Водород. Свойства, получение, применение

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный Водород 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.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

1). С кислородом Водород образует воду:

Видео "Горение водорода"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом ) .

Видео "Взрыв гремучего газа"

Видео "Приготовление и взрыв гремучей смеси"

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой :

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

Применение водорода

Видео "Применение водорода"

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

ТРЕНАЖЕРЫ

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

ВОДОРОД
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

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

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 nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 -> 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

Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .

Смотреть что такое "ВОДОРОД" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия

Лекция 29

Водород. Вода

План лекции:

Вода. Химические и физические свойства

Роль водорода и воды в природе

Водород как химический элемент

Водород - это единствен­ный элемент периодической системы Д. И. Менделеева, мес­тоположение которого неоднозначно. Его химический символ в таблице Менделеева записан дважды: и в IA,и в VIIAгруппах. Это объясняется тем, что водород имеет ряд свойств, объединяющих его как с щелочными металлами, так и с галогенами (табл. 14).

Таблица 14

Сравнение свойств водорода со свойствами щелочных металлов и галогенов

В природе водород существует в виде трех изотопов с мас­совыми числами 1, 2 и 3: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и три­тий 3 1 Т. Первые два являются стабильными изотопами, а тре­тий - радиоактивен. В природной смеси изотопов преобла­дает протий. Количественные соотношения между изотопа­ми Н: D: Т составляют 1: 1,46 10 -5: 4,00 10 -15 .

Соединения изотопов водорода отличаются по свойствам друг от друга. Так, например, температура кипения и замерзания легкой протиевой воды (H 2 O) соответственно равны – 100 о С и 0 о С, а дейтериевой (D 2 O) – 101,4 о С и 3,8 о С. Скорость протекания реакций с участием легкой воды выше, чем тяжелой.

Во Вселенной водород является самым распространенным элементом - на его долю приходит­ся около 75% массы Вселенной или свыше 90% всех ее атомов. Водород входит в состав воды в ее важнейшую геологиче­скую оболочку Земли - гидросферу.

Водород образует, наряду с углеродом, все органические ве­щества, т. е. входит в состав живой оболочки Земли - био­сферы. В земной коре - литосфере - массовое содержание водо­рода составляет всего лишь 0,88%, т. е. он занимает 9-е мес­то среди всех элементов. Воздушная оболочка Земли - атмосфера содержит менее миллионной части общего объема, приходящейся на долю молекулярного водорода. Он встречается только в верхних слоях атмосферы.

Получение и применение водорода

Впервые водород был получен в XVI веке средневековым врачом и алхимиком Парацельсом, при погружении железной пластины в серную кислоту, а в 1766 году английским химиком Генри Кавендишом было доказано, что водород получается не только при взаимодействии железа с серной кислотой, но и других металлов с другими кислотами. Кавендиш также описал впервые свойства водорода.

В лабораторных условиях водород получают:

1. Взаимодействием металлов с кислотой:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

В промышленности водород получают следующими способами:

1. Электролиз водных растворов солей, кислот и щелочей. Чаще всего используют раствор поваренной соли:

2NaCl + 2H 2 O →эл. ток H 2 + Cl 2 + NaOH

2. Восстановление водяного пара раскаленным коксом:

С + Н 2 О → t СО + Н 2

Образующаяся смесь угарного газа и водорода называется водяным газом (синтез газ), и широко используется для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола и др.). Для выделения водорода из водяного газа угарный газ превращают в углекислый, при нагревании с парами воды:

СО + Н 2 → t СО 2 + Н 2

3. Нагревание метана в присутствии паров воды и кислорода. Этот способ в настоящее время является основным:

2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О → t 2СО 2 + 6Н 2

Водород широко применяется для:

1. промышленного синтеза аммиака и хлороводорода;

2. получения метанола и синтетического жидкого топлива в составе синтез-газа (2 объема водорода и 1 объем СО);

3. гидроочистки и гидрокрекинга нефтяных фрак­ций;

4. гидрогенизации жидких жиров;

5. резки и сварки металлов;

6. получения вольфрама, молибдена и рения из их оксидов;

7. космических двигателей в качестве топлива.

8. в термоядерных реакторах в качестве топлива использу­ются изотопы водорода.

Физические и химические свойства водорода

Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Плотность при н.у. 0,09 г/л (в 14 раз легче воздуха). Водород плохо растворим в воде (только 2 объема газа на 100 объемов воды), однако хорошо поглощается d-метал­лами - никелем, платиной, палладием (в одном объеме пал­ладия растворяется до 900 объемов водорода).

В химических реакциях водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Чаще всего водород выступает в качестве восстановителя.

1. Взаимодействие с неметаллами . Водород с неметаллами образует летучие водородные соединения (см. лекция 25).

С галогенами скорость реакции и условия протекания изменяются от фтора к иоду: с фтором водород реагирует со взрывом даже в темноте, с хлором реакция идет довольно спокойно при небольшом облучении светом, с бромом и иодом реакции обратимы и идут только при нагревании:

H 2 + F 2 → 2HF

H 2 + Cl 2 → hν 2HCl

H 2 + I 2 → t 2HI

С кислородом и серой водород реагирует при небольшом нагревании. Смесь кислорода и водорода в соотношении 1:2 называется гремучим газом :

Н 2 + О 2 → t Н 2 О

H 2 + S → t H 2 S

С азотом, фосфором и углеродом реакция происходит при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора. Реакции обратимы:

3H 2 + N 2 →кат., р, t2NH 3

2H 2 + 3P →кат., р, t3PH 3

H 2 + C →кат., p, t CH 4

2. Взаимодействие со сложными веществами. При высокой температуре водород восстанавливает металлы из их оксидов:

CuO + H 2 → t Cu + H 2 O

3. При взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами водород проявляет окислительные свойства:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

4. Взаимодействие с органическими веществами. Водород активно взаимодействует с со многими органическими веществами, такие реакции называются реакциями гидрирования. Подобные реакции более подробно будут рассмотрены в III части сборника «Органическая химия».

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. В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы 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 (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 β-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. 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-Å. При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°C 0,0013, при 5000°C 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°C и 1 атм. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°C и -259,1°C (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°C), 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°C и 1 атм 0,174 вт/(м-К), т. е. 4,16-0-4 кал/(с-см-°C). Удельная теплоёмкость В. при 0°C и 1 атм Ср 14,208-103 дж/(кг-К), т. е. 3,394 кал/(г-°C). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°C 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°C 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при - 253°C 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°C и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°C - 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). 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°C), 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).

Самым распространённым химическим элементом во Вселенной является водород. Это в своём роде точка отсчёта, потому что в таблице Менделеева его атомное число равняется единице. Человечество надеется, что сможет узнать о нём побольше как об одном из самых возможных транспортных средств в грядущем. Водород - это самый простой, самый лёгкий, самый распространённый элемент, его много повсюду - семьдесят пять процентов от всей массы вещества. Он есть в любой звезде, особенно много водорода в газовых гигантах. Его роль в звёздных реакциях синтеза является ключевой. Без водорода нет воды, а значит - нет и жизни. Все помнят, что молекула воды содержит один атом кислорода, а два атома в ней - водород. Это всем известная формула Н 2 О.

Как мы его используем

Обнаружил водород в 1766 году Генри Кавендиш, когда анализировал реакцию окисления металла. Через несколько лет наблюдений он понял, что в процессе горения водорода происходит образование воды. Ранее учёные выделяли этот элемент, но самостоятельным его не считали. В 1783 году водород получил имя гидроген (в переводе с греческого "гидро" - вода, а "ген" - рождать). Элемент, порождающий воду, - водород. Это газ, молекулярная формула которого Н 2 . Если температура близка к комнатной, а давление нормальное, этот элемент неощутим. Водород можно даже не уловить человеческими органами чувств - он безвкусен, не имеет цвета, лишён запаха. А вот под давлением и при температуре -252,87 С (очень большой холод!) этот газ разжижается. Так его и хранят, поскольку в виде газа он занимает гораздо больше места. Именно жидкий водород используют как ракетное топливо.

Водород может становиться твёрдым, металлическим, но для этого давление необходимо сверхвысокое, именно этим сейчас и занимаются самые видные учёные - физики и химики. Уже сейчас этот элемент служит альтернативным топливом для транспорта. Применение его похоже на то, как работает двигатель внутреннего сгорания: когда сжигают водород, высвобождается много его химической энергии. Также практически разработан способ создания топливного элемента на его основе: при соединении с кислородом происходит реакция, а посредством этого образуются вода и электричество. Возможно, скоро транспорт "пересядет" вместо бензина на водород - масса автомобилестроителей интересуется созданием альтернативных горючих материалов, есть и успехи. Но чисто водородный двигатель пока в перспективе, здесь множество трудностей. Однако и преимущества таковы, что создание топливного бака с твёрдым водородом идёт полным ходом, и учёные и инженеры отступать не собираются.

Основные сведения

Hydrogenium (лат.) - водород, первый порядковый номер в таблице Менделеева, обозначается Н. Атом водорода имеет массу 1,0079, это газ, не имеющий при обычных условиях ни вкуса, ни запаха, ни цвета. Химики с шестнадцатого века описывали некий горючий газ, обозначая его по-разному. Но получался он у всех при одинаковых условиях - когда на металл воздействует кислота. Водород даже самим Кавендишем много лет назывался просто "горючий воздух". Лишь в 1783 году Лавуазье доказал, что вода имеет сложный состав, путём синтеза и анализа, а через четыре года он же и дал "горючему воздуху" его современное название. Корень этого сложного слова широко употребляется, когда нужно называть соединения водорода и какие-либо процессы, в которых он участвует. Например, гидрогенизация, гидрид и тому подобное. А русское название предложил в 1824 году М. Соловьёв.

В природе распространение этого элемента не имеет равных. В литосфере и гидросфере земной коры его масса - один процент, зато атомов водорода - целых шестнадцать процентов. Наиболее распространена на Земле вода, и 11,19% по массе в ней - водород. Также он непременно присутствует практически во всех соединениях, из которых состоят нефть, уголь, все природные газы, глина. Есть водород и во всех организмах растений и животных - в составе белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и так далее. Свободное состояние для водорода не характерно и почти не встречается - его очень немного в природных и вулканических газах. Совсем ничтожный объем водорода в атмосфере - 0,0001%, по количеству атомов. Зато целые потоки протонов представляют водород в околоземном пространстве, из него состоит внутренний радиационный пояс нашей планеты.

Космос

В космосе ни один элемент не встречается так часто, как водород. Объем водорода в составе элементов Солнца - более половины его массы. Большинство звёзд образует водород, находящийся в виде плазмы. Основная часть разнообразных газов туманностей и межзвёздной среды тоже состояит из водорода. Он присутствует в кометах, в атмосфере целого ряда планет. Естественно, не в чистом виде, - то как свободный Н 2 , то как метан СН 4 , то как аммиак NH 3 , даже как вода Н 2 О. Очень часто встречаются радикалы СН, NH, SiN, OH, РН и тому подобные. Как поток протонов водород является частью корпускулярного солнечного излучения и космических лучей.

В обычном водороде смесь двух устойчивых изотопов - это лёгкий водород (или протий 1 Н) и тяжёлый водород (или дейтерий - 2 Н или D). Есть и другие изотопы: радиоактивный тритий - 3 Н или Т, иначе - сверхтяжёлый водород. А ещё очень неустойчивый 4 Н. В природе соединение водорода содержит изотопы в таких пропорциях: на один атом дейтерия приходится 6800 атомов протия. Тритий образуется в атмосфере из азота, на который воздействуют нейтроны космических лучей, но ничтожно мало. Что обозначают числа массы изотопов? Цифра указывает, что ядро протия - только с одним протоном, а у дейтерия в ядре атома не только протон, но и нейтрон. У трития в ядре к одному протону уже два нейтрона. А вот 4 Н содержит три нейтрона на один протон. Поэтому физические свойства и химические у изотопов водорода очень сильно отличаются по сравнению с изотопами всех других элементов, - слишком большое различие масс.

Строение и физические свойства

По строению атом водород наиболее прост по сравнению со всеми другими элементами: одно ядро - один электрон. Потенциал ионизации - энергия связи ядра с электроном - 13,595 электронвольт (eV). Именно из-за простоты этого строения атом водорода удобен как модель в квантовой механике, когда нужно рассчитать энергетические уровни более сложных атомов. В молекуле Н 2 - два атома, которые соединены химической ковалентной связью. Энергия распада очень велика. Атомарный водород может образоваться в химических реакциях, например цинка и соляной кислоты. Однако взаимодействие с водородом практически не происходит - атомарное состояние водорода очень коротко, атомы сразу рекомбинируют в молекулы Н 2 .

С физической точки зрения водород легче всех известных веществ - более чем в четырнадцать раз легче воздуха (вспомним улетающие воздушные шарики на праздниках - внутри у них как раз водород). Однако он умеет кипеть, сжижаться, плавиться, затвердевать, и только гелий кипит и плавится при более низких температурах. Сжижать его сложно, нужна температура ниже -240 градусов по Цельсию. Зато теплопроводность он имеет очень высокую. В воде почти не растворяется, зато прекрасно происходит взаимодействие с водородом металлов - он растворяется почти во всех, лучше всего в палладии (на один его объем водорода уходит восемьсот пятьдесят объемов). Жидкий водород лёгок и текуч, а когда растворяется в металлах, часто разрушает сплавы из-за взаимодействия с углеродом (сталь, например), происходит диффузия, декарбонизация.

Химические свойства

В соединениях по большей части водород показывает степень окисления (валентность) +1, как натрий и другие щелочные металлы. Его и рассматривают как их аналог, стоящий во главе первой группы системы Менделеева. Но ион водорода в гидридах металлов заряжен отрицательно, со степенью окисления -1. Также этот элемент близок к галогенам, которые даже способны замещать его в органических соединениях. Значит, водород можно отнести и к седьмой группе системы Менделеева. В обычных условиях молекулы водорода активностью не отличаются, соединяясь только с самыми активными неметаллами: хорошо с фтором, а если светло - с хлором. Но при нагревании водород становится другим - он со многими элементами вступает в реакцию. Атомарный водород по сравнению с молекулярным очень активен химически, так в связи с кислородом образуется вода, а попутно выделяется энергия и тепло. При комнатной температуре эта реакция очень медленная, зато при нагревании выше пятисот пятидесяти градусов получается взрыв.

Используется водород для восстановления металлов, потому что у их оксидов он отнимает кислород. Со фтором водород образует взрыв даже в темноте и при минус двухсот пятидесяти двух градусах по Цельсию. Хлор и бром возбуждают водород только при нагревании или освещении, а йод - только при нагревании. Водород с азотом образует аммиак (так производятся большинство удобрений). При нагревании он очень активно взаимодействует с серой, и получается сероводород. С теллуром и селеном вызвать реакцию водорода трудно, а с чистым углеродом реакция происходит при очень высоких температурах, и получается метан. С оксидом углерода водород образует разные органические соединения, здесь влияют давление, температура, катализаторы, и всё это имеет огромное практическое значение. И вообще, роль водорода, а также и его соединений исключительно велика, поскольку он даёт кислотные свойства протонным кислотам. Со многими элементами образуется водородная связь, влияющая на свойства и неорганических и органических соединений.

Получение и применение

Получают водород в промышленных масштабах из природных газов - горючих, коксового, газов переработки нефти. Также его можно получить методом электролиза там, где электроэнергия не слишком дорога. Однако важнейшим способом производства водорода является каталитическое взаимодействие углеводородов, по большей части метана, с водяным паром, когда получается конверсия. Также широко применяется и способ окисления углеводородов кислородом. Добыча водорода из природного газа является самым дешёвым способом. Другие два - использование коксового газа и газа нефтепереработки - водород выделяется, когда сжижаются остальные компоненты. Они более легко поддаются сжижению, а для водорода, как мы помним, нужно -252 градуса.

Очень популярна в использовании перекись водорода. Лечение этим раствором применяется очень часто. Молекулярную формулу Н 2 О 2 вряд ли назовут все те миллионы людей, которые хотят быть блондинками и осветляют себе волосы, а также и те, кто любит чистоту на кухне. Даже те, кто обрабатывает царапины, полученные от игры с котёнком, чаще всего не отдают себе отчёта, что применяют лечение водородом. Зато все знают историю: с 1852 года водород долгое время использовался в воздухоплавании. Дирижабль, изобретённый Генри Гиффардом, был создан на основе водорода. Их называли цеппелинами. Вытеснило цеппелины с небесных просторов стремительное развитие самолётостроения. В 1937 году произошла крупная авария, когда сгорел дирижабль "Гинденбург". После этого случая цеппелины более не использовались никогда. Зато в конце восемнадцатого века распространение воздушных шаров, наполненных водородом, было повсеместным. Помимо производства аммиака, сегодня водород необходим для изготовления метилового спирта и других спиртов, бензина, гидрогенизированного тяжёлого жидкого топлива и твёрдого топлива. Не обойтись без водорода при сварке, при резке металлов - она может быть кислородно-водородной и атомно-водородной. А тритий и дейтерий дают жизнь атомной энергетике. Это, как мы помним, изотопы водорода.

Неумывакин

Водород как химический элемент настолько хорош, что у него не могли не появиться собственные фанаты. Иван Павлович Неумывакин - доктор медицинских наук, профессор, лауреат Государственной премии и ещё много у него званий и наград, - в их числе. Будучи врачом традиционной медицины, он назван лучшим народным целителем России. Именно он разрабатывал многие методы и принципы оказания медицинской помощи космонавтам, находящимся в полёте. Именно он создал уникальный стационар - больницу на борту космического судна. В то же самое время был государственным координатором направления косметической медицины. Космос и косметика. Его увлечение водородом направлено не на то, чтобы сделать большие деньги, как это сейчас бытует в отечественной медицине, а напротив - научить народ вылечиваться от чего угодно буквально копеечным средством, без дополнительного посещения аптек.

Он пропагандирует лечение препаратом, который присутствует буквально в каждом доме. Это - перекись водорода. Неумывакина можно сколько угодно критиковать, он всё равно будет настаивать на своём: да, действительно, перекисью водорода можно вылечить буквально всё, потому что она насыщает внутренние клетки организма кислородом, разрушает токсины, нормализует кислотное и щелочное равновесие, а отсюда регенерируются ткани, омолаживается весь организм. Вылечившихся перекисью водорода пока ещё никто не видел и тем более не обследовал, однако Неумывакин утверждает, что, пользуясь этим средством, можно полностью избавиться от вирусных, бактериальных и грибковых заболеваний, предупредить развитие опухолей и атеросклероза, победить депрессию, омолодить организм и никогда не болеть ОРВИ и простудой.

Панацея

Иван Павлович уверен, что при грамотном использовании этого простейшего препарата и при соблюдении всех нехитрых инструкций можно победить очень многие болезни, среди которых и очень серьёзные. Список их огромен: от пародонтоза и ангины до инфарктов миокарда, инсультов и сахарного диабета. Такие пустяки, как гайморит или остеохондроз, улетают с первых сеансов лечения. Даже раковые опухоли пугаются и бегут от перекиси водорода, потому что стимулируется иммунитет, жизнь организма и его защита активизируются.

Лечить таким образом можно даже детей, разве что беременным женщинам лучше пока от употребления перекиси водорода воздержаться. Также не рекомендуется данный метод людям с пересаженными органами из-за возможной несовместимости тканей. Дозировка должна соблюдаться чётко: от одной капли до десяти, прибавляя по одной каждый день. Трижды в день (тридцать капель трёхпроцентного раствора перекиси водорода в сутки, ого!) за полчаса до еды. Можно вводить раствор внутривенно и под наблюдением врача. Иногда перекись водорода комбинируют для более действенного эффекта с другими препаратами. Внутрь раствор применяют только в разведённом виде - с чистой водой.

Наружно

Компрессы и полоскания ещё до создания профессором Неумывакиным его методики были весьма популярны. Все знают, что так же, как и спиртовые компрессы, в чистом виде перекись водорода применять нельзя, потому что получится ожог тканей, а вот бородавки или грибковые поражения смазывают локально и крепким раствором - до пятнадцати процентов.

При кожных высыпаниях, при головных болях тоже делают процедуры, в которых участвует перекись водорода. Компресс нужно делать с помощью хлопковой ткани, смоченной в растворе из двух чайных ложек трёхпроцентной перекиси водорода и пятидесяти миллиграммов чистой воды. Ткань накрыть плёнкой и укутать шерстью или полотенцем. Время действия компресса от четверти часа до полутора часов утром и вечером до выздоровления.

Мнение врачей

Мнения разделились, далеко не всех восхищают свойства перекиси водорода, более того, им не только не верят, над ними смеются. Находятся среди медиков и те, кто поддержал Неумывакина и даже подхватил развитие его теории, но их меньшинство. Большая часть врачей считает такого плана лечение не только неэффективным, но и часто губительным.

И правда, не существует пока официально ни единого доказанного случая, когда пациент вылечился бы перекисью водорода. Одновременно нет сведений и об ухудшении состояния здоровья в связи с применением этого метода. А вот время драгоценное теряется, и человек, получивший одно из серьёзных заболеваний и полностью положившийся на панацею Неумывакина, рискует опоздать к началу своего настоящего традиционного лечения.