Водород происхождение во вселенной

Водород

Водород
Газ без цвета, запаха и вкуса

Название, символ, номер Водород / Hydrogenium (H), 1 Атомная масса
(молярная масса) [ 1,00784 ; 1,00811]а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация 1s 1 Радиус атома 53 пм Ковалентный радиус 32 пм Радиус иона 54 (−1 e) пм Электроотрицательность 2,20 (шкала Полинга) Степени окисления +1, 0, −1 Энергия ионизации
(первый электрон) 1311,3 (13,595) кДж/моль (эВ) Плотность (при н. у.) 0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/см³ Температура плавления 14,01 K; −259,14 °C Температура кипения 20,28 K; −252,87 °C Уд. теплота плавления 0,117 кДж/моль Уд. теплота испарения 0,904 кДж/моль Молярная теплоёмкость 28,47 Дж/(K·моль) Молярный объём 14,1 см³/моль Структура решётки гексагональная Параметры решётки a = 3,780 c = 6,167 Å Отношение c/a 1,631 Температура Дебая 110 K Теплопроводность (300 K) 0,1815 Вт/(м·К) Номер CAS 12385-13-6

Водород (H, лат. hydrogenium ) — химический элемент периодической системы с обозначением H и атомным номером 1, самый лёгкий из элементов периодической таблицы. Его одноатомная форма — самое распространённое химическое вещество во Вселенной, составляющее примерно 75 % всей барионной массы. Звёзды, кроме компактных, в основном состоят из водородной плазмы.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1 H — протий, 2 H — дейтерий и 3 H — тритий (радиоактивен). Ядро самого распространённого изотопа, протия, состоит из одного только протона и не содержит нейтронов.

При стандартных температуре и давлении водород — бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный двухатомный газ с химической формулой H₂, который в смеси с воздухом или кислородом горюч и крайне пожаро- и взрывоопасен. В присутствии других окисляющих газов, например фтора или хлора, водород также взрывоопасен. Поскольку водород охотно формирует ковалентные связи с большинством неметаллов, большая часть водорода на Земле существует в молекулярных соединениях, таких как вода или органические вещества. Водород играет особенно важную роль в кислотно-основных реакциях.

Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине, ниобии.

Содержание

• 1 История открытия
• 2 Происхождение названия
• 3 Распространённость
  • 3.1 Во Вселенной
  • 3.2 Земная кора и живые организмы
• 4 Получение
  • 4.1 В промышленности
  • 4.2 В лаборатории
  • 4.3 Очистка
  • 4.4 Стоимость
• 5 Физические свойства
• 6 Изотопы
  • 6.1 Свойства изотопов
• 7 Химические свойства
  • 7.1 Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами
  • 7.2 Взаимодействие с оксидами металлов
  • 7.3 Гидрирование органических соединений
• 8 Геохимия водорода
• 9 Меры предосторожности
• 10 Применение
  • 10.1 Химическая промышленность
  • 10.2 Нефтеперерабатывающая промышленность
  • 10.3 Пищевая и косметическая промышленность
  • 10.4 Химические лаборатории
  • 10.5 Авиационная промышленность
  • 10.6 Метеорология
  • 10.7 Топливо
  • 10.8 Электроэнергетика
  • 10.9 Прочее

История открытия

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Впервые водород получил Парацельс, погружая железные опилки в серную кислоту в XVI веке.

В 1671 году Роберт Бойль подробно описал реакцию между железными опилками и разбавленными кислотами, при которой выделяется газообразный водород.

В 1766 году Генри Кавендиш был первым, кто признал газообразный водород индивидуальным элементом, назвав газ, выделяющийся при реакции металла с кислотой «горючим воздухом». Он предположил, что «горючий воздух» идентичен гипотетическому веществу, называемому «флогистон», и в 1781 году обнаружил, что при его сгорании образуется вода.

Прямо указывал на выделение водорода и Михаил Ломоносов, но он уже понимал, что это не флогистон.

Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, используя специальные газометры, в 1783 году осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Так он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». В 1801 году последователь Лавуазье, академик Василий Севергин, называл его «водотворное вещество», он писал:

Водотворное вещество в соединении с кислотворным составляет воду. Сие можно доказать, как через разрешение, так и через составление.

Русское наименование «водород» предложил химик Михаил Соловьёв в 1824 году — по аналогии с «кислородом» Ломоносова.

Распространённость

Во Вселенной

В настоящее время водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. Повсеместное возникновение атомарного водорода впервые произошло в эпоху рекомбинации.

В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца

6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна

52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода.

В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках, где по числу атомов на водород приходится почти 63 %.

Получение

В промышленности

На 2019 год в мире потребляется 75 млн тонн водорода, в основном в нефтепереработке и производстве аммиака. Из них более 3/4 производится из природного газа, для чего расходуется более 205 млрд м 3 газа. Почти все остальное получают из угля. Около 0,1 % (

100 тыс. тонн) вырабатывается электролизом. При производстве водорода в атмосферу поступает

830 млн тонн CO₂. Себестоимость водорода из природного газа оценивается в 1,5-3 доллара за 1 кг.

• Конверсия метана с водяным паром при 1000 °C:

CH₄ + H₂O ⇄ CO + 3H₂

• Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

H₂O + C ⇄ CO↑ + H₂↑

• Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

• Электролиз водных растворов гидроксидов активных металлов (преимущественно, гидроксида калия)

2H₂O → 4e− 2H₂↑ + O₂↑ Кроме того, существует промышленная технология электролиза химически чистой воды, без применения каких-либо добавок. Фактически, устройство представляет собой обратимый топливный элемент с твёрдой полимерной мембраной.

• Каталитическое окисление кислородом:

2CH₄ + O₂ ⇄ 2CO + 4H₂

• Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

• Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

• Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• Гидролиз гидридов:

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

• Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ Zn + 2KOH + 2H₂O → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

• С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

2H₃O + + 2e − → 2H₂O + H₂↑

Очистка

В промышленности реализованы несколько способов очистки водорода из углерод-содержащего сырья (т. н. водородсодержащий газ — ВСГ).

• Низкотемпературная конденсация: ВСГ охлаждают до температур конденсации метана и этана, после чего водород отделяют ректификацией. Процесс ведут при температуре −158 °C и давлении 4 МПа . Чистота очищенного водорода составляет 93—94 % при его концентрации в исходном ВСГ до 40 %.
• Адсорбционное выделение на цеолитах: Настоящий метод на сегодняшний день наиболее распространён в мире. Метод достаточно гибок и может использоваться как для выделения водорода из ВСГ, так и для доочистки уже очищенного водорода. В первом случае процесс ведут при давлениях 3,0—3,5 МПа . Степень извлечения водорода составляет 80-85 % с чистотой 99 %. Во втором случае часто используют процесс «PSA» фирмы «Union Carbide». Он впервые был реализован в промышленности в 1978 году. На настоящий момент функционирует более 250 установок от 0,6 до 3,0 млн м 3 H₂/сут. Образуется водород высокой чистоты 99,99 %.
• Абсорбционное выделение жидкими растворителями: Этот метод применяется редко, хотя водород получается высокой чистоты 99,9 %.
• Концентрирование водорода на мембранах: На лучших образцах метод позволяет получать водород чистотой 95-96 %, однако производительность таких установок невысока.
• Селективное поглощение водорода металлами: Метод основан на способности сплавов лантана с никелем, железа с титаном, циркония с никелем и других поглощать до 30 объёмов водорода.

Стоимость

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2—7 USD/кг. В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Физические свойства

Водород — самый лёгкий газ: он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх. Чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — H₂. При нормальных условиях это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9⋅10 6 Дж/кг , малорастворим в воде — 18,8 мл/л .

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H₂ на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³ ) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП ). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм . Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-H₂, 0,21 % орто-H₂.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм .

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения — ведь это был бы сверхлёгкий металл, компонент лёгкого и энергоёмкого ракетного топлива. В 2014 году было установлено, что при давлении порядка 1,5—2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл. В 2017 году появилось сообщение о возможном экспериментальном наблюдении перехода водорода в металлическое состояние под высоким давлением.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях): ортоводород и параводород. Модификации немного различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, также по характеристикам рассеивания нейтронов. В молекуле ортоводорода o-H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H₂ и p-H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e-H₂.

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение модификаций приблизительно 1:1. Десорбированный с угля параводород при нагревании превращается в ортоводород с образованием равновесной смеси. При комнатной температуре равновесна смесь ортоводорода и параводорода в отношении около 75:25. Без катализатора взаимное превращение происходит относительно медленно, что даёт возможность изучить свойства обеих модификаций. В условиях разреженной межзвёздной среды характерное время перехода в равновесную смесь очень велико, вплоть до космологических.

Изотопы

Наиболее известны три изотопа водорода: протий 1 H (атомное ядро — протон), дейтерий 2 H (ядро состоит из одного протона и одного нейтрона) и тритий 3 H (ядро состоит из одного протона и двух нейтронов). Эти изотопы имеют собственные химические символы: протий — H, дейтерий — D, тритий — T.

Протий и дейтерий стабильны. Содержание этих изотопов в природном водороде составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 % соответственно. Оно может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода. Тритий нестабилен, претерпевает бета-распад с периодом 12,32 года , превращаясь в стабильный гелий-3. Тритий встречается в природе в следовых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами.

Искусственно получены также тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10 −21 —10 −23 с.

Природный молекулярный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в нём молекул из чистого дейтерия D₂ ещё меньше, отношение концентраций HD и D₂ составляет примерно 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

Молекулы чистых протия, дейтерия и трития могут существовать в двух аллотропных модификациях (отличающихся взаимной ориентацией спинов ядер) — орто- и параводород: o-D₂, p-D₂, o-T₂, p-T₂. Молекулы водорода с другим изотопным составом (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов

Свойства изотопов водорода представлены в таблице.

В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа.

Свойства ядра 1 H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Химические свойства

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

H₂ → 2H − 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например, с кальцием, образуя гидрид кальция:

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении:

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

С галогенами образует галогеноводороды:

H₂ + F₂ → 2HF , реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, H₂ + Cl₂ → 2HCl , реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

Взаимодействие с оксидами металлов

Оксиды металлов (как правило, d-элементов) восстанавливаются до металлов:

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр., Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр., никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

Геохимия водорода

На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована: основная масса водорода, как и других летучих элементов, покинула планету во время аккреции или вскоре после неё. Однако точное содержание данного газа в составе геосфер нашей планеты (исключая земную кору) — астеносферы, мантии, ядра Земли — неизвестно.

Свободный водород H₂ относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах. Известно содержание водорода в составе вулканических газов, истечение некоторых количеств водорода вдоль разломов в зонах рифтогенеза, выделение этого газа в некоторых угольных месторождениях.

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и воды.

В атмосфере молекулярный водород непрерывно образуется в результате разложения формальдегида, образующегося в цепочке окисления метана или другой органики, солнечным излучением (31—67 гигатонн/год), неполного сгорания различных топлив и биомасс (по 5—25 гигатонн/год), в процессе фиксации азота микроорганизмами из воздуха (3−22 гигатонн/год).

Имея малую массу, молекулы водорода в составе воздуха обладают высокой тепловой скоростью (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут навсегда улететь в космическое пространство (см. Диссипация атмосфер планет). Объёмы потерь оцениваются в 3 кг в секунду.

Меры предосторожности

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Считается, что взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % по объёму. Такие цифры фигурируют сейчас в большинстве справочников, и ими вполне можно пользоваться для ориентировочных оценок. Однако следует иметь в виду, что более поздние исследования (примерно конец 80-х) выявили, что водород в больших объёмах может быть взрывоопасен и при меньшей концентрации. Чем больше объём, тем меньшая концентрация водорода опасна.

Источник этой широко растиражированной ошибки в том, что взрывоопасность исследовалась в лабораториях на малых объёмах. Поскольку реакция водорода с кислородом — это цепная химическая реакция, которая проходит по свободнорадикальному механизму, «гибель» свободных радикалов на стенках (или, скажем, поверхности пылинок) критична для продолжения цепочки. В случаях, когда возможно создание «пограничных» концентраций в больших объёмах (помещения, ангары, цеха), следует иметь в виду, что реально взрывоопасная концентрация может отличаться от 4 % как в большую, так и в меньшую стороны.

Применение

Водород сегодня применяется во многих областях. Структура мирового потребления водорода представлена в следующей таблице

Химическая промышленность

Химическая промышленность — это крупнейший потребитель водорода. Около 50 % мирового выпуска водорода идёт на производство аммиака. Ещё около 8 % используется для производства метанола. Из аммиака производят пластмассы, удобрения, взрывчатые вещества и прочее. Метанол является основой для производства некоторых пластмасс.

Нефтеперерабатывающая промышленность

В нефтепереработке водород используется в процессах гидрокрекинга и гидроочистки, способствуя увеличению глубины переработки сырой нефти и повышению качества конечных продуктов. Для этих целей используется порядка 37 % всего производимого в мире водорода.

Пищевая и косметическая промышленность

При производстве саломаса (твёрдый жир, производимый из растительных масел). Саломас является основой для производства маргарина, косметических средств, мыла. Водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949.

Химические лаборатории

Водород используется в химических лабораториях в качестве газа-носителя в газовой хроматографии. Такие лаборатории есть на многих предприятиях в пищевой, парфюмерной, металлургической и химической промышленности. Несмотря на горючесть водорода, его использование в такой роли считается достаточно безопасным, поскольку водород используется в незначительных количествах. Эффективность водорода как газа-носителя при этом лучше, чем у гелия, при существенно более низкой стоимости.

Авиационная промышленность

В настоящее время водород в авиации не используется. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Метеорология

Водород используется в метеорологии для заполнения оболочек метеозондов. Водород в этом качестве имеет преимущество перед гелием, так как он дешевле. Ещё более существенно, что водород вырабатывается прямо на метеостанции с помощью простого химического генератора или с помощью электролиза воды. Гелий же должен доставляться на метеостанцию в баллонах, что может быть затруднительно для удалённых мест.

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива. Ввиду крайне узкого диапазона температур (менее 7 кельвинов), при котором водород остаётся жидкостью, на практике чаще используется смесь жидкой и твёрдой фаз .

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей.

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Электроэнергетика

Водород применяется для охлаждения мощных электрических генераторов.

Прочее

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки. Высокая теплопроводность водорода используется для заполнения сфер гирокомпасов и стеклянных колб филаментных LED-лампочек.

Источник