Водень елемент. Властивості водню. Застосування водню. Водень у природі (0,9% у Земній корі)

МІНСЬКИЙ КОЛЕДЖ ТЕХНОЛОГІЇ ТА ДИЗАЙНУ ЛЕГКОЇ ПРОМИСЛОВОСТІ

Реферат

з дисципліни: Хімія

Тема: «Водень та його сполуки»

Підготувала:учня Iкурсу343 групи

Віскуп Олена

Перевірив:Аляб'єва Н.В.

Мінськ 2009

Будова атома водню у періодичній системі

Ступені окислення

Поширеність у природі

Водень як проста речовина

З'єднання водню

Список літератури

Будова атома водню у періодичній системі

Перший елемент періодичної системи (перший період, порядковий номер 1). Не має повної аналогії з іншими хімічними елементами і не належить до жодної групи, тому в таблицях умовно міститься в IА групу та/або VIIA-групу.

Атом водню найменший за розмірами та найлегший серед атомів усіх елементів. Електронна формула атома 1s 1 . Звичайна форма існування елемента у вільному стані – двоатомна молекула.

Ступені окислення

Атом водню в сполуках з більш електронегативними елементами виявляє ступінь окислення +1, наприклад HF, H 2 O та ін. А в сполуках з металами-гідридами - ступінь окислення атома водню дорівнює -1, наприклад NaH, CaH 2 та ін. середнім між типовими металами та неметалами. Здатний каталітично відновлювати в органічних розчинниках, таких як оцтова кислота або спирт, багато органічних сполук: ненасичені сполуки до насичених, деякі сполуки натрію до аміаку або амінів.

Поширеність у природі

Природний водень складається з двох стабільних ізотопів - протию 1 Н, дейтерію 2 Н і тритію 3 Н. По-іншому дейтерій позначають як D, а тритій як Т. Можливі різні комбінації, наприклад НТ, HD, TD, H 2 , D 2 , T 2 . Водень більш поширений у природі у вигляді різних сполук із сіркою (H 2 S), киснем (у вигляді води), вуглецем, азотом та хлором. Рідше як сполук з фосфором, йодом, бромом та іншими елементами. Входить до складу всіх рослинних і тваринних організмів, нафти, вугілля, природного газу, ряду мінералів і порід. У вільному стані зустрічається дуже рідко у невеликих кількостях – у вулканічних газах та продуктах розкладання органічних залишків. Водень є найпоширенішим елементом у Всесвіті (близько 75%). Він входить до складу Сонця та більшості зірок, а також планет Юпітера та Сатурна, які в основному складаються з водню. На окремих планетах водень може існувати у твердому вигляді.

Водень як проста речовина

Молекула водню складається з двох атомів, пов'язаних між собою ковалентним неполярним зв'язком. Фізичні властивості- газ без кольору та запаху. Швидше за інші гази поширюється в просторі, проходить через дрібні пори, при високих температурах порівняно легко проникає крізь сталь та інші матеріали. Має високу теплопровідність.

Хімічні властивості. У звичайному стані за низьких температур малоактивний, без нагрівання реагує з фтором і хлором (за наявності світла).

З неметалами взаємодіє активніше, ніж із металами.

При взаємодії з різними речовинами може виявляти як окислювальні, і відновлювальні властивості.

З'єднання водню

Однією з сполук водню є галогени. Вони утворюються при з'єднанні водню з елементами групи VIIA. HF, HCl, HBr і HI є безбарвними газами, добре розчинними у воді.

Оскільки HBr і HI типові відновники, їх можна одержати по обмінної реакції як HCl.

CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HF

Вода - найпоширеніша у природі сполука водню.

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Немає ні кольору, ні смаку, ні запаху. Дуже слабкий електроліт, але активно реагує з багатьма металами та неметалами, основними та кислотними оксидами.

2Н 2 Про+2Na = 2NaOH + H 2

Н 2 Про + BaO = Ba(OH) 2

3Н 2 О + P 2 O 5 = 2H 3 PO 4

Тяжка вода (D 2 O) – ізотопний різновид води. Розчинність речовин у важкій воді значно менша ніж у звичайній. Тяжка вода отруйна, тому що уповільнює біологічні процеси в живих організмах. Накопичується в залишку електролізу при багаторазовому електролізі води. Використовується як теплоносій та сповільнювач нейтронів у ядерних реакторах.

Гідриди – взаємодія водню з металами (при високій температурі) чи менш електронегативними ніж водень неметалами.

Si + 2H 2 =SiH 4

Сам же водень було відкрито першій половині 16в. Парацельс. У 1776 р. Кавендиш вперше досліджував його властивості, в 1783-1787 А. Лавуазьє показав, що водень входить до складу води, включив його до списку хімічних елементів і запропонував назву гідроген.

Список літератури

1. М.Б. Волович, О.Ф. Кабардін, Р.А. Лідін, Л.Ю. Алікберова, В.С. Рохлов, В.Б. Пятунін, Ю.А. Сімагін, С.В Симонович/Довідник школяра/Москва «АСТ-ПРЕС КНИГА» 2003.

2. І.Л. Кнуняц /Хімічна енциклопедія/Москва «Радянська енциклопедія»1988

3. І.Є. Шиманович /Хімія 11/Мінськ «Народна освіта»2008

4. Ф.Коттон, Дж. Вілкінсон / Сучасна неорганічна хімія / Москва "Світ" 1969

Водень(лат. hydrogenium), Н, хімічний елемент, перший за порядковим номером у періодичній системі Менделєєва; атомна маса 1,00797. За звичайних умов Ст - газ; не має кольору, запаху та смаку.

Історична довідка. У працях хіміків 16 та 17 ст. неодноразово згадувалося виділення пального газу при дії кислот на метали. У 1766 р. Кавендішзібрав і досліджував газ, що виділяється, назвавши його «горюче повітря». Будучи прихильником теорії флогістон, Кавендіш вважав, що цей газ і є чистим флогістоном. У 1783 р. А. Лавуазьєшляхом аналізу та синтезу води довів складність її складу, а в 1787 визначив «горюче повітря» як новий хімічний елемент (В.) і дав йому сучасну назву hydrog e ne (від грец. h y d o r – вода та genn a o – народжую), що означає «що народжує воду»; цей корінь вживається в назвах сполук Ст і процесів за його участю (наприклад, гідриди, гідрогенізація). Сучасне російське найменування "В." було запропоновано М. Ф. Соловйовим у 1824 році.

Поширеність у природі . Ст широко поширений у природі, його вміст у земній корі (літосфера і гідросфера) становить за масою 1%, а за кількістю атомів 16%. Ст входить до складу найпоширенішої речовини на Землі - води (11,19% Ст по масі), до складу сполук, що складають вугілля, нафту, природні гази, глини, а також організми тварин і рослин (т. е. до складу білків, нуклеїнових кислот, жирів, вуглеводів та ін.). У вільному стані Ст зустрічається вкрай рідко, у невеликих кількостях він міститься у вулканічних та інших природних газах. Незначні кількості вільного Ст (0,0001% за кількістю атомів) присутні в атмосфері. У навколоземному просторі Ст у вигляді потоку протонів утворює внутрішній («протонний») радіаційний пояс Землі. У космосі Ст є найпоширенішим елементом. У вигляді плазмивін становить близько половини маси Сонця та більшості зірок, основну частину газів міжзоряного середовища та газових туманностей. Ст присутній в атмосфері ряду планет і в кометах у вигляді вільного h 2 , метану ch 4 , аміаку nh 3 води h 2 o, радикалів типу ch, nh, oh, sih, ph і т.д. У вигляді потоку протонів Ст входить до складу корпускулярного випромінювання Сонця і космічних променів.

Ізотопи, атом та молекула. Звичайний Ст складається з суміші 2 стійких ізотопів: легкого Ст, або протию (1 h), і важкого Ст, або дейтерію(2 h, або d). У природних сполуках Ст на 1 атом 2 h припадає в середньому 6800 атомів 1 h. Штучно отриманий радіоактивний ізотоп - надважкий Ст, або тритій(3 h, або Т), з м'яким?-випромінюванням та періодом напіврозпаду t 1/2= 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 Ст). Отриманий украй нестійкий ізотоп 4 h. Масові числа ізотопів 1 h, 2 h, 3 h і 4 h, відповідно 1,2, 3 і 4, вказують на те, що ядро ​​атома протию містить тільки 1 протон, дейтерію - 1 протон і 1 нейтрон, тритію - 1 протон і 2 нейтрони, 4 h - 1 протон та 3 нейтрони. Велика відмінність мас ізотопів Ст обумовлює більш помітну відмінність їх фізичних і хімічних властивостей, ніж у випадку ізотопів інших елементів.

Атом Ст має найбільш просту будову серед атомів всіх інших елементів: він складається з ядра та одного електрона. Енергія зв'язку електрона з ядром (потенціал іонізації) становить 13,595 ев. Нейтральний атом Ст може приєднувати і другий електрон, утворюючи негативний іон Н - ; при цьому енергія зв'язку другого електрона з нейтральним атомом (спорідненість до електрона) становить 0,78 ев. Квантова механікадозволяє розрахувати всі можливі енергетичні рівні атома Ст, а отже, дати повну інтерпретацію його атомного спектру. Атом Ст використовується як модельний в квантовомеханічних розрахунках енергетичних рівнів інших, складніших атомів. Молекула Ст h 2 складається з двох атомів, з'єднаних ковалентним хімічним зв'язком. Енергія дисоціації (тобто розпаду на атоми) становить 4,776 ев(1 ев= 1,60210 · 10 -19 дж). Межатомна відстань при рівноважному положенні ядер дорівнює 0,7414 · a. При високих температурах молекулярний Ст диссоціює на атоми (ступінь дисоціації при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарний Ст утворюється також у різних хімічних реакціях (наприклад, дією zn на соляну кислоту). Однак існування Ст в атомарному стані триває лише короткий час, атоми рекомбінують в молекули h 2 .

Фізичні та хімічні властивості . В. - найлегша з усіх відомих речовин (у 14,4 рази легша за повітря), щільність 0,0899 г/лпри 0°С та 1 атм. Ст кипить (скраплюється) і плавиться (твердне) відповідно при -252,6°С і -259,1°С (тільки гелій має нижчі температури плавлення і кипіння). Критична температура Ст дуже низька (-240°С), тому його зрідження пов'язане з великими труднощами; критичний тиск 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм), критична щільність 0,0312 г/см 3 . З усіх газів Ст має найбільшу теплопровідність, що дорівнює при 0°С і 1 атм 0,174 вт/(м· До), тобто 4,16 · 0 -4 кал/(з· см· °С). Питома теплоємність Ст при 0°С і 1 атмЗ р 14,208 · 10 3 дж/(кг· До), тобто 3,394 кал/(г· °С). В. мало розчинний у воді (0,0182 мл/гпри 20°С та 1 атм), але добре - у багатьох металах (ni, pt, pd та ін), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм pd). З розчинністю Ст в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії Ст з вуглецем (так звана декарбонізація). Рідкий Ст дуже легкий (щільність при -253°С 0,0708 г/см 3) і текуч (в'язкість при - 253°С 13,8 спуаз).

У більшості сполук Ст виявляє валентність (точніше, ступінь окислення) +1, подібно до натрію та інших лужних металів; зазвичай і розглядається як аналог цих металів, очолює 1 гр. системи Менделєєва. Однак у гідридах металів іон Ст заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид na + h - побудований подібно до хлориду na + cl - . Цей і деякі інші факти (близькість фізичних властивостей Ст і галогенів, здатність галогенів замінювати Ст в органічних сполуках) дають підставу відносити Ст також і до групи III періодичної системи. За звичайних умов молекулярний Ст порівняно мало активний, безпосередньо з'єднуючись лише з найбільш активними з неметалів (з фтором, а на світлі і з хлором). Однак при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами. Атомарний Ст має підвищену хімічну активність у порівнянні з молекулярним. З киснем Ст утворює воду: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o з виділенням 285,937 · 10 3 дж/моль, Т. е. 68,3174 ккал/мольтепла (при 25°С та 1 атм). При нормальних температурах реакція протікає вкрай повільно, вище 550 ° С - з вибухом. Межі вибухонебезпечності воднево-кисневої суміші складають (за об'ємом) від 4 до 94% h 2 , а воднево-повітряної суміші - від 4 до 74% h 2 (суміш 2 об'ємів h 2 і 1 об'єму О 2 називається гримучим газом). Ст використовується для відновлення багатьох металів, так як забирає кисень у їх оксидів:

cuo + Н 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o і т.д.

З галогенами Ст утворює галогеноводороди, наприклад:

h 2 + cl 2 = 2hcl.

При цьому з фтором Ст вибухає (навіть у темряві і при -252°С), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні. З азотом Ст взаємодіє з утворенням аміаку: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тисках. При нагріванні Ст енергійно реагує із сіркою: h 2 + s = h 2 s (сірководень), значно важче з селеном і телуром. З чистим вуглецем Ст може реагувати без каталізатора тільки при високих температурах: 2h 2 + С (аморфний) = ch 4 (метан). Ст безпосередньо реагує з деякими металами (лужними, лужноземельними та ін), утворюючи гідриди: h 2 + 2li = 2lih. Важливе практичне значення мають реакції Ст з окисом вуглецю, при яких утворюються в залежності від температури, тиску і каталізатора різні органічні сполуки, наприклад hcho, ch 3 oh та ін. Ненасичені вуглеводні реагують з Ст, переходячи в насичені, наприклад:

c n h 2 n + h 2 = c n h 2 n +2.

Роль В. та його сполук у хімії винятково велика. Ст обумовлює кислотні властивості так званих протонних кислот. Ст схильний утворювати з деякими елементами так звану водневий зв'язок, що надає визначальний вплив на властивості багатьох органічних та неорганічних сполук.

Отримання . Основні види сировини для промислового здобуття В. - гази природні горючі, коксовий газ(Див. Коксохімія) та гази нафтопереробки, а також продукти газифікації твердих та рідких палив (головним чином вугілля). Ст отримують також з водиелектролізом (у місцях із дешевою електроенергією). Найважливішими способами виробництва Ст з природного газу є каталітична взаємодія вуглеводнів, головним чином метану, з водяною парою (конверсія): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 і неповне окислення вуглеводнів киснем: ch 4 + 1 / 2 o 2 = co + 2h 2 . Окис вуглецю, що утворюється, також піддається конверсії: co + h 2 o = co 2 + h 2 . Ст, що видобувається з природного газу, найдешевший. Дуже поширений спосіб виробництва Ст з водяного і пароповітряного газів, одержуваних газифікацією вугілля. Процес заснований на конверсії окису вуглецю. Водяний газ містить до 50% h 2 та 40% co; в пароповітряному газі, крім h 2 і co, є значна кількість n 2 який використовується разом з одержуваним Ст для синтезу nh 3 . З коксового газу і газів нафтопереробки Ст виділяють шляхом видалення інших компонентів газової суміші, що скраплюються легше, ніж Ст, при глибокому охолодженні. Електроліз води ведуть постійним струмом, пропускаючи його через розчин koh або naoh (кислоти не використовуються щоб уникнути корозії сталевої апаратури). У лабораторіях Ст отримують електролізом води, а також по реакції між цинком і соляною кислотою. Однак частіше використовують готовий заводський Ст у балонах.

Застосування . У промисловому масштабі Ст стали отримувати в кінці 18 ст. для заповнення повітряних куль. В даний час Ст широко застосовують у хімічній промисловості, головним чином для виробництва аміаку. Великим споживачем Ст є також виробництво метилового та інших спиртів, синтетичного бензину (синтину) та інших продуктів, одержуваних синтезом Ст Ст і окису вуглецю. Ст застосовують для гідрогенізації твердого і важкого рідкого палив, жирів та ін., для синтезу hcl, для гідроочищення нафтопродуктів, у зварюванні та різанні металів киснево-водневим полум'ям (температура до 2800°С) і в атомно-водневому зварюванні(До 4000 ° С). Дуже важливе застосування в атомній енергетиці знайшли ізотопи В. – дейтерій та тритій.

Літ.:Некрасов Би. Ст, Курс загальної хімії, 14 видавництва, М., 1962; Ремі Р., Курс неорганічної хімії, пров. з нім., т. 1, М., 1963; Єгоров А. П., Шерешевський Д. І., Шманенков І. Ст, Загальна хімічна технологія неорганічних речовин, 4 видавництва, М., 1964; Загальна хімічна розробка. За ред. С. І. Вольфковіча, т. 1, М., 1952; Лебедєв Ст Ст, Водень, його отримання та використання, М., 1958; Налбандян А. Би., Воєводський Ст Ст, Механізм окислення і горіння водню, М. - Л., 1949; Коротка хімічна енциклопедія, т. 1, М., 1961, с. 619-24.

У періодичної системі має певне місце становища, яке відбиває проявляемые їм властивості і свідчить про його електронному будову. Однак є серед усіх один особливий атом, який займає одразу два осередки. Він розташовується у двох абсолютно протилежних по властивостях групах елементів. Це водень. Такі особливості роблять його унікальним.

Водень - це не просто елемент, а й проста речовина, а також складова частина багатьох складних сполук, біогенний та органогенний елемент. Тому розглянемо його характеристики та властивості докладніше.

Водень як хімічний елемент

Водень - це елемент першої групи головної підгрупи, а також сьомої групи головної підгрупи у першому малому періоді. Цей період складається з двох атомів: гелію і аналізованого нами елемента. Опишемо основні особливості становища водню в періодичній системі.

1. Порядковий номер водню - 1, кількість електронів така ж, відповідно, протонів стільки ж. Атомна маса – 1,00795. Існує три ізотопи даного елемента з масовими числами 1, 2, 3. Однак властивості кожного з них дуже різняться, так як збільшення маси навіть на одиницю саме для водню є відразу подвійним.
2. Те, що на зовнішньому він містить лише один електрон, дозволяє успішно виявляти йому як окисні, так і відновлювальні властивості. Крім того, після віддачі електрона у нього залишається вільна орбіталь, яка бере участь в утворенні хімічних зв'язків донорно-акцепторного механізму.
3. Водень – це сильний відновник. Тому основним місцем його вважається перша група головної підгрупи, де він очолює найактивніші метали – лужні.
4. Однак при взаємодії з сильними відновниками, такими як, наприклад, метали, він може бути окислювачем, приймаючи електрон. Ці сполуки отримали назву гідридів. За цією ознакою він очолює підгрупу галогенів, з якими схожим.
5. Завдяки зовсім невеликій атомній масі, водень вважається найлегшим елементом. Крім того, його щільність також дуже мала, тому він є еталоном легкості.

Таким чином, очевидно, що атом водню - це унікальний, несхожий на всі інші елемент. Отже, властивості його теж особливі, а прості і складні речовини, що утворюються, дуже важливі. Розгляньмо їх далі.

Проста речовина

Якщо говорити про цей елемент як про молекулу, треба сказати, що вона двоатомна. Тобто водень (проста речовина) – це газ. Формула його емпірична записуватиметься як Н 2 , а графічна - через одинарну сигма-зв'язок Н-Н. Механізм утворення зв'язку між атомами – ковалентний неполярний.

1. Парова конверсія метану.
2. Газифікація вугілля - процес передбачає нагрівання вугілля до 1000 0 З, у результаті утворюється водень і високовуглецеве вугілля.
3. Електроліз. Даний метод може використовуватися тільки для водних розчинів різних солей, оскільки розплави не призводять до розряджання води на катоді.

Лабораторні способи одержання водню:

1. Гідроліз гідридів металів.
2. Дія розведених кислот на активні метали та середню активність.
3. Взаємодія лужних та лужноземельних металів з водою.

Щоб зібрати водень, що утворюється, необхідно тримати пробірку перевернутої вгору дном. Адже цей газ не можна зібрати так, як, наприклад, вуглекислий газ. Це водень, він набагато легший за повітря. Швидко випаровується, а у великих кількостях при змішуванні з повітрям вибухає. Тому слід перевертати пробірку. Після заповнення її потрібно закрити гумовою пробкою.

Щоб перевірити чистоту зібраного водню, слід піднести до шийки запалений сірник. Якщо бавовна глуха і тиха - значить газ чистий, з мінімальними домішками повітря. Якщо ж гучний і свистячий – брудний, з великою часткою сторонніх компонентів.

Області використання

При згорянні водню виділяється настільки велика кількість енергії (теплоти), що цей газ вважається найвигіднішим паливом. До того ж, екологічно чистим. Однак на сьогоднішній день його застосування в цій галузі обмежене. Це пов'язано з непродуманими до кінця та не вирішеними проблемами синтезу чистого водню, який був би придатний для використання як паливо в реакторах, двигунах та портативних пристроях, а також опалювальних котлах житлових будинків.

Адже способи отримання даного газу досить дорогі, тому насамперед необхідно розробити особливий метод синтезу. Такий, який дозволить отримувати продукт у великому обсязі та з мінімальними витратами.

Можна виділити кілька основних областей, в яких знаходить застосування аналізований нами газ.

1. Хімічні синтези. З гідрування отримують мила, маргарини, пластмаси. За участю водню синтезується метанол та аміак, а також інші сполуки.
2. У харчовій промисловості – як добавка Е949.
3. Авіаційна промисловість (ракетобудування, літакобудування).
4. Електроенергетика
5. Метеорологія.
6. Паливо екологічно чистий.

Очевидно, що водень так само важливий, як і поширений у природі. Ще більшу роль відіграють різні сполуки, що утворюються ним.

З'єднання водню

Це складні речовини, що містять атоми водню. Можна виділити кілька основних типів подібних речовин.

1. Галогеноводні. Загальна формула – HHal. Особливе значення у тому числі має хлорид водню. Це газ, що розчиняється у воді з утворенням розчину соляної кислоти. Ця кислота знаходить широке застосування практично у всіх хімічних синтезах. Причому як органічних, і неорганічних. Хлорид водню - це з'єднання, що має емпіричну формулу HCL і є одним із найбільших за обсягами виробництва в нашій країні щорічно. Також до галогеноводів відносяться йодоводород, фтороводород і бромоводень. Усі вони утворюють відповідні кислоти.
2. Практично всі вони досить отруйні гази. Наприклад, сірководень, метан, силан, фосфін та інші. При цьому дуже горючі.
3. Гідриди – з'єднання з металами. Належать до класу солей.
4. Гідроксиди: основи, кислоти та амфотерні сполуки. До їхнього складу обов'язково входять атоми водню, один або кілька. Приклад: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 та інші.
5. Гідроксид водню. Це з'єднання більше відоме як вода. Інша назва оксид водню. Емпірична формула виглядає так - Н2О.
6. Перекис водню. Це найсильніший окислювач, формула якого має вигляд Н2О2.
7. Численні органічні сполуки: вуглеводні, білки, жири, ліпіди, вітаміни, гормони, ефірні олії та інші.

Очевидно, що розмаїття сполук елемента, що розглядається, дуже велике. Це ще раз підтверджує його високе значення для природи та людини, а також для всіх живих істот.

- це найкращий розчинник

Як згадувалося вище, простонародна назва даної речовини - вода. Складається з двох атомів водню та одного кисню, з'єднаних між собою ковалентними полярними зв'язками. Молекула води є диполем, це пояснює багато властивостей. Зокрема, те, що вона є універсальним розчинником.

Саме у водному середовищі відбуваються практично всі хімічні процеси. Внутрішні реакції пластичного та енергетичного обміну у живих організмах також здійснюються за допомогою оксиду водню.

Вода по праву вважається найважливішою речовиною планети. Відомо, що без неї не зможе жити жоден живий організм. На Землі вона здатна існувати у трьох агрегатних станах:

• рідина;
• газ (пар);
• тверде (лід).

Залежно від ізотопу водню, що входить до складу молекули, розрізняють три види води.

1. Легка чи протиєва. Ізотоп з масовим числом 1. Формула – Н 2 О. Це звична форма, яку використовують усі організми.
2. Дейтерієва чи важка, її формула - D 2 O. Містить ізотоп 2 Н.
3. Надважка чи тритієва. Формула виглядає як Т3О, ізотоп - 3Н.

Дуже важливими є запаси прісної протиєвої води на планеті. Вже зараз у багатьох країнах відчувається її нестача. Розробляються способи обробки солоної води з одержання питної.

Пероксид водню – це універсальний засіб

Дане з'єднання, як згадувалося вище, прекрасний окислювач. Однак із сильними представниками може поводитися і як відновник теж. Крім того, має виражений бактерицидний ефект.

Інша назва цієї сполуки - перекис. Саме у такому вигляді його використовують у медицині. 3% розчин кристалогідрату цієї сполуки - це медичні ліки, які застосовують для обробки невеликих ран з метою їх знезараження. Однак доведено, що при цьому загоєння поранення за часом збільшується.

Також пероксид водню використовується в ракетному паливі, в промисловості для дезінфекції та відбілювання, як піноутворювач для отримання відповідних матеріалів (пінопласту, наприклад). Крім того, перекис допомагає очищати акваріуми, знебарвлювати волосся та відбілювати зуби. Однак при цьому завдає шкоди тканинам, тому фахівцями з цією метою не рекомендується.

Водень H — найпоширеніший елемент у Всесвіті (близько 75 % за масою), Землі — дев'ятий за поширеністю. Найбільш важливою природною сполукою водню є вода.
Водень займає перше місце у періодичній системі (Z = 1). Він має найпростішу будову атома: ядро ​​атома – 1 протон, оточене електронною хмарою, що складається з 1 електрона.
В одних умовах водень виявляє металеві властивості (віддає електрон), в інших – неметалічні (приймає електрон).
У природі зустрічаються ізотопи водню: 1Н - протий (ядро складається з одного протону), 2Н - дейтерій (D - ядро ​​складається з одного протону та одного нейтрону), 3Н - тритій (Т - ядро ​​складається з одного протону та двох нейтронів).

Проста речовина водень

Молекула водню складається з двох атомів, пов'язаних між собою ковалентним неполярним зв'язком.
Фізичні властивості.Водень - безбарвний нетоксичний газ без запаху та смаку. Молекула водню не є полярною. Тому сили міжмолекулярної взаємодії у газоподібному водні малі. Це проявляється у низьких температурах кипіння (-252,6 0С) та плавлення (-259,2 0С).
Водень легший за повітря, D (по повітрю) = 0,069; незначно розчиняється у воді (у 100 об'ємах H2O розчиняється 2 об'єми H2). Тому водень при отриманні в лабораторії можна збирати методами витіснення повітря чи води.

Одержання водню

В лабораторії:

1.Дія розведених кислот на метали:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаємодія лужних та щ-з металів з водою:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гідроліз гідридів: гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу та водню:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Дія лугів на цинк чи алюміній чи кремній:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Електроліз води. Для збільшення електричної провідності води до неї додають електроліт, наприклад NаОН, Н 2 SO 4 або Na 2 SO 4 . На катоді утворюється 2 обсяги водню, аноді - 1 обсяг кисню.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промислове одержання водню

1. Конверсія метану з водяною парою, Ni 800 °С (найдешевший):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

У сумі:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пари води через розпечений кокс при 1000 про:
З + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Оксид вуглецю (IV), що утворюється, поглинається водою, цим способом отримують 50 % промислового водню.

3. Нагріванням метану до 350°С у присутності залізного або нікелевого каталізатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Електроліз водних розчинів KCl або NaCl як побічний продукт:
2Н 2 Про + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Хімічні властивості водню

• У сполуках водень завжди одновалентний. Він характерна ступінь окислення +1, але у гідридах металів вона дорівнює -1.
• Молекула водню і двох атомів. Виникнення зв'язку з-поміж них пояснюється утворенням узагальненої пари електронів Н:Н чи Н 2
• Завдяки цьому узагальнення електронів молекула Н 2 більш енергетично стійка, ніж окремі атоми. Щоб розірвати в 1 моль водню молекули на атоми, необхідно витратити енергію 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Цим пояснюється порівняно невелика активність молекулярного водню за нормальної температури.
• З багатьма неметалами водень утворює газоподібні сполуки типу RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) З галогенами утворює галогеноводороди:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При цьому з фтором вибухає, з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні.

2) З киснем:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
із виділенням тепла. При нормальних температурах реакція протікає повільно, вище 550 ° С - з вибухом. Суміш 2 обсягів Н 2 і 1 обсягу 2 називається гримучим газом.

3) При нагріванні енергійно реагує із сіркою (значно важче з селеном та телуром):
Н 2 + S → H 2 S (сірководень),

4) З азотом з утворенням аміаку лише на каталізаторі та при підвищених температурах та тисках:
ДТ 2 + N 2 → 2NН 3

5) З вуглецем при високих температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) З лужними та лужноземельними металами утворює гідриди (водень – окислювач):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гідридах металів іон водню заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид Na + H - побудований подібно до хлориду Na + Cl -

Зі складними речовинами:

7) З оксидами металів (використовується для відновлення металів):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) з оксидом вуглецю (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез - газ (суміш водню і чадного газу) має важливе практичне значення, т.к. залежно від температури, тиску і каталізатора утворюються різні органічні сполуки, наприклад НСНО, СН 3 ВІН та інші.

9) Ненасичені вуглеводні реагують з воднем, переходячи в насичені:
З n Н 2n + Н 2 → З n Н 2n+2 .

Водень

ВОДОРОД-а; м.Хімічний елемент (H), легкий газ без кольору та запаху, що утворює у поєднанні з киснем воду.

◁ Водневий, -а, -е. Перші сполуки. Перші бактерії. В-а бомба(бомба величезної руйнівної сили, вибухова дія якої ґрунтується на термоядерній реакції). Водневий, -а, -ое.

(Лат. Hydrogenium), хімічний елемент VII групи періодичної системи. У природі зустрічаються два стабільні ізотопи (протий і дейтерій) і один радіоактивний (тритій). Молекула двоатомна (Н2). Газ без кольору та запаху; густина 0,0899 г/л, tстос - 252,76°C. Поєднується з багатьма елементами, з киснем утворює воду. Найпоширеніший елемент космосу; становить (у вигляді плазми) понад 70% маси Сонця та зірок, основна частина газів міжзоряного середовища та туманностей. Атом водню входить до складу багатьох кислот та основ, більшості органічних сполук. Застосовують у виробництві аміаку, соляної кислоти, для гідрогенізації жирів та ін, при зварюванні та різанні металів. Перспективний як пальне (див. Воднева енергетика).

ВОДОРОД (лат. Hydrogenium), H, хімічний елемент з атомним номером 1, атомна маса 1,00794. Хімічний символ водню Н читається нашій країні «аш», як вимовляється ця літера французькою.
Природний водень складається із суміші двох стабільних нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 1,007825 (99,985 % у суміші) та 2,0140 (0,015 %). Крім того, у природному водні завжди присутні мізерні кількості радіоактивного нукліду - тритію (див.ТРІТІЙ) 3 Н (період напіврозпаду Т 1/2 12,43 року). Так як в ядрі атома водню міститься лише 1 протон (менше в ядрі атома елемента протонів бути не може), то іноді кажуть, що водень утворює природну нижню межу періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва (хоча сам елемент водень розташований у верхній частині таблиці). Елемент водень розташований у першому періоді таблиці Менделєєва. Його відносять і до 1-ї групи (групи ІА лужних металів. (див.ЛУЖНІ МЕТАЛИ)), і до 7-ї групи (групі VIIA галогенів (див.ГАЛОГЕНИ)).
Маси атомів у ізотопів водню різняться між собою дуже сильно (в рази). Це призводить до помітних відмінностей у їх поведінці у фізичних процесах (дистиляція, електроліз та ін) і до певних хімічних відмінностей (відмінності у поведінці ізотопів одного елемента називають ізотопними ефектами, для водню ізотопні ефекти є найбільш суттєвими). Тому на відміну від ізотопів решти елементів ізотопи водню мають спеціальні символи і назви. Водень з масовим числом 1 називають легким воднем або протиєм (лат. Protium, від грецького protos - перший), позначають символом Н, а його ядро ​​називають протоном (див.ПРОТОН (елементарна частка), символ нар. Водень з масовим числом 2 називають важким воднем, дейтерієм (див.ДЕЙТЕРІЙ)(лат Deuterium, від грецького deuteros – другий), для його позначення використовують символи 2 Н, або D (читається «де»), ядро ​​d – дейтрон. Радіоактивний ізотоп з масовим числом 3 називають надважким воднем, або тритієм (лат. Tritum, від грецького tritos - третій), символ 2 Н або Т (читається "ті"), ядро ​​t - тритон.
Конфігурація єдиного електронного шару нейтрального незбудженого атома водню s 1 . У сполуках виявляє ступеня окиснення +1 і, рідше, -1 (валентність I). Радіус нейтрального атома водню 0,024 нм. Енергія іонізації атома 13,595 еВ, спорідненість до електрона 0,75 еВ. За шкалою Полінг електронегативність водню 2,20. Водень належить до неметалів.
У вільному вигляді – легкий горючий газ без кольору, запаху та смаку.
Історія відкриття
Виділення пального газу при взаємодії кислот і металів спостерігали в 16 і 17 століттях на зорі становлення хімії як науки. Знаменитий англійський фізик та хімік Г. Кавендіш (див.Кавендіш Генрі) 1766 року досліджував цей газ і назвав його «горючим повітрям». При спалюванні «горюче повітря» давало воду, але відданість Кавендіша теорії флогістону (див.Флогістон)завадила йому зробити правильні висновки. Французький хімік А. Лавуазьє (див.Лавуазье Антуан Лоран)спільно з інженером Ж. Меньє (див.МЕНЬЄ Жан Батіст Марі Шарль), використовуючи спеціальні газометри, в 1783 р. здійснив синтез води, а потім і її аналіз, розклавши водяну пару розпеченим залізом. Таким чином він встановив, що «горюче повітря» входить до складу води і може бути отримано з неї. У 1787 Лавуазьє дійшов висновку, що «горюче повітря» є простою речовиною, і, отже, належить до хімічних елементів. Він дав йому назву hydrogene (від грецького hydor – вода і gennao – народжую) – «що народжує воду». Встановлення складу води поклало край «теорії флогістону». Російське найменування «водень» запропонував хімік М. Ф. Соловйов (див.СОЛОВ'ЄВ Михайло Федорович)в 1824. На рубежі 18 і 19 століть було встановлено, що атом водню дуже легкий (порівняно з атомами інших елементів), і вага (маса) атома водню була прийнята за одиницю порівняння атомних мас елементів. Масі атома водню приписали значення 1.
Знаходження у природі
На частку водню припадає близько 1% маси земної кори (10 місце серед усіх елементів). У вільному вигляді водень нашій планеті мало зустрічається (його сліди є у верхніх шарах атмосфери), але у складі води поширений Землі майже повсюдно. Елемент водень входить до складу органічних та неорганічних сполук живих організмів, природного газу, нафти, кам'яного вугілля. Він міститься, зрозуміло, у складі води (близько 11% за масою), у різних природних кристалогідратах і мінералах, у складі яких є одна або кілька гідроксогруп ВІН.
Водень як елемент домінує у Всесвіті. На його частку припадає близько половини маси Сонця та інших зірок, він присутній у атмосфері низки планет.
Отримання
Водень можна отримати багатьма способами. У промисловості для цього використовують природні гази, а також гази, що отримуються під час переробки нафти, коксування та газифікації вугілля та інших палив. При виробництві водню з природного газу (основний компонент - метан) проводять його каталітичну взаємодію з водяною парою та неповне окислення киснем:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 і CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Виділення водню з коксового газу та газів нафтопереробки засноване на їх зрідженні при глибокому охолодженні та видаленні із суміші газів, що скраплюються легше, ніж водень. За наявності дешевої електроенергії водень одержують електролізом води, пропускаючи струм через розчини лугів. У лабораторних умовах водень легко отримати взаємодією металів із кислотами, наприклад, цинку із соляною кислотою.
Фізичні та хімічні властивості
За звичайних умов водень - легкий (щільність за нормальних умов 0,0899 кг/м 3 ) безбарвний газ. Температура плавлення –259,15 °C, температура кипіння –252,7 °C. Рідкий водень (при температурі кипіння) має щільність 70,8 кг/м 3 і є найлегшою рідиною. Стандартний електродний потенціал Н 2 /Н - у водному розчині приймають рівним 0. Водень погано розчинний у воді: при 0 °C розчинність становить менше 0,02 см 3 /мл, але добре розчинний у деяких металах (губчасте залізо та інших), особливо добре - у металевому паладії (близько 850 об'ємів водню в 1 об'ємі металу). Теплота згоряння водню дорівнює 143,06 МДж/кг.
Існує як двоатомних молекул Н 2 . Константа дисоціації Н 2 на атоми при 300 К 2,56 · 10 -34. Енергія дисоціації молекули Н2 на атоми 436 кДж/моль. Міжядерна відстань у молекулі Н 2 0,07414 нм.
Оскільки ядро ​​кожного атома Н, що входить до складу молекули, має свій спин (див.СПІН), то молекулярний водень може бути у двох формах: у вигляді ортоводорода (о-Н 2) (обидва спина мають однакову орієнтацію) й у формі параводню (п-Н 2) (спини мають різну орієнтацію). При звичайних умовах нормальний водень є сумішшю 75% про-Н 2 і 25% п-Н 2 . Фізичні властивості п-і про-Н2 трохи різняться між собою. Так, якщо температура кипіння чистого про-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Перетворення про-Н 2 п-Н 2 супроводжується виділенням 1418 Дж/моль теплоти.
У науковій літературі неодноразово висловлювалися міркування про те, що при високих тисках (вище 10 ГПа) і при низьких температурах (близько 10 К і нижче) твердий водень, який зазвичай кристалізується в гексагональній решітці молекулярного типу, може переходити в речовину з металевими властивостями, можливо, навіть надпровідник. Однак поки що однозначних даних про можливість такого переходу немає.
Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі Н 2 (що, наприклад, використовуючи метод молекулярних орбіталей, можна пояснити тим, що в цій молекулі електронна пара знаходиться на зв'язувальній орбіталі, а орбіталь, що розпушує, електронами не заселена) призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний водень хімічно малоактивний Так, без нагрівання при простому змішуванні водень реагує (з вибухом) тільки з газоподібним фтором:
H2+F2=2HF+Q.
Якщо суміш водню і хлору при кімнатній температурі опромінити ультрафіолетовим світлом, спостерігається негайне утворення хлороводню НСl. Реакція водню з киснем відбувається з вибухом, якщо суміш цих газів внести каталізатор - металевий паладій (або платину). При підпалюванні суміш водню та кисню (так званий гримучий газ (див.ГРІМКИЙ ГАЗ)) вибухає, при цьому вибух може відбутися у сумішах, у яких вміст водню становить від 5 до 95 об'ємних відсотків. Чистий водень на повітрі або в чистому кисні спокійно горить з великою кількістю теплоти:
H 2 + 1/2O 2 = Н 2 Про + 285,75 кДж/моль
З іншими неметалами та металами водень якщо і взаємодіє, то лише за певних умов (нагрівання, підвищений тиск, присутність каталізатора). Так, з азотом водень оборотно реагує при підвищеному тиску (20-30 МПа і більше) та при температурі 300-400 °C у присутності каталізатора - заліза:
3H2+N2=2NH3+Q.
Також тільки при нагріванні водень реагує з сіркою з утворенням сірководню H 2 S, з бромом - з утворенням бромоводню НBr, з йодом - з утворенням іодоводу НI. З вугіллям (графітом) водень реагує з утворенням суміші вуглеводнів різного складу. З бором, кремнієм, фосфором водень безпосередньо не взаємодіє, з'єднання цих елементів з воднем отримують непрямими шляхами.
При нагріванні водень здатний вступати в реакції з лужними, лужноземельними металами та магнієм з утворенням сполук з іонним характером зв'язку, у складі яких міститься водень у ступені окислення –1. Так, при нагріванні кальцію в атмосфері водню утворюється солеподібний гідрид складу СаН2. Полімерний гідрид алюмінію (AlH 3) x - один із найсильніших відновників - отримують непрямими шляхами (наприклад, за допомогою алюмінійорганічних сполук). З багатьма перехідними металами (наприклад, цирконієм, гафнієм та ін) водень утворює сполуки змінного складу (тверді розчини).
Водень здатний реагувати не тільки з багатьма простими, але і складними речовинами. Насамперед треба відзначити здатність водню відновлювати багато металів із їх оксидів (такі, як залізо, нікель, свинець, вольфрам, мідь та інших.). Так, при нагріванні до температури 400-450 °C і вище відбувається відновлення заліза воднем з будь-якого оксиду, наприклад:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Слід зазначити, що відновити воднем з оксидів можна лише метали, які у ряді стандартних потенціалів за марганцем. Більш активні метали (у тому числі марганець) до металу з оксидів не відновлюються.
Водень здатний приєднуватися за подвійним або потрійним зв'язком до багатьох органічних сполук (це - так звані реакції гідрування). Наприклад, у присутності нікелевого каталізатора можна здійснити гідрування етилену 2 Н 4 , причому утворюється етан 2 Н 6:
2 Н 4 + Н 2 = З 2 Н 6 .
Взаємодією оксиду вуглецю(II) та водню в промисловості одержують метанол:
2Н 2 + СО = СН 3 ВІН.
У з'єднаннях, у яких атом водню з'єднаний з атомом більш електронегативного елемента Е (Е = F, Cl, O, N), між молекулами утворюються водневі зв'язки (див.Водневий зв'язок)(Два атоми Е одного і того ж або двох різних елементів пов'язані між собою через атом Н: Е "... Н ... Е"", причому всі три атоми розташовані на одній прямій.. Такі зв'язки існують між молекулами води, аміаку , метанолу та ін і призводять до помітного зростання температур кипіння цих речовин, збільшення теплоти випаровування і т.д.
Застосування
Водень використовують при синтезі аміаку NH 3 , хлороводню HCl, метанолу СН 3 ОН, при гідрокрекінгу (крекінгу в атмосфері водню) природних вуглеводнів, як відновник при отриманні деяких металів. Гідруванням (див.Гідрування)природних рослинних олій одержують твердий жир - маргарин. Рідкий водень знаходить застосування як ракетне паливо, і навіть як холодоагент. Суміш кисню з воднем використовують при зварюванні.
У свій час висловлювалося припущення, що в недалекому майбутньому основним джерелом одержання енергії стане реакція горіння водню, і воднева енергетика витіснить традиційні джерела одержання енергії (вугілля, нафта та ін.). При цьому передбачалося, що для отримання водню у великих масштабах можна використовувати електроліз води. Електроліз води – досить енергоємний процес, і нині отримувати водень електролізом у промислових масштабах невигідно. Але очікувалося, що електроліз буде заснований на використанні середньотемпературної (500-600 ° C) теплоти, яка у великих кількостях виникає під час роботи атомних електростанцій. Ця теплота має обмежене застосування, і можливості отримання з її допомогою водню дозволили б вирішити як проблему екології (при згорянні водню на повітрі кількість екологічно шкідливих речовин, що утворюються, мінімально), так і проблему утилізації середньотемпературної теплоти. Однак після Чорнобильської катастрофи розвиток атомної енергетики повсюдно згортається, тому зазначене джерело енергії стає недоступним. Тому перспективи широкого використання водню як джерела енергії поки що зсуваються щонайменше до середини 21 століття.
Особливості звернення
Водень не отруйний, але при поводженні з ним потрібно постійно враховувати його високу пожежо- та вибухонебезпечність, причому вибухонебезпечність водню підвищена через високу здатність газу до дифузії навіть через деякі тверді матеріали. Перед початком будь-яких операцій з нагрівання в атмосфері водню слід переконатися в його чистоті (при підпалюванні водню в перевернутій вгору дном пробірці звук повинен бути глухим, а не гавкаючим).
Біологічна роль
Біологічне значення водню визначається тим, що він входить до складу молекул води та всіх найважливіших груп природних сполук, у тому числі білків, нуклеїнових кислот, ліпідів, вуглеводів. Приблизно 10 % маси живих організмів посідає водень. Здатність водню утворювати водневий зв'язок відіграє вирішальну роль у підтримці просторової четвертинної структури білків, а також у здійсненні принципу комплементарності (див.КОМПЛЕМЕНТАРНІСТЬ)у побудові та функціях нуклеїнових кислот (тобто у зберіганні та реалізації генетичної інформації), взагалі у здійсненні «впізнавання» на молекулярному рівні. Водень (іон Н+) бере участь у найважливіших динамічних процесах і реакціях в організмі - в біологічному окисленні, що забезпечує живі клітини енергією, у фотосинтезі у рослин, у реакціях біосинтезу, в азотфіксації та бактеріальному фотосинтезі, у підтримці кислотно-лужної рівноваги (див.ГОМЕОСТАЗ), у процесах мембранного транспорту Таким чином, поряд з киснем та вуглецем водень утворює структурну та функціональну основи явищ життя.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Дивитись що таке "водень" в інших словниках:

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 4, 4H Нейтронів 3 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 4,027810(110) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 5, 5H Нейтронів 4 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 5,035310(110) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 6, 6H Нейтронів 5 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 6,044940(280) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 7, 7H Нейтронів 6 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 7,052750(1080) … Вікіпедія