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 е химичен елемент, е отбелязван със символа H и има атомен номер 1 в периодичната система. С атомна маса 1,00794 u той е най-лекият химичен елемент, а неговата едноатомна форма (H) е най-разпространеното химично вещество, формирайки около 75% от барионната маса на Вселената.[1][б 1] Некомпактните звезди са съставени главно от водород в плазмено състояние.

При стандартни температура и налягане водородът е безцветен, безвкусен, нетоксичен, неметален и леснозапалим двуатомен газ с молекулна формула H2. Основната част от водорода на Земята е свързан в молекули, като тези на водата и органичните съединения, тъй като той лесно образува ковалентни съединения с повечето неметални елементи.

Водородът играе особено важна роля в неутрализационните процеси, в които при множество реакции се разменят протони между разтворими молекули. В йонни съединения той може да формира както отрицателно заредени аниони (H), така и положително заредени катиони (H+). На пръв поглед водородните катиони приличат на самостоятелни протони, но в действителност те винаги представляват по-сложни структури.

Най-често срещаният изотоп на водорода е протият (1H), който съдържа един протон и никакви неутрони. Този най-прост водороден атом има голямо значение за теоретичната физика. Например, той е единственият неутрален атом с аналитично решение на уравнението на Шрьодингер и изследването на енергиите и връзките в него изиграват важна роля в развитието на квантовата механика. Другите изотопи на водорода са деутерий (2Н) и тритий (3Н).

Водороден газ е получен за пръв път по изкуствен път в началото на XVI век чрез смесването на метали и киселини. През 1766–1781 година англичанинът Хенри Кавендиш пръв го идентифицира като отделно вещество[2] и установява, че при изгарянето му се образува вода - оттам идва и името на елемента. Антиматериалното съответствие на водорода - антиводород - е получено за пръв път в лабораторни условия през 1996 година.

Промишленото производство на водород най-често се извършва в процеса на преработка на природен газ, по-рядко при по-енергоемки технологии, като електролиза на вода.[3] По-голямата част от водорода се използва в близост до мястото на производство, като двете му най-големи области на приложение са крекингът при преработка на изкопаеми горива и синтезът на амоняк, главно за производство на изкуствени торове. При излагане на водород много метали увеличават крехкостта си,[4] което е особен проблем при конструирането на тръбопроводи и резервоари.[5]

Свойства[редактиране | edit source]

Горене[редактиране | edit source]

Водородният газ (диводород)[6] е силно запалим и гори при контакт с въздуха при обемни концентрации между 4 и 75%.[7] Енталпията на горенето на водорода е −286 kJ/mol:[8]

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, при която водородът започва да гори спонтанно във въздух, е 500 °C.[9] Чисто водородно-кислородното горене има ултравиолетово излъчване и при висока концентрация на кислорода е почти незабележимо с невъоръжено око, което прави установяването на изтичане на водород във въздуха трудно и опасно. При други условия водородните пламъци са сини, подобни на тези при горенето на природен газ.[10] Известен пример за самозапалзване на водород е катастрофата с дирижабъла „Хинденбург“ - оранжевите пламъци при този пожар се дължат на горенето освен на водород и на въглеродни съединения от корпуса на дирижабъла.

Молекулният водород реагира с всички оксидиращи елементи. При стайна температура протичат спонтанни и мощни реакции с хлор и флуор, при което се образуват съответните водородни халиди - хлороводород и флуороводород - които са и потенциално опасни киселини.[11]

Енергийни нива на електроните[редактиране | edit source]

Основното енергетично ниво на електрона във водородния атом е −13,6 eV, еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната 92 nm.[12]

Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно като се използва модела на Бор, при който електронът се разглежда като обикалящ около протона, подобно на въртенето на Земята около Слънцето. От друга страна електронът и протонът се привличат един към друг от електромагнитната сила, а астрономичните тела - от гравитацията. Поради дискретността на момента на импулса, постулиран в ранната квантова механика на Нилс Бор, електроните в неговия модел могат да заемат само определени разстояния от протона и съответно могат да имат само определени възможни енергии.[13]

По-точно описание на атома на водорода се получава от чисто квантовомеханична гледна точка, чрез използването на уравнението на Шрьодингер или формулировката на Ричард Файнман с интеграли по траекторията за изчисляване на вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.[14] Най-усложнените модели дават възможност за отчитане и на малките ефекти на специалната теория на относителността и на поляризацията на вакуума. От гледна точка на квантовата механика електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма момент на импулса.

Изомерни форми[редактиране | edit source]

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).

Двуатомните молекули на водорода могат да съществуват в две изомерни форми, които се отличанат по относителния спин на ядрата на двата образуващи ги атома.[15] При ортоводородната форма спиновете на двата протона са с една и съща посока и молекулният спин е с квантово число 1 (½+½), докато при параводородната форма спиновете са срещуположни и молекулният спин е с квантово число 0 (½-½). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% параводородни и 75% ортоводородни молекули - съотношение, известно също като „нормална форма“.[16]

Равновесното съотношение между ортоводород и параводород зависи от температурата, но тъй като ортоводородната форма представлява възбудено състояние и има по-висока енергия от параводородната форма, тя е неустойчива и не може да се получи в чист вид. При много ниски температури равновесната смес се състои почти изцяло от параводород. Топлинните свойства на течната и газова фаза на чистия параводород се отличават значително от тези на нормалната форма, поради различия в ротационните топлоемкости (вижте Спинови изомери на водорода).[17]

Разграничението между орто- и пара- форми е налице и в други водородни молекули и функционални групи, като тези на водата или метилена, но оказва слабо влияние върху техните свойства.[18]

Некатализираното взаимно преобразуване между параводород и ортоводород се усилва при нарастване на температурата, поради което рязко кондензирания молекулен водород съдържа големи количества високоенергиен ортоводород, който се превръща в параводород много бавно.[19] Съотношението между двете форми в кондензирания водород е важно съображение при неговата подготовка и съхранение - преобразуването на ортоводорода в параводород е екзотермично и създава достатъчно топлина за изпаряването на част от водородната течност, което води до загуба на втечнен материал. По тази причина при охлаждането на водорода се използват катализатори на преобрадуването, като железен оксид, активен въглен, платинизиран азбест, редкоземни метали, хромов оксид, някои съединения на урана и никела.[20]

Ковалентни и органични съединения[редактиране | edit source]

Въпреки че двуатомният водород не е много активен при стандартни условия, той образува съединения с повечето елементи. Той може да се свързва с елементи, които са с по-голяма електроотрицателност, като халогените (флуор, хлор, бром, йод) или кислорода. В тези съединения той получава частичен положителен заряд.[21] В съединенията с флуор, кислород или азот водородът участва образувайки водородна връзка - вид умерено силна нековалентна връзка, която има съществено значение за устойчивостта на много биологични молекули.[22][23] Водородът образува съединения и с елементи с по-малка от неговата елекроотрицателност, като металите и металоидите, като в тях получава частичен отрицателен заряд. Тези съединения обикновено се наричат хидриди.[24]

Водородът образува широк кръг от съединения с въглерода, наричани въглеводороди, и още по широко множество съединения с хетероатоми, които, поради връзката си с живите същества, се наричат органични съединения.[25] Изследването на техните свойства е предмет на органичната химия,[26] а изучаването им контекста на живите организми - на биохимията.[27] Известни са милиони въглеводороди, като повечето от тях се образуват по сложни синтетични пътища, които рядко включват реакции с чист водород.

Повечето органични съединения съдържат водород и въглерод, като на връзката между атомите на тези два елемента се дължат много от основните свойства на тези съединения. Според много класификации именно наличието на водородно-въглеродни връзки е определящата характеристика на органичните съединения.[26]

Хидриди[редактиране | edit source]

Хидридите са съединения на водорода, в които водородните атоми получават отрицателен заряд (H) - това става при свързване с елементи, които имат по-малка електроотрицателност. Съществуването на хидриден анион, предположено от Гилбърт Люис през 1916 година за солите на водорода с алкални и алкалоземни метали, е доказано през 1920 година чрез електролиза на разтопен литиев хидрид (LiH), която генерира стехиометрично количество водород на анода.[28] Изключение между алкалоземните хидриди е берилиевият хидрид BeH2, който е полимерен. При литиево-алуминиевия хидрид анионът AlH4- е образуван от хидридни центрове, добре свързани с Al(III).

Макар хидриди да се образуват с почти всички елементи от основната група, броят и съчетанието на възможни съединения е много разнообразно. Например, известни са над 100 двуелементи хидрида на бора, а само един на алуминия.[29] Все още не е получен двуелементен хидрид на индия, макар че съществуват по-сложни хидриди с участие на индий.[30]

В неорганичната химия хидридите служат и като мостови лиганди, свързващи два метални центъра в комплексни съединения. Тази функция е особено честа при елементите от група 13, най-вече при комплексните съединения на борния хидрид и алуминия, както и при клъстерираните карборани.[31]

Протони и киселини[редактиране | edit source]

Окисляването на водорода отнема елекрона от неговите атоми и ге превръща във водородни катиони (H+), които не съдържат електрони, а само атомно ядро, съставено обикновено от един протон. По тази причина H+ често се нарича и протон. Тези частици играят централна роля в изследването на киселините, като в теорията на Брьонстед и Лаури киселините се дефинират като донори на протони, а основите - като приемници на протони.

Самостоятелният протон H+ не може да съществува в разтвор или в йонни кристали, поради неограниченото му привличане към други атоми или молекули, съдържащи електрони. С изключение на високи температури, типични за плазмата, такива протони не могат да бъдат отделени от електронните облаци на атоми или молекули и остават свързани с тях. Въпреки това, терминът „протон“ се използва понякога в широк смисъл за водородните катиони без в това да се влага смисъл на обособеност на тези частици.

За да се избегне двусмислеността на термина, предполагащ наличието на разтворени протони, понякога за водните разтвори на киселини се казва, че съдържат друга фиктивна структура - „хидроксониев йон“ (H3O+). Но дори и в този случай за разтворените катиони се смята, че е по-реалистично да се организират физически в клъстери като H9O4+.[32]

Макар и рядка за Земята, един от най-разпространените йони във Вселената е H3+ - протонизиран молекулен водород.[33]

Изотопи[редактиране | edit source]

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.

История на изследванията[редактиране | edit source]

Наличие в природата[редактиране | edit source]

Производство[редактиране | edit source]

Приложение[редактиране | edit source]

Биологични ефекти[редактиране | edit source]

Техника на безопасност[редактиране | edit source]

Бележки[редактиране | edit source]

  1. В същото време основната част от масата на Вселената не е във вид на бариони или химични елементи - вижте тъмна материя и тъмна енергия.

Източници[редактиране | edit source]

  1. Palmer 1997.
  2. BBC 2010.
  3. Florida Solar Energy Center 2007.
  4. Rogers 1999, с. 1057-1064.
  5. Christensen 2005.
  6. University of Southern Maine .
  7. Carcassi 2005, с. 1439-1451.
  8. CASFHPU 2004, с. 240.
  9. Patnaik 2007, с. 402.
  10. Schefe 2009, с. 1234-1241.
  11. Clayton 2003.
  12. Millar 2003.
  13. Stern 2005a.
  14. Stern 2005b.
  15. Universal Industrial Gases, Inc. 2003.
  16. Tikhonov 2002, с. 2363.
  17. Hritz 2006.
  18. Shinitzky 2006, с. 754-756.
  19. Milenko 1997, с. 77-92.
  20. Svadlenak 1957, с. 5385-5388.
  21. Clark 2002.
  22. Kimball 2003.
  23. McNaught 2012.
  24. Sandrock 2002.
  25. Purdue University 2008.
  26. а б Lexico Publishing Group 2008a.
  27. Lexico Publishing Group 2008b.
  28. Moers 1920, с. 179-228.
  29. Downs 1994, с. 175-184.
  30. Hibbs 1999, с. 185-186.
  31. Miessler 2003.
  32. Okumura 1990, с. 3416-3427.
  33. Carrington 1989, с. 218-222.
Цитирани източници
  • ((en))  Discovering the Elements. // bbc.co.uk. BBC, 2010. Посетен на 2013-11-11.
  • ((en)) Carcassi, M.N и др. Deflagrations of H2–air and CH4–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment. // Energy 30 (8). 2005. DOI:10.1016/j.energy.2004.02.012. с. 1439–1451.
  • ((en)) Carrington, Alan и др. The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+). // Accounts of Chemical Research 22 (6). 1989. DOI:10.1021/ar00162a004. с. 218–222.
  • ((en)) CASFHPU. The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs, Barriers, and R&D Needs. National Academies Press, 2004. ISBN 0309091632.
  • ((en)) Christensen, C.H и др. Making society independent of fossil fuels — Danish researchers reveal new technology. // Technical University of Denmark, 9 July 2005. Посетен на 2008-03-28.
  • ((en)) Clark, Jim. The Acidity of the Hydrogen Halides. // Chemguide. 2002. Посетен на 2008-03-09.
  • ((en)) Clayton, D.D. Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press, 2003. ISBN 0-521-82381-1.
  • ((en)) Downs, Anthony J. и др. The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation. // Chemical Society Reviews 23 (3). 1994. DOI:10.1039/CS9942300175. с. 175–184.
  • ((en))  Hydrogen Basics — Production. // Florida Solar Energy Center, 2007. Посетен на 2008-02-05.
  • ((en)) Hibbs, David E. и др. A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3P(C6H11)3]. // Chemical Communications (2). 1999. DOI:10.1039/a809279f. с. 185–186.
  • ((en)) Hritz, James. CH. 6 – Hydrogen (PDF). // NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA, March 2006. Посетен на 2008-02-05.
  • ((en)) Kimball, John W. Hydrogen. // Kimball's Biology Pages. 2003-08-07. Посетен на 2008-03-04.
  • ((en))  Organic Chemistry. // Dictionary.com. Lexico Publishing Group, 2008a. Посетен на 2008-03-23.
  • ((en))  Biochemistry. // Dictionary.com. Lexico Publishing Group, 2008b. Посетен на 2008-03-23.
  • ((en)) McNaught, A. D. и др. hydrogen bond. // Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book"). IUPAC, 2012. Посетен на 2013-11-13.
  • ((en)) Miessler, Gary L. и др. Inorganic Chemistry. 3rd. Prentice Hall, 2003. ISBN 0-13-035471-6.
  • ((en)) Milenko, Yu. Ya и др. Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen. // Journal of Low Temperature Physics 107 (1–2). 1997. DOI:10.1007/BF02396837. с. 77–92.
  • ((en)) 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.
  • ((en)) Moers, Kurt. Investigations on the Salt Character of Lithium Hydride. // Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 113 (191). 1920. DOI:10.1002/zaac.19201130116. с. 179–228.
  • ((en)) Okumura, Anthony M. и др. Infrared spectra of the solvated hydronium ion: vibrational predissociation spectroscopy of mass-selected H3O+•(H2O)n•(H2)m. // Journal of Physical Chemistry 94 (9). 1990. DOI:10.1021/j100372a014. с. 3416–3427.
  • ((en)) Patnaik, P. A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances. Wiley-Interscience, 2007. ISBN 0471714585.
  • ((en)) Palmer, D. Hydrogen in the Universe. // NASA, 13 September 1997. Посетен на 2008-02-05.
  • ((en))  Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. // Purdue University, 2008. Посетен на 2008-03-23.
  • ((en)) Rogers, H.C. Hydrogen Embrittlement of Metals. // Science 159 (3819). 1999. DOI:10.1126/science.159.3819.1057. с. 1057–1064.
  • ((en)) Sandrock, Gary. Metal-Hydrogen Systems. // Sandia National Laboratories, 2002-05-02. Посетен на 2008-03-23.
  • ((en)) Schefe, R. W. и др. Visible emission of hydrogen flames. // Combustion and Flame 156 (6). June 2009. DOI:10.1016/j.combustflame.2009.01.011. с. 1234-1241.
  • ((en)) Shinitzky, Meir и др. Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group. // Chirality 18 (9). 2006. DOI:10.1002/chir.20319. с. 754–756.
  • ((en)) 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.
  • ((en)) Stern, David P. Wave Mechanics. // NASA Goddard Space Flight Center, 2005-02-13. Посетен на 2008-04-16.
  • ((en)) Svadlenak, R. Eldo и др. The Conversion of Ortho- to Parahydrogen on Iron Oxide-Zinc Oxide Catalysts. // Journal of the American Chemical Society 79 (20). 1957. DOI:10.1021/ja01577a013. с. 5385–5388.
  • ((en)) Tikhonov, Vladimir I. и др. Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers. // Science 296 (5577). 2002. DOI:10.1126/science.1069513. с. 2363.
  • ((en))  Hydrogen (H2) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen. // Universal Industrial Gases, Inc., 2003. Посетен на 2008-02-05.
  • ((en))  Dihydrogen. // O=CHem Directory. University of Southern Maine. Посетен на 2009-04-06.
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.