Исторически фон
Водородът е първият елемент на PSHE D.I. Менделеев.
Руското наименование на водорода показва, че той "ражда вода"; латински" хидрогений" означава едно и също нещо.
Отделянето на запалим газ по време на взаимодействието на някои метали с киселини е наблюдавано за първи път от Робърт Бойл и неговите съвременници през първата половина на 16 век.
Но водородът е открит едва през 1766 г. от английския химик Хенри Кавендиш, който установява, че когато металите реагират с разредени киселини, се отделя известен „запалим въздух“. Наблюдавайки изгарянето на водород във въздуха, Кавендиш установява, че в резултат се появява вода. Това беше през 1782 г.
През 1783 г. френският химик Антоан-Лоран Лавоазие изолира водород чрез разлагане на вода с горещо желязо. През 1789 г. при разлагането на водата под въздействието на електрически ток се отделя водород.
Разпространение в природата
Водород – основен елементпространство. Например, Слънцето се състои от водород 70% от масата си. Във Вселената има няколко десетки хиляди пъти повече водородни атоми, отколкото всички атоми на всички метали взети заедно.Земната атмосфера също съдържа известно количество водород под формата на просто вещество - газ със състав Н2. Водородът е много по-лек от въздуха и затова се намира в горните слоеве на атмосферата.
Но на Земята има много повече свързан водород: в крайна сметка той е част от водата, най-често срещаното сложно вещество на нашата планета. Водородът, свързан в молекули, съдържа както нефт, така и природен газ, много минерали и скали. Водородът е част от всички органични вещества.
Характеристики на елемента водород.
Водородът има двойна природа, поради което в някои случаи водородът се поставя в подгрупата на алкалните метали, а в други - в подгрупата на халогените.
Електронна конфигурация 1s 1 . Водородният атом се състои от един протон и един електрон.
Водородният атом е способен да загуби електрон и да се превърне в Н + катион и в това е подобен на алкалните метали.
Водородният атом може също да добави електрон, като по този начин образува Н - анион; в това отношение водородът е подобен на халогените.
Винаги едновалентен в съединенията
CO: +1 и -1.
Физични свойства на водорода
Водородът е газ, без цвят, вкус и мирис. 14,5 пъти по-лек от въздуха. Слабо разтворим във вода. Има висока топлопроводимост. При t= –253 °С се втечнява, при t= –259 °С се втвърдява. Молекулите на водорода са толкова малки, че могат бавно да дифундират през много материали - гума, стъкло, метали, които се използват за пречистване на водорода от други газове.Известни са 3 изотопа на водорода: - протий, - деутерий, - тритий. Основната част от естествения водород е протият. Деутерият е част от тежката вода, която е обогатена с повърхностни водиокеан. Тритият е радиоактивен изотоп.
Химични свойства на водорода
Водородът е неметал и има молекулярна структура. Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с ковалентна неполярна връзка. Енергията на свързване в молекулата на водорода е 436 kJ/mol, което обяснява ниската химическа активност на молекулния водород.
Взаимодействие с халогени. При обикновени температури водородът реагира само с флуор:
С хлор - само на светлина, образувайки хлороводород, реакцията протича по-слабо с йод, не протича докрай дори при високи температури.
Взаимодействие с кислород – при нагряване, при запалване реакцията протича с експлозия: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Смес от 1 част кислород и 2 части водород е „експлозивна смес“ и е най-експлозивната.
Взаимодействие със сярата - при нагряване H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с азот. При нагряване, високо кръвно наляганеи в присъствието на катализатор:
Взаимодействие с азотен оксид (II). Използва се в почистващи системи по време на производството азотна киселина: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с метални оксиди. Водородът е добър редуциращ агент, той редуцира много метали от техните оксиди: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Атомарният водород е силен редуциращ агент. Образува се от молекулно при електрически разряд при условия на ниско налягане. Има висока редуцираща активност водород в момента на освобождаване, образуван при редукция на метал с киселина.
Взаимодействие със активни метали . При високи температури се свързва с алкални и алкалоземни метали и образува бяло кристални вещества– метални хидриди, проявяващи окислителни свойства: 2Na + H 2 = 2NaH;
Производство на водород
В лабораторията:
Взаимодействие на метал с разредени разтвори на сярна и солна киселина,
Взаимодействие на алуминий или силиций с водни разтвори на основи:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
В индустрията:
Електролиза водни разтворинатриеви и калиеви хлориди или електролиза на вода в присъствието на хидроксиди:
2H 2 O = 2H 2 + O 2.
Метод на преобразуване. Първо, водният газ се получава чрез преминаване на водна пара през горещ кокс при 1000 °C:
След това въглеродният оксид (II) се окислява до въглероден оксид (IV) чрез преминаване на смес от воден газ с излишък от водни пари върху Fe 2 O 3 катализатор, нагрят до 400–450 ° C:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2.
Полученият въглероден окис (IV) се абсорбира от водата и 50% от индустриалния водород се произвежда по този начин.
Конверсия на метан: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2.
Термично разлагане на метан при 1200 °C: CH 4 = C + 2H 2.
Дълбоко охлаждане (до -196 °C) на коксовия газ. При тази температура всички газообразни вещества с изключение на водорода кондензират.
Използването на водород се основава на неговите физически и химични свойстваО:
като лек газ се използва за пълнене на балони (смесен с хелий);
кислородно-водороден пламък се използва за получаване на високи температури при заваряване на метали;
като редуциращ агент се използва за получаване на метали (молибден, волфрам и др.) от техните оксиди;
за производство на амоняк и изкуствено течно гориво, за хидрогениране на мазнини.
Нека да видим какво е водород. Химичните свойства и производството на този неметал се изучават в курса по неорганична химия в училище. Именно този елемент оглавява периодичната таблица на Менделеев и затова заслужава подробно описание.
Кратка информация за отваряне на елемент
Преди да разгледаме физичните и химичните свойства на водорода, нека разберем как е открит този важен елемент.
Химици, работили през шестнадесети и седемнадесети век, многократно споменават в своите писания запалимия газ, който се отделя, когато киселините са изложени на активни метали. През втората половина на осемнадесети век Г. Кавендиш успява да събере и анализира този газ, давайки му името „горим газ“.
Физичните и химичните свойства на водорода не са били изследвани по това време. Едва в края на осемнадесети век А. Лавоазие успява да установи чрез анализ, че този газ може да бъде получен чрез анализ на вода. Малко по-късно той започва да нарича новия елемент водород, което в превод означава „раждащ вода“. Водородът дължи съвременното си руско име на М. Ф. Соловьов.
Да бъдеш сред природата
Химичните свойства на водорода могат да бъдат анализирани само въз основа на срещането му в природата. Този елемент присъства в хидро- и литосферата, а също така е част от минералите: природен и свързан газ, торф, нефт, въглища, нефтени шисти. Трудно е да си представим възрастен, който не би знаел, че е водород неразделна частвода.
В допълнение, този неметал се намира в животинските организми под формата нуклеинови киселини, протеини, въглехидрати, мазнини. На нашата планета този елемент се среща в свободна форма доста рядко, може би само в природен и вулканичен газ.
Под формата на плазма водородът съставлява приблизително половината от масата на звездите и Слънцето и също е част от междузвездния газ. Например в свободна форма, както и под формата на метан и амоняк, този неметал присъства в кометите и дори в някои планети.
Физични свойства
Преди да разгледаме химичните свойства на водорода, отбелязваме, че когато нормални условиятова е газообразно вещество, по-леко от въздуха, което има няколко изотопни форми. Той е почти неразтворим във вода и има висока топлопроводимост. Протий, който има масово число 1, се счита за най-леката му форма. Тритият, който има радиоактивни свойства, се образува в природата от атмосферния азот, когато невроните го излагат на UV лъчи.
Характеристики на структурата на молекулата
За да разгледаме химичните свойства на водорода и характерните за него реакции, нека се спрем на характеристиките на неговата структура. Тази двуатомна молекула съдържа ковалентна неполярна химична връзка. Образуването на атомен водород е възможно чрез взаимодействие на активни метали с киселинни разтвори. Но в тази форма този неметал може да съществува само за кратък период от време, той почти веднага се рекомбинира в молекулярна форма.
Химични свойства
Нека разгледаме химичните свойства на водорода. В повечето от съединенията, които този химичен елемент образува, той проявява степен на окисление +1, което го прави подобен на активните (алкални) метали. Основните химични свойства на водорода, които го характеризират като метал:
- взаимодействие с кислород за образуване на вода;
- реакция с халогени, придружена от образуване на халогеноводород;
- произвеждайки сероводород чрез свързване със сяра.
По-долу е уравнението за реакции, характеризиращи химичните свойства на водорода. Моля, имайте предвид, че като неметал (със степен на окисление -1) той действа само в реакция с активни метали, образувайки съответните хидриди с тях.
Водородът при обикновени температури реагира неактивно с други вещества, така че повечето реакции се случват само след предварително нагряване.
Нека разгледаме по-отблизо някои от химичните взаимодействия на елемента, който оглавява периодичната таблица химически елементиМенделеев.
Реакцията на образуване на вода е придружена от освобождаване на 285,937 kJ енергия. При повишени температури (повече от 550 градуса по Целзий) този процес е придружен от силна експлозия.
Сред онези химични свойства на водородния газ, които са намерили значително приложение в промишлеността, интерес представлява взаимодействието му с метални оксиди. Именно чрез каталитично хидрогениране в съвременната промишленост се обработват метални оксиди, например чист метал се изолира от желязо (смесен железен оксид). Този метод позволява ефективно рециклиране на скрап.
Синтезът на амоняк, който включва взаимодействието на водород с азот от въздуха, също е търсен в съвременната химическа промишленост. Сред условията за това химично взаимодействиеОбърнете внимание на налягането и температурата.
Заключение
Водородът е неактивен химическипри нормални условия. С повишаване на температурата активността му се увеличава значително. Това вещество се търси в органичния синтез. Например, хидрогенирането може да редуцира кетоните до вторични алкохоли и да превърне алдехидите в първични алкохоли. В допълнение, чрез хидрогениране е възможно да се превърнат ненаситените въглеводороди от класа на етилен и ацетилен в наситени съединения от серията метан. Водородът с право се счита за просто вещество, търсено в съвременното химическо производство.
IN периодична таблицаВодородът се намира в две групи елементи, които са абсолютно противоположни по свойства. Тази функция го прави напълно уникален. Водородът не е просто елемент или вещество, но е и неразделна част от много сложни съединения, органогенен и биогенен елемент. Затова нека разгледаме неговите свойства и характеристики по-подробно.
Отделянето на запалим газ по време на взаимодействието на метали и киселини е наблюдавано още през 16 век, тоест по време на формирането на химията като наука. Известният английски учен Хенри Кавендиш изучава веществото през 1766 г. и му дава името „горим въздух“. При изгаряне този газ произвежда вода. За съжаление, придържането на учения към теорията за флогистона (хипотетична „ултрафина материя“) му попречи да стигне до правилните заключения.
Френският химик и естествоизпитател А. Лавоазие, заедно с инженера Ж. Мьоние и с помощта на специални газометри, синтезира вода през 1783 г. и след това я анализира чрез разлагане на водна пара с горещо желязо. Така учените успяха да стигнат до правилните заключения. Те откриха, че „горимият въздух“ е не само част от водата, но може да се получи и от нея.
През 1787 г. Лавоазие предполага, че изследваният газ е просто вещество и съответно е един от първичните химични елементи. Той го нарече хидроген (от гръцките думи hydor - вода + gennao - раждам), т.е. "раждащ вода".
Руското име "водород" е предложено през 1824 г. от химика М. Соловьов. Определянето на състава на водата бележи края на "флогистоновата теория". В началото на 18-ти и 19-ти век е установено, че водородният атом е много лек (в сравнение с атомите на други елементи) и неговата маса е взета като основна единица за сравняване на атомните маси, получавайки стойност, равна на 1.
Физични свойства
Водородът е най-лекото вещество, известно на науката (той е 14,4 пъти по-лек от въздуха), плътността му е 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Този материал се топи (втвърдява) и кипи (втечнява) съответно при -259,1 ° C и -252,8 ° C (само хелият има по-ниски температури на кипене и топене).
Критичната температура на водорода е изключително ниска (-240 °C). Поради тази причина втечняването му е доста сложен и скъп процес. Критичното налягане на веществото е 12,8 kgf/cm², а критичната плътност е 0,0312 g/cm³. Сред всички газове водородът има най-висока топлопроводимост: при 1 atm и 0 °C тя е равна на 0,174 W/(mxK).
Специфичният топлинен капацитет на веществото при същите условия е 14,208 kJ/(kgxK) или 3,394 cal/(gh°C). Този елемент е слабо разтворим във вода (около 0,0182 ml/g при 1 atm и 20 °C), но е добре разтворим в повечето метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (около 850 обема на обем Pd) .
Последното свойство е свързано със способността му да дифузира, а дифузията през въглеродна сплав (например стомана) може да бъде придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (този процес се нарича декарбонизация). В течно състояние веществото е много леко (плътност - 0,0708 g/cm³ при t° = -253 °C) и течно (вискозитет - 13,8 пуза при същите условия).
В много съединения този елемент проявява +1 валентност (степен на окисление), подобно на натрия и други алкални метали. Обикновено се счита за аналог на тези метали. Съответно той оглавява група I на периодичната система. В металните хидриди водородният йон има отрицателен заряд (степента на окисление е -1), т.е. Na+H- има структура, подобна на Na+Cl- хлорида. В съответствие с този и някои други факти (сходството на физичните свойства на елемента "H" и халогените, способността да го замества с халогени в органичните съединения), водородът се класифицира в VII група на периодичната система.
При нормални условия молекулярният водород има ниска активност, директно се свързва само с най-активните неметали (с флуор и хлор, като последният е на светлина). От своя страна, когато се нагрява, той взаимодейства с много химични елементи.
Атомарният водород има повишена химическа активност (в сравнение с молекулярния водород). С кислорода образува вода по формулата:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
отделяйки 285,937 kJ/mol топлина или 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). При нормални температурни условия реакцията протича доста бавно и при t° >= 550 °C е неконтролируема. Границите на експлозивност на смес водород + кислород по обем са 4–94% H₂, а смес водород + въздух е 4–74% H₂ (смес от два обема H₂ и един обем O₂ се нарича детониращ газ).
Този елемент се използва за намаляване на повечето метали, тъй като премахва кислорода от оксидите:
Fe3O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H2O,
CuO + H₂ = Cu + H2O и т.н.
Водородът образува водородни халиди с различни халогени, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Въпреки това, когато реагира с флуор, водородът избухва (това се случва и на тъмно, при -252 ° C), с бром и хлор той реагира само при нагряване или осветяване, а с йод - само при нагряване. При взаимодействие с азот се образува амоняк, но само на катализатор, при повишено налягане и температура:
ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.
При нагряване водородът реагира активно със сярата:
H₂ + S = H₂S (сероводород),
и много по-трудно с телур или селен. Водородът реагира с чист въглерод без катализатор, но при високи температури:
2H₂ + C (аморфен) = CH4 (метан).
Това вещество реагира директно с някои от металите (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди, например:
H₂ + 2Li = 2LiH.
важно практическо значениеимат взаимодействия между водород и въглероден (II) оксид. В този случай, в зависимост от налягането, температурата и катализатора, се образуват различни органични съединения: HCHO, CH₃OH и др. Ненаситените въглеводороди по време на реакцията стават наситени, например:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Водородът и неговите съединения играят изключителна роля в химията. Той определя киселинните свойства на т.нар. протични киселини, има тенденция да образува водородни връзки с различни елементи, което има значителен ефект върху свойствата на много неорганични и органични съединения.
Производство на водород
Основните видове суровини за промишленото производство на този елемент са газовете от рафиниране на нефт, природните горими и коксовите газове. Получава се и от вода чрез електролиза (на места, където има електричество). Един от най-важните методи за производство на материал от природен газРазглежда се каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водни пари (т.нар. конверсия). Например:
CH₄ + H2O = CO + ZN₂.
Непълно окисляване на въглеводороди с кислород:
CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.
Синтезираният въглероден оксид (II) претърпява преобразуване:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.
Използва се за електролиза на вода D.C., който преминава през разтвор на NaOH или KOH (киселини не се използват, за да се избегне корозия на оборудването). IN лабораторни условияматериалът се получава чрез електролиза на вода или в резултат на реакция между солна киселинаи цинк. По-често обаче се използва готов фабричен материал в цилиндри.
Този елемент е изолиран от газовете от рафиниране на нефт и коксовия газ чрез отстраняване на всички останали компоненти на газовата смес, тъй като те се втечняват по-лесно при дълбоко охлаждане.
Този материал започва да се произвежда индустриално в края на 18 век. Тогава се използваше за пълнене на балони. В момента водородът се използва широко в промишлеността, главно в химическата промишленост, за производството на амоняк.
Масовите потребители на веществото са производители на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и много други продукти. Те се получават чрез синтез от въглероден оксид (II) и водород. Водородът се използва за хидрогениране на тежки и твърди течни горива, мазнини и др., за синтез на HCl, хидротретиране на петролни продукти, както и при рязане/заваряване на метали. Най-важните елементи за ядрена енергияса неговите изотопи – тритий и деутерий.
Биологична роля на водорода
Около 10% от масата на живите организми (средно) идва от този елемент. Той е част от водата и най-важните групи природни съединения, включително протеини, нуклеинови киселини, липиди и въглехидрати. За какво се използва?
Този материал играе решаваща роля: в поддържането на пространствената структура на протеините (кватернерна), в прилагането на принципа на комплементарност на нуклеиновите киселини (т.е. в внедряването и съхранението на генетична информация) и като цяло в „разпознаването“ на молекулярния ниво.
Водородният йон H+ участва във важни динамични реакции/процеси в тялото. Включително: в биологичното окисление, което осигурява на живите клетки енергия, в реакциите на биосинтеза, във фотосинтезата в растенията, в бактериалната фотосинтеза и фиксирането на азота, в поддържането на киселинно-алкалния баланс и хомеостазата, в процесите на мембранен транспорт. Заедно с въглерода и кислорода, той формира функционалната и структурна основа на жизнените явления.
Промишлените методи за производство на прости вещества зависят от формата, в която съответният елемент се намира в природата, тоест каква може да бъде суровината за неговото производство. Така кислородът, който е наличен в свободно състояние, се получава физически – чрез отделяне от течния въздух. Почти целият водород е под формата на съединения, така че за получаването му се използват химични методи. По-специално могат да се използват реакции на разлагане. Един от начините за производство на водород е чрез разлагането на водата чрез електрически ток.
Основен индустриален методпроизводство на водород - реакцията на метан, който е част от природния газ, с вода. Извършва се при висока температура (лесно е да се провери, че при преминаване на метан дори през вряща вода не настъпва реакция):
CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
В лабораторията, за да получат прости вещества, те не използват непременно естествени суровини, но избират тези изходни материали, от които е по-лесно да се изолира необходимото вещество. Например в лабораторията кислородът не се получава от въздуха. Същото важи и за производството на водород. Един от лабораторните методи за производство на водород, който понякога се използва в промишлеността, е разлагането на водата чрез електрически ток.
Обикновено водородът се произвежда в лабораторията чрез взаимодействие на цинк със солна киселина.
В индустрията
1.Електролиза на водни солеви разтвори:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2.Прекарване на водна пара над горещ кокспри температури около 1000°C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.От природен газ.
Конверсия с пара: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталитично окисление с кислород: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Крекинг и реформинг на въглеводороди по време на рафиниране на нефт.
В лабораторията
1.Ефектът на разредените киселини върху металите.За провеждане на тази реакция най-често се използват цинк и солна киселина:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Взаимодействие на калций с вода:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
3.Хидролиза на хидриди:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Ефект на алкали върху цинк или алуминий:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Използване на електролиза.По време на електролизата на водни разтвори на основи или киселини на катода се отделя водород, например:
2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O
- Биореактор за производство на водород
Физични свойства
Водородният газ може да съществува в две форми (модификации) - под формата на орто - и пара-водород.
В молекула ортоводород (т.т. −259,10 °C, т.к. −252,56 °C) ядрените спинове са насочени еднакво (успоредно), а в параводород (т.т. −259,32 °C, т.к. .кип. -252,89 °C) - противоположни един на друг (антипаралелни).
Алотропните форми на водорода могат да бъдат разделени чрез адсорбция върху активен въглен при температура на течен азот. При много ниски температури равновесието между ортоводород и параводород е почти напълно изместено към последния. При 80 K съотношението на формите е приблизително 1:1. При нагряване десорбираният параводород се трансформира в ортоводород, докато се установи равновесие при стайна температурасмеси (орто-пара: 75:25). Без катализатор трансформацията протича бавно, което прави възможно изучаването на свойствата на индивида алотропни форми. Молекулата на водорода е двуатомна - H₂. При нормални условия той е газ без цвят, мирис и вкус. Водородът е най-лекият газ, неговата плътност е многократно по-малка от плътността на въздуха. Очевидно, колкото по-малка е масата на молекулите, толкова по-висока е скоростта им при същата температура. Като най-леките молекули, молекулите на водорода се движат по-бързо от молекулите на всеки друг газ и по този начин могат да пренасят топлина от едно тяло към друго по-бързо. От това следва, че водородът има най-висока топлопроводимост сред газообразните вещества. Неговата топлопроводимост е приблизително седем пъти по-висока от топлопроводимостта на въздуха.
Химични свойства
Молекулите на водорода H₂ са доста силни и за да може водородът да реагира, трябва да се изразходва много енергия: H 2 = 2H - 432 kJ Следователно при обикновени температури водородът реагира само с много активни метали, например калций, образувайки калций хидрид: Ca + H 2 = CaH 2 и с единствения неметал - флуор, образувайки флуороводород: F 2 + H 2 = 2HF С повечето метали и неметали водородът реагира при повишени температури или под други влияния, напр. , под осветление. Той може да „отнеме” кислород от някои оксиди, например: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Написаното уравнение отразява реакцията на редукция. Редукционните реакции са процеси, при които кислородът се отстранява от съединението; Веществата, които отнемат кислорода, се наричат редуциращи агенти (самите те се окисляват). Освен това ще бъде дадено друго определение на понятията „окисление“ и „редукция“. А това определение, исторически първият, остава важен днес, особено в органичната химия. Реакцията на редукция е противоположна на реакцията на окисление. И двете реакции винаги протичат едновременно като един процес: когато едно вещество се окислява (редуцира), редукцията (окислението) на друго непременно се случва едновременно.
N 2 + 3H 2 → 2 NH 3
Форми с халогени водородни халогениди:
F 2 + H 2 → 2 HF, реакцията протича експлозивно на тъмно и при всяка температура, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакцията протича експлозивно, само на светлина.
Той взаимодейства със сажди при висока температура:
C + 2H 2 → CH 4
Взаимодействие с алкални и алкалоземни метали
Водородът се образува с активни метали хидриди:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
Хидриди- подобен на сол, твърди вещества, лесно се хидролизират:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Взаимодействие с метални оксиди (обикновено d-елементи)
Оксидите се редуцират до метали:
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
Хидрогениране на органични съединения
Когато водородът действа върху ненаситени въглеводороди в присъствието на никелов катализатор и при повишени температури, протича реакция хидрогениране:
CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3
Водородът редуцира алдехидите до алкохоли:
CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.
Геохимия на водорода
Водородът е основният строителен материал на Вселената. Той е най-често срещаният елемент и всички елементи се образуват от него в резултат на термоядрени и ядрени реакции.
Свободният водород Н2 се среща сравнително рядко в земните газове, но под формата на вода играе изключително важна роля в геохимичните процеси.
Водородът може да присъства в минералите под формата на амониев йон, хидроксилен йон и кристална вода.
В атмосферата водородът се произвежда непрекъснато в резултат на разлагането на водата от слънчевата радиация. Той мигрира към горните слоеве на атмосферата и излиза в космоса.
Приложение
- Водородна енергия
Атомен водород се използва за заваряване с атомен водород.
IN хранително-вкусовата промишленостводородът е регистриран като хранителна добавка E949, като опаковъчен газ.
Характеристики на лечението
Водородът, когато се смеси с въздуха, образува експлозивна смес - така нареченият детониращ газ. Този газ е най-експлозивен, когато обемното съотношение на водород и кислород е 2:1, или водород и въздух е приблизително 2:5, тъй като въздухът съдържа приблизително 21% кислород. Водородът също е опасен от пожар. Течният водород може да причини тежко измръзване, ако влезе в контакт с кожата.
Експлозивни концентрации на водород и кислород възникват от 4% до 96% от обема. При смесване с въздух от 4% до 75(74)% обемни.
Използване на водород
В химическата промишленост водородът се използва при производството на амоняк, сапун и пластмаси. В хранително-вкусовата промишленост маргаринът се произвежда от течни растителни масла с помощта на водород. Водородът е много лек и винаги се издига във въздуха. Някога дирижаблите и балоните са били пълни с водород. Но през 30-те години. ХХ век Няколко ужасни бедствия се случиха, когато дирижабли избухнаха и изгоряха. В наши дни дирижаблите се пълнят с хелиев газ. Водородът се използва и като ракетно гориво. Някой ден водородът може да се използва широко като гориво за автомобили и камиони. Водородните двигатели не замърсяват средаи отделят само водни пари (въпреки че самото производство на водород води до известно замърсяване на околната среда). Нашето Слънце е направено предимно от водород. Слънчевата топлина и светлина са резултат от освобождаването на ядрена енергия от сливането на водородните ядра.
Използване на водород като гориво (рентабилно)
Най-важната характеристика на веществата, използвани като гориво, е тяхната топлина на изгаряне. От курса обща химияИзвестно е, че реакцията между водород и кислород протича с отделяне на топлина. Ако вземем 1 mol H 2 (2 g) и 0,5 mol O 2 (16 g) при стандартни условия и възбудим реакцията, тогава според уравнението
H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O
след приключване на реакцията се образува 1 mol H 2 O (18 g) с освобождаване на енергия 285,8 kJ / mol (за сравнение: топлината на изгаряне на ацетилен е 1300 kJ / mol, пропан - 2200 kJ / mol) . 1 m³ водород тежи 89,8 g (44,9 mol). Следователно, за производството на 1 m³ водород ще бъдат изразходвани 12832,4 kJ енергия. Като вземем предвид факта, че 1 kWh = 3600 kJ, получаваме 3,56 kWh електроенергия. Познавайки тарифата за 1 kWh електроенергия и цената на 1 m³ газ, можем да заключим, че е препоръчително да преминете към водородно гориво.
Например експерименталният модел Honda FCX от 3-то поколение със 156-литров резервоар за водород (съдържа 3,12 кг водород под налягане 25 MPa) изминава 355 км. Съответно от 3,12 kg H2 се получават 123,8 kWh. На 100 км разходът на енергия ще бъде 36,97 kWh. Познавайки цената на електроенергията, цената на газта или бензина и тяхното потребление за автомобил на 100 км, е лесно да се изчисли отрицателният икономически ефект от преминаването на автомобили към водородно гориво. Да кажем (Русия 2008 г.), 10 цента за kWh електроенергия води до факта, че 1 m³ водород води до цена от 35,6 цента, а като се вземе предвид ефективността на разграждане на водата от 40-45 цента, същото количество kWh от изгаряне на бензин струва 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 цента/l=34 цента на дребно, докато за водорода изчислихме идеалния вариант, без да отчитаме транспорт, амортизация на оборудване и т.н. За метан с енергия на изгаряне от около 39 MJ на m³ резултатът ще бъде два до четири пъти по-нисък поради разликата в цената (1 m³ за Украйна струва $179, а за Европа $350). Тоест еквивалентно количество метан ще струва 10-20 цента.
Не бива обаче да забравяме, че когато изгаряме водород, получаваме чиста вода, от която той е извлечен. Тоест имаме възобновяема иманяренергия без вреда за околната среда, за разлика от газта или бензина, които са първични източници на енергия.
Php на линия 377 Предупреждение: изискване (http://www..php): не успя да отвори поток: не може да бъде намерена подходяща обвивка в /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php на линия 377 Фатално грешка: изисква (): Неуспешно отваряне изисква "http://www..php" (include_path="..php на линия 377