• Ознака - H (Водород);
• Латинско име - Hydrogenium;
• Период - јас;
• Група - 1 (Ia);
• Атомска маса - 1,00794;
• Атомски број - 1;
• Атомски радиус = 53 часот;
• Ковалентен радиус = 32 часот;
• Дистрибуција на електрони - 1s 1;
• температура на топење = -259,14°C;
• точка на вриење = -252,87°C;
• Електронегативност (според Полинг/според Алпред и Рохоу) = 2,02/-;
• Состојба на оксидација: +1; 0; -1;
• Густина (бр.) = 0,0000899 g/cm 3;
• Моларен волумен = 14,1 cm 3 /mol.

Бинарни соединенија на водород со кислород:

Водородот („раѓање вода“) бил откриен од англискиот научник Г. Кевендиш во 1766 година. Тоа е наједноставниот елемент во природата - атомот на водород има јадро и еден електрон, што веројатно е причината зошто водородот е најзастапениот елемент во Универзумот (со повеќе од половина од масата на повеќето ѕвезди).

За водородот можеме да кажеме дека „макарата е мала, но скапа“. И покрај неговата „едноставност“, водородот им дава енергија на сите живи суштества на Земјата - на Сонцето се одвива континуирана термонуклеарна реакција при која еден атом на хелиум се формира од четири атоми на водород, овој процесе придружено со ослободување на огромна количина на енергија (за повеќе детали, видете Нуклеарна фузија).

ВО земјината корамасениот удел на водородот е само 0,15%. Во меѓувреме, огромен број (95%) од сите познати на Земјата хемикалиисодржи еден или повеќе атоми на водород.

Во соединенијата со неметали (HCl, H 2 O, CH 4 ...), водородот го дава својот единствен електрон на повеќе електронегативни елементи, покажувајќи состојба на оксидација од +1 (почесто), формирајќи само ковалентни врски(Види Ковалентна врска).

Во соединенијата со метали (NaH, CaH 2 ...), водородот, напротив, прифаќа друг електрон во својата единствена s-орбитала, со што се обидува да го комплетира својот електронски слој, покажувајќи состојба на оксидација од -1 (поретко), често формирајќи јонска врска (види Јонска врска), бидејќи разликата во електронегативноста на атомот на водород и металниот атом може да биде доста голема.

H 2

Во гасовита состојба, водородот постои во форма на двоатомски молекули, формирајќи неполарна ковалентна врска.

Молекулите на водород имаат:

• голема подвижност;
• голема сила;
• ниска поларизација;
• мала големина и тежина.

Својства на водородниот гас:

• најлесниот гас во природата, безбоен и без мирис;
• слабо растворлив во вода и органски растворувачи;
• се раствора во мали количини во течни и цврсти метали (особено платина и паладиум);
• тешко се втечнува (поради неговата мала поларизација);
• има најголема топлинска спроводливост од сите познати гасови;
• кога се загрева, тој реагира со многу неметали, покажувајќи својства на редукционо средство;
• на собна температура реагира со флуор (се случува експлозија): H 2 + F 2 = 2HF;
• реагира со метали за да формира хидриди, покажувајќи оксидирачки својства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

Во соединенијата, водородот ги покажува своите намалувачки својства многу посилно од неговите оксидирачки својства. Водородот е најмоќното средство за намалување после јагленот, алуминиумот и калциумот. Намалувачките својства на водородот се широко користени во индустријата за производство на метали и неметали ( едноставни материи) од оксиди и галиди.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции на водород со едноставни материи

Водородот прифаќа електрон, играјќи улога средство за намалување, во реакциите:

• Со кислород(кога се запали или во присуство на катализатор), во сооднос 2:1 (водород:кислород) се формира експлозивен детонирачки гас: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ.
• Со сива боја(кога се загрева на 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Со хлор(кога се запали или зрачи со УВ зраци): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Со флуор: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• Со азот(кога се загрева во присуство на катализатори или при висок притисок): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водородот донира електрон, играјќи улога оксидирачки агенс, во реакции со алкаленИ алкална земјаметали за да формираат метални хидриди - јонски соединенија слични на сол кои содржат јони H хидрид - тоа се нестабилни бели кристални материи.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na + H 2 0 = 2NaH -1

Не е типично за водородот да покажува состојба на оксидација од -1. Кога реагираат со вода, хидридите се распаѓаат, намалувајќи ја водата во водород. Реакцијата на калциум хидрид со вода е како што следува:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции на водород со сложени материи

• на високи температури, водородот намалува многу метални оксиди: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метил алкохолот се добива со реакција на водород со јаглерод моноксид (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• Во реакциите на хидрогенизација, водородот реагира со многу органски материи.

Равенките на хемиските реакции на водородот и неговите соединенија подетално се дискутирани на страницата „Водород и неговите соединенија - равенки на хемиски реакции кои вклучуваат водород“.

Примени на водород

• В нуклеарна енергијасе користат водородни изотопи - деутериум и тритиум;
• во хемиската индустрија, водородот се користи за синтеза на многу органски супстанции, амонијак, водород хлорид;
• во прехранбената индустрија, водородот се користи за производство на цврсти масти преку хидрогенизација на растителни масла;
• за заварување и сечење метали, се користи високата температура на согорување на водородот во кислород (2600°C);
• во производството на некои метали, водородот се користи како редукционо средство (види погоре);
• бидејќи водородот е лесен гас, тој се користи во аеронаутиката како полнење за балони, аеростати и воздушни бродови;
• Водородот се користи како гориво измешано со CO.

ВО во последно времеНаучниците посветуваат доста внимание на потрагата по алтернативни извори на обновлива енергија. Една од ветувачките области е „водородната“ енергија, во која водородот се користи како гориво, чиј производ на согорување е обична вода.

Методи за производство на водород

Индустриски методи за производство на водород:

• конверзија на метан (каталитичка редукција на водена пареа) со водена пареа на висока температура (800°C) на никел катализатор: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверзија на јаглерод моноксид со водена пареа (t=500°C) на катализатор Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• термичко разложување на метанот: CH 4 = C + 2H 2;
• гасификација на цврсти горива (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• електролиза на вода (многу скап метод кој произведува многу чист водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Лабораториски методи за производство на водород:

• дејство на метали (обично цинк) со хлороводородна или разредена сулфурна киселина: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• интеракција на водена пареа со врели железни филови: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Вода од оган! Изгледа неверојатно, но тоа е факт. И овој факт првпат го утврди (1781-1782) англискиот научник Хенри Кевендиш. Тој запалил безбоен, без вкус и мирис гас во затворен сад, кој во тие денови се нарекувал „запалив воздух“, и открил дека производот од согорувањето е вода. Отпрвин, Кевендиш не веруваше во добиениот резултат, но откако изврши серија прецизни експерименти за согорување на „запалив воздух“, тој се увери дека производот од согорувањето е само вода, „која нема ниту вкус ниту мирис и, кога испарува до суво , не остави ни најмал забележлив остаток.

Треба да се напомене дека и пред Кевендиш, извонредниот англиски натуралист Д. Пристли забележал појава на влага при согорување и експлозија на мешавина од „запалив воздух“, но... не обрнал соодветно внимание на тоа.

И покрај фактот дека „запаливиот воздух“ му бил познат на средновековниот германски лекар и натуралист Парацелзус (16 век), а познатиот англиски хемичар, физичар и филозоф Роберт Бојл во 1660 година успеал не само да добие „запалив воздух“ од сулфурна киселина и железо. , но и да го соберат во сад, што претходно не можеле да го направат едноставното (елементарно) на овој гас е утврдено дури во 1783 година.

Оваа година, францускиот научник Антоан Лоран Лавоазие, сакајќи да ги тестира експериментите на Кевендиш, спроведе прецизни студии за проучување на производот од согорувањето на „запаливиот воздух“. Тие ги потврдија експериментите на Кевендиш - производ на согорување на „запалив воздух“ беше само вода. Лавоазие го докажа тоа не само со согорување на „запалив воздух“, туку и со разградување на производите од неговото согорување. Точно, причината за анализа на водата беше потрагата по евтин начин за производство на водород, преземена од Лавоазие по инструкции од Француската академија на науките во врска со почетокот на развојот на аеронаутиката.

Поради неговата способност да произведува вода, „запаливиот воздух“ подоцна бил наречен водород. Научното име на водородот - „хидрогениум“ доаѓа од грчките зборови „хидор“ - вода и „генао“ - раѓам, произведувам. Така, името на водородот го одразува неговото главно својство - способноста да формира вода при согорување.

Атомите на водород имаат најмала тежина меѓу сите атоми на другите хемиски елементи, и затоа водородот го зазема првото место во периодниот систем на Менделеев.

Водородот е еден од најчестите елементи на природата што го има насекаде во Универзумот - на Сонцето, ѕвездите, во маглините, во вселената. На Земјата, најголемиот дел од водородот се наоѓа во врзана состојбаво форма на различни соединенија, главно на површината на земјата во форма на вода. Вкупната количина на водород во земјината кора достигнува 1% од тежината на земјината кора.

Во меѓуѕвездениот простор, атоми на водород се наоѓаат неколку стотици пати почесто од атомите на сите други елементи заедно. Водородот преовладува над другите елементи во атмосферите на ѕвездите и е главен составен делсончева атмосфера.

Важноста на водородот во Универзумот е исклучително голема, тој игра посебна улога, бидејќи е „космичко гориво“ што обезбедува енергија за ѕвездите, вклучувајќи го и Сонцето.

Во длабочините на Сонцето, каде што температурата достигнува 20 милиони степени, а материјата е под притисок од осум милијарди атмосфери, атомите на водород губат електрони и јадрата на таквите атоми (протони) добиваат брзини со кои се случуваат нуклеарни реакции. Нуклеарните реакции кои се случуваат на многу високи температури се нарекуваат термонуклеарни реакции. Термонуклеарна реакција во која јадрото на нов хемиски елемент се формира од 4 водородни јадра - хелиум , и е извор на сончева енергија.

Образование хелиум од водород, како што покажа германскиот научник Бете, се јавува на Сонцето на многу покомплексен начин, но конечниот резултат од реакцијата го дава истиот резултат: наместо 4 водородни јадра, се појавува јадро. хелиум . Енергијата ослободена за време на оваа реакција обезбедува зрачење на огромното количество топлина и светлина што Сонцето ги дава многу милијарди години.За да се замисли количеството енергија што ја емитува Сонцето, доволно е да се каже дека за да се произведе таква енергија потребни се 180.000.000 милијарди електрани со капацитет на хидроцентралата Волжскаја.

Водородот во слободна состојба се наоѓа на земјата во вулкански гасови; мала количина на водород се ослободува од растенијата. Во атмосферата, дури и во нејзините горни слоеви, водородот е содржан во мали количини, не повеќе од 0,00005% по волумен.

Во својата чиста форма, водородот е гас 14,45 пати полесен од воздухот, безбоен, без мирис и вкус. Не е отровен. Водородот дифузира и дифузира побрзо од сите други гасови и е најдобар спроводник на топлина (топлинската спроводливост на водородот е 7 пати поголема од онаа на воздухот).

Во природата, водородот се јавува во форма на три изотопи: обичен водород, тежок и супертежок водород. Тешкиот водород се наоѓа во обичниот водород во мали количини. На секои 5 илјади атоми обичен водород има 1 атом тежок водород. Од грчкиот збор „deuteros“, што значи втор, тежок водород, како втор изотоп на водородот, се нарекува деутериум. По аналогија со протонот, јадрото на овој атом се нарекува деутрон; често се нарекува деутрон.

Деутериумот се означува или со латинската буква D, или хемиската ознака на водородот се задржува и, означувајќи го неговиот масен број со бројот 2, тие се напишани H 2 .

Деутериумот се разликува од обичниот водород по структурата на неговото јадро. Јадрото на деутериум се состои од протон и неутрон, така што масата на атом на деутериум е 2 пати поголема од масата на обичен атом на водород. Таквото остра несовпаѓање во масите на изотопи од ист хемиски елемент е единствениот случај меѓу познатите изотопи на различни елементи. Обичниот водород, чии атоми се наједноставни (се состојат од еден протон и еден електрон), од зборот „протос“ - едноставен - понекогаш се нарекува протиум.

Водата во која протиумот се заменува со деутериум се нарекува тешка. Се разликува од вообичаеното во неговите својства. Така, тешката вода замрзнува не на 0°C, како обичната вода, туку на +3,8°C, не врие на 100°C, туку на 101,4°C и има поголема густина (1,1056) од обичната вода; Животот е невозможен во тешка вода. Обичната вода секогаш содржи мешавина од тешки. Неговата количина е мала и изнесува 0,02% од вкупната маса. Сепак, собран од целиот свет, може да наполни резервоар еднаков по големина на обемот на Црното Море.

Тешката вода се користи за производство на нуклеарна енергија во нуклеарни реакторикако супстанција која го ублажува неутронот.

Добивањето тешка вода во чиста форма е долг и скап процес заснован на електролиза (распаѓање со електрична струја) на водата, во која прво се распаѓаат молекулите на „обична“ вода, додека тешката вода се акумулира во остатокот. ВО Западна ЕвропаПроизводството на тешка вода во индустриски размери првпат го извршија Германците за време на Втората светска војна во окупирана Норвешка, која имаше евтина хидроелектрична енергија. Тешката вода беше наменета да создаде нов вид оружје (атомска бомба), на која се потпираше командата на фашистичките војски последните надежи. На 28 февруари 1943 година, норвешките патриоти, заедно со британските падобранци, разнесоа работилница за тешка вода. Последователните рации на централата од страна на британската авијација ја принудија фашистичката команда да транспортира опрема и акумулирано снабдување со вода во Германија. На 20 февруари 1945 година, норвешките борци од војската на отпорот го разнесоа бродот, уништувајќи 16 кубни метри заедно со неговата опрема. метри тешка вода.

Познат е и трет „супертежок“ изотоп. Тритиум - овој изотоп се нарекува од латинскиот збор "тритиум" - трето. Може да се добие вештачки како резултат на нуклеарни реакции, на пример, кога „пукате“ неутрони во атоми на лесен метал литиум . Јадрата на атомите на тритиум содржат два неутрони и еден протон. Во природата, изобилството на тритиум е занемарливо. На секои милијарда милијарди атоми на обичен водород има еден атом на тритиум. Тритиум е радиоактивен изотоп на водород. Емитира бета честички и се претвора во изотоп хелиум со атомска тежина од 3. Полуживотот на тритиумот е околу 12,5 години.

Група италијански физичари, проучувајќи неколку илјади слики на нуклеарни реакции, го открија четвртиот „брат“ во семејството на атоми на водород (неговата атомска тежина е 4). Колку беше тешка задачата за откривање“ супертешка„Водород, вели дека неговиот животен век е еднаков на 0,00000000001 дел од секундата.

Покрај обичните молекули на водород кои се состојат од два атома, се претпоставува дека е можно да се добие триатомска молекула - хисониум. Можно е хисониумот да е толку краткотраен како " супертешка„водород.

Практичната употреба на водородот е различна. Како најлесниот гас, тој се користи за полнење на школки од балони, метеоролошки балони, стратосферски балони и други аеронаутички возила. Историјата на аеронаутиката, почнувајќи со балон со топол воздух од 18 кубика. m, создаден од францускиот физичар Чарлс, до џиновските контролирани воздушни бродови на германскиот дизајнер Цепелин, е нераскинливо поврзан со водород. Меѓутоа, запаливоста на водородот и неговата лесна запаливост од случајни и тешко елиминирани причини (молња празнења, искри при електрификација со триење итн.) ги ограничиле можностите за негова употреба во аеронаутиката.

Од ведро и без облачно небо на најнеочекуваните места во САД за време на Втората светска војна, паѓаа бомби, се слушаа експлозии и пламнаа пожари. Но, дури и американскиот печат, алчен за сензација, молчеше за овие мистериозни напади, без алармни сигнали и непријателски авиони во воздухот. Само пред неколку години беше објавено дека овие мистериозни бомбардирања биле извршени со балони лансирани од јапонските острови. Беа лансирани повеќе од илјада вакви балони.

Во хемиската индустрија, водородот служи како почетен материјал за производство на разни материи(амонијак, цврсти масти итн.). Висока температура на согорување на водород (до 2500°C) во кислород се користи со специјални горилници за топење на кварц, огноотпорни метали, сечење челични плочи итн.

Идејата за мотор со внатрешно согорување што користи водород како гориво е многу примамлива поради неговата ниска цена. Таквиот мотор, кој троши водород и воздух, испушта вода како производ за согорување.

За да добиете водород како гориво, потребна ви е само... вода. Резервите на вода - главната „суровина“ за производство на водород - се на глобусбуквално неисцрпна и во износ од 2 милијарди милијарди тони. Неисцрпна е и енергијата на протечната вода на големите реки, која, претворајќи се во електрична енергија во електраните, може да се искористи за добивање на водород од водата со негово разложување со електрична струја.

Успех атомска физикаа хемијата го отвори патот кон можноста за користење на водородни изотопи за практични цели. За жал, овие способности првенствено беа користени за воени цели, за создавање на хидрогенска бомба.

ВО хидрогенска бомбасе користи енергијата на термонуклеарната реакција (помеѓу деутериум и тритиум), што доведува до формирање хелиум и ослободување на неутрони. За да започне реакција помеѓу водородните изотопи, тие мора да се загреат на ултра високи температури од редот на најмалку 10 милиони степени. Оваа температура се јавува кога експлодира атомска бомба, која игра улога на осигурувач во хидрогенска бомба.

Водородна бомба е помоќна од атомска бомба. Поентата е дека во атомска бомбаколичината на атомски експлозивен материјал е ограничена и не може да надмине одредена т.н критична маса; Во хидрогенска бомба, количината на експлозив (мешавина од водородни изотопи) не е ограничена.

Полнењето на јадрото на атом на водород е еднакво на 1 и затоа во Периодниот систем е број 1. Водородот се наоѓа во првиот период, каде што има само два хемиски елементи H и He. Капацитетот на првиот електронски слој е 2 и затоа атомите на хелиум имаат целосна електронска обвивка, а He е аналог на благородните гасови (Ne, Ar, Kr, Xe и Rn). Водородниот атом има еден електрон и него електронска конфигурација 1s1. Во реакциите на оксидација или редукција, водородниот атом може да добие или изгуби еден електрон. Какви (според групите од Периодниот систем) едновалентни аналози може да има водородот? Пред сè, ова се алкални метали, чии атоми имаат и електрон од 1 s во надворешниот електронски слој. Покрај тоа, металните својства на хемиските елементи се намалуваат кога се движат низ групи во периодниот систем од дното кон врвот, што значи дека неметалните својства се зголемуваат. И, ако го класифицираме водородот како прва група, тој може да има слаби неметални својства? Да, се смета за најслаб неметал. Значи, ставањето водород во првата група не е во спротивност со логиката на Периодниот систем.

Имајте атом на водород да завршите електронска обвивканедостасува само еден електрон, па при интеракција со активни метали(алкална и алкална земја) водородниот атом се стреми да го прикачи својот надворешен валентен електрон за себе и на тој начин се однесува како атоми на халоген. И примените водородни соединенија(метални хидриди - MeH) се слични на халогените соединенија со алкалните и земноалкалните метали.

Значи тие се соли? По изглед, физички својства и способност за спроведување на електрична струја во стопена состојба, металните хидриди личат на хлориди од соодветните метали. Кога се движите во група, неметалните својства на хемиските елементи се зголемуваат од дното кон врвот.

Тогаш водородот треба да биде најактивниот неметал. Ова е погрешно. Најактивен неметал е флуорот. Бидејќи својствата на водородот донекаде потсетуваат на својствата на халогените, тогаш условно (во заграда) би можел да се смести во 7-та група над флуорот.Има учебници во кои ќелијата во првиот период, наменета за водород, е направена со седум ќелии со големина - од Li до F - и водородот се смета за аналог на сите седум елементи од вториот период одеднаш. Човек тешко може да се согласи со ова, бидејќи водородот во сите негови соединенија е едновалентен, а за елементите од групите 2 - 6, валентноста од 1 не е типична.

Овој материјал конкретно го презентираме не на категоричен начин, бидејќи обично се пишуваат учебници за ученици, туку во форма на дискусија. Хемијата како наука се уште е во зародиш и развој. И нема потреба да се плашите од „противречности“ во различниучебници

во хемијата. Треба да се обидете да го разберете гледиштето на авторот, да ги разберете неговите аргументи и да се стремите да формирате сопствено информирано мислење. Водород (лат. hydrogenium), H, хемиски елемент, прв по сериски број во периодичниот систем на Менделеев; атомска маса 1,00797. Во нормални услови, V. е гас; нема боја, мирис или вкус.Историски информации. Во делата на хемичарите од 16 и 17 век. Постојано се споменува ослободување на запалив гас кога киселините делуваат на металите. Во 1766 гКевендиш го собрал и проучувал ослободениот гас, нарекувајќи го „запалив воздух“. Да се ​​биде поборник на теоријатасо анализа и синтеза на водата, тој ја докажал сложеноста на нејзиниот состав, а во 1787 година го идентификувал „запаливиот воздух“ како нов хемиски елемент (V.) и му го дал современото име hydroge ne (од грчкиот h y d o r - вода и genn a o - раѓам), што значи „раѓање вода“; овој корен се користи во имињата на V. соединенија и процеси со негово учество (на пример, хидриди, хидрогенизација). Модерно руско име „В“. беше предложен од М. Ф. Соловјов во 1824 година.

Преваленца во природата . V. е широко распространета во природата неговата содржина во земјината кора (литосфера и хидросфера) е 1% по маса и 16% по бројот на атоми. V. е дел од најчестата супстанција на Земјата - водата (11,19% од V. по маса), во составот на соединенија кои го сочинуваат јагленот, нафтата, природните гасови, глините, како и животинските и растителните организми (т.е. во составот протеини, нуклеински киселини, масти, јаглени хидрати итн.). Во слободна состојба, V. е исклучително редок во мали количини во вулкански и други природни гасови. Мали количества слободен водород (0,0001% по бројот на атоми) се присутни во атмосферата. Во просторот блиску до Земјата, енергијата во форма на проток на протони формира внатрешен („протон“) Земјиниот радијационен појас. Во просторот најчест елемент е В. Во форма плазмасочинува околу половина од масата на Сонцето и повеќето ѕвезди, најголемиот дел од гасовите на меѓуѕвездената средина и гасовитите маглини. V. е присутна во атмосферата на голем број планети и во комети во форма на слободен h 2, метан ch 4, амонијак nh 3, вода h 2 o, радикали како ch, nh, oh, sih, ph итн. . Во форма на проток на протони, енергијата е дел од корпускуларното зрачење на Сонцето и космичките зраци.

Изотопи, атом и молекула. Обичниот V. се состои од мешавина од два стабилни изотопи: лесен V., или протиум (1 час) и тежок V., или деутериум(2 часа или г). Во природните соединенија, во просек има 6800 атоми од 1 час на 1 атом од 2 часа. Вештачки се добива радиоактивен изотоп - супертешка V., или тритиум(3 часа, или Т), со меко?-зрачење и полуживот t 1/2= 12.262 години. Во природата, тритиумот се формира, на пример, од атмосферски азот под влијание на неутроните на космичките зраци; во атмосферата е занемарлив (4 10 -15% од вкупен бројатоми V.). Добиен е екстремно нестабилен изотоп 4 часа. Масовните броеви на изотопите 1 h, 2 h, 3 h и 4 h, соодветно 1,2, 3 и 4, покажуваат дека јадрото на атомот на протиум содржи само 1 протон, деутериум - 1 протон и 1 неутрон, тритиум - 1 протон и 2 неутрони, 4 ч - 1 протон и 3 неутрони. Големата разлика во масите на изотопите на V. одредува позабележителна разлика во нивните физичко-хемиски својства отколку во случајот со изотопи на други елементи.

Атомот V. има наједноставна структура меѓу атомите на сите други елементи: се состои од јадро и еден електрон. Енергијата на врзување на електрон со јадро (потенцијал на јонизација) е 13,595 ев. Неутрален атом може да додаде и втор електрон, формирајќи негативен јон H -; во овој случај, енергијата на врзување на вториот електрон со неутрален атом (афинитет на електрони) е 0,78 ев. Квантна механикави овозможува да ги пресметате сите можни енергетски нивоа на атомот V., и затоа, дајте целосна интерпретација на неговото атомски спектар. Атомот V се користи како модел на атом во квантно-механичките пресметки на енергетските нивоа на други, посложени атоми. Молекулата B. h 2 се состои од два атома поврзани со ковалентен хемиска врска. Енергијата на дисоцијација (т.е. распаѓање во атоми) е 4,776 ев(1 ев= 1,60210 10 -19 ј). Меѓуатомското растојание на рамнотежната положба на јадрата е 0,7414 а. На високи температури, молекуларниот водород се дисоцира во атоми (степенот на дисоцијација на 2000°C е 0,0013, на 5000°C 0,95). Атомска V. се формира и во различни хемиски реакции(на пример, ефектот на zn на хлороводородна киселина). Меѓутоа, постоењето на V. во атомска состојба трае само кратко време, атомите се рекомбинираат во молекули h 2;

Физички и хемиски својства . V. - најлесно од сите познати супстанции(14,4 пати полесен од воздухот), густина 0,0899 g/lна 0°C и 1 банкомат. Хелиумот врие (се втечува) и се топи (зацврстува), соодветно, на -252,6°C и -259,1°C (само хелиумот има пониски точки на топење и вриење). Критичната температура на водата е многу ниска (-240°C), така што нејзиното втечнување е полн со големи тешкотии; критичен притисок 12.8 kgf/cm 2 (12,8 банкомат), критична густина 0,0312 g/cm 3. Од сите гасови, V. има најголема топлинска спроводливост, еднаква на 0°C и 1 банкомат 0,174 вто/(м· ДО), односно 4,16 0 -4 кал/(Со· см· °C). Специфичен топлински капацитет на V. на 0°C и 1 банкоматС стр 14.208 10 3 j/(кг· ДО), односно 3.394 кал/(Г· °C). V. е малку растворлив во вода (0,0182 ml/gна 20°C и 1 банкомат), но добро - во многу метали (ni, pt, pd, итн.), особено во паладиум (850 волумени на 1 волумен pd). Растворливоста на V. во металите е поврзана со неговата способност да дифузира низ нив; Дифузијата низ јаглеродна легура (на пример, челик) понекогаш е придружена со уништување на легурата поради интеракцијата на јаглеродот со јаглеродот (т.н. декарбонизација). Течноста V. е многу лесна (густина на -253°C 0,0708 g/cm 3) и течност (вискозитет на - 253°C 13,8 спири).

Во повеќето соединенија, V. покажува валентност (поточно, состојба на оксидација) +1, како натриум и други алкални метали; обично се смета за аналог на овие метали, што води 1 грам. Системот на Менделеев. Меѓутоа, кај металните хидриди јонот Б е негативно наелектризиран (состојба на оксидација -1), т.е. хидридот na + h - е изграден слично на хлоридот na + cl -. Ова и некои други факти (блискост физички својства V. и халогените, способноста на халогените да го заменат V. во органски соединенија) даваат основа да се класифицира V. исто така во групата VII од периодниот систем. Во нормални услови, молекуларната V. е релативно малку активна, директно се комбинира само со најактивните неметали (со флуор и на светлина со хлор). Меѓутоа, кога се загрева, реагира со многу елементи. Атомската V. има зголемена хемиска активност во споредба со молекуларната. Со кислород, V. формира вода: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o со ослободување на 285.937 10 3 J/mol, односно 68.3174 kcal/molтоплина (на 25°C и 1 банкомат). При нормални температури реакцијата се одвива исклучително бавно, над 550°C експлодира. Експлозивните граници на мешавината водород-кислород се (по волумен) од 4 до 94% h2, а на мешавината водород-воздух - од 4 до 74% h2 (мешавина од 2 волумени h2 и 1 волумен на O2 се нарекува експлозивен гас). V. се користи за намалување на многу метали, бидејќи го отстранува кислородот од нивните оксиди:

cuo +H 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o итн.

Со халогени, V. формира водородни халиди, на пример:

h 2 + cl 2 = 2hcl.

Во исто време, V. експлодира со флуор (дури и во темница и на -252°C), реагира со хлор и бром само кога е осветлен или загрева, а со јод само кога се загрева. V. реагира со азот и формира амонијак: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 само на катализатор и при покачени температури и притисоци. Кога се загрева, V. енергично реагира со сулфур: h 2 + s = h 2 s (водород сулфид), многу потешко со селен и телуриум. V. може да реагира со чист јаглерод без катализатор само при високи температури: 2h 2 + C (аморфен) = ch 4 (метан). V. директно реагира со одредени метали (алкали, алкална земја и др.), формирајќи хидриди: h 2 + 2li = 2lih. важно практично значењеимаат реакции на јаглерод моноксид со јаглерод моноксид, во кои се формираат различни форми во зависност од температурата, притисокот и катализаторот органски соединенија, на пример hcho, ch 3 oh, итн. Незаситените јаглеводороди реагираат со водород, претворајќи се во заситени, на пример:

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

Исклучително голема е улогата на V. и неговите соединенија во хемијата. V. ги одредува киселинските својства на таканаречените протички киселини. V. има тенденција да формира со некои елементи т.н водородна врска, што има одлучувачко влијание врз својствата на многу органски и неоргански соединенија.

Потврда . Главните видови суровини за индустриско производство на В. - природни запаливи гасови, гас од печка за кокс(см. Хемија на кока кола) И гасови за рафинирање на нафта, како и производи од гасификација на цврсти и течни горива (главно јаглен). V. се добива и од водаелектролиза (на места со евтина струја). Најважните методи за производство на водород од природен гас се каталитичката интеракција на јаглеводородите, главно метан, со водена пареа (конверзија): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2, и нецелосна оксидација на јаглеводородите со кислород: ch 4 + 1/2 o 2 = ко + 2ч 2 . Добиениот јаглерод моноксид исто така претрпува конверзија: co + h 2 o = co 2 + h 2. Најевтин е В., извлечен од природен гас. Многу вообичаен метод за производство на енергија е од вода и гасови од пареа-воздух добиени со гасификација на јаглен. Процесот се заснова на конверзија на јаглерод моноксид. Воден гас содржи до 50% h 2 и 40% co; во гасот на пареа-воздух, покрај h 2 и co, има значително количество n 2, кое се користи заедно со добиеното V. за синтеза на nh 3. V. се изолира од гасовите од кокс печката и гасовите за рафинирање на нафта со отстранување на преостанатите компоненти од гасната смеса, кои полесно се втечнуваат од V. при длабоко ладење. Електролизата на водата се врши со директна струја, поминувајќи ја низ раствор од koh или naoh (киселините не се користат за да се избегне корозија на челична опрема). Во лабораториите В. се добива со електролиза на вода, како и со реакција помеѓу цинк и хлороводородна киселина. Меѓутоа, почесто во цилиндри користат готови фабрички V..

Апликација . Во индустриски размери кон крајот на XVIII век почнале да се произведуваат V.. за полнење балони. Во моментов, V. е широко користен во хемиската индустрија, главно за производство амонијак. Главен потрошувач на алкохол е и производството на метил и други алкохоли, синтетички бензин (синтин) и други производи добиени со синтеза од алкохол и јаглерод моноксид. V. се користи за хидрогенизација на цврсти и тешки течни горива, масти итн., за синтеза на hCl, за хидротретман на нафтени продукти, при заварување и сечење метали со пламен кислород-водород (температура до 2800° В) и во атомско водородно заварување(до 4000°C). Изотопите на водород, деутериум и тритиум, најдоа многу важна примена во нуклеарната енергија.

Осветлено:Некрасов Б.В., Курс по општа хемија, 14-то издание, М., 1962 година; Реми Г., Курс неорганска хемија, транс. од германски, том 1, М., 1963; Егоров А.П., Шерешевски Д.И., Шманенков И.В., Општа хемиска технологија неоргански материи, 4то издание, М., 1964; Општа хемиска технологија. Ед. S. I. Volfkovich, том 1, М., 1952; Лебедев В.В., Водород, негово производство и употреба, М., 1958; Nalbandyan A. B., Voevodsky V. V., Механизам на оксидација и согорување на водород, M. - L., 1949; Кратка хемиска енциклопедија, том 1, М., 1961, стр. 619-24.

Вовед

Водородот (Hudrogenium) бил откриен во првата половина на 16 век од германскиот лекар и натуралист Парацелзус. Во 1776 година, Кевендиш (Англија) ги утврдил своите својства и ги посочил неговите разлики од другите гасови. Водородот има три изотопи: протиум NaH, деутериум IH или D, тритиум IH или T. Нивниот масен број е 1, 2 и 3. Протиумот и деутериумот се стабилни, тритиумот е радиоактивен (полуживот 12,5 години). Во природните соединенија, деутериумот и протиумот се содржани во просек во сооднос 1:6800 (врз основа на бројот на атоми). Тритиумот се јавува во природата во занемарливи количини.

Јадрото на водородниот атом NaH содржи еден протон. Јадрото на деутериум и тритиум вклучува не само протон, туку и еден или два неутрони. Молекулата на водородот се состои од два атома. Еве неколку својства што ги карактеризираат атомот и молекулата на водород:

Енергија на атомска јонизација, eV 13,60

Афинитет на атомски електрони, eV 0,75

Релативна електронегативност 2.1

Атомски радиус, nm 0,046

Меѓунуклеарно растојание во молекула, nm 0,0741

Стандардна енталпија на дисоцијација на молекули на 25°C 436.1

Водород. Водородна позиција во периодниот системДИ. Менделеев

На самиот крај на 18 и почетокот на 19 век, хемијата влегла во период на воспоставување квантитативни закони: во 1803 година бил формулиран законот за повеќекратни соодноси (супстанциите реагираат меѓу себе во тежински сооднос што се множители на хемиските еквиваленти), а во 1814 г. првата табела во историјата на хемиската наука беше објавена релативната атомска тежина на елементите. Во оваа табела, водородот е на прво место, и атомски масидругите елементи беа изразени во бројки блиски до цели броеви.

Посебната позиција што ја зазема водородот од самиот почеток не можеше да не го привлече вниманието на научниците, а во 1841 година хемичарите беа во можност да се запознаат со теоријата на Вилијам Проут, кој ја разви теоријата на античките грчки филозофи за единството на светот и сугерираше дека сите елементи се формирани од водородот како најлесниот елемент. На Проут му приговара Ј.Ја. Берзелиус, кој штотуку се занимаваше со разјаснување на атомските тежини: од неговите експерименти следеше дека атомските тежини на елементите не се во цел број сооднос на атомската тежина на водородот. Но, поддржувачите на Проут се спротивставија, атомските тежини сè уште не се доволно прецизно одредени и, како пример, ги наведоа експериментите на Жан Стас, кој во 1840 година ја коригирал атомската тежина на јаглеродот од 11,26 (оваа вредност ја утврдил Берзелиус) на 12,0 .

А сепак, атрактивната хипотеза на Проут мораше да се напушти некое време: наскоро истиот Стас, преку внимателно и несомнено истражување, утврди дека, на пример, атомската тежина на хлорот е 35,45, т.е. не може да се изрази како број кој е повеќекратен од атомската тежина на водородот ...

Но, во 1869 година, Дмитриј Иванович Менделеев ја создаде својата периодична класификација на елементите, базирајќи ја на атомската тежина на елементите како нивна најфундаментална карактеристика. И природно, водородот беше прв во системот на елементи.

Среќно отворање периодичен законстадото е јасно дека хемиски елементиформираат единствена серија, чија конструкција е предмет на некоја внатрешна шема. И ова не можеше, а да не ја оживее хипотезата на Проут повторно, иако во малку изменета форма: во 1888 година, Вилијам Крукс сугерираше дека сите елементи, вклучително и водородот, се формирани со набивање на некоја примарна материја, која тој ја нарече протил. И бидејќи протилот, резонираше Крукс, очигледно има многу мала атомска тежина, тогаш појавата на фракциони атомски тежини е разбирлива.

Но, еве што е интересно. Самиот Менделеев беше невообичаено заинтересиран за прашањето: зошто периодниот систем треба да започне со водород? Што го спречува постоењето на елементи со атомска тежина помала од еден? А како таков елемент во 1905 година Менделеев го нарекол... „светски етер“. Покрај тоа, тој го става во нултата група над хелиумот и ја пресметува неговата атомска тежина - 0,000001! Инертен гас со толку мала атомска тежина треба, според Менделеев, да биде сеопфатен, а неговите еластични вибрации би можеле да ги објаснат светлосните феномени...

За жал, предвидувањето на овој голем научник не беше предодредено да се оствари. Но, Менделеев беше во право во тоа што елементите не се изградени од идентични честички: сега знаеме дека тие се изградени од протони, неутрони и електрони.

Но, извинете, извикувате, бидејќи протонот е јадро на атом на водород. Значи Проут беше во право на крајот на краиштата? Да, тој навистина беше во право на свој начин. Но, тоа беше, така да се каже, прерано во право, бидејќи во тоа време не можеше ниту вистински да се потврди, ниту вистински да се побие...

Сепак, самиот водород одигра значајна улога во историјата на развојот на научната мисла. Во 1913 година, Нилс Бор ги формулирал неговите познати постулати, кои објасниле врз основа квантна механикакарактеристики на структурата на атомот и внатрешната суштина на законот за периодичност. И теоријата на Бор беше препознаена затоа што спектарот на водород пресметан врз основа на тоа целосно се совпадна со набљудуваниот.