Водород

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
1 - ← ВодородХелий
-

H

Литий
Външен вид
безцветен газ безцветен газ
Общи данни
Име, символ, № Водород, H, 1
Химическа серия Неметал
Група, период, блок 1, 1, s
Свойства на атома
Атомна маса 1,00797 u
Атомен радиус (calc) 25 (53) pm
Ковалентен радиус 37 pm
Радиус на ван дер Ваалс 120 pm
Електронна конфигурация 1s1
e- на енергийно ниво 1
Оксидационни с-ния (оксид) 1 (амфотерен)
Кристална структура хексагонална
Физични свойства
Агрегатно състояние Газ
Плътност 0,0899 kg/m³
Температура на топене 14.01 K (−259.14 °C)
Температура на кипене 20,28 K (−252.87 °C)
Моларен обем 11,42 ×10-6 m³/mol
Специф. топлина на топене 0,05868 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 0,44936 kJ/mol
Скорост на звука 1270 m/s при 298,15 K
Други
Електроотрицателност 2,2 (скала на Полинг)
Специф. топлинен капацитет 14304 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост n.a. S/m
Топлопроводимост 0,1815 W/(m·K)
Йонизационен потенциал 1312 kJ/mol

Водородът (лат. Hydrogenium) е химичен елемент, който е отбелязан със символа H, в периодичната система на елементите и е с пореден атомен номер 1. При стандартно налягане и температура е безцветен, няма мирис, моновалентен, запалим, двуатомен (H2) газ. Той е най-лекият химичен елемент в природата.

Водородът е най-често срещаният химичен елемент във Вселената, съставлява 73-75% от нея и 10-тият по разпространяемост на Земята. Той има голямо значение за сегашното състояние на Земята — участва в състава на много органични съединения. Антиматериалното съответствие на водорода - антиводород - е получено за пръв път в лабораторни условия през 1996 година.

В съотношение с кислорода 2:1 при облъчване със светлина реагира с взрив и се получава вода. Реагира с повечето елементи като дава хидриди. В промишлеността се използва за синтез на амоняк, за хидрогенизация на мазнини и масла, за синтез на метанол и др. а 0,0694.

Открит е през 1766 г. от английския химик и физик Хенри Кавендиш, при опити с живак и киселина. Антоан Лавоазие дава името му, което от гръцки означава „раждащ вода“.

Има три изотопа — протий (1Н), деутерий (2Н) и тритий (3Н). Това е единственият елемент с отделни наименования на изотопите.

Съдържание

Свойства [редактиране]

Горене [редактиране]

Водородният газ (диводород)[1] е силно запалим и се гори при контакт с въздуха при обемни концентрации между 4 и 75%.[2] Енталпията на горенето на водорода е −286 kJ/mol:[3]

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ

Водородният газ образува взривна смес с въздух при концентрации 4-74% и с хлор при концентрации 5-95%. Тези смеси детонират спонтанно от искра, нагряване или досег със слънчева светлина. Температурата на самовъзпламеняване е 500°C.[4] Чисто водородно-кислородното горене има ултравиолетово излъчване и е почти незабележимо с невъоръжено око, което прави установяването на изтичане на водород във въздуха трудно и опасно. Тъй като водородът е по-лек от въздуха, водородните пламъци се издигат бързо и причиняват по-малко щети от тези при горенето на въглеводороди.

Енергийни нива на електроните [редактиране]

Основното енергетично ниво на електрона във водородния атом е −13.6 eV, еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната 92 nm[5]

Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно като се използва модела на Бор. Електромагнитната сила е сила на привличане между протона и електрона. Енергийните нива са дискретни, дискретен е и момента на импулса, което означава, че електронът в модела на Бор може да заема само определени разрешени разстояния от протона и може да има само определени разрешени енергии.[6]

По-точно описание на атома на водорода идва от чисто квантово механична гледна точка, използвайки уравнението на Шрьодингер или формулировката на Ричард Файнман с интеграли по траекторията, което позволява да се изчисли вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.[7]

Изомерни форми [редактиране]

Водородът може да съществува в две форми (или модификации) орто- и пара- водород. В молекулата на ортоводорода o-H2 (т. топене −259,10 °C, т. кипене −252,56 °C) ядрените спинове са с една и съща посока (успоредни), докато при параводорода p-H2 (т. топене −259,32 °C, т. кипене −252,89 °C) — са в посоки, противоположни един на друг (антиуспоредни). Равновесната смес o-H2 и p-H2 при дадена температура се нарича равновесен водород e-H2. При много ниски температури равновесието между ортоводорода и параводорода почти изцяло е изместено към страната на последния. При 80 К съотношението на двете форми е приблизително 1:1. При нагряване параводородът се превръща в ортоводород до образуване на равновесна смес при стайна температура (орто-пара: 75:25).

Съединения [редактиране]

При обикновени температури водородът реагира само с много активните метали като калций:

Ca + Н2 = СаН2,

а от неметалите — единствено с флуор:

F2 + H2 = 2HF

С повечето метали и неметали реагира при повишена температура или осветяване като формира широк спектър от съединения.

Изотопи [редактиране]

Протият е най-разпространеният изотоп на водорода и има един протон и един електрон. Уникален e с това, че е единствения изотоп, който няма нито един неутрон в ядрото.

Водородът има три естествени изотопапротий (1Н), деутерий (2Н) и тритий (3Н). Други четири силно нестабилни изотопи (4H, 5H, 6H, 7H) са били синтезирани в лабораторни условия, но не се срещат в естествено състояние в природата.

  • 1H е най-разпространеният изотоп на водорода 99.98%. Този изотоп има един единствен протон и нито един неутрон в ядрото си и има описателното, но рядко използвано име протий.
  • 3H познат като тритий съдържа един протон и два неутрона в ядрото си. Той е радиоактивен и се разпада на Хелий-3 чрез бета разпад с период на полуразпад от 12.32  години. Малки количества тритий се срещат в естествено състояние породени от взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове. Тритий се отделя още и при опити с ядрено оръжие. Използва се при термоядрените реакции, като индикатор в геохимията и при самозахранващи се светещи устройства.

Водородът е единственият елемент, който има различни имена за изотопите си, които се употребяват и днес (по време на ранните години от откриването на радиоактивността и началото на нейното изучаване различни тежки изотопи са получавали имена, но тези имена вече не се използват). Символите D и T (вместо 2H и 3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответния символ P се използва за означаване на елемента фосфор и затова не може да бъде използван за протий. Според Международния съюз за чиста и приложна химия могат да бъдат използвани означенията D и T, както и 2H и 3H, въпреки че 2H и 3H са предпочитани.

Бележки [редактиране]

  1. University of Southern Maine .
  2. Carcassi 2005, с. 1439-1451.
  3. CASFHPU 2004, с. 240.
  4. Patnaik 2007, с. 402.
  5. Millar, Tom. Lecture 7, Emission Lines — Examples. // PH-3009 (P507/P706/M324) Interstellar Physics. University of Manchester, December 10, 2003. Посетен на 2008-02-05.
  6. Stern, David P.. The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. // NASA Goddard Space Flight Center (mirror), 2005-05-16. Посетен на 2007-12-20.
  7. Stern, David P.. Wave Mechanics. // NASA Goddard Space Flight Center, 2005-02-13. Посетен на 2008-04-16.

Източници [редактиране]

Криейтив Комънс - Признание - Споделяне на споделеното Лиценз за свободна документация на ГНУ Тази страница частично или изцяло представлява превод на страницата „ Hydrogen“ в Уикипедия на английски. Оригиналният текст, както и този превод, са защитени от Лиценза „Криейтив Комънс - Признание - Споделяне на споделеното“, а за съдържание, създадено преди юни 2009 година — от Лиценза за свободна документация на ГНУ. Прегледайте историята на редакциите на оригиналната страница, както и на преводната страница, за да видите списъка на съавторите.