История открытия:
Начиная с XV века многие исследователи отмечали выделение горючего газа при взаимодействии кислот с металлами. Первое подробное описание водорода, под названием “горючий воздух” и “дефлогістованим воздуха” дал английский химик Генри Кавендиш в 1766 году. В 1783 году Антуан Лавуазье доказал, что водород входит в состав воды и включил его в свою таблицу химических элементов под названием hydrogеne (рождает воду). Русское название “водород” предложил химик. Ф. Соловьев в 1824 году – по аналогии с “кислородом” М.В. Ломоносова.
Нахождение в природе и получение:
На долю водорода приходится около 92% всех атомов Вселенной. Он основная составляющая часть вещества звезд и межзвездного газа, в виде соединений образует атмосферу многих планет. На Земле доля атомов водорода 17%, он входит в состав самого распространенного вещества – воды, в состав соединений образуют живые организмы, где доля его атомов около 50%. В то же время массовая доля водорода на Земле (земная кора + гидросфера) около 1,5%
Основным методом получения водорода в лаборатории является взаимодействие металлов (Zn, Fe) с разбавленными кислотами, а также электролиз растворов щелочей. В промышленности водород получают при электролизе растворов солей (NaCl), конверсией или каталитическим окислением метана, при крекинга или риформинга углеводородов (нефтепереработка).
Конверсия метана: CH4 + H2O <=> CO + 3H2
Физические свойства:
Водород встречается в виде https://kislorod31.ru/vodorod трех изотопов, которые имеют индивидуальные названия и символы: 1H – протий (Н), 2Н – дейтерий (D), 3Н – тритий (T). Природный водород содержит 99,99% протия и 0,01% – дейтерия. Тритий содержится в природе в очень малых количествах, он радиоактивен с периодом полураспада 12,32 лет.
Простое вещество H2, самый легкий газ, без цвета, запаха и вкуса, температура плавления -259,1, кипения -252,8 ° C, малорастворим в воде – 18,8 мл / л. Водород хорошо растворим во многих металлах (850 объемов на 1 объем Pd), способен легко диффундировать через металлические мембраны.
Тяжелый водород D2 имеет вдвое большую плотность и более высокие температуры плавления и кипения (-254,5 ° C и -249,5 ° C)
Химические свойства:
При обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами (напр. С кальцием) и неметаллами: фтором (без освещения, с взрывом), хлором (на свету, со взрывом). С большинством неметаллов реагирует при нагревании (с кислородом при поджигании реакция протекает мгновенно). Смесь кислорода с водородом 1: 2 называется “гремучим газом”. Имеет ярко выраженные восстановительные свойства, восстанавливая оксиды металлов: железа, меди, свинца, вольфрама и т.д. В присутствии катализаторов (Pt, Ni) присоединяется по кратным связям органических соединений (реакция гидрирования).
Важнейшие соединения:
Окись водорода, H2O – вода – бесцветная жидкость, без цвета, без запаха, без вкуса. Аномальные физические свойства воды (Тпл = 0 ° С, Ткип = 100 ° С) обусловлены образованием межмолекулярных водородных связей. Есть амфолита, діссоцііруя с образованием ионов гідроксонію и гидроксид-ионов, однако степень диссоциации 1,8 * 10-16, поэтому чистая вода почти не проводит электрический ток.
Вода – весьма реакционноспособное вещество. Основные реакции:
– Реакции соединения с оксидами активных металлов и неметаллов, с образованием соответствующих гидроксидов основного или кислотного характера;
– Реакции гидролиза (обратимого и необратимого) многих неорганических и органических веществ;
– Реакции гидратации – присоединение воды по кратными связями органических соединений.
Пероксид водорода – H2O2 – бесцветная сиропообразная жидкость, без цвета, без запаха, с неприятным металлическим вкусом. В максимальной концентрации – жидкость (с плотностью около 1,5 г / см3), Тпл -0,43 ° C, Ткип 150 ° C. В воде, этиловом спирте, этиловом эфире растворяется в любых соотношениях.
В концентрированных растворах пероксид водорода неустойчив, разлагается на воду и кислород со взрывом. Вызывает сильные ожоги.
Обычно применяется в виде разбавленных (3% -30%) растворов. Окислитель? на чем использованы его применение в качестве отбеливателя, дезинфицирующего средства и т.д. В природе встречается в нижних слоях атмосферы, в атмосферных осадках.
Ионные гидриды – MHx – соединения водорода с щелочными и лужноземельними металлами, где водород имеет степень окисления -1. Солеподібні твердые вещества. Відновлювачі. Водой и кислотами разлагаются с выделением водорода: NaH + H2O → NaOH + H2 ↑
Ковалентные гидриды – HxX – соединения водорода с неметаллами, где водород имеет степень окисления +1. Газы, многие ядовиты. Відновлювачі за счет неметалла. Свойства меняются от инертных (метан) к кислотным (галогенные). Аммиак NH3 и, слабее, фосфин PH3 проявляют основные свойства. За исключением галогенводородов горючие с образованием соответствующих оксидов.
Применение:
Одно из первых применений водорода – летательные аппараты легче воздуха-воздушные шары и дирижабли. Из-за высокой пожароопасности водорода это применение было прекращено, за исключением метеозондов.
Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки. Жидкий водород – один из видов ракетного топлива. В водородно-кислородных топливных элементах водород используется для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.
Как восстановитель при получении некоторых металлов, для получения твердых жиров гидрированием растительных масел. В химической промышленности – получение аммиака, хлороводорода и др.
Пероксид водорода: 3% -ный раствор применяют в медицине, косметологии, в промышленности для отбелки соломы, перьев, клея, меха, кожи и т.д., 60% -ный раствор применяют для отбеливания жиров и масел. Сильно концентрированные растворы (85-90%) в смеси с некоторыми горючими веществами применяются для получения взрывчатых смесей, как окислитель в ракетных и торпедных двигателях.