Главная реакция 20 века с участием водорода. Химические свойства водорода: особенности и применение. Области применения водорода

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ

— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

C 0 + 2H 2 = CH 4

— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II) СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2

2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO­

H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ­

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­

Химические свойства СO 2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O

Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2 ­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ­

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .

Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C= O: [:C= N:] –

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды :
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

H-N=C=O; H-O-C= N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.

Гидроген Н - химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа. Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете - воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Открытие и исследование

Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери. Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами. В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».

Характеристика по положению в ПСХЭ

Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, - это водород. Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой - в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.

Особенности электронного строения элемента

Свойства сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н 2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена. Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1). Его электронная конфигурация записывается как 1s 1 , что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.

При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода - это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.

Физические свойства

Если описывать водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.

На опыте можно легко убедиться в том, что Н 2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами - водородом, углекислым газом, обычным воздухом - и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО 2 , после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н 2 вовсе поднимется к потолку.

Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.

Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.

Изотопный состав

Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов - частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством - кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.

Физические свойства водорода 1 Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят. Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2 Н - его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют. В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель - тритий 3 Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.

Способы получения и выделения

Лабораторные и промышленные методы весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.

В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:

В промышленных интересах газ получают такими методами, как:

1. Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) - водорода Н 2 и углерода С.
2. Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО 2 и Н 2 (самый распространённый метод).
3. Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
4. Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.

Химические взаимодействия: общие положения

Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН 2 , ХН 3 - (1-).

Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.

Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород

Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):

1. Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
2. Галоген + Н 2 = галогеноводород.
3. Сера + водород = сероводород.
4. Кислород + Н 2 = вода.
5. Углерод + водород = метан.
6. Азот + Н 2 = аммиак.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
2. Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н 2 .
3. Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.

Водородная связь

Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором). Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, - это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества. По сути, водородная связь - это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.

Гидроген в составе минеральных соединений

В состав всех входит протон - катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением. В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее. По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.

Применение в деятельности человека

Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород». Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер. Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.

Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака. Также водород участвует в (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, а также искусственного жидкого топлива. Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.

Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.

В периодической системе водород располагается в двух абсолютно противоположных по своим свойствам группах элементов. Данная особенность делают его совершенно уникальным. Водород не просто представляет собой элемент или вещество, но также является составной частью многих сложных соединений, органогенным и биогенным элементом. Поэтому рассмотрим его свойства и характеристики более подробно.

Выделение горючего газа в процессе взаимодействия металлов и кислот наблюдали еще в XVI веке, то есть во время становления химии как науки. Известный английский ученый Генри Кавендиш исследовал вещество, начиная с 1766 года, и дал ему название «горючий воздух». При сжигании этот газ давал воду. К сожалению, приверженность ученого теории флогистона (гипотетической «сверхтонкой материи») помешала ему прийти к правильным выводам.

Французский химик и естествоиспытатель А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье и при помощи специальных газометров в 1783 г. провел синтез воды, а после и ее анализ посредством разложения водяного пара раскаленным железом. Таким образом, ученые смогли прийти к правильным выводам. Они установили, что «горючий воздух» не только входит в состав воды, но и может быть получен из нее.

В 1787 году Лавуазье выдвинул предположение, что исследуемый газ является простым веществом и, соответственно, относится к числу первичных химических элементов. Он назвал его hydrogene (от греческих слов hydor - вода + gennao - рождаю), т. е. «рождающий воду».

Русское название «водород» в 1824 году предложил химик М. Соловьев. Определение состава воды ознаменовало конец «теории флогистона». На стыке XVIII и XIX веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами прочих элементов) и его масса была принята за основную единицу сравнения атомных масс, получив значение, равное 1.

Физические свойства

Водород является легчайшим из всех известных науке веществ (он в 14,4 раз легче воздуха), его плотность составляет 0,0899 г/л (1 атм, 0 °С). Данный материал плавится (затвердевает) и кипит (сжижается), соответственно, при -259,1 °С и -252,8 °С (только гелий обладает более низкими t° кипения и плавления).

Критическая температура водорода крайне низка (-240 °С). По этой причине его сжижение - довольно сложный и затратный процесс. Критическое давление вещества - 12,8 кгс/см², а критическая плотность составляет 0,0312 г/см³. Среди всех газов водород имеет наибольшую теплопроводность: при 1 атм и 0 °С она равняется 0,174 вт/(мхК).

Удельная теплоемкость вещества в тех же условиях - 14,208 кДж/(кгхК) или 3,394 кал/(гх°С). Данный элемент слабо растворим в воде (около 0,0182 мл/г при 1 атм и 20 °С), но хорошо - в большинстве металлов (Ni, Pt, Pa и прочих), особенно в палладии (примерно 850 объемов на один объем Pd).

С последним свойством связана его способность диффундирования, при этом диффузия через углеродистый сплав (к примеру, сталь) может сопровождаться разрушением сплава из-за взаимодействия водорода с углеродом (этот процесс называется декарбонизация). В жидком состоянии вещество очень легкое (плотность - 0,0708 г/см³ при t° = -253 °С) и текучее (вязкость - 13,8 спуаз в тех же условиях).

Во многих соединениях этот элемент проявляет валентность +1 (степень окисления), подобно натрию и прочим щелочным металлам. Обычно он рассматривается в качестве аналога этих металлов. Соответственно он возглавляет I группу системы Менделеева. В гидридах металлов ион водорода проявляет отрицательный заряд (степень окисления при этом -1), то есть Na+H- имеет структуру, подобную хлориду Na+Cl-. В соответствии с этим и некоторыми другими фактами (близость физических свойств элемента «H» и галогенов, способность его замещения галогенами в органических соединениях) Hydrogene относят к VII группе системы Менделеева.

В обычных условиях молекулярный водород имеет низкую активность, непосредственно соединяясь только с самыми активными из неметаллов (с фтором и хлором, с последним - на свету). В свою очередь, при нагревании он взаимодействует со многими химическими элементами.

Атомарный водород имеет повышенную химическую активность (если сравнивать с молекулярным). С кислородом он образует воду по формуле:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

выделяя 285,937 кДж/моль тепла или 68,3174 ккал/моль (25 °С, 1 атм). В обычных температурных условиях реакция протекает довольно медленно, а при t° >= 550 °С - неконтролируемо. Пределы взрывоопасности смеси водород + кислород по объему составляют 4–94 % Н₂, а смеси водород + воздух - 4–74 % Н₂ (смесь из двух объемов Н₂ и одного объема О₂ называют гремучим газом).

Данный элемент используют для восстановления большинства металлов, так как он отнимает кислород у оксидов:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.

С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

Однако при реакции с фтором водород взрывается (это происходит и в темноте, при -252 °С), с бромом и хлором реагирует только при нагревании или освещении, а с йодом - исключительно при нагревании. При взаимодействии с азотом образуется аммиак, но лишь на катализаторе, при повышенных давлениях и температуре:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагревании водород активно реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

и значительно труднее - с теллуром или селеном. С чистым углеродом водород реагирует без катализатора, но при высоких температурах:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

Данное вещество непосредственно реагирует с некоторыми из металлов (щелочными, щелочноземельными и прочими), образуя гидриды, например:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Немаловажное практическое значение имеют взаимодействия водорода и оксида углерода (II). При этом в зависимости от давления, температуры и катализатора образуются разные органические соединения: НСНО, СН₃ОН и пр. Ненасыщенные углеводороды в процессе реакции переходят в насыщенные, к примеру:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водород и его соединения играют в химии исключительную роль. Он обусловливает кислотные свойства т. н. протонных кислот, склонен образовывать с разными элементами водородную связь, оказывающую значительное влияние на свойства многих неорганических и органических соединений.

Получение водорода

Основными видами сырья для промышленного производства этого элемента являются газы нефтепереработки, природные горючие и коксовые газы. Его также получают из воды посредством электролиза (в местах с доступной электроэнергией). Одним из важнейших методов производства материала из природного газа считается каталитическое взаимодействие углеводородов, в основном метана, с водяным паром (т. н. конверсия). Например:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.

Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.

Для электролиза воды применяется постоянный ток, который пропускается через раствор NaOH или КОН (кислоты не используют во избежание коррозии аппаратуры). В лабораторных условиях материал получают электролизом воды или в результате реакции между соляной кислотой и цинком. Однако чаще применяют готовый заводской материал в баллонах.

Из газов нефтепереработки и коксового газа данный элемент выделяют путем удаления всех остальных компонентов газовой смеси, так как они легче сжижаются при глубоком охлаждении.

Промышленным образом этот материал стали получать еще в конце XVIII века. Тогда его использовали для наполнения воздушных шаров. На данный момент водород широко применяют в промышленности, главным образом - в химической, для производства аммиака.

Массовые потребители вещества - производители метилового и прочих спиртов, синтетического бензина и многих других продуктов. Их получают синтезом из оксида углерода (II) и водорода. Hydrogene используют для гидрогенизации тяжелого и твердого жидкого топлива, жиров и пр., для синтеза HCl, гидроочистки нефтепродуктов, а также в резке/сварке металлов. Важнейшими элементами для атомной энергетики являются его изотопы - тритий и дейтерий.

Биологическая роль водорода

Около 10 % массы живых организмов (в среднем) приходится на этот элемент. Он входит в состав воды и важнейших групп природных соединений, включая белки, нуклеиновые кислоты, липиды, углеводы. Для чего он служит?

Этот материал играет решающую роль: при поддержании пространственной структуры белков (четвертичной), в осуществлении принципа комплиментарности нуклеиновых кислот (т. е. в реализации и хранении генетической информации), вообще в «узнавании» на молекулярном уровне.

Ион водорода Н+ принимает участие в важных динамических реакциях/процессах в организме. В том числе: в биологическом окислении, которое обеспечивает живые клетки энергией, в реакциях биосинтеза, в фотосинтезе у растений, в бактериальном фотосинтезе и азотфиксации, в поддержании кислотно-щелочного баланса и гомеостаза, в мембранных процессах транспорта. Наряду с углеродом и кислородом он образует функциональную и структурную основы явлений жизни.

• Обозначение - H (Hydrogen);
• Латинское название - Hydrogenium;
• Период - I;
• Группа - 1 (Ia);
• Атомная масса - 1,00794;
• Атомный номер - 1;
• Радиус атома = 53 пм;
• Ковалентный радиус = 32 пм;
• Распределение электронов - 1s 1 ;
• t плавления = -259,14°C;
• t кипения = -252,87°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
• Степень окисления: +1; 0; -1;
• Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
• Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород ("рождающий воду") был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе - атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что "мал золотник, да дорог". Несмотря на свою "простоту", водород дает энергию всем живым существам на Земле - на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 ...) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

• большой подвижностью;
• большой прочностью;
• малой поляризуемостью;
• малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

• самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
• плохо растворяется в воде и органических растворителях;
• в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
• трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
• обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
• при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
• при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
• с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя , в реакциях:

• с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
• с серой (при нагревании до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• с фтором : H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя , в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов - солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H - - это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

• при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице "Водород и его соединения - уравнения химических реакций с участием водорода ".

Применение водорода

• в атомной энергетике используются изотопы водорода - дейтерий и тритий;
• в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
• в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
• для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
• при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
• поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
• как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является "водородная" энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

• конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
• газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

• действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
• взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Водород (Н) очень легкий химический элемент, с содержанием в Земной коре 0,9% по массе, а в воде 11,19%.

Характеристика водорода

По легкости он первый среди газов. При нормальных условиях безвкусен, бесцветен, и абсолютно без запаха. При попадании в термосферу улетает в космос из-за малого веса.

Во всей вселенной это самый многочисленный химический элемент (75% от всей массы веществ). Настолько, что многие звезды в космическом пространстве состоят полностью из него. Например, Солнце. Его основной компонент - водород. А тепло и свет это итог выделения энергии при слиянии ядер материала. Так же в космосе есть целые облака из его молекул различной величины, плотности и температуры.

Физические свойства

Высокая температура и давление значительно меняют его качества, но при обычных условиях он:

Обладает высокой теплопроводностью, если сравнивать с другими газами,

Нетоксичен и плохо растворим в воде,

С плотностью 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм.,

Превращается в жидкость при температуре -252,8°С

Становится твердым при -259,1°С.,

Удельная теплота сгорания 120,9.106 Дж/кг.

Для превращения в жидкость или твердое состояние требуются высокое давление и очень низкие температуры. В сжиженном состоянии он текуч и легок.

Химические свойства

Под давлением и при охлаждении (-252,87 гр. С) водород обретает жидкое состояние, которое по весу легче любого аналога. В нем он занимает меньше места, чем в газообразном виде.

Он типичный неметалл. В лабораториях его получают путем взаимодействия металлов (например, цинка или железа) с разбавленными кислотами. При обычных условиях малоактивен и вступает в реакцию только с активными неметаллами. Водород может отделять кислород из оксидов, и восстанавливать металлы из соединений. Он и его смеси образуют водородную связь с некоторыми элементами.

Газ хорошо растворяется в этаноле и во многих металлах, особенно в палладии. Серебро его не растворяет. Водород может окисляться во время сжигания в кислороде или на воздухе, и при взаимодействии с галогенами.

Во время соединения с кислородом, образуется вода. Если температура при этом обычная, то реакция идет медленно, если выше 550°С - со взрывом (превращается в гремучий газ).

Нахождение водорода в природе

Хотя водорода очень много на нашей планете, но в чистом виде его найти нелегко. Немного можно обнаружить при извержении вулканов, во время добычи нефти и в месте разложения органических веществ.

Больше половины всего количества находится в составе с водой. Так же он входит в структуру нефти, различной глины, горючих газов, животных и растений (присутствие в каждой живой клетке 50% по числу атомов).

Круговорот водорода в природе

Каждый год в водоемах и почве разлагается колоссальное количество (миллиарды тонн) остатков растений и это разложение выплескивает в атмосферу огромную массу водорода. Так же он выделяется при любом брожении, вызываемом бактериями, сжигании и наравне с кислородом участвует в круговороте воды.

Области применения водорода

Элемент активно используется человечеством в своей деятельности, поэтому мы научились получать его в промышленных масштабах для:

Метеорологии, химпроизводства;

Производства маргарина;

Как горючее для ракет (жидкий водород);

Электроэнергетики для охлаждения электрических генераторов;

Сварки и резки металлов.

Масса водорода используется при производстве синтетического бензина (для улучшения качества топлива низкого качества), аммиака, хлороводорода, спиртов, и других материалов. Атомная энергетика активно использует его изотопы.

Препарат «перекись водорода» широко применяют в металлургии, электронной промышленности, целлюлозно-бумажном производстве, при отбеливании льняных и хлопковых тканей, для изготовления красок для волос и косметики, полимеров и в медицине для обработки ран.

«Взрывной» характер этого газа может стать гибельным оружием - водородной бомбой. Ее взрыв сопровождается выбросом огромного количества радиоактивных веществ и губительно для всего живого.

Соприкосновение жидкого водорода и кожных покровов грозит сильным и болезненным обморожением.