 |
 |
|
 |
|
|
ВОДОРОД |
| Большая советская энциклопедия (БЭС) |
(лат. Hydrogenium)
Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,00797. При обычных условиях В. — газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.
Историческая справка. В трудах химиков 16 и 17 вв. неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 Г. Кавендиш собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его «горючий воздух». Будучи сторонником теории Флогистона, Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 А. Лавуазье путём анализа и синтеза воды доказал сложность её состава, а в 1787 определил «горючий воздух» как новый химический элемент (В.) и дал ему современное название hydrogene (от греч. hydor — вода и gennao — рождаю), что означает «рождающий воду»; этот корень употребляется в названиях соединений В. и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование «В.» было предложено М. Ф. Соловьёвым в 1824.
Распространённость в природе. В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле — воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли (См. Радиационные пояса Земли). В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы (См. Плазма) он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.
Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1H), и тяжёлого В., или дейтерия (См. Дейтерий) (2H, или D). В природных соединениях В. на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп — сверхтяжёлый В., или Тритий (3H, или Т), с мягким -излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10-15% от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия — 1 протон и 1 нейтрон, трития — 1 протон и 2 нейтрона, 4H — 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.
Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н-; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра (См. Атомные спектры). Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. H2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210·10-19 дж). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414·A. При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H2.
Физические и химические свойства. В. — легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при —252,6°С и —259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (—240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см3. Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), т. е. 4,16·0-4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоёмкость В. при 0°С и 1 атм Ср 14,208·103 дж/(кг·К), т. е. 3,394 кал/(г·°С). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо — во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при —253°С 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при — 253°С 13,8 спуаз).
В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления —1), т. е. гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к VII группе периодической системы (подробнее см. Периодическая система элементов). При обычных условиях молекулярный В. сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: H2 + 1/2O2 = H2O с выделением 285,937·103 дж/моль, т. е. 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С — со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% H2, а водородо-воздушной смеси — от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом (См. Гремучий газ)). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:
CuO +Н2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, и т.д.
С галогенами В. образует галогеноводороды, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.
При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при —252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например HCHO, CH3OH и др. (см. Углерода окись). Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (см. Гидрогенизация).
Роль В. и его соединений в химии исключительно велика. В. обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот (см. Кислоты и основания). В. склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь (См. Водородная связь), оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.
Получение. Основные виды сырья для промышленного получения В. — Газы природные горючие, Коксовый газ (см. Коксохимия) и Газы нефтепереработки, а также продукты газификации твёрдых и жидких топлив (главным образом угля). В. получают также из воды (См. Вода) электролизом (в местах с дешёвой электроэнергией). Важнейшими способами производства В. из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): CH4 + H2O = CO + 3H2, и неполное окисление углеводородов кислородом: CH4 + 1/2O2 = CO + 2H2. Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: CO + H2O = CO2 + H2. В., добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства В. из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% H2 и 40% CO; в паровоздушном газе, кроме H2 и CO, имеется значительное количество N2, который используется вместе с получаемым В. для синтеза NH3. Из коксового газа и газов нефтепереработки В. выделяют путём удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем В., при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор KOH или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях В. получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской В. в баллонах.
Применение. В промышленном масштабе В. стали получать в конце 18 в. для наполнения воздушных шаров. В настоящее время В. широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства Аммиака. Крупным потребителем В. является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из В. и окиси углерода. В. применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (См. Атомно-водородная сварка) (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы В. — дейтерий и тритий.
Лит.: Некрасов Б. В., Курс общей химии, 14 изд., М., 1962; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Егоров А. П., Шерешевский Д. И., Шманенков И. В., Общая химическая технология неорганических веществ, 4 изд., М., 1964; Общая химическая технология. Под ред. С. И. Вольфковича, т. 1, М., 1952; Лебедев В. В., Водород, его получение и использование, М., 1958; Налбандян А. Б., Воеводский В. В., Механизм окисления и горения водорода, М. — Л., 1949; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 619—24.
С. Э. Вайсберг.
|
| Современная Энциклопедия |
| ВОДОРОД (Hydrogenium), H, первый, наиболее легкий химический элемент периодической системы, атомная масса 1,00794; газ, tкип - 252,76шC. Ядро атома водорода называют протоном. Водород входит в состав воды, живых организмов, нефти, каменного угля, природного газа; самый распространенный элемент космоса - составляет более 70% массы Солнца и звезд. Термоядерные реакции с участием водорода - основной источник энергии звезд. Применяют водород для синтеза аммиака, метилового и других спиртов, углеводородов, соляной кислоты, для гидрогенизации пищевых жиров, при получении, сварке и резке металлов, как горючее в ракетной и космической технике и т.д. Изотопы водорода - протий (1H), дейтерий и тритий. Водород открыт в 16 веке Парацельсом, в 1766 английский физик и химик Г. Кавендиш впервые исследовал его свойства. |
| Мультимедийная энциклопедия |
| Н (лат. hydrogenium),
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы
периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В
земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли
минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха.
Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из
нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических
веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом
веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В
гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного
соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной
коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-.
Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%,
так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит
из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент.
Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его
низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные
на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов
кремния.
Историческая справка. Еще немецкий врач и естествоиспытатель
Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил,
что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на
воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал
его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его
взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от
греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу
А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода. Водород - это первый элемент в
периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и
вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также <<ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ>>).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона,
увеличивающего массу ядра с 1 до 2. Этот изотоп водорода называют
дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два
нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и
распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов
водорода различаются спинами протонов.
Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б)
действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на
кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на
уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и
термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода
определяется его способностью отдавать электрон другому атому или
обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании
химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом
соединении, называемом гидридом.
Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на
синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность
применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных
масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные
органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами,
превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи.
Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах
в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства. Для сжижения и затвердевания водорода
требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу
свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и
вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет
массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л
соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую
же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8%
больший объем). В таблице приведены некоторые физические и
термодинамические свойства водорода.
СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1
Атомная масса 11Н 1,00797
Плотность, г/л
при нормальном давлении 0,08987
при 2,5*10 5 атм 0,66
при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7
Ковалентный радиус, 0,74
Температура плавления, ° С -259,14
Температура кипения, ° С -252,5
Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K)
Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K)
Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2)
Растворимость
в воде, объем/100 объемов H2O
(при стандартных условиях) 2,148
в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77
в аммиаке, мл/г (25° С)
при 50 атм 4,47
при 1000 атм 79,25
Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух
фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-
за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его
дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить
координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются
некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они
определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств
водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно
предсказываются математически (см. <<СПЕКТРОСКОПИЯ>>). Водород сходен со
щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон
атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться
от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная
пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион
Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2
электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя
отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для
которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного
галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в
периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные
металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также <<ХИМИЯ>>).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его
единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого
электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический
окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к
ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при
образовании молекулы водорода:
H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при
3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000
K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При
образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H
+ O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000°
C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O)
выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C.
При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для
инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить
прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода
возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы,
оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы
(свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В
таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме
благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы
(например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами
электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -
> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое
разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного
с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до
практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей
типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно
(Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 +
2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до
газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют
необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их
является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6.
Соединения с бльшим количеством атомов бора получают разными способами.
Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и
нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан
может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl,
которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH
или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде
(комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют
ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с -. Другим
примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже
приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в
соответствии с положением элементов в периодической системе элементов.
Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и
часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов
водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия
VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir
и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами
реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием
жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды
Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.
Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с
относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти
гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород
имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например,
углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и
водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются
соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+.
Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках
указана теплота образования гидрида):
Изомерия и изотопы водорода. Атомы изотопов водорода непохожи.
Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого
вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии
(относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому
атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином
протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином
протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с
параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с
противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически
обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент.
При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и
параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При
охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%,
так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки
ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной
потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу
возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида
никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент,
так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой
водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством
протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами.
Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная
вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода
D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и
химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20°
С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а
тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42°
С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например,
электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи
NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше,
чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу).
Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на
дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая
соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать
пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для
изучения биологических и биохимических реакций, например процессов
пищеварения.
Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых
количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет
период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с
выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для
получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит
следующая реакция термоядерного синтеза:
21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода. Зачастую дальнейшее применение водорода
определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например
при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде,
конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также
не будет помехой, если водород используют как восстановитель.
1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической
конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO
+ (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура
процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру
реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве
катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при
дальнейшей реакции с парами воды:
H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства
водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с
образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и
ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся
очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой
процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO
удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается
больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь
через скруббер, орошаемый водой противотоком.
3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически
побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH).
Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении
около 2В, используя железный катод и никелевый анод:
4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над
железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом
водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида
железа зависит от температуры процесса; при <560° C преобладает Fe3O4,
выше 560° С возрастает доля FeO. Небольшую примесь CO удаляют, пропуская
нагретую смесь H2 + CO над катализатором. При этом CO превращается в метан
СH4.
5. Водород как побочный продукт получается при частичном окислении и
термическом крекинге углеводородов в процессе производства сажи:
CnH2n + 2 -> nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH
+ H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ~260° C в
обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм.
7. Каталитическое разложение аммиака:
2NH3 -><- N2 + 3H2
Реакция обратима. При небольших потребностях в водороде этот
процесс неэкономичен.
Существуют также разнообразные способы получения водорода, которые, хотя и
не имеют большого промышленного значения, в некоторых случаях могут
оказаться экономически наиболее выгодными. Очень чистый водород получается
при гидролизе очищенных гидридов щелочных металлов; при этом из малого
количества гидрида образуется много водорода:
LiH + H2O -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.)
При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород,
однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным
продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3.
Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют
щелочной раствор:
2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH
Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции
цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2.
Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые
гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например,
B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют
водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с
выделением водорода.
Очистка водорода. Степень требуемой чистоты водорода определяется
его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием
или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот).
Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO
может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением
при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе
электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода. Водород применяется главным образом в
химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака,
метанола и других органических соединений. Он используется при
гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных
видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода
восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород
используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода
находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя
применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973
Жидкий водород. М., 1980
Водород в металлах. М., 1981 |
| Медицинская энциклопедия |
(Hydrogenium, H)
химический элемент VlI группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева; ат. номер 1, ат. вес (масса) 1,00797, валентность в соединениях с неметаллами равна +1, с металлами -1; известны три изотопа В.; тяжелые изотопы В. используются для изучения биохимических и физиологических механизмов. |
| Орфографический словарь Лопатина |
| водор`од, водор`од, -а |
| Словарь Ожегова |
ВОДОР’ОД, -а, муж. Химический элемент, самый лёгкий газ, в соединении с кислородом образующий воду.
прил. водородный, -ая, -ое. Водородная бомба. |
| Словарь Ушакова |
| ВОДОР’ОД, водорода, мн. нет, ·муж. (·хим. ). Самый легкий бесцветный газ, образующий в соединении с кислородом воду и не поддерживающий горения. Аэростат наполнен водородом. |
| Толковый словарь Ефремовой |
[водород]
м.
Химический элемент, легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса, в соединении с кислородом образующий воду. |
| Этимологический словарь Крылова |
| Буквально: "родящий воду". Этот химический элемент назван по своему свойству в сочетании с кислородом образовывать воду; любопытно, что русское водород образовано методом кальки с латинского hydrogenium, в котором элемент hydr соответствует русскому "вод", gen – русскому "род". |
| Бренан - Словарь научной грамотности |
Наиболее распространенный элемент во Вселенной, легковоспламеняющийся бесцветный газ, самый легкий из всех газов. В периодической системе элементов водород имеет атомный номер 1. Это простейший атом - с одним протоном в качестве ядра и одним электроном на орбите. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода (НгО). Самое обычное и самое распространенное на земной поверхности вещество - вода - присутствует в других местах Солнечной системы только в виде мельчайших следов. Разрушительная мощь водородной бомбы (Н-бомбы) обусловлена термоядерным синтезом ядер гелия из различных изотопов водорода.
В настоящее время водород выбран как топливо для космических кораблей (используется в ракетных двигателях челночных кораблей - шаттлов). Кроме того, считают, что он имеет большие перспективы в авиации, поскольку содержит больше энергии на единицу массы, чем любое другое известное вещество, используемое в качестве топлива. Исключительно малый удельный вес водорода не может считаться достоинством для наземных транспортных средств, но у него имеются другие преимущества. Поскольку в нем нет углерода, его сжигание не дает углекислого газа в выхлопе двигателя. Кроме того, если двигатель работает на водороде, он использует гораздо более бедную рабочую смесь (меньше топлива, больше кислорода), чем бензиновые двигатели, поэтому и выхлбп может быть меньше. Но с водородом имеются и труднопреодолимые проблемы. Небезопасны хранение водорода и заправка им, поскольку приходится его хранить в виде жидкости под большим давлением и при очень низких температурах. Кроме того, из-за его низкой плотности требуются очень большие топливные баки - втрое большего размера, чем используемые в настоящее время на один и тот же запас хода. И наконец, что самое главное при нынешних ценах, водород значительно дороже производить, чем бензин и большинство других предложенных видов альтернативного топлива. Однако в очень долгосрочной перспективе, когда главным будет обеспечение чистоты воздуха, все недостатки водорода померкнут перед его экологической чистотой. См. <<топливо альтернативное>>. |
| Научнотехнический Энциклопедический Словарь |
| ВОДОРОД (символ Н), газообразный, неметаллический элемент, впервые выделенный и идентифицированный в 1766 г. Генри КАВЕНДИШЕМ, который назвал его «горючим воздухом». Водород бесцветен и не имеет запаха, его относят вместе со щелочными металлами к первой группе периодической таблицы. Имеется два изотопа: ДЕЙТЕРИЙ и радиоактивный ТРИТИЙ. Водород - самый легкий и самый распространенный из элементов во Вселенной (76% по массе); на Земле присутствует в основном в соединении с кислородом в виде воды, откуда его название. Используется для получения АММИАКА, для отверждения жиров и масел, в РАКЕТНЫХ топливах. Водородная бомба (см. АТОМНОЕ ОРУЖИЕ) основана на принципе ядерного деления изотопов водорода. Свойства: атомный номер 1, атомная масса 1,00797, плотность 0,0899; температура плавления -259,1 °С, температура кипения -252,9 °С; наиболее распространенный изотоп 1Н (99,985%) |
|
|
|
 |
Если вы желаете блеснуть знаниями в беседе или привести аргумент в споре, то можете использовать ссылку:
будет выглядеть так: ВОДОРОД
будет выглядеть так: Что такое ВОДОРОД
|
|
|
|
|
|
 |
|
 |
|
|
