюються на ядра гелію, оскільки вони здатні брати участь у ядерних реакціях. Такі процеси регулярно протікають у космосі та на Сонці.

Водень та його фізичні властивості

Водень має такі фізичні параметри:

• кипить за температури -252,76 °C;
• плавиться за температури -259,14 °C; *у зазначених температурних межах водень - це безбарвна рідина, що не має запаху;
• у воді водень слабо розчиняється;
• водень теоретично може перейти у металевий стан при забезпеченні особливих умов (низьких температур та високого тиску);
• чистий водень - вибухонебезпечна та палива речовина;
• водень здатний дифундувати крізь товщу металів, тому добре розчиняється в них;
• водень легший за повітря в 14,5 разів;
• за високого тиску можна отримати снігоподібні кристали твердого водню.

Хімічні властивості водню

Лабораторні методи:

• взаємодія розведених кислот з активними металами та металами середньої активності;
• гідроліз гідридів металів;
• реакція з водою лужних та лужноземельних металів.

Сполуки водню:

Галогенводні; леткі водневі сполуки неметалів; гідриди; гідроксиди; гідроксид водню (вода); перекис водню; органічні сполуки (білки, жири, вуглеводні, вітаміни, ліпіди, ефірні олії, гормони). Натисніть , щоб побачити безпечні експерименти для вивчення властивостей білків, жирів та вуглеводів.

Щоб зібрати водень, що утворюється, потрібно тримати пробірку перевернутої вгору дном. Водень не можна зібрати, як вуглекислий газ, адже він набагато легший за повітря. Водень швидко випаровується, а при змішуванні з повітрям (або при великому скупченні) вибухає. Тому необхідно перевертати пробірку. Відразу після заповнення пробірка закривається гумовою пробкою.

Щоб перевірити чистоту водню, потрібно піднести запалений сірник до шийки пробірки. Якщо станеться глуха і тиха бавовна – газ чистий, а домішки повітря мінімальні. Якщо бавовна гучна і свистяча - газ у пробірці брудний, у ньому присутня велика частка сторонніх компонентів.

Увага! Не намагайтеся повторити ці досліди самостійно!