1 Водород → Гелий 1H Внешний вид простого вещества газ без цвета, вкуса и запаха Свойства атома Имя, символ, номер Водород / Hydrogenium (H), 1 Атомная масса (молярная масса) 1,00794 а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация 1s1 Радиус атома 53 пм Химические свойства Ковалентный радиус 32 пм Радиус иона 54 (−1 e) пм Электроотрицательность 2,20 [1] (шкала Полинга) Степени окисления 1,0, −1 Энергия ионизации (первый электрон) 1311,3 кДж/моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) 0,0000899 (при 273K (0 °C)) г/см³ Температура плавления 14,01 K Температура кипения 20,28 K Теплота плавления 0,117 кДж/моль Теплота испарения 0,904 кДж/моль Молярная теплоёмкость 14,235[2] Дж/(K·моль) Молярный объём 14,1 см³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки гексагональная Параметры решётки a=3,780 c=6,167 Å Отношение c/a 1,631 Температура Дебая 110 K Прочие характеристики Теплопроводность (300 K) 0,1815 Вт/(м·К) 1 Водород H 1,0079 1s1 Водоро́д (калька с латинского: лат. Hydrogenium — hydro = «вода», gen = «порождающий»; hydrogenium — «порождающий воду»; обозначается символом H) — первый элемент периодической системы элементов. Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон. Свойства ядра 1H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ. Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T). Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен[2]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, платине. Содержание 1 История 2 Происхождение названия 3 Распространённость 3.1 Во Вселенной 3.2 Земная кора и живые организмы 4 Получение 4.1 В промышленности 4.2 В лаборатории 4.3 См. также 5 Физические свойства 6 Изотопы 7 Свойства изотопов 8 Химические свойства 8.1 Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами 8.2 Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов) 8.3 Гидрирование органических соединений 9 Геохимия водорода 10 Особенности обращения 11 Экономика 12 Применение 12.1 Химическая промышленность 12.2 Пищевая промышленность 12.3 Авиационная промышленность 12.4 Топливо 13 Интересные факты 14 Примечания 15 Литература 16 См. также 17 Ссылки править История Основная статья: Хронология водородных технологий Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен. править Происхождение названия Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова . править Распространённость править Во Вселенной Водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре. править Земная кора и живые организмы Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму). Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %. править Получение Основная статья: Производство водорода Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом — выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током. Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре: СН4 + 2Н2O = CO2↑ + 4Н2 −165 кДж Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, — разложение воды электротоком. Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой. править В промышленности 1.Электролиз водных растворов солей: 2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2 2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000 °C: H2O + C ⇄ H2 + CO 3.Из природного газа. Конверсия с водяным паром: CH4 + H2O ⇄ CO + 3H2 (1000 °C) Каталитическое окисление кислородом: 2CH4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2 4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти. править В лаборатории 1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ 2.Взаимодействие кальция с водой: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ 3.Гидролиз гидридов: NaH + H2O → NaOH + H2↑ 4.Действие щелочей на цинк или алюминий: 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4 + 3H2↑ Zn + 2KOH + 2H2O → K2[Zn(OH)4 + H2↑ 5.С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например: 2H3O+ + 2e− → H2↑ + 2H2O править См. также Биореактор для производства водорода править Физические свойства Спектр излучения водорода Эмиссионный спектр водорода Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха. Молекула водорода двухатомна — Н2. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н.у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120.9×106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л. Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре. Фазовая диаграмма водорода Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 спуаз). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2. Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексогональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a=3,75 c=6,12. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние. Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p-H2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H2 и p-H2 при заданной температуре называется равновесный водород e-H2. Равновесная мольная концентрация пара-водорода Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвёздной среды — с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций. править Изотопы Давление пара для различных изотопов водорода Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия: 1H — протий (Н), 2Н — дейтерий (D), 3Н — тритий (радиоактивный) (T). Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %[3]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода. Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32[3] лет. Тритий содержится в природе в очень малых количествах. В литературе[3] также приводятся данные об изотопах водорода с массовыми числами 4 — 7 и периодами полураспада 10−22 — 10−23 с. Природный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D2, примерно, 6400:1. Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов[4]. Температура плавления, K Температура кипения, K Тройная точка, K / kPa Критическая точка, K / kPa Плотность жидкий / газ, кг/м³ H2 13.96 20,39 13,96 / 7,3 32,98 / 1,31 70,811 / 1,316 HD 16,65 22,13 16,60 / 12,8 35,91 / 1,48 114,80 / 1,802 HT 22,92 17,63 / 17,7 37,13 / 1,57 158,62 / 2,310 D2 18,65 23,67 18,73 / 17,1 38,35 / 1,67 162,50 / 2,230 DT 24.38 19,71 / 19,4 39,42 / 1,77 211,54 / 2,694 T2 20,63 25,04 20,62 / 21,6 40,44 / 1,85 260,17 / 3,136 Дейтерий и тритий также имеют орто- и пара- модификации: p-D2, o-D2, p-T2, o-T2. Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и пара- модификаций. править Свойства изотопов Источники информации[5][3]: Изотоп Z N Масса (а. е. м.) Период полураспада Спин  % в природе Тип и энергия распада 1H 1 0 1,007 825 032 07(10) Стабилен 1⁄2+ 99,9885(70)% 2H 1 1 2,014 101 777 8(4) Стабилен 1+ 0,0115(70)% 3H 1 2 3,016 049 277 7(25) 12,32(2) года 1⁄2+ β− 18,591(1) кэВ 4H 1 3 4,027 81(11) 1,39(10)×10−22 с 2− -n 23,48(10) МэВ 5H 1 4 5.035 31(11) >9,1×10−22 с (1⁄2+) -nn 21,51(11) МэВ 6H 1 5 6,044 94(28) 2,90(70)×10−22 с 2− −3n 24,27(26) МэВ 7H 1 6 7,052 75(108) 2,3(6)×10−23 с 1⁄2+ -nn 23,03(101) МэВ В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа. править Химические свойства Доля диссоциировавших молекул водорода Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н2 = 2Н − 432 кДж Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н2 = СаН2 и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород: F2 + H2 = 2HF С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении: О2 + 2Н2 = 2Н2О Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например: CuO + Н2 = Cu + Н2O Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода. N2 + 3H2 → 2NH3 С галогенами образует галогеноводороды: F2 + H2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl2 + H2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету. С сажей взаимодействует при сильном нагревании: C + 2H2 → CH4 править Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды: 2Na + H2 → 2NaH Ca + H2 → CaH2 Mg + H2 → MgH2 Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются: CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑ править Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов) Оксиды восстанавливаются до металлов: CuO + H2 → Cu + H2O Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O WO3 + 3H2 → W + 3H2O править Гидрирование органических соединений Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр. Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле). Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы. править Геохимия водорода На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована и водород вместе с другими летучими элементами покинул планету во время аккреции или вскоре после неё. Свободный водород H2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах. В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды. В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением[6]. Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство. править Особенности обращения Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение. Взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % объёмных. править Экономика Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2-5$ за кг[7]. править Применение Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки. править Химическая промышленность При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс править Пищевая промышленность При производстве маргарина из жидких растительных масел. Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции.источник не указан 84 дня править Авиационная промышленность Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость. править Топливо Водород используют в качестве ракетного топлива. Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающую среду и выделяют только водяной пар. В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую. править Интересные факты Водород — самое распространённое вещество во Вселенной (примерно 90 % всех атомов во вселенной)[8]. Водород — самый лёгкий газ. Масса 1 литра водорода в газообразном состоянии составляет всего 0,08988 грамм[8]. Хорватское название водорода — Vodik, ввел в употребление филолог Богослав Шулек. править Примечания ↑ Hydrogen: electronegativities  (англ.). Webelements. Проверено 15 июля 2010. ↑ 1 2 Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 400-402. — 623 с. — 100 000 экз. ↑ 1 2 3 4 G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot and A. H. Wapstra (2003). «The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties». Nuclear Physics A 729: 3–128. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. ↑ Züttel A.,Borgschulte A.,Schlapbach L. Hydrogen as a Future Energy Carrier.- Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2008. — ISBN 978-3-527-30817-0 ↑ G. Audi, A.H. Wapstra, and C. Thibault (2003). «The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references.». Nuclear Physics A 729: 337—676. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003. ↑ Правилов А. М. Фотопроцессы в молекулярных газах. М.: Энергоатомиздат, 1992. ↑ Журнал «Вестник Online». Аркадий Шварц. Снова о водороде ↑ 1 2 Книга рекордов Гиннесса для химических веществ править Литература 1. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: Учебное пособие для вузов /Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремин, В. А. Попков. — М.: Издательство «Экзамен»,2005. 2. Учебный справочник школьника. Учебное издание. — М.: Дрофа, 2001. править См. также Атом водорода Жидкий водород Соединения водорода Антиводород Водородная энергетика Молекула водорода править Ссылки Портал «Химия» Водород в Викисловаре? Водород на Викискладе? Ученые создали новый катализатор для добычи водорода Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 H   He 2 Li Be   B C N O F Ne 3 Na Mg   Al Si P S Cl Ar 4 K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Щелочные металлы  Щёлочноземельные металлы  Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Другие металлы Металлоиды Другие неметаллы Галогены Инертные газы