Водородът, неговите специални свойства и реакции. Всичко за водорода и водородната вода

В периодичната система той има свое специфично положение, което отразява свойствата, които проявява и говори за неговата електронна структура. Но сред всички има един специален атом, който заема две клетки едновременно. Разположен е в две групи елементи, които са напълно противоположни по своите проявени свойства. Това е водород. Тези характеристики го правят уникален.

Водородът е не само елемент, но и просто вещество, както и неразделна част от много сложни съединения, биогенен и органогенен елемент. Затова разглеждаме неговите характеристики и свойства по-подробно.

Водородът като химичен елемент

Водородът е елемент от първа група на главната подгрупа, както и седма група от главната подгрупа в първия малък период. Този период се състои само от два атома: хелий и елементът, който разглеждаме. Нека опишем основните характеристики на позицията на водорода в периодичната система.

Поредният номер на водорода е 1, броят на електроните е същият, съответно броят на протоните е същият. Атомната маса е 1,00795. Има три изотопа на този елемент с масови числа 1, 2, 3. Свойствата на всеки от тях обаче са много различни, тъй като увеличаването на масата дори с един за водорода веднага се удвоява.
Фактът, че съдържа само един електрон от външната страна, му позволява успешно да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства. Освен това, след даряването на електрон, той остава свободна орбитала, която участва в образуването на химични връзки по донорно-акцепторния механизъм.
Водородът е силен редуциращ агент. Следователно, първата група от основната подгрупа се счита за нейното основно място, където води най-активните метали - алкални.
Въпреки това, когато взаимодейства със силни редуциращи агенти, като например метали, той може да бъде и окислител, приемащ електрон. Тези съединения се наричат хидриди. На тази основа той оглавява подгрупата на халогените, с които е сходен.
Поради много малката си атомна маса, водородът се счита за най-лекия елемент. В допълнение, неговата плътност също е много ниска, така че е и еталон за лекота.

По този начин е очевидно, че водородният атом е напълно уникален, за разлика от всички други елементи. Следователно свойствата му също са специални, а образуваните прости и сложни вещества са много важни. Нека ги разгледаме по-нататък.

просто вещество

Ако говорим за този елемент като молекула, тогава трябва да кажем, че той е двуатомен. Тоест водородът (просто вещество) е газ. Емпиричната му формула ще бъде записана като Н 2, а графичната - чрез единична сигма връзка Н-Н. Механизмът на образуване на връзка между атомите е ковалентен неполярен.

Парно преобразуване на метан.
Газификация на въглища - процесът включва нагряване на въглища до 1000 0 C, което води до образуването на водород и високовъглеродни въглища.
Електролиза. Този метод може да се използва само за водни разтвори на различни соли, тъй като стопилките не водят до изпускане на вода в катода.

Лабораторни методи за получаване на водород:

Хидролиза на метални хидриди.
Действието на разредени киселини върху активни метали и средна активност.
Взаимодействие на алкални и алкалоземни метали с вода.

За да съберете получения водород, е необходимо да държите епруветката обърната надолу. В края на краищата този газ не може да се събира по същия начин, както например въглеродният диоксид. Това е водород, той е много по-лек от въздуха. Изпарява се бързо и експлодира, когато се смеси с въздух в големи количества. Следователно тръбата трябва да бъде обърната. След като се напълни, трябва да се затвори с гумена запушалка.

За да проверите чистотата на събрания водород, трябва да поднесете запалена кибритена клечка към врата. Ако памукът е глух и тих, тогава газът е чист, с минимални въздушни примеси. Ако е силен и свирещ, значи е мръсен, с голям дял чужди компоненти.

Области на използване

При изгаряне на водород се отделя толкова голямо количество енергия (топлина), че този газ се счита за най-рентабилното гориво. Освен това е екологично чист. Използването му в тази област обаче в момента е ограничено. Това се дължи на зле замислените и нерешени проблеми за синтезиране на чист водород, който би бил подходящ за използване като гориво в реактори, двигатели и преносими устройства, както и котли за битово отопление.

В крайна сметка методите за получаване на този газ са доста скъпи, така че първо е необходимо да се разработи специален метод за синтез. Такава, която ще ви позволи да получите продукта в голям обем и на минимална цена.

Има няколко основни области, в които се използва газът, който разглеждаме.

Химически синтези. Въз основа на хидрогениране се получават сапуни, маргарини и пластмаси. С участието на водород се синтезират метанол и амоняк, както и други съединения.
В хранително-вкусовата промишленост - като добавка E949.
Авиационна индустрия (ракетостроене, самолетостроене).
Енергетика.
Метеорология.
Гориво от екологичен тип.

Очевидно водородът е толкова важен, колкото и изобилен в природата. Още по-голяма роля играят различните образувани от него съединения.

Водородни съединения

Това са сложни вещества, съдържащи водородни атоми. Има няколко основни вида такива вещества.

Халогеноводороди. Общата формула е HHal. От особено значение сред тях е хлороводородът. Това е газ, който се разтваря във вода, за да образува разтвор на солна киселина. Тази киселина се използва широко в почти всички химически синтези. И както органични, така и неорганични. Хлороводородът е съединение, което има емпиричната формула HCL и е едно от най-големите по годишен добив у нас. Водородните халиди също включват йодид, флуороводород и бромоводород. Всички те образуват съответните киселини.
Летливи Почти всички от тях са доста отровни газове. Например сероводород, метан, силан, фосфин и други. Те обаче са много запалими.
Хидридите са съединения с метали. Те принадлежат към класа на солите.
Хидроксиди: основи, киселини и амфотерни съединения. Техният състав задължително включва водородни атоми, един или повече. Пример: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 и др.
Водороден хидроксид. Това съединение е по-известно като вода. Друго име за водороден оксид. Емпиричната формула изглежда така - H 2 O.
Водороден прекис. Това е най-силният окислител, чиято формула е H 2 O 2.
Многобройни органични съединения: въглеводороди, протеини, мазнини, липиди, витамини, хормони, етерични масла и др.

Очевидно разнообразието от съединения на елемента, който разглеждаме, е много голямо. Това още веднъж потвърждава нейното високо значение както за природата и човека, така и за всички живи същества.

е най-добрият разтворител

Както бе споменато по-горе, общото име за това вещество е вода. Състои се от два водородни атома и един кислород, свързани помежду си с ковалентни полярни връзки. Водната молекула е дипол, което обяснява много от нейните свойства. По-специално, фактът, че е универсален разтворител.

Именно във водната среда протичат почти всички химични процеси. Вътрешните реакции на пластичния и енергиен метаболизъм в живите организми също се извършват с помощта на водороден оксид.

Водата се смята за най-важното вещество на планетата. Известно е, че нито един жив организъм не може да живее без него. На Земята той може да съществува в три състояния на агрегиране:

течност;
газ (пара);
твърд (лед).

В зависимост от изотопа на водорода, който е част от молекулата, има три вида вода.

Светлина или протиум. Изотоп с масово число 1. Формулата е H 2 O. Това е обичайната форма, която използват всички организми.
Деутерий или тежък, формулата му е D 2 O. Съдържа изотопа 2 H.
Супер тежък или тритий. Формулата изглежда като T 3 O, изотопът е 3 H.

Запасите от прясна протиева вода на планетата са много важни. Вече липсва в много страни. Разработват се методи за обработка на солена вода с цел получаване на питейна вода.

Водородният прекис е универсално средство

Това съединение, както беше споменато по-горе, е отличен окислител. Но при силни представители може да се държи и като редуктор. В допълнение, той има подчертан бактерициден ефект.

Друго име за това съединение е пероксид. Именно в тази форма се използва в медицината. 3% разтвор на кристален хидрат на въпросното съединение е медицинско лекарство, което се използва за лечение на малки рани с цел тяхното обеззаразяване. Доказано е обаче, че в този случай заздравяването на рани с течение на времето се увеличава.

Водородният пероксид се използва и в ракетното гориво, в промишлеността за дезинфекция и избелване, като пенообразувател за производството на подходящи материали (пяна например). В допълнение, пероксидът помага за почистване на аквариуми, избелване на косата и избелване на зъбите. Но в същото време уврежда тъканите, поради което не се препоръчва от специалисти за тази цел.

В произведенията на химиците от 16-ти и 17-ти век многократно се споменава отделянето на горим газ по време на действието на киселини върху металите. През 1766 г. Г. Кавендиш събира и изследва отделящия се газ, наричайки го "горим въздух". Като привърженик на теорията за флогистона, Кавендиш смята, че този газ е чист флогистон. През 1783 г. А. Лавоазие, анализирайки и синтезирайки вода, доказва сложността на нейния състав, а през 1787 г. определя "горимия въздух" като нов химичен елемент (Водород) и му дава съвременното име водород (от гръцки hydor - вода и gennao - раждам), което означава "раждане на вода"; този корен се използва в наименованията на водородни съединения и процеси с негово участие (например хидриди, хидрогениране). Съвременното руско име "Водород" е предложено от М. Ф. Соловьов през 1824 г.

Разпространение на водорода в природата.Водородът е широко разпространен в природата, съдържанието му в земната кора (литосфера и хидросфера) е 1% от масата и 16% от броя на атомите. Водородът е част от най-често срещаното вещество на Земята - вода (11,19% водород от маса), в съединенията, които изграждат въглища, нефт, природни газове, глини, както и животински и растителни организми (т.е. в състава на протеини, нуклеинови киселини, мазнини, въглехидрати и др.). Водородът е изключително рядък в свободно състояние; намира се в малки количества във вулканични и други природни газове. В атмосферата присъстват незначителни количества свободен водород (0,0001% от броя на атомите). В околоземното пространство Водородът под формата на поток от протони образува вътрешния („протонен“) радиационен пояс на Земята. Водородът е най-разпространеният елемент в космоса. Под формата на плазма тя съставлява около половината от масата на Слънцето и повечето звезди, по-голямата част от газовете на междузвездната среда и газовите мъглявини. Водородът присъства в атмосферата на редица планети и в комети под формата на свободен H 2 , метан CH 4 , амоняк NH 3 , вода H 2 O, радикали като CH, NH, OH, SiH, PH и др. Водородът влиза под формата на протонен поток в корпускулярното лъчение на Слънцето и космическите лъчи.

Изотопи, атом и молекула на водорода.Обикновеният водород се състои от смес от 2 стабилни изотопа: лек водород, или протий (1 H), и тежък водород, или деутерий (2 H, или D). В естествените водородни съединения има средно 6800 атома от 1 H на 1 атом от 2 H. Радиоактивен изотоп с масово число 3 се нарича свръхтежък водород или тритий (3 H или T) с меко β-лъчение и полуживот T ½ = 12,262 години. В природата тритий се образува, например, от атмосферния азот под действието на неутроните на космическите лъчи; той е незначителен в атмосферата (4·10 -15% от общия брой водородни атоми). Получен е изключително нестабилен изотоп 4 H. Масовите числа на изотопите 1 H, 2 H, 3 H и 4 H, съответно 1, 2, 3 и 4, показват, че ядрото на протиевия атом съдържа само един протон, деутерий - един протон и един неутрон, тритий - един протон и 2 неутрона, 4 H - един протон и 3 неутрона. Голямата разлика в масите на изотопите на водорода причинява по-забележима разлика в техните физични и химични свойства, отколкото в случая на изотопите на други елементи.

Водородният атом има най-простата структура сред атомите на всички други елементи: той се състои от ядро и един електрон. Енергията на свързване на електрон с ядро (йонизационен потенциал) е 13,595 eV. Неутрален атом Водородът може също да прикрепи втори електрон, образувайки отрицателен йон H - в този случай енергията на свързване на втория електрон с неутрален атом (електронен афинитет) е 0,78 eV. Квантовата механика дава възможност да се изчислят всички възможни енергийни нива на водородния атом и следователно да се даде пълна интерпретация на неговия атомен спектър. Водородният атом се използва като модел на атом в квантово-механичните изчисления на енергийните нива на други, по-сложни атоми.

Молекулата на водород Н 2 се състои от два атома, свързани с ковалентна химична връзка. Енергията на дисоциация (т.е. разпадане на атоми) е 4,776 eV. Междуатомното разстояние при равновесното положение на ядрата е 0,7414Å. При високи температури молекулярният водород се разпада на атоми (степента на дисоциация при 2000°C е 0,0013; при 5000°C е 0,95). Атомен водород също се образува в различни химични реакции (например при действието на Zn върху солна киселина). Съществуването на водород в атомно състояние обаче продължава само кратко време, атомите се рекомбинират в молекули Н2.

Физични свойства на водорода.Водородът е най-лекото от всички познати вещества (14,4 пъти по-лек от въздуха), плътност 0,0899 g/l при 0°C и 1 atm. Водородът кипи (втечнява се) и се топи (втвърдява се) съответно при -252,8°C и -259,1°C (само хелият има по-ниски точки на топене и кипене). Критичната температура на водорода е много ниска (-240°C), така че неговото втечняване е свързано с големи трудности; критично налягане 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), критична плътност 0,0312 g / cm 3. Водородът има най-високата топлопроводимост от всички газове, равна на 0,174 W/(m·K) при 0°С и 1 atm, т.е. 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Специфичният топлинен капацитет на водорода при 0°C и 1 atm C е 14,208 kJ/(kg K), т.е. 3,394 cal/(g°C). Водородът е слабо разтворим във вода (0,0182 ml / g при 20 ° C и 1 atm), но добре - в много метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (850 обема на 1 обем Pd). Разтворимостта на водорода в металите е свързана със способността му да дифундира през тях; дифузията през въглеродна сплав (например стомана) понякога е придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (така наречената декарбонизация). Течният водород е много лек (плътност при -253°C 0,0708 g/cm3) и течен (вискозитет при -253°C 13,8 сантипоаза).

Химични свойства на водорода.В повечето съединения водородът проявява валентност (по-точно степен на окисление) +1, подобно на натрия и други алкални метали; обикновено се счита за аналог на тези метали, заглавна група I на системата на Менделеев. Въпреки това, в металните хидриди, водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H - хидридът е изграден като Na + Cl - хлорид. Това и някои други факти (близостта на физичните свойства на водорода и халогените, способността на халогените да заместват водорода в органичните съединения) дават основание водородът да бъде включен и в VII група на периодичната система. При нормални условия молекулярният водород е относително неактивен, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор, а на светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи. Атомарният водород има повишена химическа активност в сравнение с молекулярния водород. Водородът се свързва с кислорода, за да образува вода:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

с отделяне на 285,937 kJ / mol, т.е. 68,3174 kcal / mol топлина (при 25 ° C и 1 atm). При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия. Границите на експлозивност на смес водород-кислород са (по обем) от 4 до 94% H2, а сместа водород-въздух - от 4 до 74% H2 (смес от 2 обема H2 и 1 обем O 2 се нарича експлозивен газ). Водородът се използва за редуциране на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O и др.

С халогени водородът образува водородни халиди, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Водородът експлодира с флуор (дори на тъмно и при -252°C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване, а с йод само при нагряване. Водородът реагира с азота, за да образува амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания. При нагряване водородът реагира енергично със сярата:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур. Водородът може да реагира с чист въглерод без катализатор само при високи температури:

2H2 + C (аморфен) = CH4 (метан).

Водородът директно реагира с някои метали (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди:

H 2 + 2Li = 2LiH.

От голямо практическо значение са реакциите на водород с въглероден оксид (II), при които в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др. Ненаситените въглеводороди реагират с водород, за да станат наситени, например:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Ролята на водорода и неговите съединения в химията е изключително голяма. Водородът определя киселинните свойства на така наречените протонни киселини. Водородът има тенденция да образува така наречената водородна връзка с някои елементи, което има решаващо влияние върху свойствата на много органични и неорганични съединения.

Получаване на водород.Основните видове суровини за промишленото производство на водород са природни горими газове, коксов газ и газове от рафиниране на нефт. Водород се получава и от вода чрез електролиза (на места с евтин ток). Най-важните методи за производство на водород от природен газ са каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водна пара (конверсия):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

и непълно окисление на въглеводороди с кислород:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Полученият въглероден оксид (II) също се подлага на преобразуване:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.

Водородът се изолира от коксовия газ и рафинерийните газове чрез отстраняване на останалите компоненти на газовата смес, които се втечняват по-лесно от водорода, при дълбоко охлаждане. Електролизата на водата се извършва с постоянен ток, преминавайки през разтвор на KOH или NaOH (киселини не се използват, за да се избегне корозията на стоманеното оборудване). Водородът се произвежда в лаборатории чрез електролиза на вода, както и чрез реакция между цинк и солна киселина. По-често обаче използват готов водород в бутилки.

Приложение на водорода.Водородът започва да се произвежда в индустриален мащаб в края на 18 век за пълнене на балони. В момента водородът се използва широко в химическата промишленост, главно за производството на амоняк. Голям потребител на водород е и производството на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и други продукти, получени чрез синтез от водород и въглероден оксид (II). Водородът се използва за хидрогениране на твърди и тежки течни горива, мазнини и други, за синтез на HCl, за хидрообработка на петролни продукти, при заваряване и рязане на метали с кислородно-водороден пламък (температура до 2800 ° C) и при заваряване с атомен водород (до 4000 ° C) . Водородните изотопи, деутерий и тритий, са намерили много важни приложения в ядрената енергетика.

Водородът в периодичната таблица се намира под номер едно, едновременно в групи I и VII. Символът за водород е Н (лат. Hydrogenium). Това е много лек газ без цвят и мирис. Има три изотопа на водорода: 1H - протий, 2H - деутерий и 3H - тритий (радиоактивен). Въздухът или кислородът в реакция с обикновен водород H₂ е силно запалим и също експлозивен. Водородът не отделя токсични продукти. Разтворим е в етанол и редица метали (особено страничната подгрупа).

Разпространението на водорода на Земята

Подобно на кислорода, водородът е от голямо значение. Но, за разлика от кислорода, почти целият водород е в свързана форма с други вещества. В свободно състояние той е само в атмосферата, но количеството му там е изключително нищожно. Водородът е съставна част на почти всички органични съединения и живи организми. Най-често се среща под формата на оксид - вода.

Физикохимични свойства

Водородът не е активен и при нагряване или в присъствието на катализатори реагира с почти всички прости и сложни химични елементи.

Реакцията на водород с прости химични елементи

При повишени температури водородът реагира с кислород, сяра, хлор и азот. ще научите какви експерименти с газове можете да правите у дома.

Опит във взаимодействието на водород с кислород в лаборатория

Нека вземем чист водород, който идва през изходната тръба за газ, и да го запалим. Ще гори с едва забележим пламък. Ако поставите водородна тръба в съд, той ще продължи да гори и по стените ще се образуват капки вода. Този кислород реагира с водород:

2H₂ + O₂ = 2H2O + Q

Когато водородът се изгаря, се генерира много топлинна енергия. Температурата на комбинацията от кислород и водород достига 2000 °C. Кислородът окислява водорода, така че тази реакция се нарича реакция на окисление.

При нормални условия (без нагряване) реакцията протича бавно. И при температури над 550 ° C възниква експлозия (образува се така нареченият експлозивен газ). В миналото водородът често се използваше в балоните, но имаше много инциденти поради образуването на експлозивен газ. Целостта на топката беше нарушена и настъпи експлозия: водородът реагира с кислорода. Затова сега се използва хелий, който периодично се нагрява от пламък.

Хлорът реагира с водорода и образува хлороводород (само в присъствието на светлина и топлина). Химическата реакция на водород и хлор изглежда така:

H2 + Cl2 = 2HCl

Интересен факт: реакцията на флуор с водород предизвиква експлозия дори на тъмно и при температури под 0 ° C.

Взаимодействието на азот с водород може да се случи само при нагряване и в присъствието на катализатор. Тази реакция произвежда амоняк. Уравнение на реакцията:

ЗН₂ + N₂ = 2НН3

Реакцията на сяра и водород протича с образуването на газ - сероводород. В резултат на това се усеща миризмата на развалени яйца:

H₂ + S = H2S

В металите водородът не само се разтваря, но и може да реагира с тях. В резултат на това се образуват съединения, които се наричат хидриди. Някои хидриди се използват като гориво в ракети. Те също произвеждат ядрена енергия.

Реакция със сложни химични елементи

Например водород с меден оксид. Вземете епруветка с водород и я прекарайте през прах от меден оксид. Цялата реакция протича при нагряване. Черният меден прах ще стане кафяво-червен (цветът на обикновената мед). Капчици течност ще се появят и върху незагрятите части на колбата - това се е образувало.

Химическа реакция:

CuO + H₂ = Cu + H2O

Както можете да видите, водородът реагира с оксид и редуцира медта.

Реакции на възстановяване

Ако дадено вещество отнеме оксид по време на реакцията, то е редуциращ агент. На примера на реакцията на меден оксид с виждаме, че водородът е редуциращият агент. Той също така реагира с някои други оксиди като HgO, MoO₃ и PbO. При всяка реакция, ако един от елементите е окислител, другият ще бъде редуциращ агент.

Всички водородни съединения

Съединения на водорода с неметали- силно летливи и отровни газове (напр. сероводород, силан, метан).

ХалогеноводородиНай-често се използва хлороводород. Когато се разтвори, образува солна киселина. Тази група включва още: флуороводород, йодоводород и бромоводород. Всички тези съединения образуват в резултат на това съответните киселини.

Водороден прекис(химична формула H₂O₂) проявява най-силните окислителни свойства.

Водородни хидроксидиили вода H₂O.

хидридиса съединения с метали.

Хидроксидиса киселини, основи и други съединения, които съдържат водород.

органични съединения: протеини, мазнини, липиди, хормони и др.

Водородът е химичен елемент със символ H и атомен номер 1. Със стандартно атомно тегло от около 1,008, водородът е най-лекият елемент в периодичната таблица. Неговата моноатомна форма (H) е най-разпространеният химикал във Вселената, представляващ приблизително 75% от общата маса на барион. Звездите са съставени предимно от водород в плазмено състояние. Най-често срещаният изотоп на водорода, наречен протий (това име се използва рядко, символ 1H), има един протон и няма неутрони. Широко разпространената поява на атомния водород за първи път се случи в ерата на рекомбинацията. При стандартни температури и налягания водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен, неметален, запалим двуатомен газ с молекулна формула H2. Тъй като водородът лесно образува ковалентни връзки с повечето неметални елементи, по-голямата част от водорода на Земята съществува в молекулярни форми като вода или органични съединения. Водородът играе особено важна роля в киселинно-основните реакции, тъй като повечето киселинно-базирани реакции включват обмен на протони между разтворими молекули. В йонните съединения водородът може да приеме формата на отрицателен заряд (т.е. анион) и е известен като хидрид или като положително зареден (т.е. катион) вид, означен със символа H+. Водородният катион се описва като изграден от прост протон, но действителните водородни катиони в йонните съединения винаги са по-сложни. Като единственият неутрален атом, за който уравнението на Шрьодингер може да бъде решено аналитично, водородът (а именно изследването на енергията и свързването на неговия атом) изигра ключова роля в развитието на квантовата механика. Водородният газ за първи път е произведен изкуствено в началото на 16 век чрез реакция на киселини с метали. През 1766-81г. Хенри Кавендиш беше първият, който разбра, че водородният газ е дискретно вещество и че произвежда вода при изгаряне, откъдето идва и името му: водород на гръцки означава „производител на вода“. Промишленото производство на водород се свързва главно с парното преобразуване на природен газ и по-рядко с по-енергоемки методи като водна електролиза. По-голямата част от водорода се използва близо до мястото, където се произвежда, като двете най-чести приложения са преработката на изкопаеми горива (напр. хидрокрекинг) и производството на амоняк, главно за пазара на торове. Водородът е повод за безпокойство в металургията, тъй като може да натроши много метали, което затруднява проектирането на тръбопроводи и резервоари за съхранение.

Имоти

Изгаряне

Водородният газ (дихидроген или молекулярен водород) е запалим газ, който ще гори във въздуха в много широк диапазон от концентрации от 4% до 75% по обем. Енталпията на горене е 286 kJ/mol:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Водородният газ образува експлозивни смеси с въздуха в концентрации от 4-74% и с хлора в концентрации до 5,95%. Експлозивните реакции могат да бъдат причинени от искри, топлина или слънчева светлина. Температурата на самозапалване на водорода, температурата на спонтанно запалване във въздуха, е 500 °C (932 °F). Чистите водородно-кислородни пламъци излъчват ултравиолетова радиация и с високо съдържание на кислород са почти невидими с невъоръжено око, както се вижда от слабата струя на главния двигател на космическата совалка в сравнение с добре видимата струя на твърдия ракетен ускорител на космическата совалка, който използва амониев перхлорат композит. Може да е необходим детектор за пламък за откриване на изтичане на горящ водород; такива течове могат да бъдат много опасни. Водородният пламък при други условия е син и прилича на синия пламък на природния газ. Потъването на дирижабъла "Хинденбург" е известен пример за изгаряне на водород и случаят все още се обсъжда. Видимият оранжев пламък при този инцидент е причинен от излагане на смес от водород и кислород, комбинирани с въглеродни съединения от кожата на дирижабъла. H2 реагира с всеки окислителен елемент. Водородът може спонтанно да реагира при стайна температура с хлор и флуор, за да образува съответните халогеноводороди, хлороводород и флуороводород, които също са потенциално опасни киселини.

Енергийни нива на електрони

Енергийното ниво на основното състояние на електрон във водороден атом е −13,6 eV, което е еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната около 91 nm. Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени доста точно с помощта на модела на Бор на атома, който концептуализира електрона като "орбитален" протон, подобен на орбитата на Земята около Слънцето. Въпреки това, атомният електрон и протон се държат заедно от електромагнитна сила, докато планетите и небесните обекти се държат заедно от гравитацията. Поради дискретизацията на ъгловия момент, постулирана в ранната квантова механика от Бор, електронът в модела на Бор може да заема само определени допустими разстояния от протона и следователно само определени допустими енергии. По-точно описание на водородния атом идва от чисто квантово-механично третиране, което използва уравнението на Шрьодингер, уравнението на Дирак или дори интегралната схема на Фейнман за изчисляване на разпределението на плътността на вероятността на електрон около протон. Най-сложните методи за обработка позволяват да се получат малки ефекти на специалната теория на относителността и вакуумната поляризация. При квантовата обработка електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма въртящ момент, което илюстрира как "планетарната орбита" се различава от движението на електрона.

Елементарни молекулни форми

Има два различни спинови изомера на двуатомни водородни молекули, които се различават по относителния спин на техните ядра. В ортоводородната форма спиновете на двата протона са успоредни и образуват триплетно състояние с квантово число на молекулния спин 1 (1/2 + 1/2); в параводородната форма спиновете са антипаралелни и образуват синглет с квантово число на молекулен спин 0 (1/2 1/2). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% от параформата и 75% от ортоформата, известна още като "нормална форма". Равновесното съотношение на ортоводород към параводород зависи от температурата, но тъй като ортоформата е възбудено състояние и има по-висока енергия от параформата, тя е нестабилна и не може да бъде пречистена. При много ниски температури равновесното състояние се състои почти изключително от параформата. Термичните свойства на течната и газовата фаза на чистия параводород се различават значително от тези на нормалната форма поради разликите в ротационния топлинен капацитет, което се обсъжда по-подробно във водородните спинови изомери. Разликата орто/двойка също се среща в други съдържащи водород молекули или функционални групи като вода и метилен, но това е от малко значение за техните термични свойства. Некатализираното взаимно преобразуване между пара и орто Н2 се увеличава с повишаване на температурата; така бързо кондензираният H2 съдържа големи количества високоенергийна ортогонална форма, която много бавно се превръща в пара форма. Съотношението орто/пара в кондензирания Н2 е важен фактор при получаването и съхранението на течен водород: превръщането от орто в пара е екзотермично и осигурява достатъчно топлина за изпаряване на част от течния водород, което води до загуба на втечнен материал. Катализатори за орто-пара конверсия като железен оксид, активен въглен, платинизиран азбест, редкоземни метали, уранови съединения, хромен оксид или някои никелови съединения се използват при водородно охлаждане.

Фази

Водороден газ

течен водород

утайка водород

твърд водород

метален водород

Връзки

Ковалентни и органични съединения

Докато H2 не е много реактивен при стандартни условия, той образува съединения с повечето елементи. Водородът може да образува съединения с елементи, които са по-електроотрицателни, като халогени (например F, Cl, Br, I) или кислород; в тези съединения водородът поема частичен положителен заряд. Когато е свързан с флуор, кислород или азот, водородът може да участва под формата на средно силна нековалентна връзка с водорода на други подобни молекули, явление, наречено водородно свързване, което е критично за стабилността на много биологични молекули. Водородът също образува съединения с по-малко електроотрицателни елементи като метали и металоиди, където поема частичен отрицателен заряд. Тези съединения често са известни като хидриди. Водородът образува голямо разнообразие от съединения с въглерода, наречени въглеводороди, и още по-голямо разнообразие от съединения с хетероатоми, които поради общата им връзка с живите същества се наричат органични съединения. Изследването на техните свойства е грижа на органичната химия и тяхното изследване в контекста на живите организми е известно като биохимия. Според някои определения "органичните" съединения трябва да съдържат само въглерод. Повечето обаче също съдържат водород и тъй като връзката въглерод-водород е тази, която придава на този клас съединения голяма част от техните специфични химични характеристики, връзките въглерод-водород се изискват в някои дефиниции на думата "органичен" в химията. Известни са милиони въглеводороди и те обикновено се образуват по сложни синтетични пътища, които рядко включват елементарен водород.

хидриди

Водородните съединения често се наричат хидриди. Терминът "хидрид" предполага, че Н атомът е придобил отрицателен или анионен характер, обозначен като Н-, и се използва, когато водородът образува съединение с по-електроположителен елемент. Съществуването на хидриден анион, предложен от Gilbert N. Lewis през 1916 г. за хидриди, съдържащи сол от група 1 и 2, е демонстрирано от Moers през 1920 г. чрез електролиза на разтопен литиев хидрид (LiH), произвеждайки стехиометрично количество водород на анод. За хидриди, различни от метали от група 1 и 2, терминът е подвеждащ предвид ниската електроотрицателност на водорода. Изключение при хидридите от група 2 е BeH2, който е полимерен. В литиево-алуминиев хидрид анионът AlH-4 носи хидридни центрове, здраво свързани с Al(III). Въпреки че хидридите могат да се образуват в почти всички елементи от основната група, броят и комбинацията от възможни съединения варира значително; например, известни са над 100 бинарни боран хидриди и само един бинарен алуминиев хидрид. Бинарният индиев хидрид все още не е идентифициран, въпреки че съществуват големи комплекси. В неорганичната химия хидридите могат също да служат като мостови лиганди, които свързват два метални центъра в координационен комплекс. Тази функция е особено характерна за елементите от група 13, особено в бораните (борни хидриди) и алуминиевите комплекси, както и в групираните карборани.

Протони и киселини

Окисляването на водорода премахва неговия електрон и дава Н+, който не съдържа електрони и ядро, което обикновено се състои от един протон. Ето защо H+ често се нарича протон. Този възглед е централен в обсъждането на киселините. Според теорията на Bronsted-Lowry киселините са донори на протони, а основите са акцептори на протони. Голият протон, Н+, не може да съществува в разтвор или в йонни кристали поради неустоимото си привличане към други атоми или молекули с електрони. С изключение на високите температури, свързани с плазмата, такива протони не могат да бъдат отстранени от електронните облаци на атоми и молекули и ще останат прикрепени към тях. Въпреки това, терминът "протон" понякога се използва метафорично за обозначаване на положително зареден или катионен водород, прикрепен към други видове по този начин, и като такъв се обозначава като "Н+" без никакво значение, че отделните протони съществуват свободно като вид. За да се избегне появата на гол "солватиран протон" в разтвора, понякога се смята, че киселинните водни разтвори съдържат по-малко вероятен фиктивен вид, наречен "хидрониев йон" (H 3 O+). Но дори и в този случай такива солватирани водородни катиони се възприемат по-реалистично като организирани клъстери, които образуват видове, близки до H 9O+4. Други оксониеви йони се откриват, когато водата е в кисел разтвор с други разтворители. Въпреки че е екзотичен на Земята, един от най-често срещаните йони във Вселената е Н+3, известен като протониран молекулярен водород или триводороден катион.

изотопи

Водородът има три естествено срещащи се изотопа, обозначени като 1H, 2H и 3H. Други силно нестабилни ядра (4H до 7H) са синтезирани в лабораторията, но не са наблюдавани в природата. 1H е най-често срещаният изотоп на водорода, с изобилие от над 99,98%. Тъй като ядрото на този изотоп се състои само от един протон, то получава описателното, но рядко използвано официално име протий. 2H, другият стабилен изотоп на водорода, е известен като деутерий и съдържа един протон и един неутрон в ядрото. Смята се, че целият деутерий във Вселената е произведен по време на Големия взрив и съществува от този момент до сега. Деутерият не е радиоактивен елемент и не представлява значителна опасност от токсичност. Водата, обогатена с молекули, които включват деутерий вместо нормален водород, се нарича тежка вода. Деутерият и неговите съединения се използват като нерадиоактивен етикет в химически експерименти и в разтворители за 1H-NMR спектроскопия. Тежката вода се използва като модератор на неутрони и охлаждаща течност за ядрени реактори. Деутерият също е потенциално гориво за търговски ядрен синтез. 3H е известен като тритий и съдържа един протон и два неутрона в ядрото. Той е радиоактивен, разпада се на хелий-3 чрез бета разпад с период на полуразпад от 12,32 години. Той е толкова радиоактивен, че може да се използва в светещи бои, което го прави полезен при производството на часовници със светещи циферблати, например. Стъклото предотвратява излизането на малко количество радиация. Малко количество тритий се произвежда естествено чрез взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове; тритий също е бил освободен по време на тестване на ядрени оръжия. Използва се в реакции на ядрен синтез като индикатор за изотопна геохимия и в специализирани осветителни устройства със самостоятелно захранване. Тритият също е използван в експерименти за химично и биологично етикетиране като радиоактивен етикет. Водородът е единственият елемент, който има различни имена за своите изотопи, които са широко използвани днес. По време на ранното изследване на радиоактивността различни тежки радиоактивни изотопи са получили собствени имена, но такива имена вече не се използват, с изключение на деутерий и тритий. Символите D и T (вместо 2H и 3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответният символ за протий P вече се използва за фосфор и следователно не е наличен за протий. В своите насоки за номенклатура Международният съюз за чиста и приложна химия позволява да се използва всеки от символите от D, T, 2H и 3H, въпреки че 2H и 3H са предпочитани. Екзотичният атом мюоний (символ Mu), състоящ се от антимюон и електрон, също понякога се счита за лек радиоизотоп на водорода поради масовата разлика между антимюона и електрона, която беше открита през 1960 г. По време на живота на мюона, 2,2 μs, мюоният може да влезе в съединения като мюониев хлорид (MuCl) или натриев мюонид (NaMu), подобно съответно на хлороводорода и натриевия хидрид.

История

Откриване и използване

През 1671 г. Робърт Бойл открива и описва реакцията между железни стърготини и разредени киселини, която води до водороден газ. През 1766 г. Хенри Кавендиш е първият, който признава водородния газ като дискретно вещество, наричайки газа "запалим въздух" поради реакцията метал-киселина. Той предположи, че "запалимият въздух" всъщност е идентичен с хипотетичното вещество, наречено "флогистон", и отново установи през 1781 г., че газът произвежда вода при изгаряне. Смята се, че именно той е открил водорода като елемент. През 1783 г. Антоан Лавоазие дава на елемента името водород (от гръцки ὑδρο-хидро, което означава „вода“ и -γενής гени, което означава „създател“), когато той и Лаплас възпроизвеждат данните на Кавендиш, че водата се образува при изгаряне на водород. Лавоазие произвежда водород за своите експерименти за запазване на масата, като реагира на поток от пара с метално желязо през лампа с нажежаема жичка, нагрята в огън. Анаеробното окисляване на желязото от водни протони при висока температура може да бъде схематично представено чрез набор от следните реакции:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Много метали, като цирконий, претърпяват подобна реакция с вода, за да се получи водород. За първи път водородът е втечнен от Джеймс Дюар през 1898 г. с помощта на регенеративно охлаждане и неговото изобретение, вакуумната колба. На следващата година той произвежда твърд водород. Деутерият е открит през декември 1931 г. от Харолд Урей, а тритият е получен през 1934 г. от Ърнест Ръдърфорд, Марк Олифант и Пол Хартек. Тежката вода, която се състои от деутерий вместо от обикновен водород, е открита от групата на Юри през 1932 г. François Isaac de Rivaz построи първия двигател "Rivaz", двигател с вътрешно горене, задвижван от водород и кислород, през 1806 г. Едуард Даниел Кларк изобретява тръбата за водороден газ през 1819 г. Стоманата на Döbereiner (първата пълноценна запалка) е изобретена през 1823 г. Първият водороден балон е изобретен от Жак Шарл през 1783 г. Водородът осигури възхода на първата надеждна форма на въздушен трафик след изобретяването на първия дирижабъл с водород през 1852 г. от Анри Гифард. Германският граф Фердинанд фон Цепелин популяризира идеята за твърди дирижабли, издигнати във въздуха от водород, които по-късно бяха наречени цепелини; първият от тях лети за първи път през 1900 г. Редовните редовни полети започват през 1910 г. и до избухването на Първата световна война през август 1914 г. те са превозили 35 000 пътници без големи инциденти. По време на войната водородните дирижабли се използват като платформи за наблюдение и бомбардировачи. Първият трансатлантически полет без кацане е извършен от британския дирижабъл R34 през 1919 г. Редовните пътнически услуги се възобновяват през 20-те години на миналия век и откриването на запаси от хелий в Съединените щати трябваше да подобри безопасността на въздухоплаването, но правителството на САЩ отказа да продава газ за тази цел, така че H2 беше използван в дирижабъла Хинденбург, който беше унищожен през Пожар в Милано в Ню Джърси на 6 май 1937 г. Инцидентът беше излъчен на живо по радиото и записан на видео. Широко се предполагаше, че причината за възпламеняването е изтичане на водород, но последващи проучвания показват, че покритието от алуминизирана тъкан е било възпламенено от статично електричество. Но по това време репутацията на водорода като повдигащ газ вече беше накърнена. Същата година първият турбогенератор с водородно охлаждане с водороден газ като охлаждаща течност в ротора и статора влиза в експлоатация през 1937 г. в Дейтън, Охайо, от Dayton Power & Light Co.; поради топлопроводимостта на водородния газ, той е най-разпространеният газ за използване в тази област днес. Никел-водородната батерия е използвана за първи път през 1977 г. на борда на американския сателит за навигационни технологии 2 (NTS-2). МКС, Mars Odyssey и Mars Global Surveyor са оборудвани с никел-водородни батерии. В тъмната част на орбитата си космическият телескоп Хъбъл също се захранва от никел-водородни батерии, които най-накрая бяха заменени през май 2009 г., повече от 19 години след изстрелването и 13 години след проектирането им.

Роля в квантовата теория

Поради простата си атомна структура само от протон и електрон, водородният атом, заедно със спектъра на светлината, създадена от или погълната от него, е централна за развитието на теорията за атомната структура. В допълнение, изследването на съответната простота на водородната молекула и съответния H+2 катион доведе до разбиране на природата на химическата връзка, което скоро последва физическото третиране на водородния атом в квантовата механика в средата на 2020 г. Един от първите квантови ефекти, който беше ясно наблюдаван (но неразбран по това време) беше наблюдението на Максуел, включващо водорода половин век преди да има пълна квантово-механична теория. Максуел отбелязва, че специфичният топлинен капацитет на H2 необратимо се отклонява от двуатомен газ под стайна температура и започва все повече да прилича на специфичния топлинен капацитет на едноатомен газ при криогенни температури. Според квантовата теория това поведение възниква от разстоянието на (квантуваните) ротационни енергийни нива, които са особено широко разположени в H2 поради ниската му маса. Тези широко разположени нива предотвратяват равномерното разделяне на топлинната енергия във въртеливо движение във водорода при ниски температури. Диатомовите газове, които са съставени от по-тежки атоми, нямат толкова широко разположени нива и не проявяват същия ефект. Антиводородът е антиматериалният аналог на водорода. Състои се от антипротон с позитрон. Антиводородът е единственият вид атом на антиматерията, който е получен от 2015 г.

Да бъдеш сред природата

Водородът е най-разпространеният химичен елемент във Вселената, съставляващ 75% от нормалната материя по маса и над 90% по брой атоми. (По-голямата част от масата на Вселената обаче не е под формата на този химически елемент, а се смята, че има все още неоткрити форми на маса като тъмна материя и тъмна енергия.) Този елемент се намира в голямо изобилие в звезди и газови гиганти. H2 молекулярните облаци са свързани с формирането на звезди. Водородът играе жизненоважна роля при запалването на звездите чрез протон-протонната реакция и ядрения синтез на CNO цикъла. В целия свят водородът се среща главно в атомни и плазмени състояния със свойства, доста различни от тези на молекулярния водород. Като плазма, електронът и протонът на водорода не са свързани един с друг, което води до много висока електрическа проводимост и висока излъчвателна способност (генериране на светлина от Слънцето и други звезди). Заредените частици се влияят силно от магнитни и електрически полета. Например в слънчевия вятър те взаимодействат с магнитосферата на Земята, създавайки токове Биркеланд и полярното сияние. Водородът е в неутрално атомно състояние в междузвездната среда. Смята се, че голямото количество неутрален водород, намерено в мимолетни Лиман-алфа системи, доминира в космологичната барионна плътност на Вселената до червено отместване z = 4. При нормални условия на Земята елементарният водород съществува като двуатомен газ, H2. Водородният газ обаче е много рядък в земната атмосфера (1 ppm по обем) поради лекото му тегло, което му позволява да се противопоставя на земната гравитация по-лесно от по-тежките газове. Водородът обаче е третият най-разпространен елемент на повърхността на Земята, съществуващ предимно под формата на химични съединения като въглеводороди и вода. Водородният газ се произвежда от някои бактерии и водорасли и е естествен компонент на флейтата, както и метанът, който е все по-важен източник на водород. Молекулна форма, наречена протониран молекулярен водород (Н+3), се намира в междузвездната среда, където се генерира от йонизацията на молекулярен водород от космическите лъчи. Този зареден йон също е наблюдаван в горната атмосфера на планетата Юпитер. Йонът е относително стабилен в околната среда поради ниската си температура и плътност. H+3 е един от най-разпространените йони във Вселената и играе важна роля в химията на междузвездната среда. Неутралният триатомен водород H3 може да съществува само във възбудена форма и е нестабилен. За разлика от това, положителният молекулярен водороден йон (H+2) е рядка молекула във Вселената.

Производство на водород

H2 се произвежда в химически и биологични лаборатории, често като страничен продукт от други реакции; в промишлеността за хидрогениране на ненаситени субстрати; и в природата като средство за изместване на редуциращи еквиваленти в биохимични реакции.

Парно реформиране

Водородът може да се произвежда по няколко начина, но от икономическа гледна точка най-важните процеси включват отстраняването на водорода от въглеводородите, тъй като около 95% от производството на водород през 2000 г. идва от парен реформинг. В търговската мрежа големи количества водород обикновено се произвеждат чрез парно реформиране на природен газ. При високи температури (1000-1400 K, 700-1100 °C или 1300-2000 °F) парата (пара) реагира с метан, за да произведе въглероден окис и H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Тази реакция работи най-добре при ниско налягане, но все още може да се проведе при високо налягане (2,0 MPa, 20 atm или 600 инча живачен стълб). Това е така, защото H2 с високо налягане е най-популярният продукт и системите за прегряване под налягане работят по-добре при по-високи налягания. Продуктовата смес е известна като "синтезен газ", тъй като често се използва директно за производство на метанол и свързани съединения. Въглеводороди, различни от метан, могат да се използват за производство на синтезен газ с различни съотношения на продукта. Едно от многото усложнения на тази силно оптимизирана технология е образуването на кокс или въглерод:

CH4 → C + 2 H2

Следователно парният реформинг обикновено използва излишък от H2O. Допълнителен водород може да бъде възстановен от парата с помощта на въглероден оксид чрез реакция на преместване на водния газ, особено с помощта на катализатор железен оксид. Тази реакция също е често срещан промишлен източник на въглероден диоксид:

CO + H2O → CO2 + H2

Други важни методи за H2 включват частично окисляване на въглеводороди:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И въглищната реакция, която може да служи като прелюдия към описаната по-горе реакция на смяна:

C + H2O → CO + H2

Понякога водородът се произвежда и консумира в един и същ промишлен процес, без разделяне. В процеса на Haber за производство на амоняк водородът се генерира от природен газ. Електролизата на солен разтвор за получаване на хлор също произвежда водород като страничен продукт.

метална киселина

В лабораторията H2 обикновено се получава чрез взаимодействие на разредени неокисляващи киселини с определени реактивни метали като цинк с апарат на Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алуминият може също да произвежда H2, когато се третира с основи:

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

Електролизата на водата е прост начин за производство на водород. Ток с ниско напрежение протича през водата и на анода се генерира кислороден газ, докато на катода се генерира водороден газ. Обикновено катодът е направен от платина или друг инертен метал при производството на водород за съхранение. Ако обаче газът трябва да се изгори на място, присъствието на кислород е желателно за насърчаване на горенето и следователно и двата електрода ще бъдат направени от инертни метали. (Например, желязото се окислява и следователно намалява количеството отделен кислород). Теоретичният максимален коефициент на полезно действие (използваното електричество по отношение на енергийната стойност на произведения водород) е в диапазона 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

За производството на водород може да се използва сплав от алуминий и галий под формата на гранули, добавени към вода. Този процес също произвежда алуминиев оксид, но скъпият галий, който предотвратява образуването на оксидна обвивка върху пелетите, може да се използва повторно. Това има важни потенциални последици за икономиката на водорода, тъй като водородът може да се произвежда на местно ниво и не е необходимо да се транспортира.

Термохимични свойства

Има повече от 200 термохимични цикъла, които могат да се използват за разделяне на водата, около дузина от тези цикли, като цикъла на железния оксид, цикъла на цериевия (IV) оксид, цикъла на цериевия (III) оксид, цикъла на цинк-цинковия оксид цикълът на серен йод, цикълът на медта и хибридният цикъл на хлор и сяра са в процес на изследване и тестване за производство на водород и кислород от вода и топлина без използване на електричество. Редица лаборатории (включително тези във Франция, Германия, Гърция, Япония и САЩ) разработват термохимични методи за производство на водород от слънчева енергия и вода.

Анаеробна корозия

При анаеробни условия сплавите от желязо и стомана се окисляват бавно от водни протони, докато се редуцират в молекулярен водород (H2). Анаеробната корозия на желязото води първо до образуването на железен хидроксид (зелена ръжда) и може да се опише със следната реакция: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. На свой ред, при анаеробни условия, железният хидроксид (Fe (OH) 2) може да се окисли от водни протони, за да образува магнетит и молекулярен водород. Този процес се описва чрез реакцията на Shikorra: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 железен хидроксид → магнезий + вода + водород. Добре кристализираният магнетит (Fe3O4) е термодинамично по-стабилен от железния хидроксид (Fe(OH)2). Този процес възниква по време на анаеробна корозия на желязо и стомана в аноксична подпочвена вода и когато почвите се рекултивират под нивото на водната маса.

Геоложки произход: реакция на серпентинизация

При липса на кислород (O2) в дълбоките геоложки условия, преобладаващи далеч от земната атмосфера, водородът (H2) се образува по време на серпентинизация чрез анаеробно окисление от водни протони (H+) на железен силикат (Fe2+), присъстващ в кристалната решетка на фаялит (Fe2SiO4, минална оливинова жлеза). Съответната реакция, водеща до образуването на магнетит (Fe3O4), кварц (SiO2) и водород (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаялит + вода → магнетит + кварц + водород. Тази реакция много наподобява реакцията на Shikorra, наблюдавана при анаеробното окисление на железен хидроксид в контакт с вода.

Образуване в трансформатори

От всички опасни газове, произвеждани в силови трансформатори, водородът е най-разпространеният и се генерира при повечето повреди; по този начин образуването на водород е ранен признак за сериозни проблеми в жизнения цикъл на трансформатора.

Приложения

Консумация в различни процеси

Големи количества H2 са необходими в петролната и химическата промишленост. Най-голямото използване на H2 е за обработка („обновяване“) на изкопаеми горива и за производство на амоняк. В нефтохимическите заводи Н2 се използва при хидродеалкилиране, хидродесулфуризация и хидрокрекинг. H2 има няколко други важни приложения. H2 се използва като хидрогениращ агент, по-специално за повишаване на нивото на наситеност на ненаситени мазнини и масла (намиращи се в артикули като маргарин) и при производството на метанол. Освен това е източник на водород при производството на солна киселина. H2 се използва и като редуциращ агент за метални руди. Водородът е силно разтворим в много редкоземни и преходни метали и е разтворим както в нанокристални, така и в аморфни метали. Разтворимостта на водорода в металите зависи от локални изкривявания или примеси в кристалната решетка. Това може да бъде полезно, когато водородът се пречиства чрез преминаване през горещи паладиеви дискове, но високата разтворимост на газа е металургичен проблем, който прави много метали крехки, усложнявайки дизайна на тръбопроводи и резервоари за съхранение. Освен че се използва като реагент, H2 има широк спектър от приложения във физиката и инженерството. Използва се като защитен газ при заваръчни методи като заваряване с атомен водород. H2 се използва като охладител на ротора в електрическите генератори в електроцентралите, тъй като има най-високата топлопроводимост от всеки газ. Течният H2 се използва в криогенни изследвания, включително изследвания на свръхпроводимостта. Тъй като H2 е по-лек от въздуха, с малко над 1/14 от плътността на въздуха, той някога е бил широко използван като издигащ газ в балони и дирижабли. В по-нови приложения водородът се използва чист или смесен с азот (понякога наричан образуващ газ) като трасиращ газ за незабавно откриване на течове. Водородът се използва в автомобилната, химическата, енергийната, космическата и телекомуникационната промишленост. Водородът е разрешена хранителна добавка (E 949), която позволява тестване за изтичане на храни, наред с други антиоксидантни свойства. Редките изотопи на водорода също имат специфични приложения. Деутерият (водород-2) се използва в приложения за ядрен делене като модератор на бавни неутрони и в реакции на ядрен синтез. Деутериевите съединения се използват в областта на химията и биологията при изследване на изотопните ефекти на реакцията. Тритий (водород-3), произведен в ядрени реактори, се използва при производството на водородни бомби, като изотопен маркер в биологичните науки и като източник на радиация в светещи бои. Температурата на тройната точка на равновесния водород е определящата фиксирана точка на температурната скала ITS-90 при 13,8033 Келвина.

Охлаждаща среда

Водородът обикновено се използва в електроцентралите като хладилен агент в генераторите поради редица благоприятни свойства, които са пряк резултат от неговите леки двуатомни молекули. Те включват ниска плътност, нисък вискозитет и най-висок специфичен топлинен капацитет и топлопроводимост от всеки газ.

Енергоносител

Водородът не е енергиен ресурс, освен в хипотетичния контекст на комерсиални термоядрени електроцентрали, използващи деутерий или тритий, технология, която в момента е далеч от зрялост. Енергията на Слънцето идва от ядрения синтез на водорода, но този процес е трудно осъществим на Земята. Елементарният водород от слънчеви, биологични или електрически източници изисква повече енергия за производството му, отколкото е необходима за изгарянето му, така че в тези случаи водородът функционира като енергиен носител, подобно на батерия. Водородът може да бъде получен от изкопаеми източници (като метан), но тези източници са изчерпаеми. Енергийната плътност на единица обем както на течния водород, така и на сгъстения газообразен водород при всяко практически постижимо налягане е значително по-ниска от конвенционалните енергийни източници, въпреки че енергийната плътност на единица маса гориво е по-висока. Елементарният водород обаче е широко обсъждан в енергийния контекст като възможен бъдещ енергиен носител за цялата икономика. Например улавянето на CO2, последвано от улавяне и съхранение на въглерод, може да се извърши в точката на производство на H2 от изкопаеми горива. Водородът, използван в транспорта, ще гори относително чисто, с известни емисии на NOx, но без въглеродни емисии. Въпреки това разходите за инфраструктура, свързани с пълното преобразуване към водородна икономика, ще бъдат значителни. Горивните клетки могат да превръщат водорода и кислорода директно в електричество по-ефективно от двигателите с вътрешно горене.

полупроводникова индустрия

Водородът се използва за насищане на висящите връзки на аморфен силиций и аморфен въглерод, което спомага за стабилизиране на свойствата на материала. Освен това е потенциален донор на електрони в различни оксидни материали, включително ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 и SrZrO3.

биологични реакции

H2 е продукт на някои видове анаеробен метаболизъм и се произвежда от няколко микроорганизми, обикновено чрез реакции, катализирани от желязо- или никел-съдържащи ензими, наречени хидрогенази. Тези ензими катализират обратима окислително-редукционна реакция между H2 и неговите два протона и два електрона компоненти. Създаването на водороден газ става чрез прехвърляне на редуциращи еквиваленти, получени от ферментацията на пируват, към вода. Естественият цикъл на производство и потребление на водород от организмите се нарича водороден цикъл. Разделянето на водата, процесът, при който водата се разгражда на съставните й протони, електрони и кислород, се случва при светлинни реакции във всички фотосинтезиращи организми. Някои такива организми, включително водораслите Chlamydomonas Reinhardtii и цианобактериите, са развили втори етап в тъмните реакции, при които протоните и електроните се редуцират, за да образуват H2 газ от специализирани хидрогенази в хлоропласта. Правени са опити за генетично модифициране на цианобактериални хидрази за ефективно синтезиране на H2 газ дори в присъствието на кислород. Бяха положени и усилия за използване на генетично модифицирани водорасли в биореактор.

Започвайки да разглеждаме химичните и физичните свойства на водорода, трябва да се отбележи, че в обичайното състояние този химичен елемент е в газообразна форма. Безцветният водороден газ е без мирис и вкус. За първи път този химичен елемент беше наречен водород, след като ученият А. Лавоазие проведе експерименти с вода, според резултатите от които световната наука научи, че водата е многокомпонентна течност, която включва водород. Това събитие се случи през 1787 г., но много преди тази дата водородът беше известен на учените под името "горим газ".

Водород в природата

Според учените водородът се намира в земната кора и във водата (приблизително 11,2% от общия обем вода). Този газ е част от много минерали, които човечеството извлича от недрата на земята в продължение на векове. Отчасти свойствата на водорода са характерни за нефт, природни газове и глина, за животински и растителни организми. Но в чиста форма, тоест не комбиниран с други химични елементи от периодичната таблица, този газ е изключително рядък в природата. Този газ може да излезе на земната повърхност по време на вулканични изригвания. Свободният водород присъства в следи от атмосферата.

Химични свойства на водорода

Тъй като химичните свойства на водорода не са еднакви, този химичен елемент принадлежи както към група I на системата на Менделеев, така и към група VII на системата. Като представител на първата група, водородът всъщност е алкален метал, който има степен на окисление +1 в повечето от съединенията, в които е включен. Същата валентност е характерна за натрия и други алкални метали. С оглед на тези химични свойства, водородът се счита за елемент, подобен на тези метали.

Ако говорим за метални хидриди, тогава водородният йон има отрицателна валентност - степента му на окисление е -1. Na + H- е изграден по същия начин като Na + Cl- хлорид. Този факт е причината водородът да бъде отнесен към VII група на системата на Менделеев. Водородът, намирайки се в състояние на молекула, при условие че е в обикновена среда, е неактивен и може да се комбинира само с по-активни за него неметали. Такива метали включват флуор, в присъствието на светлина водородът се свързва с хлор. Ако водородът се нагрее, той става по-активен, реагирайки с много елементи от периодичната система на Менделеев.

Атомарният водород проявява по-активни химични свойства от молекулярния водород. Молекулите на кислорода образуват вода - H2 + 1/2O2 = H2O. Когато водородът взаимодейства с халогени, се образуват водородни халиди H2 + Cl2 = 2HCl и водородът влиза в тази реакция при липса на светлина и при достатъчно високи отрицателни температури - до - 252 ° C. Химичните свойства на водорода позволяват използването му за редукция на много метали, тъй като при реакция водородът абсорбира кислород от метални оксиди, например CuO + H2 = Cu + H2O. Водородът участва в образуването на амоняк, взаимодействайки с азота в реакцията 3H2 + N2 = 2NH3, но при условие, че се използва катализатор и температурата и налягането се повишават.

Енергична реакция възниква, когато водородът взаимодейства със сярата в реакцията H2 + S = H2S, което води до сероводород. Взаимодействието на водорода с телур и селен е малко по-малко активно. Ако няма катализатор, тогава той реагира с чист въглерод, водород само при условие, че се създават високи температури. 2H2 + C (аморфен) = CH4 (метан). В процеса на взаимодействие на водород с някои алкални и други метали се получават хидриди, например H2 + 2Li = 2LiH.

Физични свойства на водорода

Водородът е много лек химикал. Най-малкото учените твърдят, че в момента няма по-леко вещество от водорода. Масата му е 14,4 пъти по-лека от въздуха, плътността му е 0,0899 g/l при 0°C. При температури от -259,1 ° C водородът може да се стопи - това е много критична температура, която не е типична за превръщането на повечето химични съединения от едно състояние в друго. Само такъв елемент като хелий надвишава физическите свойства на водорода в това отношение. Втечняването на водорода е трудно, тъй като критичната му температура е (-240°C). Водородът е най-отделящият топлина газ от всички познати на човечеството. Всички свойства, описани по-горе, са най-значимите физични свойства на водорода, които се използват от човека за специфични цели. Освен това тези свойства са най-актуалните за съвременната наука.