Рідкий

Водень(Лат. Hydrogenium; позначається символом H) - Перший елемент періодичної системи елементів. Широко поширений у природі. Катіон (і ядро) найпоширенішого ізотопу водню 1H - протон. Властивості ядра H дозволяють широко використовувати ЯМР-спектроскопію в аналізі органічних речовин.

Три ізотопи водню мають власні назви: 1 H – протий (Н), 2 H – дейтерій (D) та 3 H – тритій (радіоактивний) (T).

Проста речовина водень – H 2 – легкий безбарвний газ. У суміші з повітрям або киснем горюча і вибухонебезпечна. Нетоксичний. Розчинний в етанолі та ряді металів: залозі, нікелі, паладії, платині.

Історія

Виділення пального газу при взаємодії кислот і металів спостерігали в XVI і XVII століттях на зорі становлення хімії як науки. Прямо вказував на виділення його та Михайло Васильович Ломоносов, але вже безперечно усвідомлюючи, що це не флогістон. Англійський фізик і хімік Генрі Кавендіш в 1766 досліджував цей газ і назвав його «горючим повітрям». При спалюванні «горюче повітря» давало воду, але відданість Кавендіша теорії флогістона завадила йому зробити правильні висновки. Французький хімік Антуан Лавуазьє разом з інженером Ж. Менье, використовуючи спеціальні газометри, в 1783 р. здійснив синтез води, та був і її аналіз, розклавши водяну пару розжареним залізом. Таким чином він встановив, що «горюче повітря» входить до складу води і може бути отримано.

походження назви

Лавуазьє дав водню назву hydrogène - "що народжує воду". Російське найменування «водень» запропонував хімік М. Ф. Соловйов в 1824 - за аналогією сломоносівським «киснем».

Поширеність

Водень - найпоширеніший елемент у Всесвіті. На його частку припадає близько 92% всіх атомів (8% становлять атоми гелію, частка решти разом узятих елементів — менше 0,1%). Таким чином, водень - основна складова частина зірок та міжзоряного газу. В умовах зоряних температур (наприклад, температура поверхні Сонця ~ 6000 °C) водень існує у вигляді плазми, у міжзоряному просторі цей елемент існує у вигляді окремих молекул, атомів та іонів і може утворювати молекулярні хмари, що значно відрізняються за розмірами, щільністю та температурою.

Земна кора та живі організми

Масова частка водню в земній корі становить 1% - це десятий за поширеністю елемент. Однак його роль у природі визначається не масою, а числом атомів, частка яких серед інших елементів становить 17% (друге місце після кисню, частка атомів якого дорівнює ~52%). Тому значення водню в хімічних процесах, що відбуваються на Землі, майже так само велике, як і кисню. На відміну від кисню, що існує на Землі та у зв'язаному, та у вільному станах, практично весь водень на Землі знаходиться у вигляді сполук; Тільки дуже незначному кількості водень як простої речовини міститься у атмосфері (0,00005 % за обсягом).

Водень входить до складу практично всіх органічних речовин і присутній у всіх живих клітинах. У живих клітинах за кількістю атомів водень припадає майже 50 %.

Отримання

Промислові способи отримання простих речовин залежать від того, в якому вигляді відповідний елемент знаходиться в природі, тобто може бути сировиною для його отримання. Так, кисень, що у вільному стані, отримують фізичним способом - виділенням з рідкого повітря. Водень же майже весь знаходиться у вигляді сполук, тому для його одержання застосовують хімічні методи. Зокрема, можуть бути використані реакції розкладання. Одним із способів отримання водню є реакція розкладання води електричним струмом.

Основний промисловий спосіб отримання водню - реакція з водою метану, що входить до складу газу. Вона проводиться при високій температурі (легко переконатися, що при пропущенні метану навіть через киплячу воду жодної реакції не відбувається):

СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

У лабораторії для отримання простих речовин використовують не обов'язково природну сировину, а вибирають ті вихідні речовини, з яких легко виділити необхідну речовину. Наприклад, у лабораторії кисень не отримують із повітря. Це саме стосується і отримання водню. Один з лабораторних способів одержання водню, який іноді застосовується і в промисловості, - розкладання води електрострумом.

Зазвичай у лабораторії водень отримують взаємодією цинку із соляною кислотою.

У промисловості

1.Електроліз водних розчинів солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускання пар води над розпеченим коксом при температурі близько 1000 °C:

H 2 O + C? H 2 + CO

3.З природного газу.

Конверсія з водяною парою:

CH 4 + H 2 O? CO + 3H 2 (1000 °C)

Каталітичне окиснення киснем:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H 2

4. Крекінг та риформінг вуглеводнів у процесі переробки нафти.

В лабораторії

1.Дія розведених кислот на метали.Для проведення такої реакції найчастіше використовують цинк та розведену соляну кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаємодія кальцію з водою:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гідроліз гідридів:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Дія лугів на цинк або алюміній:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.За допомогою електролізу.При електролізі водних розчинів лугів або кислот на катоді відбувається виділення водню, наприклад:

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Фізичні властивості

Водень може існувати у двох формах (модифікаціях) — у вигляді орто- та пароводню. У молекулі ортоводороду o-H 2 (т. пл. −259,10 °C, т. кіп. −252,56 °C) ядерні спини спрямовані однаково (паралельні), а у параводню p-H 2 (т. пл. -259,32 ° C, т. Кіп. -252,89 ° C) - протилежно один одному (антипаралельні). Рівноважна суміш o-H 2 та p-H 2 при заданій температурі називається рівноважний водень e-H 2 .

Розділити модифікації водню можна адсорбцією на активному вугіллі за нормальної температури рідкого азоту. При дуже низьких температурах рівновага між ортоводородом і параводнем майже націло зрушена в бік останнього. При 80 К співвідношення форм приблизно 1:1. Десорбований параводень при нагріванні перетворюється на ортоводород до утворення рівноважної при кімнатній температурі суміші (орто-пара: 75:25). Без каталізатора перетворення відбувається повільно (за умов міжзоряного середовища - з характерними часами аж до космологічних), що дає змогу вивчити властивості окремих модифікацій.

Водень - найлегший газ, він легший за повітря в 14,5 разів. Очевидно, що чим менша маса молекул, тим вища їхня швидкість при одній і тій же температурі. Як найлегші, молекули водню рухаються швидше за молекули будь-якого іншого газу і тим швидше можуть передавати теплоту від одного тіла до іншого. Звідси випливає, що водень має найвищу теплопровідність серед газоподібних речовин. Його теплопровідність приблизно в сім разів вища за теплопровідність повітря.

Молекула водню двоатомна - Н2. За нормальних умов - це газ без кольору, запаху та смаку. Щільність 0,08987 г/л (н.у.), температура кипіння –252,76 °C, питома теплота згоряння 120.9×10 6 Дж/кг, малорозчинний у воді – 18,8 мл/л. Водень добре розчинний у багатьох металах (Ni, Pt, Pd та ін), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd). З розчинністю водню в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії водню з вуглецем (так звана декарбонізація). Практично не розчинний у срібло.

Рідкий воденьіснує у дуже вузькому інтервалі температур від -252,76 до -259,2 °C. Це безбарвна рідина, дуже легка (щільність при -253 °C 0,0708 г/см 3) і текуча (в'язкість при -253 °C 13,8 спуаз). Критичні параметри водню дуже низькі: температура -240,2 ° C і тиск 12,8 атм. Цим пояснюються проблеми при зрідженні водню. У рідкому стані рівноважний водень складається з 99,79% пара-Н2, 0,21% орто-Н2.

Твердий водень, температура плавлення −259,2 °C, щільність 0,0807 г/см 3 (при −262 °C) — снігоподібна маса, кристали гексогональної сингонії, просторова група P6/mmc, параметри комірки a=3,75 c=6,12. При високому тиску водень перетворюється на металевий стан.

Ізотопи

Водень зустрічається у вигляді трьох ізотопів, які мають індивідуальні назви: 1 H – протий (Н), 2 Н – дейтерій (D), 3 Н – тритій (радіоактивний) (T).

Проти і дейтерій є стабільними ізотопами з масовими числами 1 і 2. Зміст їх у природі відповідно становить 99,9885±0,0070% та 0,0115±0,0070%. Це співвідношення може змінюватись в залежності від джерела і способу отримання водню.

Ізотоп водню 3 Н (тритій) нестабільний. Його період напіврозпаду становить 12,32 років. Тритій міститься у природі у дуже малих кількостях.

У літературі також наводяться дані про ізотопи водню з масовими числами 4 - 7 та періодами піврозпаду 10 -22 - 10 -23 с.

Природний водень складається з молекул H 2 і HD (Дейтероводород) у співвідношенні 3200:1. Зміст чистого дейтерійного водню D2 ще менше. Відношення концентрацій HD і D 2 приблизно 6400:1.

З усіх ізотопів хімічних елементів фізичні та хімічні властивості ізотопів водню відрізняються один від одного найсильніше. Це з найбільшим відносним зміною мас атомів.

	Температура плавлення, K	Температура кипіння, K	Потрійна крапка, K/kPa	Критична крапка, K/kPa	щільність рідкий / газ, кг/м³

Дейтерій та тритій також мають орто- та пара-модифікації: p-D 2 o-D 2 p-T 2 o-T2. Гетероізотопний водень (HD, HT, DT) не мають орто-і пара-модифікацій.

Хімічні властивості

Частка дисоціюючих молекул водню

Молекули водню Н 2 досить міцні, і для того, щоб водень міг вступити в реакцію, має бути витрачена велика енергія:

Н 2 = 2Н − 432 кДж

Тому при звичайних температурах водень реагує тільки з дуже активними металами, наприклад, з кальцієм, утворюючи гідрид кальцію:

Ca + Н 2 = СаН 2

і з єдиним неметалом - фтором, утворюючи фтороводород:

З більшістю металів і неметалів водень реагує при підвищеній температурі або при іншій дії, наприклад при освітленні:

О 2 + 2Н2 = 2Н2О

Він може «віднімати» кисень від деяких оксидів, наприклад:

CuO + Н 2 = Cu + Н 2 O

Записане рівняння відбиває відновлювальні властивості водню.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

З галогенами утворює галогеноводороди:

F 2 + H 2 → 2HF, реакція протікає з вибухом у темряві та за будь-якої температури,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, реакція протікає з вибухом, тільки світла.

З сажею взаємодіє при сильному нагріванні:

C + 2H 2 → CH 4

Взаємодія з лужними та лужноземельними металами

При взаємодії з активними металами водень утворює гідриди:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Гідриди- солеподібні, тверді речовини, що легко гідролізуються:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаємодія з оксидами металів (як правило, d-елементів)

Оксиди відновлюються до металів:

CuO+H2 → Cu+H2O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гідрування органічних сполук

Молекулярний водень широко застосовується в органічному синтезі відновлення органічних сполук. Ці процеси називають реакціями гідрування. Ці реакції проводять у присутності каталізатора при підвищених тиску та температурі. Каталізатор може бути як гомогенним (напр.Каталізатор Уїлкінсона), так і гетерогенним (напр. нікель Ренея, паладій на вугіллі).

Так, зокрема, при каталітичному гідруванні ненасичених сполук, таких як алкени та алкіни, утворюються насичені сполуки – алкани.

Геохімія водню

Вільний водень H 2 відносно рідко зустрічається у земних газах, але у вигляді води він бере виключно важливу участь у геохімічних процесах.

До складу мінералів водень може входити у вигляді іону амонію, гідроксил-іона та кристалічної води.

У атмосфері водень безупинно утворюється внаслідок розкладання води сонячним випромінюванням. Маючи малу масу, молекули водню мають високу швидкість дифузійного руху (вона близька до другої космічної швидкості) і, потрапляючи у верхні шари атмосфери, можуть полетіти в космічний простір.

Особливості звернення

Водень при суміші з повітрям утворює вибухонебезпечну суміш - так званий гримучий газ. Найбільшу вибухонебезпечність цей газ має при об'ємному відношенні водню та кисню 2:1, або водню та повітря приблизно 2:5, оскільки у повітрі кисню міститься приблизно 21 %. Також водень пожежонебезпечний. Рідкий водень при попаданні на шкіру може спричинити сильне обмороження.

Вибухонебезпечні концентрації водню з киснем виникають від 4% до 96% об'ємних. При суміші з повітрям від 4% до 75(74)% об'ємних.

Економіка

Вартість водню при великооптових поставках коливається в діапазоні 2-5 $ за кг.

Застосування

Атомарний водень використовується для атомно-водневого зварювання.

Хімічна промисловість

• При виробництві аміаку, метанолу, мила та пластмас
• При виробництві маргарину з рідких рослинних олій
• Зареєстрований як харчова добавка E949(Пакувальний газ)

Харчова промисловість

Авіаційна промисловість

Водень дуже легкий і у повітрі завжди піднімається нагору. Колись дирижаблі та повітряні кулі наповнювали воднем. Але в 30-х роках. ХХ ст. сталося кількакатастроф, під час яких дирижаблі вибухали та згоряли. У наш час дирижаблі наповнюють гелієм, незважаючи на його значно високу вартість.

Паливо

Водень використовують як ракетне паливо.

Ведуться дослідження щодо застосування водню як палива для легкових та вантажних автомобілів. Водневі двигуни не забруднюють навколишнього середовища і виділяють лише водяну пару.

У воднево-кисневих паливних елементах використовується водень для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції на електричну.

«Рідкий водень»(«ЖВ») — рідкий агрегатний стан водню, з низькою питомою щільністю 0.07 г/см³ та кріогенними властивостями з точкою замерзання 14.01 K (−259.14 °C) та крапкою кипіння 20.28 K (−252.87 °C). Є безбарвною рідиною без запаху, яка при змішуванні з повітрям відноситься до вибухонебезпечних речовин з діапазоном коефіцієнта займання 4-75%. Спинове співвідношення ізомерів у рідкому водні становить: 99,79% - паводок; 0,21% - ортоводород. Коефіцієнт розширення водню при зміні агрегатного стану газоподібне становить 848:1 при 20°C.

Як і будь-якого іншого газу, зрідження водню призводить до зменшення його обсягу. Після зрідження "ЖВ" зберігається в термічно ізольованих контейнерах під тиском. Рідкий водень (англ. Liquid hydrogen, LH2, LH 2) активно використовується в промисловості, як форма зберігання газу, і в космічній галузі, як ракетне паливо.

Історія

Перше документоване використання штучного охолодження в 1756 році було здійснено англійським ученим Вільямом Калленом, Гаспар Монж першим отримав рідкий стан оксиду сірки в 1784 році, Майкл Фарадей першим отримав скраплений аміак, американський винахідник Олівер Еванс охолодну машину в 1834 році і Джон Горі першим у США запатентував кондиціонер у 1851 році. Вернер Сіменс запропонував концепцію регенеративного охолодження у 1857 році, Карл Лінде запатентував обладнання для отримання рідкого повітря з використанням каскадного «ефекту розширення Джоуля - Томсона» та регенеративного охолодження у 1876 році. У 1885 році польський фізик та хімік Зигмунд Вро?блевський опублікував критичну температуру водню 33 K, критичний тиск 13.3 атм. і точку кипіння при 23 K. Вперше водень був зріджений Джеймсом Дьюаром в 1898 з використанням регенеративного охолодження і свого винаходу, суду Дьюара. Перший синтез стабільного ізомеру рідкого водню – параводню – був здійснений Полом Хартеком та Карлом Бонхеффером у 1929 році.

Спінові ізомери водню

Водень при кімнатній температурі складається здебільшого зі спинового ізомеру, ортоводороду. Після виробництва рідкий водень знаходиться в метастабільному стані і повинен бути перетворений на параводневу форму, для того щоб уникнути вибухонебезпечної екзотермічної реакції, яка має місце при його зміні при низьких температурах. Перетворення на пароводневу фазу зазвичай проводиться з використанням таких каталізаторів, як оксид заліза, оксид хрому, активоване вугілля, покритих платиною азбестів, рідкісноземельних металів або шляхом використання уранових або нікелевих добавок.

Використання

Рідкий водень може бути використаний як форма зберігання палива для двигунів внутрішнього згоряння та паливних елементів. Різні підводні човни (проекти «212А» та «214», Німеччина) та концепти водневого транспорту були створені з використанням цієї агрегатної форми водню (див. наприклад «DeepC» або «BMW H2R»). Завдяки близькості конструкцій, творці техніки на «ЖВ» можуть використовувати або модифікувати системи, що використовують скраплений природний газ («СПГ»). Однак через нижчу об'ємну щільність енергії для горіння потрібен більший обсяг водню, ніж природного газу. Якщо рідкий водень використовується замість «СПГ» у поршневих двигунах, зазвичай потрібна громіздка паливна система. При прямому впорскуванні втрати у впускному тракті збільшують наповнення циліндрів.

Рідкий водень використовується для охолодження нейтронів в експериментах з нейтронного розсіювання. Маси нейтрону та ядра водню практично рівні, тому обмін енергією при пружному зіткненні найефективніший.

Переваги

Перевагою використання водню є "нульова емісія" його застосування. Продуктом взаємодії з повітрям є вода.

Перешкоди

Один літр «ЖВ» важить лише 0.07 кг. Тобто його питома густина становить 70.99 г/л при 20 K. Рідкий водень вимагає кріогенної технології зберігання, такої як спеціальні термічно ізольовані контейнери і вимагає особливого обігу, що властиво всім кріогенних матеріалів. Він близький у цьому відношенні до рідкого кисню, але потребує більшої обережності через пожежну небезпеку. Навіть у випадку з контейнерами з тепловою ізоляцією його важко утримувати при тій низькій температурі, яка потрібна для його збереження в рідкому стані (зазвичай він випаровується зі швидкістю 1% на день). При поводженні з ним також слід дотримуватися звичайних заходів безпеки під час роботи з воднем — він досить холодний для зрідження повітря, що є вибухонебезпечним.

Ракетне паливо

Рідкий водень є поширеним компонентом ракетного палива, що використовується для реактивного прискорення ракет-носіїв та космічних апаратів. У більшості рідинних ракетних двигунах на водні він спочатку застосовується для регенеративного охолодження сопла та інших частин двигуна, перед його змішуванням з окислювачем і спалюванням для отримання тяги. Використовувані сучасні двигуни на компонентах H 2 /O 2 споживають перезбагачену воднем паливну суміш, що призводить до деякої кількості водню, що не згорів, у вихлопі. Крім збільшення питомого імпульсу двигуна за рахунок зменшення молекулярної ваги, це ще скорочує ерозію сопла та камери згоряння.

Такі перешкоди використання «ЖВ» в інших областях, як кріогенна природа та мала щільність, є також стримуючим фактором для використання у цьому випадку. На 2009 рік існує лише одна ракета-носій (РН «Дельта-4»), яка є водневою ракетою. В основному «ЖВ» використовується або на верхніх щаблях ракет, або на блоках, які значну частину роботи з виведення корисного навантаження в космос виконують у вакуумі. Як один із заходів щодо збільшення щільності цього виду палива існують пропозиції використання шугоподібного водню, тобто напівзамерзлої форми «ЖВ».

Водень – хімічний елемент із символом H та атомним номером 1. Маючи стандартну атомну вагу близько 1.008, водень є найлегшим елементом у періодичній таблиці. Його одноатомна форма (Н) є найпоширенішою хімічною речовиною у Всесвіті, становлячи приблизно 75% усієї маси баріону. Зірки в основному складаються з водню в плазмовому стані. Найбільш поширений ізотоп водню, званий протиєм (ця назва рідко використовується, символ 1Н), має один протон і жодного нейтрону. Повсюдна поява атомарного водню вперше сталася в епоху рекомбінації. При стандартних температурах і тиску, водень є безбарвним, не має запаху і смаку, нетоксичним, неметалевим, легкозаймистим двоатомним газом з молекулярною формулою H2. Оскільки водень легко утворює ковалентні зв'язки з більшістю неметалевих елементів, більша частина водню Землі існує у молекулярних формах, як-от вода чи органічні сполуки. Водень відіграє важливу роль у кислотно-лужних реакціях, тому що більшість реакцій на основі кислоти пов'язані з обміном протонів між розчинними молекулами. У іонних сполуках водень може набувати форми негативного заряду (тобто аніону), при цьому він відомий як гідрид, або як позитивно заряджений (тобто катіон) вид, що позначається символом H+. Катіон водню описується як складається з простого протона, але насправді водневі катіони в іонних сполуках завжди складніші. Будучи єдиним нейтральним атомом, котрого рівняння Шредінгера може бути вирішено аналітично, водень (зокрема, вивчення енергетики та зв'язування його атома) зіграв ключову роль розвитку квантової механіки. Спочатку водневий газ був штучно отриманий на початку 16 століття реакцією кислот на метали. У 1766-81 рр. Генрі Кавендіш першим визнав, що водневий газ є дискретною речовиною і що він виробляє воду при спалюванні, завдяки чому він і був так названий: по-грецьки водень означає «виробник води». Промислове виробництво водню в основному пов'язане з паровим перетворенням природного газу і, рідше, з більш енергоємними методами, такими як електроліз води. Більшість водню використовується поблизу місць його виробництва, причому два найпоширеніших використання - обробка викопного палива (наприклад, гідрокрекінг) і виробництво аміаку, в основному, для ринку добрив. Водень викликає занепокоєння в металургії, оскільки він може робити тендітними багато металів, що ускладнює проектування трубопроводів та резервуарів для зберігання.

Властивості

Горіння

Водневий газ (дигідроген або молекулярний водень) є легкозаймистим газом, який горітиме на повітрі в дуже широкому діапазоні концентрацій від 4% до 75% за обсягом . Ентальпія горіння становить 286 кДж/моль:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 кДж (286 кДж/моль)

Водневий газ утворює вибухонебезпечні суміші з повітрям у концентраціях від 4-74% та з хлором у концентраціях до 5,95%. Вибухонебезпечні реакції можуть бути спричинені іскрами, теплом або сонячним світлом. Температура самозаймання водню, температура спонтанного займання на повітрі становить 500 °C (932 °F). Чисті воднево-кисневі полум'я випромінюють ультрафіолетове випромінювання і з високою кисневою сумішшю майже невидимі неозброєним оком, про що свідчить слабкий шлейф головного двигуна космічного човна в порівнянні з добре видимим шлейфом космічного човникового твердого ракет. Для виявлення витікання водню, що горить, може знадобитися детектор полум'я; такі витоки можуть бути дуже небезпечними. Водневе полум'я в інших умовах є синім і нагадує блакитне полум'я природного газу. Загибель дирижабля «Гінденбург» є сумнозвісним прикладом спалювання водню, і справа, як і раніше, обговорюється. Очевидне помаранчеве полум'я в цьому інциденті було викликане впливом суміші водню з киснем у поєднанні зі сполуками вуглецю зі шкіри дирижабля. H2 реагує з кожним окисним елементом. Водень може спонтанно реагувати при кімнатній температурі з хлором та фтором з утворенням відповідних галогенідів водню, хлористого водню та фтористого водню, які є потенційно небезпечними кислотами.

Рівні енергії електронів

Рівень енергії основного стану електрона в атомі водню становить -13,6 еВ, що еквівалентно ультрафіолетовому фотону з довжиною хвилі близько 91 нм. Енергетичні рівні водню можуть бути розраховані досить точно з використанням борівської моделі атома, яка концептуалізує електрон як «орбітальний» протон за аналогією із земною орбітою Сонця. Однак атомний електрон і протон утримуються разом електромагнітною силою, а планети та небесні об'єкти утримуються гравітацією. Через дискретизацію кутового моменту, постулюваного в ранній квантовій механіці Бором, електрон у моделі Бора може займати лише певні допустимі відстані від протона і, отже, лише певні допустимі енергії. Більш точний опис атома водню походить з чисто квантовомеханічної обробки, в якій використовується рівняння Шредінгера, рівняння Дірака або навіть інтегральна схема Фейнмана для обчислення густини розподілу ймовірності електрона навколо протона. Найбільш складні методи обробки дозволяють отримати невеликі ефекти спеціальної теорії відносності та поляризації вакууму. У квантовій механічній обробці електрон в атомі водню основного стану взагалі не має обертального моменту, що ілюструє, як «планетарна орбіта» відрізняється від руху електрона.

Елементарні молекулярні форми

Існують два різні спінові ізомери двоатомних молекул водню, які відрізняються відносним спином їх ядер. В ортоводородній формі, спини двох протонів паралельні та утворюють триплетний стан з молекулярним спіновим квантовим числом 1 (1/2 + 1/2); у формі параводню, спини антипаралельні і утворюють синглет з молекулярним спіновим квантовим числом 0 (1/2 1/2). При стандартній температурі та тиску газоподібний водень містить близько 25% пара-форми і 75% орто-форми, також відомої як «нормальна форма» . Рівноважне ставлення ортоводороду до параводню залежить від температури, але, оскільки орто-форма є збудженим станом і має більш високу енергію, ніж пара-форма, вона нестійка і не може бути очищена. При дуже низьких температурах стан рівноваги складається майже виключно з пара-форми. Теплові властивості рідкої та газової фази чистого пароводню значно відрізняються від властивостей нормальної форми через відмінності у обертальних теплоємностях, що більш докладно обговорюється у спінових ізомерах водню. Орто/парна відмінність також зустрічається в інших водневмісних молекулах або функціональних групах, таких як вода і метилен, але це має мале значення для їх теплових властивостей. Некаталізоване взаємоперетворення між парою та орто H2 збільшується з підвищенням температури; таким чином, швидко сконденсована Н2 містить великі кількості ортогональної форми високих енергій, яка дуже повільно перетворюється на пара-форму. Коефіцієнт орто/пари в конденсованому H2 є важливим фактором при приготуванні та зберіганні рідкого водню: перетворення з орто на пару є екзотермічним і дає достатньо тепла для випаровування частини водневої рідини, що призводить до втрати зрідженого матеріалу. Каталізатори для орто-пара-конверсії, такі як оксид заліза, активоване вугілля, платинований азбест, рідкісноземельні метали, сполуки урану, оксид хрому або деякі сполуки нікелю, використовуються при охолодженні воднем.

Фази

Газоподібний водень

Рідкий водень

Шугоподібний водень

Твердий водень

Металевий водень

З'єднання

Ковалентні та органічні сполуки

У той час як H2 не дуже реакційноздатний у стандартних умовах, він утворює сполуки з більшістю елементів. Водень може утворювати сполуки з елементами, які є більш негативними, такими як галогени (наприклад, F, Cl, Br, I) або кисень; у цих сполуках водень приймає частковий позитивний заряд. При зв'язуванні з фтором, киснем або азотом водень може брати участь у формі нековалентного зв'язку середньої сили з воднем інших подібних молекул, явище, зване водневим зв'язком, яке має вирішальне значення для стійкості багатьох біологічних молекул. Водень також утворює сполуки з менш електронегативними елементами, такими як метали та металоїди, де він приймає частковий негативний заряд. Ці сполуки часто відомі як гідриди. Водень утворює велику кількість сполук з вуглецем, звані вуглеводнями, і ще більше з'єднань - з гетероатомами, які, через їхній спільний зв'язок з живими істотами, називаються органічними сполуками. Вивченням їх властивостей займається органічна хімія, та його дослідження у тих живих організмів відоме як біохімія . За деякими визначеннями, органічні сполуки повинні містити тільки вуглець. Однак, більшість з них також містять водень, і оскільки це вуглець-водневий зв'язок, який надає цьому класу сполук більшу частину їх конкретних хімічних характеристик, вуглець-водневі зв'язки потрібні в деяких визначеннях слова "органічні" в хімії. Відомі мільйони вуглеводнів, і зазвичай утворюються складними синтетичними шляхами, які рідко включають елементарний водень.

Гідриди

З'єднання водню часто називають гідридами. Термін «гідрид» передбачає, що атом Н набув негативного або аніонного характеру, позначений H-, і використовується, коли водень утворює з'єднання з більш електропозитивним елементом. Існування гідридного аніону, запропоноване Гілбертом Н. Льюїсом в 1916 для солевмісних гідридів групи 1 і 2, було продемонстровано Моерсом в 1920 р. електролізом розплавленого гідриду літію (LiH), виробляючи стехіометричну кількість водню на анод. Для гідридів, відмінних від металів групи 1 і 2, цей термін вводить в оману з огляду на низьку електронегативність водню. Винятком у гідридах групи 2 є BeH2, який є полімерним. У літійалюмінійгідриді, AlH-4 аніон несе гідридні центри, міцно прикріплені до Al(III). Хоча гідриди можуть утворюватися майже у всіх елементах основної групи, кількість та комбінація можливих сполук сильно різняться; наприклад, відомо більше 100 бінарних гідридів борану і лише один бінарний гідрид алюмінію. Бінарний гідрид Індія ще не ідентифікований, хоча існують великі комплекси. У неорганічній хімії, гідриди можуть також служити як місткові ліганди, які пов'язують два металеві центри в координаційному комплексі. Ця функція особливо характерна для елементів групи 13, особливо в боранах (гідридах бору) та алюмінієвих комплексах, а також кластеризованих карборанах.

Протони та кислоти

Окислення водню видаляє його електрон і дає Н+, який містить електронів і ядра, яке складається з одного протона. Саме тому H+ часто називають протоном. Цей вид є центральним обговорення кислот. Згідно з теорією Бронстеда-Лоурі, кислоти є донорами протонів, а основи є акцепторами протонів. Голий протон, H+, не може існувати в розчині або в іонних кристалах через його непереборне тяжіння до інших атомів або молекул з електронами. За винятком високих температур, пов'язаних із плазмою, такі протони не можуть бути видалені з електронних хмар атомів та молекул і залишатимуться прикріпленими до них. Однак термін «протон» іноді використовується метафорично для позначення позитивно зарядженого або катіонного водню, приєднаного до інших видів таким чином, і як такий, позначається як «Н+» без будь-якого значення, що будь-які окремі протони існують вільно як вид. Щоб уникнути появи голого «сольватованого протона» в розчині, іноді вважається, що кислі водні розчини містять менш малоймовірні фіктивні види, які називаються «іоном гідроніуму» (H 3О+). Проте, навіть у разі такі сольватовані катіони водню більш реалістично сприймаються як організовані кластери, які утворюють види, близькі до H 9O+4. Інші іони оксонію виявляються, коли вода знаходиться в кислому розчині з іншими розчинниками. Незважаючи на свою екзотичність на Землі, одним з найпоширеніших іонів у Всесвіті є H+3, відомий як протонований молекулярний водень або катіон тригідрогена.

Ізотопи

Водень має три природні ізотопи, позначені 1H, 2H і 3H. Інші сильно нестійкі ядра (від 4H до 7H) були синтезовані в лабораторії, але не спостерігалися в природі. 1H є найпоширенішим ізотопом водню з поширеністю понад 99,98%. Оскільки ядро ​​цього ізотопу складається лише з одного протона, йому дається описове, але рідко використовується формальне ім'я проти. 2H, інший стабільний ізотоп водню, відомий як дейтерій і містить один протон та один нейтрон у ядрі. Вважається, що весь дейтерій у Всесвіті був зроблений під час Великого вибуху та існує з того часу досі. Дейтерій не є радіоактивним елементом і не становить значної небезпеки токсичності. Вода, збагачена молекулами, що включають дейтерій замість нормального водню, називається важкою водою. Дейтерій та його сполуки використовуються як нерадіоактивна мітка в хімічних експериментах та в розчинниках для 1H-ЯМР-спектроскопії. Тяжка вода використовується як сповільнювач нейтронів і рідина для охолодження для ядерних реакторів. Дейтерій є потенційним паливом для комерційного ядерного синтезу. 3H відомий як тритій і містить один протон і два нейтрони в ядрі. Він радіоактивний, розпадається на гелій-3 через бета-розпад із періодом піврозпаду 12,32 року. Він настільки радіоактивний, що його можна використовувати в фарбі, що світиться, що робить його корисним при виготовленні, наприклад, годинника зі циферблатом, що світиться. Скло запобігає виходу невеликої кількості випромінювання. Невелика кількість тритію утворюється природним шляхом при взаємодії космічних променів із атмосферними газами; тритій також вивільнявся під час випробувань ядерної зброї. Він використовується в реакціях ядерного синтезу як індикатор ізотопної геохімії та в спеціалізованих освітлювальних пристроях з автономним живленням. Тритій також використовувався в експериментах з хімічного та біологічного маркування як радіоактивної мітки. Водень є єдиним елементом, який має різні назви для його ізотопів, які сьогодні широко використовуються. Під час раннього вивчення радіоактивності різним важким радіоактивним ізотопам давалися власні назви, але такі назви більше не використовуються, за винятком дейтерію і тритію. Символи D і T (замість 2H і 3H) іноді використовуються для дейтерію та тритію, але відповідний символ для протию P вже використовується для фосфору і, отже, недоступний для протию . У своїх номенклатурних керівних принципах Міжнародний союз чистої та прикладної хімії дозволяє використовувати будь-які символи з D, T, 2H та 3H, хоча переважними є 2H та 3H. Екзотичний атом мюоній (символ Mu), що складається з антимюону та електрона, також іноді розглядається як легкий радіоізотоп водню через різницю мас між антимюоном та електроном, який був виявлений у 1960 році. Під час життя мюона, 2,2 мкс, мюоній може входити до таких сполук, як хлорид мюонія (MuCl) або мюонід натрію (NaMu), аналогічно хлориду водню та гідриду натрію відповідно.

Історія

Відкриття та використання

В 1671 Роберт Бойл відкрив і описав реакцію між залізною тирсою і розведеними кислотами, яка призводить до отримання газоподібного водню. У 1766 році Генрі Кавендіш першим визнав водневий газ як дискретну речовину, назвавши цей газ через метал-кислотну реакцію «легкозаймистим повітрям». Він припустив, що «легкозаймисте повітря» було фактично ідентичне гіпотетичній речовині, названій «флогістоном», і ще раз виявив у 1781 році, що газ виробляє воду при спалюванні. Вважається, що він відкрив водень як елемент. В 1783 Антуан Лавуазьє дав цьому елементу назву водень (від грецького ὑδρο-hydro означає «вода» і -γενής гени, що означає «творець»), коли він і Лаплас відтворили дані Кавендіша про те, що при спалюванні водню утворюється вода. Лавуазьє виробляв водень для своїх експериментів зі збереження маси шляхом реакції потоку пари з металевим залізом через лампу розжарювання, нагріту у вогні. Анаеробне окислення заліза протонами води за високої температури може бути схематично представлено набором наступних реакцій:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Багато металів, такі як цирконій, зазнають аналогічної реакції з водою, що призводить до отримання водню. Водень був зріджений вперше Джеймсом Дьюаром у 1898 році з використанням регенеративного охолодження та його винаходу, вакуумної колби. Наступного року він виготовив твердий водень. Дейтерій був виявлений у грудні 1931 Гарольдом Юреєм, а тритій був підготовлений в 1934 Ернестом Рутерфордом, Марком Оліфантом і Полом Хартеком. Тяжка вода, що складається з дейтерію замість звичайного водню, була виявлена ​​групою Юрея у 1932 році. Франсуа Ісаак де Ріваз побудував перший двигун "Ріваз", двигун внутрішнього згоряння, що приводиться в рух воднем і киснем, в 1806 році. Едвард Даніель Кларк винайшов водневу газову трубу у 1819 році. Кресало Деберейнера (перша повноцінна запальничка) було винайдено в 1823 році. Перший водневий балон був винайдений Жаком Чарльзом у 1783 році. Водень забезпечив піднесення першої надійної форми повітряного руху після винаходу в 1852 першого піднятого воднем дирижабля Анрі Гіффарда. Німецький граф Фердинанд фон Цеппелін просував ідею жорстких дирижаблів, що піднімаються у повітря воднем, які пізніше називалися Цеппелінами; перший з них вперше злетів у повітря 1900 року. Регулярно заплановані рейси розпочалися 1910 року і на початок Першої світової війни у ​​серпні 1914 року вони перенесли 35000 пасажирів без серйозних інцидентів. Під час війни водневі дирижаблі використовувалися як спостережні платформи і бомбардувальники. Перший безпосадковий трансатлантичний переліт був зроблений британським дирижаблем R34 у 1919 році. Регулярне пасажирське обслуговування відновилося в 1920-х роках, і відкриття запасів гелію в Сполучених Штатах мало підвищити безпеку перельотів, але уряд США відмовився продавати газ для цієї мети, тому H2 використовувався в дирижаблі Гінденбурга, який був знищений внаслідок пожежі в Мілані в Нью -Джерсі 6 травня 1937 року. Інцидент транслювався у прямому ефірі по радіо та проводилися відеозйомки. Широко передбачалося, що причиною займання був витік водню, проте подальші дослідження вказують на запалення алюмінієвого тканинного покриття статичною електрикою. Але до цього часу репутації водню як підйомного газу було вже завдано шкоди. У тому ж році, вступив в експлуатацію перший водневий турбогенератор з газоподібним воднем як холодоагент в роторі і статором в 1937 році в Дейтоні, Огайо, компанією Dayton Power & Light Co; через теплопровідність водневого газу, це найпоширеніший газ для використання в цій галузі сьогодні. Нікель-воднева батарея була вперше використана в 1977 на борту навігаційного технологічного супутника-2 США (NTS-2). МКС, Mars Odyssey та Mars Global Surveyor оснащені нікель-водневими батареями. У темній частині своєї орбіти, Космічний телескоп Хаббла також харчується нікель-водневими батареями, які були остаточно замінені у травні 2009 року, більш ніж через 19 років після запуску та через 13 років після їхнього проектування.

Роль у квантовій теорії

Через свою просту атомну структуру, що складається тільки з протона і електрона, атом водню разом із спектром світла, створеного з нього або поглиненого ним, був центральним у розвитку теорії атомної структури. Крім того, вивчення відповідної простоти молекули водню і відповідного катіону Н+2 призвело до розуміння природи хімічного зв'язку, яка невдовзі була фізичною обробкою атома водню в квантовій механіці в середині 2020 р. Одним з перших квантових ефектів, які явно спостерігалися (але не були в той час), було спостереження Максвелла за участю водню за півстоліття до того, як виникла повна квантовомеханічна теорія. Максвелл зазначив, що питома теплоємність Н2 необоротно відходить від двоатомного газу нижче за кімнатну температуру і починає все більше нагадувати питому теплоємність одноатомного газу при кріогенних температурах. Відповідно до квантової теорії, така поведінка виникає через відстань (квантованих) рівнів обертальної енергії, які особливо широко розставлені в H2 через його низьку масу. Ці широко розставлені рівні перешкоджають рівному поділу теплової енергії на обертальний рух у водні за низьких температур. Діатомові гази, що складаються з важчих атомів, не мають таких широко розставлених рівнів і не виявляють такого ж ефекту. Антиводень є антиматеріальним аналогом водню. Він складається з антипротону із позитроном. Антиводень є єдиним типом атома антиречовини, отриманого станом на 2015 рік.

Знаходження у природі

Водень є найпоширенішим хімічним елементом у Всесвіті, становлячи 75% нормальної речовини за масою та понад 90% за кількістю атомів. (Більшість маси всесвіту, однак, знаходиться не у формі цього хімічного елемента, а вважається, що має ще невиявлені форми маси, такі як темна матерія та темна енергія.) Цей елемент знаходиться у великому достатку в зірках та газових гігантах. Молекулярні хмари Н2 пов'язані із зіркоутворенням. Водень відіграє життєво важливу роль при включенні зірок через протон-протонну реакцію та ядерний синтез циклу CNO. У всьому світі водень зустрічається, в основному, в атомному та плазмовому станах з властивостями, зовсім відмінними від властивостей молекулярного водню. Як плазма, електрон і протон водню не пов'язані один з одним, що призводить до дуже високої електропровідності та високої випромінювальної здатності (виробляючи світло від Сонця та інших зірок). На заряджені частки сильно впливають магнітні та електричні поля. Наприклад, у сонячному вітрі вони взаємодіють із магнітосферою Землі, створюючи течії Біркеланда та полярне сяйво. Водень знаходиться у нейтральному атомному стані у міжзоряному середовищі. Вважається, що велика кількість нейтрального водню, виявленого в затухаючих системах Лимана-альфа, домінує в космологічній баріонній щільності Всесвіту до червоного зміщення z = 4. У звичайних умовах Землі, елементарний водень існує як двоатомний газ, H2. Однак, водневий газ дуже рідкісний у земній атмосфері (1 чнм за обсягом) через його легку вагу, що дозволяє йому легше долати гравітацію Землі, ніж важчі гази. Однак, водень є третім найпоширенішим елементом на поверхні Землі, існуючи в основному у вигляді хімічних сполук, таких як вуглеводні та вода. Водневий газ утворюється деякими бактеріями та водоростями і є природним компонентом флюту, як і метан, який є все більш значущим джерелом водню. Молекулярна форма, яка називається протонованим молекулярним воднем (H+3), знаходиться в міжзоряному середовищі, де вона генерується іонізацією молекулярного водню з космічних променів. Цей заряджений іон також був у верхній атмосфері планети Юпітер. Іон відносно стійкий у навколишньому середовищі через низьку температуру та щільність. H+3 є одним із найпоширеніших іонів у Всесвіті та відіграє помітну роль у хімії міжзоряного середовища. Нейтральний тріатомний водень H3 може існувати лише у збудженій формі та нестійкий. Навпаки, позитивний молекулярний іон водню (Н+2) є рідкісною молекулою у Всесвіті.

Виробництво водню

H2 виробляється в хімічних та біологічних лабораторіях, часто як побічний продукт інших реакцій; у промисловості для гідрування ненасичених субстратів; й у природі як витіснення відновлювальних еквівалентів у біохімічних реакціях.

Паровий риформінг

Водень може бути отриманий декількома способами, але економічно найважливіші процеси включають видалення водню з вуглеводнів, так як близько 95% виробництва водню в 2000 надійшло з парового риформінгу. Комерційно, великі обсяги водню зазвичай одержують шляхом парового риформінгу природного газу. При високих температурах (1000-1400 K, 700-1100 °C або 1300-2000 °F) пар (водяна пара) реагує з метаном з одержанням монооксиду вуглецю та H2.

СН4 + H2O → CO + 3 H2

Ця реакція краще проходить при низьких тисках, але її можна проводити і при високих тисках (2,0 МПа, 20 атм або 600 дюймів ртутного стовпа). Це пов'язано з тим, що H2 з високим тиском є ​​найпопулярнішим продуктом, а системи очищення від перегріву під тиском краще працюють при більш високих тисках. Суміш продуктів відома як «синтез-газ», оскільки вона часто використовується безпосередньо для одержання метанолу та споріднених сполук. Вуглеводні, відмінні від метану, можуть бути використані для отримання синтез-газу з різними співвідношеннями продуктів. Одним із численних ускладнень цієї високооптимізованої технології є утворення коксу або вуглецю:

СН4 → C + 2 H2

Отже, паровий риформінг зазвичай використовує надлишок H2О. Додатковий водень може бути вилучений з пари з використанням вуглецю монооксиду через реакцію зміщення водяного газу, особливо з використанням каталізатора оксиду заліза. Ця реакція також є загальним промисловим джерелом вуглекислого газу:

CO + H2O → CO2 + H2

Інші важливі методи H2 включають часткове окислення вуглеводнів:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

І реакція вугілля, яка може бути прелюдією до реакції зсуву, описаної вище:

C + H2O → CO + H2

Іноді водень виробляється і споживається у тому промисловому процесі, без поділу. У процесі Хабер для виробництва аміаку, водень генерується з природного газу. Електроліз сольового розчину для отримання хлору також призводить до утворення водню як побічний продукт.

Металева кислота

У лабораторії Н2 зазвичай отримують реакцією розведених неокисляючих кислот на деякі реакційноздатні метали, такі як цинк з апаратом Кіппа.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алюміній також може виробляти H2 при обробці основами:

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

Електроліз води є простим способом отримання водню. Через воду протікає струм низької напруги, і аноді утворюється газоподібний кисень, тоді як у катоді утворюється газоподібний водень. Зазвичай катод виготовляють із платини або іншого інертного металу під час виробництва водню для зберігання. Якщо, однак, газ повинен бути спалений на місці, для сприяння згорянню бажано наявність кисню, і тому обидва електроди будуть виготовлені з інертних металів. (Наприклад, залізо окислюється і, отже, зменшує кількість кисню, що виділяється). Теоретична максимальна ефективність (електрика, що використовується по відношенню до енергетичної величини водню, що виробляється) знаходиться в діапазоні 80-94%.

2 Н2О (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Сплав алюмінію та галію у формі гранул, доданих у воду, можна використовувати для отримання водню. Цей процес також виробляє оксид алюмінію, але дорогий галій, який запобігає утворенню оксидної шкіри на гранулах, може бути повторно використаний. Це має важливі потенційні наслідки для економіки водню, оскільки водень може бути отриманий на місці і не потребує транспортування.

Термохімічні властивості

Існує більше 200 термохімічних циклів, які можна використовувати для поділу води, близько дюжини цих циклів, такі, як цикл оксиду заліза, цикл оксиду церію (IV) оксиду церію (III), цинк-оксидний цинк, цикл сірчаного йоду, цикл міді та хлору та гібридний цикл сірки, знаходяться на стадії дослідження та на стадії випробувань для отримання водню та кисню з води та тепла без використання електрики. Ряд лабораторій (у тому числі у Франції, Німеччині, Греції, Японії та США) розробляють термохімічні методи отримання водню із сонячної енергії та води.

Анаеробна корозія

В анаеробних умовах залізо і сталеві сплави повільно окислюються протонами води, одночасно відновлюючись у молекулярному водні (H2). Анаеробна корозія заліза призводить спочатку до утворення гідроксиду заліза (зелена іржа) і може бути описана наступною реакцією: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. У свою чергу, в анаеробних умовах гідроксид заліза (Fe(OH)2) може бути окислений протонами води з утворенням магнетиту та молекулярного водню. Цей процес описується реакцією Шикорра: 3 Fe(OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 гідроксид заліза → магній + вода + водень. Добре кристалізований магнетит (Fe3O4) термодинамічно стійкіший, ніж гідроксид заліза (Fe(OH)2). Цей процес відбувається під час анаеробної корозії заліза та сталі в безкисневих ґрунтових водах та при відновленні ґрунтів нижче рівня ґрунтових вод.

Геологічне походження: реакція серпентинізації

За відсутності кисню (O2) у глибоких геологічних умовах, що переважають далеко від атмосфери Землі, водень (H2) утворюється в процесі серпентинізації шляхом анаеробного окислення протонами води (H+) силікату заліза (Fe2 +), що присутній у кристалічній решітці фаяліту -Заліза). Відповідна реакція, що призводить до утворення магнетиту (Fe3O4), кварцу (SiO2) та водню (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаяліт + вода → магнетит + кварц + водень. Ця реакція дуже нагадує реакцію Шикорра, що спостерігається при анаеробному окисненні гідроксиду заліза у контакті з водою.

Формування у трансформаторах

З усіх небезпечних газів, що утворюються в силових трансформаторах, водень є найпоширенішим і генерується здебільшого несправностей; Таким чином, утворення водню є ранньою ознакою серйозних проблем у циклі трансформатора.

Застосування

Споживання у різних процесах

Великі кількості H2 необхідні у нафтовій та хімічній промисловості. Найбільшою мірою, H2 застосовується для переробки («модернізації») викопного палива та виробництва аміаку. На нафтохімічних заводах H2 використовується при гідродеалкілюванні, гідродесульфуванні та гідрокрекінгу. H2 має кілька інших важливих застосувань. H2 використовується як гідрувальний агент, зокрема, для підвищення рівня насичення ненасичених жирів і масел (виявлених у таких предметах, як маргарин), та у виробництві метанолу. Це також джерело водню під час виробництва соляної кислоти. Н2 також використовується як відновник металевих руд. Водень є високорозчинною речовиною в багатьох рідкісноземельних та перехідних металах і розчинний як у нанокристалічних, так і в аморфних металах. Розчинність водню в металах залежить від локальних спотворень або домішок у кристалічній решітці. Це може бути корисно, коли водень очищається шляхом проходження через гарячі паладієві диски, але висока розчинність газу є металургійною проблемою, що сприяє хрущення багатьох металів, ускладнюючи проектування трубопроводів і резервуарів для зберігання. Крім використання як реагент, H2 має широке застосування у фізиці та техніці. Він використовується як захисний газ у методах зварювання, таких як атомно-водневе зварювання. H2 використовується як охолодна рідина ротора в електричних генераторах на електростанціях, оскільки він має найвищу теплопровідність серед усіх газів. Рідкий H2 використовується в кріогенних дослідженнях, включаючи дослідження надпровідності. Оскільки Н2 легше за повітря, маючи трохи більше 1/14 від щільності повітря, він колись широко використовувався як піднімаючий газ у повітряних кулях і дирижаблях. У новіших застосуваннях, водень використовується в чистому вигляді або змішується з азотом (іноді званим формувальним газом) як газ-індикатор для миттєвого виявлення витоку. Водень застосовується в автомобільній, хімічній, енергетичній, аерокосмічній та телекомунікаційній галузях. Водень – це дозволена харчова добавка (E 949), яка дозволяє проводити випробування на герметичність харчових продуктів, крім інших антиокислювальних властивостей. Рідкісні ізотопи водню також мають конкретне застосування. Дейтерій (водень-2) використовується у додатках ядерного поділу як уповільнювач повільних нейтронів та у реакціях ядерного синтезу. Сполуки дейтерію застосовуються в галузі хімії та біології при дослідженнях ізотопних ефектів реакції. Тритій (водень-3), що виробляється в ядерних реакторах, використовується у виробництві водневих бомб, як ізотопна мітка в біологічних науках, і як джерело випромінювання в фарбах, що світяться. Температура потрійної точки рівноважного водню є визначальною нерухомою точкою температурної шкалою ITS-90 при 13,8033 кельвінах.

Охолодне середовище

Водень зазвичай використовується на електростанціях як холодоагент в генераторах через низку сприятливих властивостей, які є прямим результатом його легких двоатомних молекул. До них відносяться низька щільність, низька в'язкість та максимальна питома теплоємність та теплопровідність серед усіх газів.

Енергетичний носій

Водень не є енергетичним ресурсом, за винятком гіпотетичного контексту комерційних термоядерних електростанцій, що використовують дейтерій або тритій, причому ця технологія нині далека від розвитку. Енергія Сонця походить від ядерного синтезу водню, але цей процес важко досягти на Землі. Елементарний водень із сонячних, біологічних або електричних джерел потребує більше енергії для його виробництва, ніж витрачається при його спалюванні, тому в цих випадках водень функціонує як носій енергії за аналогією з батареєю. Водень може бути отриманий з копалин (таких як метан), але ці джерела є вичерпними. Щільність енергії на одиницю об'єму рідкого водню, так і стисненого газоподібного водню при будь-якому практично досяжному тиску значно менше, ніж у традиційних джерел енергії, хоча щільність енергії на одиницю маси палива вище. Проте елементний водень широко обговорювався у тих енергетики як можливий майбутній носій енергії масштабах всієї економіки. Наприклад, секвестрація СО2 з подальшим уловлюванням та зберіганням вуглецю може бути проведена в точці виробництва H2 з копалин видів палива. Водень, що використовується при транспортуванні, горітиме відносно чисто, з деякими викидами NOx, але без викидів вуглецю. Проте вартість інфраструктури, пов'язана з повною конверсією у водневу економіку, буде суттєвою. Паливні елементи можуть перетворювати водень та кисень безпосередньо на електрику більш ефективно, ніж двигуни внутрішнього згоряння.

Напівпровідникова промисловість

Водень використовується для насичення обірваних зв'язків аморфного кремнію та аморфного вуглецю, що допомагає стабілізувати властивості матеріалу. Він також є потенційним донором електронів у різних оксидних матеріалах, включаючи ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 та Sr.

Біологічні реакції

H2 є продуктом деяких видів анаеробного метаболізму і виробляється декількома мікроорганізмами, зазвичай за допомогою реакцій, що каталізуються залізо або нікельсодержащими ферментами, званими гідрогеназами. Ці ферменти каталізують оборотну окисно-відновну реакцію між Н2 та його компонентами – двома протонами та двома електронами. Створення газоподібного водню відбувається під час передачі відновлювальних еквівалентів, що утворюються при ферментації пірувату у воду. Природний цикл виробництва та споживання водню організмами називається водневим циклом. Розщеплення води, процес, коли вода розкладається на складові її протони, електрони і кисень, відбувається у світлових реакціях в усіх фотосинтезирующих організмів. Деякі такі організми, у тому числі водорості Chlamydomonas Reinhardtii та cyanobacteria, розвинули другу стадію у темних реакціях, у яких протони та електрони відновлюються з утворенням H2-газу спеціалізованими гідрогеназами у хлоропласті. Були спроби генетично модифікувати ціанобактеріальні гідрази для ефективного синтезу газоподібного H2 навіть у присутності кисню. Також було докладено зусиль з використанням генетично модифікованої водорості в біореакторі.

Розглянемо, що є водень. Хімічні властивості та отримання цього неметалу вивчають у курсі неорганічної хімії у школі. Саме цей елемент очолює періодичну систему Менделєєва, а тому заслуговує на детальний опис.

Коротка інформація про відкриття елемента

Перш ніж розглядати фізичні та хімічні властивості водню, з'ясуємо, як було знайдено цей важливий елемент.

Хіміки, які працювали в шістнадцятому та сімнадцятому століттях, неодноразово згадували у своїх працях про паливний газ, який виділяється при впливі на кислоти активними металами. У другій половині вісімнадцятого століття Г. Кавендішу вдалося зібрати та проаналізувати цей газ, давши йому назву «горючий газ».

Фізичні та хімічні властивості водню на той час не були вивчені. Тільки наприкінці 18 століття А. Лавуазьє вдалося шляхом аналізу встановити, що отримати цей газ можна шляхом аналізу води. Трохи пізніше він став називати новий елемент hydrogene, що в перекладі означає «що породжує воду». Своєю сучасною російською назвою водень завдячує М. Ф. Соловйову.

Знаходження у природі

Хімічні властивості водню можна аналізувати лише на підставі його поширеності у природі. Даний елемент присутній у гідро- та літосфері, а також входить до складу корисних копалин: природного та попутного газу, торфу, нафти, вугілля, горючих сланців. Складно уявити дорослу людину, яка б не знала про те, що водень є складовою води.

Крім того, цей неметал знаходиться в організмах тварин у вигляді нуклеїнових кислот, білків, вуглеводів, жирів. На нашій планеті цей елемент зустрічається у вільному вигляді досить рідко, мабуть, лише у природному та вулканічному газі.

У вигляді плазми водень становить приблизно половину маси зірок та Сонця, крім того, входить до складу міжзоряного газу. Наприклад, у вільному вигляді, а також у формі метану, аміаку цей неметал є у складі комет і навіть деяких планет.

Фізичні властивості

Перш ніж розглядати хімічні властивості водню, зазначимо, що за нормальних умов він є газоподібною речовиною легшою за повітря, що має кілька ізотопних форм. Він майже нерозчинний у воді, має високу теплопровідність. Протий, що має масове число 1, вважається найлегшою його формою. Тритій, що має радіоактивні властивості, утворюється в природі з атмосферного азоту при впливі на нього нейронів УФ-променів.

Особливості будови молекули

Щоб розглянути хімічні властивості водню, реакції, характерні йому, зупинимося і особливості його будови. У цій двоатомній молекулі ковалентний неполярний хімічний зв'язок. Утворення атомарного водню можливе за взаємодії активних металів на розчини кислот. Але в такому вигляді цей неметал здатний існувати лише незначний часовий проміжок, практично відразу ж він рекомбінується у молекулярний вигляд.

Хімічні властивості

Розглянемо хімічні властивості водню. Здебільшого сполук, які утворює даний хімічний елемент, він виявляє ступінь окислення +1, що робить його схожим з активними (лужними) металами. Основні хімічні властивості водню, що характеризують його як метал:

• взаємодія з киснем із утворенням води;
• реакція з галогенами, що супроводжується утворенням галогеноводороду;
• отримання сірководню при з'єднанні із сіркою.

Нижче наведено рівняння реакцій, що характеризують хімічні властивості водню. Звертаємо увагу на те, що як неметал (зі ступенем окислення -1) він виступає тільки в реакції з активними металами, утворюючи з ними відповідні гідриди.

Водень за нормальної температури неактивно вступає у взаємодію Космосу з іншими речовинами, тому більшість реакцій здійснюється лише після попереднього нагрівання.

Зупинимося докладніше деяких хімічних взаємодіях елемента, який очолює періодичну систему хімічних елементів Менделєєва.

Реакція утворення води супроводжується виділенням 285,937 кДж енергії. При підвищеній температурі (більше 550 градусів за Цельсієм) цей процес супроводжується сильним вибухом.

Серед тих хімічних властивостей газоподібного водню, які знайшли суттєве застосування у промисловості, інтерес представляє його взаємодію Космосу з оксидами металів. Саме шляхом каталітичного гідрування в сучасній промисловості здійснюють переробку оксидів металів, наприклад, виділяють із залізної окалини (змішаного оксиду заліза) чистий метал. Цей спосіб дозволяє вести ефективну переробку металобрухту.

Синтез аміаку, який передбачає взаємодію водню з азотом повітря, також затребуваний у сучасній хімічній промисловості. Серед умов перебігу цієї хімічної взаємодії відзначимо тиск та температуру.

Висновок

Саме водень є малоактивною хімічною речовиною за звичайних умов. У разі підвищення температури його активність істотно зростає. Ця речовина потрібна в органічному синтезі. Наприклад, шляхом гідрування можна відновити кетони до вторинних спиртів, а альдегіди перетворити на первинні спирти. Крім того, шляхом гідрування можна перетворити ненасичені вуглеводні класу етилену та ацетилену на граничні сполуки ряду метану. Водень по праву вважають простою речовиною, затребуваною у сучасному хімічному виробництві.

Водень(лат. Hydrogenium), H, хімічний елемент, перший за порядковим номером у періодичній системі Менделєєва; атомна маса 1,0079. За звичайних умов Водень - газ; не має кольору, запаху та смаку.

Поширення Гідрогену в природі. Водень широко поширений у природі, його вміст у земній корі (літосфера та гідросфера) становить за масою 1%, а за кількістю атомів 16%. Водень входить до складу найпоширенішої речовини на Землі - води (11,19% Водню по масі), до складу сполук, що складають вугілля, нафту, природні гази, глини, а також організми тварин та рослин (тобто до складу білків, нуклеїнових кислот) , жирів, вуглеводів та інших). У вільному стані Водень зустрічається дуже рідко, у невеликих кількостях він міститься у вулканічних та інших природних газах. Незначні кількості вільного Гідрогену (0,0001% за кількістю атомів) присутні в атмосфері. У навколоземному просторі Водень як потоку протонів утворює внутрішній ( " протонний " ) радіаційний пояс Землі. У космосі Водень є найпоширенішим елементом. У вигляді плазми він становить близько половини маси Сонця та більшості зірок, основну частину газів міжзоряного середовища та газових туманностей. Водень присутній в атмосфері низки планет і в кометах у вигляді вільного Н 2 метану СН 4 аміаку NH 3 води Н 2 Про радикалів типу CH, NH, OH, SiH, PH і т. д. У вигляді потоку протонів Водень входить до складу корпускулярного випромінювання Сонця та космічних променів.

Ізотопи, атом та молекула Гідрогену. Звичайний Гідроген складається з суміші 2 стійких ізотопів: легкого Гідрогену, або протию (1 H), і важкого Гідрогену, або дейтерію (2 Н, або D). У природних з'єднаннях Гідрогену на 1 атом 2 Н припадає в середньому 6800 атомів 1 Н. Радіоактивний ізотоп з масовим числом 3 називають надважким Гідрогеном, або тритієм (3 Н, або Т), з м'яким β-випромінюванням і періодом напіврозпаду T ½ = 12,262 року . У природі тритій утворюється, наприклад, атмосферного азоту під дією нейтронів космічних променів; в атмосфері його мізерно мало (4 10 -15 % від загальної кількості атомів Гідрогену). Отриманий украй нестійкий ізотоп 4 Н. Масові числа ізотопів 1 Н, 2 Н, 3 Н і 4 Н, відповідно 1, 2, 3 і 4, вказують на те, що ядро ​​атома протию містить тільки один протон, дейтерію - один протон і один нейтрон, тритію - один протон і 2 нейтрони, 4 Н - один протон і 3 нейтрони. Велика відмінність мас ізотопів Гідрогену обумовлює більш помітне відмінність їх фізичних і хімічних властивостей, ніж у разі ізотопів інших елементів.

Атом Водню має найпростішу будову серед атомів усіх інших елементів: він складається з ядра та одного електрона. Енергія зв'язку електрона з ядром (потенціал іонізації) становить 13595 ев. Нейтральний атом Водень може приєднувати і другий електрон, утворюючи негативний іон Н - у своїй енергія зв'язку другого електрона з нейтральним атомом (спорідненість електрону) становить 0,78 ев. Квантова механіка дозволяє розрахувати всі можливі енергетичні рівні атома Водень, отже, дати повну інтерпретацію його атомного спектра. Атом Гідрогену використовується як модельний у квантовомеханічних розрахунках енергетичних рівнів інших, складніших атомів.

Молекула Водень Н2 складається з двох атомів, з'єднаних ковалентним хімічним зв'язком. Енергія дисоціації (тобто розпаду на атоми) становить 4,776 ев. Міжтимна відстань при рівноважному положенні ядер дорівнює 0,7414Å. При високих температурах молекулярний Водень дисоціює на атоми (ступінь дисоціації при 2000 0,0013, при 5000 0,95). Атомарний Водень утворюється у різних хімічних реакціях (наприклад, дією Zn на соляну кислоту). Однак існування Гідрогену в атомарному стані триває лише короткий час, атоми рекомбінують у молекули Н 2 .

Фізичні властивості Гідрогену. Водень - найлегша з усіх відомих речовин (у 14,4 рази легша за повітря), щільність 0,0899 г/л при 0°С і 1 атм. Водень кипить (зріджується) і плавиться (твердне) відповідно при -252,8 ° С і -259,1 ° С (тільки гелій має нижчі температури плавлення та кипіння). Критична температура Гідрогену дуже низька (-240 ° С), тому його зрідження пов'язане з великими труднощами; критичний тиск 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критична щільність 0,0312 г/см3. З усіх газів Водень має найбільшу теплопровідність, що дорівнює при 0°С і 1 атм 0,174 вт/(м·К), тобто 4,16·10 -4 кал/(с·см·°С). Питома теплоємність Гідрогену при 0°З 1 атм С p 14,208 кДж/(кг·К), тобто 3,394 кал/(г·°С). Водень мало розчинний у воді (0,0182 мл/г при 20°З 1 атм), але добре - у багатьох металах (Ni, Pt, Pa та інших), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd). З розчинністю Гідрогену в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії Гідрогену з вуглецем (так звана декарбонізація). Рідкий Водень дуже легкий (щільність при -253 ° С 0,0708 г / см 3) і текуч (в'язкість при -253 ° С 13,8 спуаз).

Хімічні властивості Гідрогену. У більшості сполук Водень виявляє валентність (точніше, ступінь окислення) +1, подібно до натрію та інших лужних металів; зазвичай і розглядається як аналог цих металів, очолює I групу системи Менделєєва. Однак у гідридах металів іон Гідрогену заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид Na + H - побудований подібно до хлориду Na + Cl - . Цей та деякі інші факти (близькість фізичних властивостей Гідрогену та галогенів, здатність галогенів заміщувати Гідроген в органічних сполуках) дають підставу відносити Гідроген також і до VII групи періодичної системи. За звичайних умов молекулярний Водень порівняно мало активний, безпосередньо з'єднуючись лише з найактивнішими з неметалів (з фтором, але в світла і з хлором). Однак при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами. Атомарний Водень має підвищену хімічну активність у порівнянні з молекулярним. З киснем Водень утворює воду:

Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О

з виділенням 285,937 кДж/моль, тобто 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°З 1 атм). При нормальних температурах реакція протікає вкрай повільно, вище 550 ° С - з вибухом. Межі вибухонебезпечності воднево-кисневої суміші складають (за обсягом) від 4 до 94% Н 2 а воднево-повітряної суміші - від 4 до 74% Н 2 (суміш 2 обсягів Н 2 і 1 обсягу О 2 називається гримучим газом). Водень використовується для відновлення багатьох металів, тому що віднімає кисень у їх оксидів:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O,

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

З галогенами Водень утворює галогеноводи, наприклад:

Н2+Cl2=2НСl.

При цьому з фтором Водень вибухає (навіть у темряві при -252°С), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні. З азотом Водень взаємодіє з утворенням аміаку:

ДТ 2 + N 2 = 2NН 3

лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тисках. При нагріванні Водень енергійно реагує із сіркою:

Н 2 + S = H 2 S (сірководень),

значно важче з селеном та телуром. З чистим вуглецем Водень може реагувати без каталізатора тільки при високих температурах:

2Н 2 + З (аморфний) = СН 4 (метан).

Водень безпосередньо реагує з деякими металами (лужними, лужноземельними та іншими), утворюючи гідриди:

Н2+2Li=2LiH.

Важливе практичне значення мають реакції Гідрогену з оксидом вуглецю (II), при яких утворюються в залежності від температури, тиску і каталізатора різні органічні сполуки, наприклад НСНО, СН 3 ВІН та інші. Ненасичені вуглеводні реагують з Воднем, переходячи в насичені, наприклад:

З n Н 2n + Н 2 = З n Н 2n +2.

Роль Водень та його сполук у хімії винятково велика. Водень зумовлює кислотні властивості про протонних кислот. Водень схильний утворювати з деякими елементами так званий водневий зв'язок, що надає визначальний вплив на властивості багатьох органічних та неорганічних сполук.

Одержання Гідрогену. Основні види сировини для промислового отримання Гідрогену - гази природні горючі, коксовий газ та гази нафтопереробки. Водень отримують також із води електролізом (у місцях із дешевою електроенергією). Найважливішими способами виробництва Гідрогену з природного газу є каталітична взаємодія вуглеводнів, головним чином метану, з водяною парою (конверсія):

СН 4 + H 2 О = СО + ЗН 2

і неповне окиснення вуглеводнів киснем:

СН 4 + 1/2 Про 2 = СО + 2Н 2

Окис вуглецю (II), що утворюється, також піддається конверсії:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Водень, що видобувається з природного газу, найдешевший.

З коксового газу та газів нафтопереробки Водень виділяють шляхом видалення решти компонентів газової суміші, що зріджуються легше, ніж Водень, при глибокому охолодженні. Електроліз води ведуть постійним струмом, пропускаючи його через розчин КОН або NaOH (кислоти не використовуються, щоб уникнути корозії сталевої апаратури). У лабораторіях Водень отримують електролізом води, а також реакції між цинком і соляною кислотою. Проте найчастіше використовують готовий заводський Водень у балонах.

Застосування Гідрогену. У промисловому масштабі Водень стали одержувати наприкінці 18 століття наповнення повітряних куль. В даний час Водень широко застосовують у хімічній промисловості, головним чином для виробництва аміаку. Великим споживачем Гідрогену є також виробництво метилового та інших спиртів, синтетичного бензину та інших продуктів, одержуваних синтезом Гідрогену та оксиду вуглецю (II). Водень застосовують для гідрогенізації твердого та важкого рідкого палив, жирів та інших, для синтезу HCl, для гідроочищення нафтопродуктів, у зварюванні та різанні металів киснево-водневим полум'ям (температура до 2800°С) та в атомно-водневому зварюванні (до 4000°С) . Дуже важливе застосування в атомній енергетиці знайшли ізотопи Гідрогену - дейтерій і тритій.

Феноли

Будова
Гідроксильна група в молекулах органічних сполук може бути пов'язана з ароматичним ядром безпосередньо, а може бути відокремлена від нього одним або декількома атомами вуглецю. Можна очікувати, що в залежності від цієї властивості речовин істотно відрізнятимуться один від одного через взаємний вплив груп атомів (згадайте одне з положень теорії Бутлерова). Органічні сполуки, що містять ароматичний радикал феніл С 6 Н 5 -, безпосередньо пов'язаний з гідроксильною групою, виявляють особливі властивості, відмінні від властивостей спиртів. Такі сполуки називають фенолами.

Феноли -органічні речовини, молекули яких містять радикал феніл, пов'язаний з однією або декількома гідроксигрупами.
Так само як і спирти, феноли класифікують за атомністю, тобто за кількістю гідроксильних груп. Одноатомні феноли містять у молекулі одну гідроксильну групу:

Існують і інші багатоатомні феноли, Що містять три і більше гідроксильні групи в бензольному кільці
Познайомимося докладніше із будовою та властивостями найпростішого представника цього класу – фенолом С6Н50Н. Назва цієї речовини лягла в основу назви всього класу - феноли.

Фізичні властивості
Тверда безбарвна кристалічна речовина, tºпл = 43 °С, tº кіп = °С, з різким характерним запахом. Отруйний. Фенол при кімнатній температурі трохи розчиняється у воді. Водний розчин фенолу називають карболовою кислотою. При попаданні на шкіру він спричиняє опіки, тому з фенолом необхідно звертатися обережно.
Будова молекули фенолу
У молекулі фенолу гідроксил безпосередньо пов'язаний із атомом вуглецю бензольного ароматичного ядра.
Згадаймо будову груп атомів, що утворюють молекулу фенолу.
Ароматичне кільце складається з шести атомів вуглецю, що утворюють правильний шестикутник, внаслідок sр 2 -гібридизації електронних орбіталей шести атомів вуглецю. Ці атоми пов'язані Þ-зв'язками. Ст-зв'язків р-електрони кожного атома вуглецю, що не беруть участі в утворенні, перекриваються по різні сторони площини Þ-зв'язків, утворюють дві частини єдиного шестиелектронного п-Хмари, що охоплює все бензольне кільце (ароматичне ядро) У молекулі бензолу С6Н6 ароматичне ядро ​​абсолютно симетричне, єдине електронне п-хмара рівномірно охоплює кільце атомів вуглецю під та над площиною молекули (рис. 24). Ковалентна зв'язок між атомами кисню і водню гідроксильного радикала сильно полярна, загальна електронна хмара зв'язку О-Н зміщена у бік атома кисню, у якому виникає частковий негативний заряд, але в атомі водню - частковий позитивний заряд. Крім того, атом кисню в гідроксильній групі має дві неподілені, що належать йому електронні пари.

У молекулі фенолу гідроксильний радикал взаємодіє з ароматичним ядром, при цьому неподілені електронні пари атома кисню взаємодіють з єдиною хмарою бензольного кільця, утворюючи єдину електронну систему. Таку взаємодію неподілених електронних пар та хмар тг-зв'язків називають поєднанням. Внаслідок сполучення неподіленої електронної пари атома кисню гідроксигрупи з електронною системою бензольного кільця зменшується електронна щільність на атомі кисню. Це зниження компенсується з допомогою більшої поляризації зв'язку О-Н, що, своєю чергою, призводить до збільшення позитивного заряду атомі водню. Отже, водень гідроксильної групи у молекулі фенолу має «кислотний» характер.
Логічно припустити, що сполучення електронів бензольного кільця та гідроксильної групи позначається не лише на її властивостях, а й на реакційній здатності бензольного кільця.
Справді, як пам'ятаєте, поєднання неподілених пар атома кисню з л-хмарою бензольного кільця призводить до перерозподілу електронної щільності у ньому. Вона знижується у атома вуглецю, пов'язаного з ОН-групою (позначається вплив електронних пар атома кисню) і підвищується у сусідніх з ним атомів вуглецю (тобто положення 2 і 6, або орто-положення). Очевидно, що підвищення електронної щільності цих атомів вуглецю бензольного кільця призводить до локалізації (зосередження) негативного заряду на них. Під впливом цього заряду відбувається подальший перерозподіл електронної щільності в ароматичному ядрі - усунення її від 3-го і 5-го атомів (.мета-положення) до 4-го (орто-положення). Ці процеси можна виразити схемою:

Таким чином, наявність гідроксильного радикала в молекулі фенолу призводить до зміни л-хмари бензольного кільця, збільшення електронної щільності у 2, 4 та 6-го атомів вуглецю (орто-, дару-положення) та зменшення електронної щільності у 3-го та 5- го атомів вуглецю (мета-положення).
Локалізація електронної щільності в орто-і пара-положеннях робить їх найімовірнішими для атак електрофільних частинок при взаємодії з іншими речовинами.
Отже, вплив радикалів, що становлять молекулу фенолу, взаємно, і він визначає його характерні властивості.
Хімічні властивості фенолу
Кислотні властивості
Як було зазначено, атом водню гидроксильной групи фенолу має кислотним характером. Кислотні властивості у фенолу виражені сильніше, ніж у води та спиртів. На відміну від спиртів та води фенол реагує не тільки з лужними металами, а й з лугами з утворенням фенолятів.
Однак кислотні властивості у фенолів виражені слабше, ніж у неорганічних та карбонових кислот. Так, наприклад, кислотні властивості фенолу приблизно в 3000 разів менші, ніж у вугільної кислоти. Тому, пропускаючи через водний розчин натрію феноляту вуглекислий газ, можна виділити вільний фенол:

Додавання до водного розчину феноляту натрію соляної або сірчаної кислоти також призводить до утворення фенолу.
Якісна реакція на фенол
Фенол реагує з хлоридом заліза (ІІІ) з утворенням інтенсивно забарвленого у фіолетовий колір комплексної сполуки.
Ця реакція дозволяє виявляти його навіть у незначних кількостях. Інші феноли, що містять одну або кілька гідроксильних груп у бензольному кільці, також дають яскраве фарбування синьо-фіолетових відтінків у реакції з хлоридом заліза (ІІІ).
Реакції бензольного кільця
Наявність гідроксильного заступника значно полегшує перебіг реакцій електрофільного заміщення у бензольному кільці.
1. Бромування фенолу. На відміну від бензолу для бромування фенолу не потрібне додавання каталізатора (броміду заліза(ІІІ)).
Крім того, взаємодія з фенолом протікає селективно (виборчо): атоми брому направляються в орто-і пара-положення, заміщаючи атоми водню, що знаходяться там. Селективність заміщення пояснюється розглянутими особливостями електронної будови молекули фенолу. Так, при взаємодії фенолу із бромною водою утворюється білий осад 2,4,6-трибромфенолу.
Ця реакція, як і реакція з хлоридом заліза(ІІІ), служить для якісного виявлення фенолу.

2. Нітрування фенолу також відбувається легше, ніж нітрування бензолу. Реакція з розведеною азотною кислотою йде за кімнатної температури. В результаті утворюється суміш орто-і пара-ізомерів нітрофенолу:

3. Гідрування ароматичного ядра фенолу у присутності каталізатора відбувається легко.
4. Поліконденсація фенолу з альдегідами, зокрема, з формальдегідом, відбувається з утворенням продуктів реакції – фенолформальдегідних смол та твердих полімерів.
Взаємодія фенолу із формальдегідом можна описати схемою:

Ви, напевно, помітили, що у молекулі димера зберігаються «рухливі» атоми водню, отже, можливе подальше продовження реакції за достатньої кількості реагентів.
Реакція поліконденсації, тобто реакція одержання полімеру, що протікає з виділенням побічного низькомолекулярного продукту (води), може продовжуватися і далі (до повного витрати одного з реагентів) з утворенням величезних макромолекул. Процес можна описати сумарним рівнянням:

Утворення лінійних молекул відбувається за нормальної температури. Проведення ж цієї реакції при нагріванні призводить до того, що продукт, що утворюється, має розгалужену будову, він твердий і нерозчинний у воді. Внаслідок нагрівання феноло-формальдегідної смоли лінійної будови з надлишком альдегіду виходять тверді пластичні маси з унікальними властивостями. Полімери на основі феноло-формальдегідних смол застосовують для виготовлення лаків і фарб, пластмасових виробів, стійких до нагрівання, охолодження, дії води, лугів і кислот, вони мають високі діелектричні властивості. З полімерів на основі фенолформальдегідних смол виготовляють найбільш відповідальні та важливі деталі електроприладів, корпуси силових агрегатів та деталі машин, полімерну основу друкованих плат для радіоприладів.

Клеї на основі феноло-формальдегідних смол здатні надійно з'єднувати деталі різної природи, зберігаючи найвищу міцність з'єднання в дуже широкому діапазоні температур. Такий клей використовується для кріплення металевого цоколя ламп освітлення до скляної колби. Тепер вам стало зрозуміло, чому фенол та продукти на його основі знаходять широке застосування (схема 8).

Промислові способи отримання простих речовин залежать від того, в якому вигляді відповідний елемент знаходиться в природі, тобто може бути сировиною для його отримання. Так, кисень, що у вільному стані, отримують фізичним способом - виділенням з рідкого повітря. Водень же майже весь знаходиться у вигляді сполук, тому для його одержання застосовують хімічні методи. Зокрема, можуть бути використані реакції розкладання. Одним із способів отримання водню є реакція розкладання води електричним струмом.

Основний промисловий спосіб отримання водню – реакція з водою метану, що входить до складу природного газу. Вона проводиться при високій температурі (легко переконатися, що при пропущенні метану навіть через киплячу воду жодної реакції не відбувається):

СН 4 + 2Н 2 0 = CO 2 + 4Н 2 – 165 кДж

У лабораторії для отримання простих речовин використовують не обов'язково природну сировину, а вибирають ті вихідні речовини, з яких легко виділити необхідну речовину. Наприклад, у лабораторії кисень не отримують із повітря. Це саме стосується і отримання водню. Один з лабораторних способів отримання водню, який застосовується іноді і в промисловості, - розкладання води електрострумом.

Зазвичай у лабораторії водень отримують взаємодією цинку із соляною кислотою.

У промисловості

1.Електроліз водних розчинів солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускання пар води над розпеченим коксомпри температурі близько 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Із природного газу.

Конверсія з водяною парою: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталітичне окиснення киснем: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Крекінг та реформінг вуглеводнів у процесі переробки нафти.

В лабораторії

1.Дія розведених кислот на метали.Для проведення такої реакції найчастіше використовують цинк та соляну кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаємодія кальцію з водою:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гідроліз гідридів:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Дія лугів на цинк або алюміній:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.За допомогою електролізу.При електролізі водних розчинів лугів або кислот на катоді відбувається виділення водню, наприклад:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Біореактор для виробництва водню

Фізичні властивості

Газоподібний водень може існувати у двох формах (модифікаціях) - у вигляді орто- та пара-водню.

У молекулі ортоводороду (т. пл. −259,10 °C, т. кіп. −252,56 °C) ядерні спини спрямовані однаково (паралельні), а у параводню (т. пл. −259,32 °C, т .кіп -252,89 ° C) - протилежно один одному (антипаралельні).

Розділити алотропні форми водню можна адсорбцією на активному вугіллі за нормальної температури рідкого азоту. При дуже низьких температурах рівновага між ортоводородом і параводнем майже націло зрушена в бік останнього. При 80 К співвідношення форм приблизно 1:1. Десорбований параводень при нагріванні перетворюється на ортоводород до утворення рівноважної при кімнатній температурі суміші (орто-пара: 75:25). Без каталізатора перетворення відбувається повільно, що дозволяє вивчити властивості окремих алотропних форм. Молекула водню двоатомна - Н₂. За звичайних умов - це газ без кольору, запаху та смаку. Водень - найлегший газ, його щільність набагато менше щільності повітря. Очевидно, що чим менша маса молекул, тим вища їхня швидкість при одній і тій же температурі. Як найлегші, молекули водню рухаються швидше за молекули будь-якого іншого газу і тим швидше можуть передавати теплоту від одного тіла до іншого. Звідси випливає, що водень має найвищу теплопровідність серед газоподібних речовин. Його теплопровідність приблизно в сім разів вища за теплопровідність повітря.

Хімічні властивості

Молекули водню Н₂ досить міцні, і для того, щоб водень міг вступити в реакцію, повинна бути витрачена велика енергія: Н 2 =2Н - 432 кДж. Ca + Н 2 = СаН 2 і з єдиним неметалом - фтором, утворюючи фтороводород: F 2 +H 2 =2HF З більшістю металів і неметалів водень реагує при підвищеній температурі або при іншій дії, наприклад при освітленні. Він може «віднімати» кисень від деяких оксидів, наприклад: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Записане рівняння відображає реакцію відновлення. Реакціями відновлення називають процеси, в результаті яких від з'єднання віднімається кисень; речовини, що забирають кисень, називаються відновниками (при цьому вони самі окислюються). Далі буде дано й інше визначення понять «окислення» та «відновлення». А це визначення, історично перше, зберігає значення й у час, особливо у органічної хімії. Реакція відновлення протилежна реакції окиснення. Обидві ці реакції завжди протікають одночасно як процес: при окисленні (відновленні) однієї речовини обов'язково одночасно відбувається відновлення (окислення) іншого.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

З галогенами утворює галогеноводороди:

F 2 + H 2 → 2 HF, реакція протікає з вибухом у темряві та за будь-якої температури, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакція протікає з вибухом, тільки на світлі.

З сажею взаємодіє при сильному нагріванні:

C + 2H 2 → CH 4

Взаємодія з лужними та лужноземельними металами

Водень утворює з активними металами гідриди:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Гідриди- солеподібні, тверді речовини, що легко гідролізуються:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаємодія з оксидами металів (як правило, d-елементів)

Оксиди відновлюються до металів:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гідрування органічних сполук

При дії водню на ненасичені вуглеводні у присутності нікелевого каталізатора та підвищеної температури відбувається реакція гідрування:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Водень відновлює альдегіди до спиртів:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Геохімія водню

Водень – основний будівельний матеріал всесвіту. Це найпоширеніший елемент, і всі елементи утворюються з нього внаслідок термоядерних та ядерних реакцій.

Вільний водень H 2 відносно рідко зустрічається у земних газах, але у вигляді води він бере виключно важливу участь у геохімічних процесах.

До складу мінералів водень може входити у вигляді іону амонію, гідроксил-іона та кристалічної води.

У атмосфері водень безупинно утворюється внаслідок розкладання води сонячним випромінюванням. Він мігрує у верхні шари атмосфери і випаровується в космос.

Застосування

• Воднева енергетика

Атомарний водень використовується для атомно-водневого зварювання.

У харчовій промисловості водень зареєстрований як харчова добавка E949як пакувальний газ.

Особливості звернення

Водень при суміші з повітрям утворює вибухонебезпечну суміш – так званий гримучий газ. Найбільшу вибухонебезпечність цей газ має при об'ємному відношенні водню та кисню 2:1, або водню та повітря приблизно 2:5, тому що в повітрі кисню міститься приблизно 21%. Також водень пожежонебезпечний. Рідкий водень при попаданні на шкіру може спричинити сильне обмороження.

Вибухонебезпечні концентрації водню з киснем виникають від 4% до 96% об'ємних. При суміші з повітрям від 4% до 75(74) % об'ємних.

Використання водню

У хімічній промисловості водень використовують при виробництві аміаку, мила та пластмас. У харчовій промисловості за допомогою водню з рідких рослинних олій роблять маргарин. Водень дуже легкий і у повітрі завжди піднімається нагору. Колись дирижаблі та повітряні кулі наповнювали воднем. Але в 30-х роках. ХХ ст. сталося кілька жахливих катастроф, коли дирижаблі вибухали та згоряли. Нині дирижаблі наповнюють газом гелієм. Водень використовують також як ракетне паливо. Колись водень, можливо, будуть широко застосовувати як паливо для легкових та вантажних автомобілів. Водневі двигуни не забруднюють навколишнього середовища і виділяють лише водяну пару (щоправда, саме одержання водню призводить до деякого забруднення навколишнього середовища). Наше Сонце здебільшого складається з водню. Сонячне тепло та світло – це результат виділення ядерної енергії при злитті ядер водню.

Використання водню як паливо (економічна ефективність)

Найважливішою характеристикою речовин, що використовуються як паливо, є їхня теплота згоряння. З курсу загальної хімії відомо, що взаємодія водню з киснем відбувається із тепла. Якщо взяти 1 моль H 2 (2 г) та 0,5 моль O 2 (16 г) за стандартних умов і порушити реакцію, то відповідно до рівняння

Н 2 + 0,5 О 2 = Н 2 О

після завершення реакції утворюється 1 моль H 2 O (18 г) з виділенням енергії 285,8 кДж/моль (для порівняння: теплота згоряння ацетилену становить 1300 кДж/моль, пропану - 2200 кДж/моль). 1 м ³ водню важить 89,8 г (44,9 моль). Тому для отримання 1 м водню буде витрачено 12832,4 кДж енергії. З огляду на те, що 1 кВт·ч = 3600 кДж, отримаємо 3,56 кВт·ч електроенергії. Знаючи тариф на 1 кВт·год електрики та вартість 1 м³ газу, можна робити висновок про доцільність переходу на водневе паливо.

Наприклад, експериментальна модель Honda FCX 3 покоління із баком водню 156 л (містить 3,12 кг водню під тиском 25 МПа) проїжджає 355 км. Відповідно з 3,12 кг H2 виходить 123,8 кВт · год. На 100 км витрата енергії становитиме 36,97 кВт·год. Знаючи вартість електроенергії, вартість газу чи бензину, їхня витрата для автомобіля на 100 км легко підрахувати негативний економічний ефект переходу автомобілів на водневе паливо. Скажімо (Росія 2008), 10 центів за кВт·год електроенергії призводять до того, що 1 м³ водню призводять до ціни 35,6 цента, а з урахуванням ККД розкладання води 40-45 центів, така сама кількість кВт·год від спалювання бензину коштує 12832,4кДж/42000кДж/0,7кг/л*80центов/л=34 цента за роздрібними цінами, тоді як водню ми вираховували ідеальний варіант, без урахування транспортування, амортизації устаткування тощо. буд. Для метану з енергією згоряння близько 39 МД на м³ результат буде нижчим у два-чотири рази через різницю в ціні (1м³ для України коштує 179$, а для Європи 350$). Тобто еквівалентна кількість метану коштуватиме 10-20 центів.

Однак не слід забувати, що при спалюванні водню ми отримуємо чисту воду, з якої його і видобули. Тобто маємо відновлюваний запасникенергії без шкоди для довкілля, на відміну газу чи бензину, які є первинними джерелами енергії.

Php on line 377 Warning: require(http://www..php): failed to open stream: no suitable wrapper could be found in /hsphere/local/home/winexins/сайт/tab/vodorod.php on line 377 Fatal error: require(): Failed opening required "http://www..php" (include_path="..php on line 377