О водороде как. Водород
Самым распространённым химическим элементом во Вселенной является водород. Это в своём роде точка отсчёта, потому что в таблице Менделеева его атомное число равняется единице. Человечество надеется, что сможет узнать о нём побольше как об одном из самых возможных транспортных средств в грядущем. Водород - это самый простой, самый лёгкий, самый распространённый элемент, его много повсюду - семьдесят пять процентов от всей массы вещества. Он есть в любой звезде, особенно много водорода в газовых гигантах. Его роль в звёздных реакциях синтеза является ключевой. Без водорода нет воды, а значит - нет и жизни. Все помнят, что молекула воды содержит один атом кислорода, а два атома в ней - водород. Это всем известная формула Н 2 О.
Как мы его используем
Обнаружил водород в 1766 году Генри Кавендиш, когда анализировал реакцию окисления металла. Через несколько лет наблюдений он понял, что в процессе горения водорода происходит образование воды. Ранее учёные выделяли этот элемент, но самостоятельным его не считали. В 1783 году водород получил имя гидроген (в переводе с греческого "гидро" - вода, а "ген" - рождать). Элемент, порождающий воду, - водород. Это газ, молекулярная формула которого Н 2 . Если температура близка к комнатной, а давление нормальное, этот элемент неощутим. Водород можно даже не уловить человеческими органами чувств - он безвкусен, не имеет цвета, лишён запаха. А вот под давлением и при температуре -252,87 С (очень большой холод!) этот газ разжижается. Так его и хранят, поскольку в виде газа он занимает гораздо больше места. Именно жидкий водород используют как ракетное топливо.
Водород может становиться твёрдым, металлическим, но для этого давление необходимо сверхвысокое, именно этим сейчас и занимаются самые видные учёные - физики и химики. Уже сейчас этот элемент служит альтернативным топливом для транспорта. Применение его похоже на то, как работает двигатель внутреннего сгорания: когда сжигают водород, высвобождается много его химической энергии. Также практически разработан способ создания топливного элемента на его основе: при соединении с кислородом происходит реакция, а посредством этого образуются вода и электричество. Возможно, скоро транспорт "пересядет" вместо бензина на водород - масса автомобилестроителей интересуется созданием альтернативных горючих материалов, есть и успехи. Но чисто водородный двигатель пока в перспективе, здесь множество трудностей. Однако и преимущества таковы, что создание топливного бака с твёрдым водородом идёт полным ходом, и учёные и инженеры отступать не собираются.
Основные сведения
Hydrogenium (лат.) - водород, первый порядковый номер в таблице Менделеева, обозначается Н. Атом водорода имеет массу 1,0079, это газ, не имеющий при обычных условиях ни вкуса, ни запаха, ни цвета. Химики с шестнадцатого века описывали некий горючий газ, обозначая его по-разному. Но получался он у всех при одинаковых условиях - когда на металл воздействует кислота. Водород даже самим Кавендишем много лет назывался просто "горючий воздух". Лишь в 1783 году Лавуазье доказал, что вода имеет сложный состав, путём синтеза и анализа, а через четыре года он же и дал "горючему воздуху" его современное название. Корень этого сложного слова широко употребляется, когда нужно называть соединения водорода и какие-либо процессы, в которых он участвует. Например, гидрогенизация, гидрид и тому подобное. А русское название предложил в 1824 году М. Соловьёв.
В природе распространение этого элемента не имеет равных. В литосфере и гидросфере земной коры его масса - один процент, зато атомов водорода - целых шестнадцать процентов. Наиболее распространена на Земле вода, и 11,19% по массе в ней - водород. Также он непременно присутствует практически во всех соединениях, из которых состоят нефть, уголь, все природные газы, глина. Есть водород и во всех организмах растений и животных - в составе белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и так далее. Свободное состояние для водорода не характерно и почти не встречается - его очень немного в природных и вулканических газах. Совсем ничтожный объем водорода в атмосфере - 0,0001%, по количеству атомов. Зато целые потоки протонов представляют водород в околоземном пространстве, из него состоит внутренний радиационный пояс нашей планеты.
Космос
В космосе ни один элемент не встречается так часто, как водород. Объем водорода в составе элементов Солнца - более половины его массы. Большинство звёзд образует водород, находящийся в виде плазмы. Основная часть разнообразных газов туманностей и межзвёздной среды тоже состояит из водорода. Он присутствует в кометах, в атмосфере целого ряда планет. Естественно, не в чистом виде, - то как свободный Н 2 , то как метан СН 4 , то как аммиак NH 3 , даже как вода Н 2 О. Очень часто встречаются радикалы СН, NH, SiN, OH, РН и тому подобные. Как поток протонов водород является частью корпускулярного солнечного излучения и космических лучей.
В обычном водороде смесь двух устойчивых изотопов - это лёгкий водород (или протий 1 Н) и тяжёлый водород (или дейтерий - 2 Н или D). Есть и другие изотопы: радиоактивный тритий - 3 Н или Т, иначе - сверхтяжёлый водород. А ещё очень неустойчивый 4 Н. В природе соединение водорода содержит изотопы в таких пропорциях: на один атом дейтерия приходится 6800 атомов протия. Тритий образуется в атмосфере из азота, на который воздействуют нейтроны космических лучей, но ничтожно мало. Что обозначают числа массы изотопов? Цифра указывает, что ядро протия - только с одним протоном, а у дейтерия в ядре атома не только протон, но и нейтрон. У трития в ядре к одному протону уже два нейтрона. А вот 4 Н содержит три нейтрона на один протон. Поэтому физические свойства и химические у изотопов водорода очень сильно отличаются по сравнению с изотопами всех других элементов, - слишком большое различие масс.
Строение и физические свойства
По строению атом водород наиболее прост по сравнению со всеми другими элементами: одно ядро - один электрон. Потенциал ионизации - энергия связи ядра с электроном - 13,595 электронвольт (eV). Именно из-за простоты этого строения атом водорода удобен как модель в квантовой механике, когда нужно рассчитать энергетические уровни более сложных атомов. В молекуле Н 2 - два атома, которые соединены химической ковалентной связью. Энергия распада очень велика. Атомарный водород может образоваться в химических реакциях, например цинка и соляной кислоты. Однако взаимодействие с водородом практически не происходит - атомарное состояние водорода очень коротко, атомы сразу рекомбинируют в молекулы Н 2 .
С физической точки зрения водород легче всех известных веществ - более чем в четырнадцать раз легче воздуха (вспомним улетающие воздушные шарики на праздниках - внутри у них как раз водород). Однако он умеет кипеть, сжижаться, плавиться, затвердевать, и только гелий кипит и плавится при более низких температурах. Сжижать его сложно, нужна температура ниже -240 градусов по Цельсию. Зато теплопроводность он имеет очень высокую. В воде почти не растворяется, зато прекрасно происходит взаимодействие с водородом металлов - он растворяется почти во всех, лучше всего в палладии (на один его объем водорода уходит восемьсот пятьдесят объемов). Жидкий водород лёгок и текуч, а когда растворяется в металлах, часто разрушает сплавы из-за взаимодействия с углеродом (сталь, например), происходит диффузия, декарбонизация.
Химические свойства
В соединениях по большей части водород показывает степень окисления (валентность) +1, как натрий и другие щелочные металлы. Его и рассматривают как их аналог, стоящий во главе первой группы системы Менделеева. Но ион водорода в гидридах металлов заряжен отрицательно, со степенью окисления -1. Также этот элемент близок к галогенам, которые даже способны замещать его в органических соединениях. Значит, водород можно отнести и к седьмой группе системы Менделеева. В обычных условиях молекулы водорода активностью не отличаются, соединяясь только с самыми активными неметаллами: хорошо с фтором, а если светло - с хлором. Но при нагревании водород становится другим - он со многими элементами вступает в реакцию. Атомарный водород по сравнению с молекулярным очень активен химически, так в связи с кислородом образуется вода, а попутно выделяется энергия и тепло. При комнатной температуре эта реакция очень медленная, зато при нагревании выше пятисот пятидесяти градусов получается взрыв.
Используется водород для восстановления металлов, потому что у их оксидов он отнимает кислород. Со фтором водород образует взрыв даже в темноте и при минус двухсот пятидесяти двух градусах по Цельсию. Хлор и бром возбуждают водород только при нагревании или освещении, а йод - только при нагревании. Водород с азотом образует аммиак (так производятся большинство удобрений). При нагревании он очень активно взаимодействует с серой, и получается сероводород. С теллуром и селеном вызвать реакцию водорода трудно, а с чистым углеродом реакция происходит при очень высоких температурах, и получается метан. С оксидом углерода водород образует разные органические соединения, здесь влияют давление, температура, катализаторы, и всё это имеет огромное практическое значение. И вообще, роль водорода, а также и его соединений исключительно велика, поскольку он даёт кислотные свойства протонным кислотам. Со многими элементами образуется водородная связь, влияющая на свойства и неорганических и органических соединений.
Получение и применение
Получают водород в промышленных масштабах из природных газов - горючих, коксового, газов переработки нефти. Также его можно получить методом электролиза там, где электроэнергия не слишком дорога. Однако важнейшим способом производства водорода является каталитическое взаимодействие углеводородов, по большей части метана, с водяным паром, когда получается конверсия. Также широко применяется и способ окисления углеводородов кислородом. Добыча водорода из природного газа является самым дешёвым способом. Другие два - использование коксового газа и газа нефтепереработки - водород выделяется, когда сжижаются остальные компоненты. Они более легко поддаются сжижению, а для водорода, как мы помним, нужно -252 градуса.
Очень популярна в использовании перекись водорода. Лечение этим раствором применяется очень часто. Молекулярную формулу Н 2 О 2 вряд ли назовут все те миллионы людей, которые хотят быть блондинками и осветляют себе волосы, а также и те, кто любит чистоту на кухне. Даже те, кто обрабатывает царапины, полученные от игры с котёнком, чаще всего не отдают себе отчёта, что применяют лечение водородом. Зато все знают историю: с 1852 года водород долгое время использовался в воздухоплавании. Дирижабль, изобретённый Генри Гиффардом, был создан на основе водорода. Их называли цеппелинами. Вытеснило цеппелины с небесных просторов стремительное развитие самолётостроения. В 1937 году произошла крупная авария, когда сгорел дирижабль "Гинденбург". После этого случая цеппелины более не использовались никогда. Зато в конце восемнадцатого века распространение воздушных шаров, наполненных водородом, было повсеместным. Помимо производства аммиака, сегодня водород необходим для изготовления метилового спирта и других спиртов, бензина, гидрогенизированного тяжёлого жидкого топлива и твёрдого топлива. Не обойтись без водорода при сварке, при резке металлов - она может быть кислородно-водородной и атомно-водородной. А тритий и дейтерий дают жизнь атомной энергетике. Это, как мы помним, изотопы водорода.
Неумывакин
Водород как химический элемент настолько хорош, что у него не могли не появиться собственные фанаты. Иван Павлович Неумывакин - доктор медицинских наук, профессор, лауреат Государственной премии и ещё много у него званий и наград, - в их числе. Будучи врачом традиционной медицины, он назван лучшим народным целителем России. Именно он разрабатывал многие методы и принципы оказания медицинской помощи космонавтам, находящимся в полёте. Именно он создал уникальный стационар - больницу на борту космического судна. В то же самое время был государственным координатором направления косметической медицины. Космос и косметика. Его увлечение водородом направлено не на то, чтобы сделать большие деньги, как это сейчас бытует в отечественной медицине, а напротив - научить народ вылечиваться от чего угодно буквально копеечным средством, без дополнительного посещения аптек.
Он пропагандирует лечение препаратом, который присутствует буквально в каждом доме. Это - перекись водорода. Неумывакина можно сколько угодно критиковать, он всё равно будет настаивать на своём: да, действительно, перекисью водорода можно вылечить буквально всё, потому что она насыщает внутренние клетки организма кислородом, разрушает токсины, нормализует кислотное и щелочное равновесие, а отсюда регенерируются ткани, омолаживается весь организм. Вылечившихся перекисью водорода пока ещё никто не видел и тем более не обследовал, однако Неумывакин утверждает, что, пользуясь этим средством, можно полностью избавиться от вирусных, бактериальных и грибковых заболеваний, предупредить развитие опухолей и атеросклероза, победить депрессию, омолодить организм и никогда не болеть ОРВИ и простудой.
Панацея
Иван Павлович уверен, что при грамотном использовании этого простейшего препарата и при соблюдении всех нехитрых инструкций можно победить очень многие болезни, среди которых и очень серьёзные. Список их огромен: от пародонтоза и ангины до инфарктов миокарда, инсультов и сахарного диабета. Такие пустяки, как гайморит или остеохондроз, улетают с первых сеансов лечения. Даже раковые опухоли пугаются и бегут от перекиси водорода, потому что стимулируется иммунитет, жизнь организма и его защита активизируются.
Лечить таким образом можно даже детей, разве что беременным женщинам лучше пока от употребления перекиси водорода воздержаться. Также не рекомендуется данный метод людям с пересаженными органами из-за возможной несовместимости тканей. Дозировка должна соблюдаться чётко: от одной капли до десяти, прибавляя по одной каждый день. Трижды в день (тридцать капель трёхпроцентного раствора перекиси водорода в сутки, ого!) за полчаса до еды. Можно вводить раствор внутривенно и под наблюдением врача. Иногда перекись водорода комбинируют для более действенного эффекта с другими препаратами. Внутрь раствор применяют только в разведённом виде - с чистой водой.
Наружно
Компрессы и полоскания ещё до создания профессором Неумывакиным его методики были весьма популярны. Все знают, что так же, как и спиртовые компрессы, в чистом виде перекись водорода применять нельзя, потому что получится ожог тканей, а вот бородавки или грибковые поражения смазывают локально и крепким раствором - до пятнадцати процентов.
При кожных высыпаниях, при головных болях тоже делают процедуры, в которых участвует перекись водорода. Компресс нужно делать с помощью хлопковой ткани, смоченной в растворе из двух чайных ложек трёхпроцентной перекиси водорода и пятидесяти миллиграммов чистой воды. Ткань накрыть плёнкой и укутать шерстью или полотенцем. Время действия компресса от четверти часа до полутора часов утром и вечером до выздоровления.
Мнение врачей
Мнения разделились, далеко не всех восхищают свойства перекиси водорода, более того, им не только не верят, над ними смеются. Находятся среди медиков и те, кто поддержал Неумывакина и даже подхватил развитие его теории, но их меньшинство. Большая часть врачей считает такого плана лечение не только неэффективным, но и часто губительным.
И правда, не существует пока официально ни единого доказанного случая, когда пациент вылечился бы перекисью водорода. Одновременно нет сведений и об ухудшении состояния здоровья в связи с применением этого метода. А вот время драгоценное теряется, и человек, получивший одно из серьёзных заболеваний и полностью положившийся на панацею Неумывакина, рискует опоздать к началу своего настоящего традиционного лечения.
Рассмотрим, что собой представляет водород. Химические свойства и получение этого неметалла изучают в курсе неорганической химии в школе. Именно этот элемент возглавляет периодическую систему Менделеева, а потому заслуживает детального описания.
Краткие сведения об открытии элемента
Прежде чем рассматривать физические и химические свойства водорода, выясним, как был найден этот важный элемент.
Химики, которые работали в шестнадцатом и семнадцатом веках, неоднократно упоминали в своих трудах о горючем газе, который выделяется при воздействии на кислоты активными металлами. Во второй половине восемнадцатого века Г. Кавендишу удалось собрать и проанализировать этот газ, дав ему название «горючий газ».
Физические и химические свойства водорода на тот момент времени не были изучены. Только в конце восемнадцатого века А. Лавуазье удалось путем анализа установить, что получить этот газ можно путем анализа воды. Чуть позже он стал называть новый элемент hydrogene, что в переводе означает «рождающий воду». Своим современным русским названием водород обязан М. Ф. Соловьеву.
Нахождение в природе
Химические свойства водорода можно анализировать только на основании его распространенности в природе. Данный элемент присутствует в гидро- и литосфере, а также входит в состав полезных ископаемых: природного и попутного газа, торфа, нефти, угля, горючих сланцев. Сложно себе представить взрослого человека, который бы не знал о том, что водород является составной частью воды.
Кроме того, данный неметалл находится в организмах животных в виде нуклеиновых кислот, белков, углеводов, жиров. На нашей планете данный элемент встречается в свободном виде достаточно редко, пожалуй, только в природном и вулканическом газе.
В виде плазмы водород составляет примерно половину массы звезд и Солнца, кроме того, входит в состав межзвездного газа. Например, в свободном виде, а также в форме метана, аммиака этот неметалл присутствует в составе комет и даже некоторых планет.
Физические свойства
Прежде чем рассматривать химические свойства водорода, отметим, что при нормальных условиях он является газообразным веществом легче воздуха, имеющим несколько изотопных форм. Он почти нерастворим в воде, имеет высокую теплопроводность. Протий, имеющий массовое число 1, считается самой легкой его формой. Тритий, который обладает радиоактивными свойствами, образуется в природе из атмосферного азота при воздействии на него нейронов УФ-лучей.
Особенности строения молекулы
Чтобы рассмотреть химические свойства водорода, реакции, характерные для него, остановимся и на особенностях его строения. В этой двухатомной молекуле ковалентная неполярная химическая связь. Образование атомарного водорода возможно при взаимодействии активных металлов на растворы кислот. Но в таком виде этот неметалл способен существовать только незначительный временной промежуток, практически сразу же он рекомбинируется в молекулярный вид.
Химические свойства
Рассмотрим химические свойства водорода. В большей части соединений, которые образует данный химический элемент, он проявляет степень окисления +1, что делает его похожим с активными (щелочными) металлами. Основные химические свойства водорода, характеризующие его в качестве металла:
- взаимодействие с кислородом с образованием воды;
- реакция с галогенами, сопровождающаяся образованием галогеноводорода;
- получение сероводорода при соединении с серой.
Ниже представлено уравнение реакций, характеризующих химические свойства водорода. Обращаем внимание на то, что в качестве неметалла (со степенью окисления -1) он выступает только в реакции с активными металлами, образуя с ними соответствующие гидриды.
Водород при обычной температуре неактивно вступает во взаимодействие с другими веществами, поэтому большая часть реакций осуществляется только после предварительного нагревания.
Остановимся подробнее на некоторых химических взаимодействиях элемента, который возглавляет периодическую систему химических элементов Менделеева.
Реакция образования воды сопровождается выделением 285,937 кДж энергии. При повышенной температуре (больше 550 градусов по Цельсия) данный процесс сопровождается сильным взрывом.
Среди тех химических свойств газообразного водорода, которые нашли существенное применение в промышленности, интерес представляет его взаимодействие с оксидами металлов. Именно путем каталитического гидрирования в современной промышленности осуществляют переработку оксидов металлов, например выделяют из железной окалины (смешанного оксида железа) чистый металл. Данный способ позволяет вести эффективную переработку металлолома.
Синтез аммиака, который предполагает взаимодействие водорода с азотом воздуха, также востребован в современной химической промышленности. Среди условий протекания этого химического взаимодействия отметим давление и температуру.
Заключение
Именно водород является малоактивным химическим веществом при обычных условиях. При повышении температуры его активность существенно возрастает. Данное вещество востребовано в органическом синтезе. Например, путем гидрирования можно восстановить кетоны до вторичных спиртов, а альдегиды превратить в первичные спирты. Кроме того, путем гидрирования можно превратить ненасыщенные углеводороды класса этилена и ацетилена в предельные соединения ряда метана. Водород по праву считают простым веществом, востребованным в современном химическом производстве.
ВОДОРОД
Н
(лат. hydrogenium)
,
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха. Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-. Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%, так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент. Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов кремния.
Историческая справка.
Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода.
Водород - это первый элемент в периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона, увеличивающего массу ядра с 1 до 2.
Этот изотоп водорода называют дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов водорода различаются спинами протонов. Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б) действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода определяется его способностью отдавать электрон другому атому или обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом соединении, называемом гидридом. Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами, превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи. Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства.
Для сжижения и затвердевания водорода требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8% больший объем). В таблице приведены некоторые физические и термодинамические свойства водорода. СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1 Атомная масса 11Н 1,00797 Плотность, г/л
при нормальном давлении 0,08987 при 2,5*10 5 атм 0,66 при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7
Ковалентный радиус, 0,74 Температура плавления, ° С -259,14 Температура кипения, ° С -252,5 Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K) Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K) Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Растворимость
в воде, объем/100 объемов H2O (при стандартных условиях) 2,148 в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аммиаке, мл/г (25° С) при 50 атм 4,47 при 1000 атм 79,25
Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно предсказываются математически (см. СПЕКТРОСКОПИЯ). Водород сходен со щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2 электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также ХИМИЯ).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при образовании молекулы водорода: H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при 3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000 K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H + O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000° C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O) выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C. При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы, оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы (свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы (например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно (Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6. Соединения с большим количеством атомов бора получают разными способами. Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl, которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде (комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с []-. Другим примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов. Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.
Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например, углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках указана теплота образования гидрида):
Изомерия и изотопы водорода.
Атомы изотопов водорода непохожи. Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии (относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент. При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%, так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами. Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20° С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42° С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например, электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше, чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу). Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для изучения биологических и биохимических реакций, например процессов пищеварения. Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит следующая реакция термоядерного синтеза: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода.
Зачастую дальнейшее применение водорода определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде, конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также не будет помехой, если водород используют как восстановитель. 1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при дальнейшей реакции с парами воды: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь через скруббер, орошаемый водой противотоком. 3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH). Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении около 2В, используя железный катод и никелевый анод:
4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида железа зависит от температуры процесса; при nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 ->
Реакция обратима.
При небольших потребностях в водороде этот процесс неэкономичен. Существуют также разнообразные способы получения водорода, которые, хотя и не имеют большого промышленного значения, в некоторых случаях могут оказаться экономически наиболее выгодными. Очень чистый водород получается при гидролизе очищенных гидридов щелочных металлов; при этом из малого количества гидрида образуется много водорода: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.) При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород, однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3. Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют щелочной раствор: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например, B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с выделением водорода.
Очистка водорода.
Степень требуемой чистоты водорода определяется его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот). Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода.
Водород применяется главным образом в химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака, метанола и других органических соединений. Он используется при гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Жидкий водород. М., 1980 Водород в металлах. М., 1981
Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .
Синонимы :Смотреть что такое "ВОДОРОД" в других словарях:
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия
Историческая справка
Водород – первый элемент ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Русское название водорода указывает, что он «рождает воду»; латинское «гидрогениум» означает то же самое.
Впервые выделение горючего газа при взаимодействии некоторых металлов с кислотами наблюдали Роберт Бойль и его современники в первой половине XVI века.
Но водород был открыт лишь в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух». Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.
В 1783 году году французский химик Антуан-Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.
Распространенность в природе
Водород – главный элемент космоса. Например, Солнце на 70 % своей массы состоит из водорода. Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вместе взятых.В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества – газа состава Н 2 . Водород намного легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.
Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ.
Характеристика элемента водорода.
Водород имеет двойственную природу, по этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, а в других – в подгруппу галогенов.
Электронная конфигурация 1s 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона.
Атом водорода способен терять электрон и превращаться в катион H + , и в этом он сходен со щелочными металлами.
Атом водорода также может присоединять электрон, образуя при этом анион Н - , в этом отношении водород сходен с галогенами.
В соединениях всегда одновалентен
СО: +1 и -1.
Физические свойства водорода
Водород – это газ, без цвета, вкуса и запаха. В 14,5 раз легче воздуха. Мало растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. При t= –253 °С – сжижается, при t= –259 °С – затвердевает. Молекулы водорода настолько малы, что способны медленно диффундировать через многие материалы – резину, стекло, металлы, что используется при очистке водорода от других газов.Известны 3 изотопа водорода: - протий, - дейтерий, - тритий. Основную часть природного водорода составляет протий. Дейтерий входит в состав тяжелой воды, которой обогащены поверхностные воды океана. Тритий – радиоактивный изотоп.
Химические свойства водорода
Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода.
Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:
С хлором - только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.
Взаимодействие с кислородом – при нагревании, при поджигании реакция протекает со взрывом: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Смесь из 1 части кислорода и 2 частей водорода – «гремучая смесь», наиболее взрывоопасна.
Взаимодействие с серой – при нагревании H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с азотом. При нагревании, высоком давлении и в присутствии катализатора:
Взаимодействие с оксидом азота (II). Используется в очистительных системах при производстве азотной кислоты: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
Взаимодействие с активными металлами . При высокой температуре соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов, проявляя свойства окислителя: 2Na + H 2 = 2NaH;
Получение водорода
В лаборатории:
Взаимодействие металла с разбавленными растворами серной и соляной кислот,
Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
В промышленности:
Электролиз водных растворов хлоридов натрия и калия или электролиз воды при присутствии гидроксидов:
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 .
Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:
Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe 2 O 3:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2 .
Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.
Конверсия метана: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 .
Термическое разложение метана при 1200 °С: CH 4 = C + 2H 2 .
Глубокое охлаждение (до -196 °С) коксового газа. При этой температуре конденсируются все газообразные вещества, кроме водорода.
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварки металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.
Лекция 29
Водород. Вода
План лекции:
Вода. Химические и физические свойства
Роль водорода и воды в природе
Водород как химический элемент
Водород - это единственный элемент периодической системы Д. И. Менделеева, местоположение которого неоднозначно. Его химический символ в таблице Менделеева записан дважды: и в IA,и в VIIAгруппах. Это объясняется тем, что водород имеет ряд свойств, объединяющих его как с щелочными металлами, так и с галогенами (табл. 14).
Таблица 14
Сравнение свойств водорода со свойствами щелочных металлов и галогенов
| Сходство с щелочными металлами | Сходство с галогенами |
| На внешнем энергетическом уровне атомы водорода содержат один электрон. Водород относится к s-элементам | До завершения внешнего и единственного уровня атомам водорода, как и атомам галогенов, недостает одного электрона |
| Водород проявляет восстановительные свойства. В результате окисления водород получает наиболее часто встречающуюся в его соединениях степень окисления +1 | Водород, как и галогены, в соединениях с щелочными и щелочноземельными металлами имеет степень окисления -1, что подтверждает его окислительные свойства. |
| Предполагается наличие в космосе твердого водорода с металлической кристаллической решеткой. | Подобно фтору и хлору, водород при обычных условиях является газом. Его молекулы, как и молекулы галогенов, двухатомны и образованы за счет ковалентной неполярной связи |
В природе водород существует в виде трех изотопов с массовыми числами 1, 2 и 3: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и тритий 3 1 Т. Первые два являются стабильными изотопами, а третий - радиоактивен. В природной смеси изотопов преобладает протий. Количественные соотношения между изотопами Н: D: Т составляют 1: 1,46 10 -5: 4,00 10 -15 .
Соединения изотопов водорода отличаются по свойствам друг от друга. Так, например, температура кипения и замерзания легкой протиевой воды (H 2 O) соответственно равны – 100 о С и 0 о С, а дейтериевой (D 2 O) – 101,4 о С и 3,8 о С. Скорость протекания реакций с участием легкой воды выше, чем тяжелой.
Во Вселенной водород является самым распространенным элементом - на его долю приходится около 75% массы Вселенной или свыше 90% всех ее атомов. Водород входит в состав воды в ее важнейшую геологическую оболочку Земли - гидросферу.
Водород образует, наряду с углеродом, все органические вещества, т. е. входит в состав живой оболочки Земли - биосферы. В земной коре - литосфере - массовое содержание водорода составляет всего лишь 0,88%, т. е. он занимает 9-е место среди всех элементов. Воздушная оболочка Земли - атмосфера содержит менее миллионной части общего объема, приходящейся на долю молекулярного водорода. Он встречается только в верхних слоях атмосферы.
Получение и применение водорода
Впервые водород был получен в XVI веке средневековым врачом и алхимиком Парацельсом, при погружении железной пластины в серную кислоту, а в 1766 году английским химиком Генри Кавендишом было доказано, что водород получается не только при взаимодействии железа с серной кислотой, но и других металлов с другими кислотами. Кавендиш также описал впервые свойства водорода.
В лабораторных условиях водород получают:
1. Взаимодействием металлов с кислотой:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
В промышленности водород получают следующими способами:
1. Электролиз водных растворов солей, кислот и щелочей. Чаще всего используют раствор поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 O →эл. ток H 2 + Cl 2 + NaOH
2. Восстановление водяного пара раскаленным коксом:
С + Н 2 О → t СО + Н 2
Образующаяся смесь угарного газа и водорода называется водяным газом (синтез газ), и широко используется для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола и др.). Для выделения водорода из водяного газа угарный газ превращают в углекислый, при нагревании с парами воды:
СО + Н 2 → t СО 2 + Н 2
3. Нагревание метана в присутствии паров воды и кислорода. Этот способ в настоящее время является основным:
2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О → t 2СО 2 + 6Н 2
Водород широко применяется для:
1. промышленного синтеза аммиака и хлороводорода;
2. получения метанола и синтетического жидкого топлива в составе синтез-газа (2 объема водорода и 1 объем СО);
3. гидроочистки и гидрокрекинга нефтяных фракций;
4. гидрогенизации жидких жиров;
5. резки и сварки металлов;
6. получения вольфрама, молибдена и рения из их оксидов;
7. космических двигателей в качестве топлива.
8. в термоядерных реакторах в качестве топлива используются изотопы водорода.
Физические и химические свойства водорода
Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Плотность при н.у. 0,09 г/л (в 14 раз легче воздуха). Водород плохо растворим в воде (только 2 объема газа на 100 объемов воды), однако хорошо поглощается d-металлами - никелем, платиной, палладием (в одном объеме палладия растворяется до 900 объемов водорода).
В химических реакциях водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Чаще всего водород выступает в качестве восстановителя.
1. Взаимодействие с неметаллами . Водород с неметаллами образует летучие водородные соединения (см. лекция 25).
С галогенами скорость реакции и условия протекания изменяются от фтора к иоду: с фтором водород реагирует со взрывом даже в темноте, с хлором реакция идет довольно спокойно при небольшом облучении светом, с бромом и иодом реакции обратимы и идут только при нагревании:
H 2 + F 2 → 2HF
H 2 + Cl 2 → hν 2HCl
H 2 + I 2 → t 2HI
С кислородом и серой водород реагирует при небольшом нагревании. Смесь кислорода и водорода в соотношении 1:2 называется гремучим газом :
Н 2 + О 2 → t Н 2 О
H 2 + S → t H 2 S
С азотом, фосфором и углеродом реакция происходит при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора. Реакции обратимы:
3H 2 + N 2 →кат., р, t2NH 3
2H 2 + 3P →кат., р, t3PH 3
H 2 + C →кат., p, t CH 4
2. Взаимодействие со сложными веществами. При высокой температуре водород восстанавливает металлы из их оксидов:
CuO + H 2 → t Cu + H 2 O
3. При взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами водород проявляет окислительные свойства:
2Na + H 2 → 2NaH
Ca + H 2 → CaH 2
4. Взаимодействие с органическими веществами. Водород активно взаимодействует с со многими органическими веществами, такие реакции называются реакциями гидрирования. Подобные реакции более подробно будут рассмотрены в III части сборника «Органическая химия».