Водород, свойства атома, химические и физические свойства


Водород, свойства атома, химические и физические свойства.

 

 

 

H 1  Водород

1,00784-1,00811*      1s1

 

Водород — первый элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 1. Расположен в 1-й группе, первом периоде периодической системы.

 

Атом и молекула водорода. Формула водорода. Строение атома водорода

Изотопы и модификации водорода. Протий, дейтерий, тритий. Ортоводород, параводород

Свойства водорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства водорода

Химические свойства водорода. Взаимодействие водорода. Реакции с водородом

Получение водорода

Применение водорода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 


Атом и молекула водорода. Формула водорода. Строение атома водорода:

Водород (лат. hydrogenium, от др.-греч. ὕδωρ – «вода» и γεννάω – «рождаю», т.е. «рождающий воду») – первый элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением H и атомным номером 1. Расположен в 1-й группе, первом периоде периодической системы.

Водород самый лёгкий из элементов периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева.

Как простое вещество водород представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха.

Молекула водорода двухатомна.

Химическая формула водорода Н2.

Электронная конфигурация атома водорода 1s1. Потенциал ионизации атома водорода равен 13,595 эВ (1311,3 кДж/моль).

Строение атома водорода – вокруг ядра, состоящего из одного протона, вращается по единственной s-орбитали один электрон.

Радиус атома водорода составляет 53 пм.

Атомная масса атома водорода составляет 1,00784-1,00811 а. е. м.

При высокой температуре молекула водорода Н2 диссоциирует на атомарный водород. При 2000 К на атомарный водород диссоциирует 0,081% молекулярного водорода, при 3000 К – 7,85%, при 5000 К – 95,5%. Переход в атомарное состояние вызывается также электрическим разрядом или под действием излучения с длиной волны менее 85 нм. Распад на атомы требует затраты энергии 104,2 ккал/моль при 25 оС. Под давлением 0,2 мм.рт.ст. атомарный водород может существовать около 1 секунды.

Атомарный водород значительно химически активнее молекулярного.

 






Изотопы и модификации водорода. Протий, дейтерий, тритий. Ортоводород, параводород:

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 (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H2 (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H2 и p-H2 при заданной температуре называется равновесный водород e-H2.

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н2 (75%) и пара-Н2 (25%) форм. 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.

Разделить две формы водорода возможно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. При этом активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород. Десорбированный с угля параводород при комнатной температуре превращается в ортоводород до образования равновесной смеси (75:25), однако это превращение без катализатора происходит медленно, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.

Водород имеет три природных изотопа: 1H – протий, 2H – дейтерий и 3H – тритий (радиоактивен).

Ядро самого распространённого изотопа – протия (1H) – состоит из одного только протона и не содержит нейтронов.

Ядро дейтерия (2H) состоит из одного протона и одного нейтрона.

Ядро трития (3H) 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.

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.

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.

Физические свойства изотопов водорода (плотность, температура плавления, температура кипения, критическая температура, критическое давление и пр.) отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

Искусственно получены также другие – тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4-7 и периодами полураспада 10−21 −10−23 с:

4H, состоящий из одного протона и трех нейтронов,

5H, состоящий из одного протона и четырех нейтронов,

6H, состоящий из одного протона и пяти нейтронов,

7H, состоящий из одного протона и шести нейтронов.

Молекулы водорода могут быть образованы как чистыми изотопами H2, D2, T2, так и смешанным составом: HD, HT, DT.

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 водорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Общие сведения  
Название Водород / Hydrogenium
Символ Н
Номер в таблице 1
Тип Неметалл
Открыт Генри Кавендиш, Англия, 1766 г.
Внешний вид и пр. Газ без цвета, запаха и вкуса
Содержание в земной коре 0,15 %
Содержание в океане 11 %
Свойства атома  
Атомная масса (молярная масса)* 1,00784-1,00811 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация 1s1
Радиус атома 53 пм
Химические свойства  
Степени окисления +1, 0, -1
Валентность (-1), +1
Ковалентный радиус 32 пм
Радиус иона 54 (-1 e) пм
Электроотрицательность 2,20 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон) 1311,3 кДж/моль (13,595 эВ)
Электродный потенциал
Физические свойства
Плотность (при  0 °C и нормальных условиях, , состояние вещества – газ) 8,988×10-5  г/см3
Плотность (при  -252 °C и нормальных условиях, состояние вещества – жидкость) 0,07 г/см3
Плотность (при  -260 °C и нормальных условиях, состояние вещества – кристаллы) 0,08 г/см3
Температура плавления -259,19 °C (14,01 K)
Температура кипения -252,77 °C (20,28 K)
Температура разложения 1700-5000 °C
Температура самовоспламенения  водородно-воздушной смеси
510 °С
Уд. теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл) 0,117 кДж/моль
Уд. теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип) 0,916 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 28,47 Дж/(K·моль)
Молярный объём 14,1 см³/моль
Теплопроводность (при 300 K) 0,1815 Вт/(м·К)
Критическая температура -239,91 °C
Критическое давление 1,297 МПа
Критическая плотность 0,031 г/см3
Давление паров 1 мм.рт.ст. (при -263,6°C),

10 мм.рт.ст. (при -261,4°C),

100 мм.рт.ст. (при -258,1°C)

Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных 4,12 % – 75 %
Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмных 4,1 % -96 %
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – газ) 0 кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (при 298 К, для состояния вещества – газ) 0 кДж/моль
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – газ) 130,52 Дж/(моль·K)
Стандартная мольная теплоемкость Cp (при 298 К, для состояния вещества – газ) 28,83 Дж/(моль·K)
Энтальпия диссоциации ΔHдисс (для состояния вещества – газ) 435,88 кДж/моль
Диэлектрическая проницаемость (при 25 °C) 1,000252
Электропроводность в твердой фазе
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость
Структура решётки гексагональная
Параметры решётки a = 3,780 Å, c = 6,167 Å
Отношение c/a 1,631
Температура Дебая 110 K

 

Примечание:

* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

 


Физические свойства водорода:

При стандартных температуре и давлении водород – бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный двухатомный газ с химической формулой H2.

Водород – самый лёгкий газ. Он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх.

Плотность водорода2) составляет 0,00008988 г/см3 при 20 °C и нормальных условиях.

Общеизвестно, что 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. Теплопроводность водорода при 300 K составляет 0,1815 Вт/(м·К). Теплопроводность водорода примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха – 0,0243 Вт/(м·К).

Водород2) почти не растворяется в воде и органических растворителях. Так, растворимость водорода в воде составляет 0,000157 г/100 г (при температуре 25 °C).

Водород  растворяется в металлах: алюминии, железе, никеле, палладии, платине, практически не растворим в серебре. Растворимость в железе и меди мешает при выплавке этих металлов, так как приводит к образованию пустот. Так, растворимость водорода в железе (объемов водорода на объем железа) составляет: при 500 оС – 0,05; при 700 оС – 0,14; при 900 оС – 0,37; при 1100 оС – 0,55; при 1200 оС – 0,65; при 1350 оС – 0,80; при 1450 оС – 0,87; при 1550 оС – 2,05. Растворимость водорода в палладии составляет 850 объёмов H2 на 1 объём Pd.

При обычных условиях и выше −80 оС при расширении водород разогревается, а не охлаждается как большинство газов (“нормально” он начинает себя вести ниже −80 оС).

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н2 (75%) и пара-Н2 (25%) форм. В молекулах ортоводорода (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково, а у параводорода (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) – противоположно друг другу.

Температура кипения водорода2) составляет −252,77 °C.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,77 до −259,19 °C. Жидкий водород – это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C составляет 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Температура плавления водорода2) составляет −259,19 °C.

Твёрдый водород, температура плавления −259,19 °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 ученые высказали предположение о том, что при сверхвысоком давлении (порядка 400-500 ГПа) водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало бы очень заманчивые перспективы его применения. Теоретически предсказано, что металлический водород обладает уникальными свойствами. Он должен быть высокотемпературным сверхпроводником. Кроме того, по расчетам ученых, при переходе металлического водорода в обычную молекулярную фазу должно высвободиться в 20 раз больше энергии, чем при сжигании смеси кислорода и водорода. Это открывает возможность использования металлического водорода в качестве чистого топлива.

Температура разложения водорода2) составляет 1700-5000 °C.

Критические параметры водорода (Н2) очень низкие: критическая температура водорода −239,91 °C и критическое давление водорода 1,297 МПа. Этим объясняются трудности при сжижении водорода.

Скорость звука в водороде2) составляет: 1284 м/с (при 0 °C, состояние вещества – газ), 1301 м/с (при 18 °C, состояние вещества – газ), 1463 м/с (при 100 °C, состояние вещества – газ).

Динамическая вязкость водорода2) составляет: 0,0085 мПа·с (при 0 °C , состояние вещества – газ), 0,0103 мПа·с (при 100 °C, состояние вещества – газ), 0,0121 мПа·с (при 200 °C, состояние вещества – газ), 0,0154 мПа·с (при 400 °C, состояние вещества – газ), 0,0183 мПа·с (при 600 °C, состояние вещества – газ).

Водород коррозионно неактивен.

В смеси с воздухом и кислородом водород пожаровзрывоопасен, что обусловлено низким значением минимальной энергии зажигания водородно-воздушной смеси (0,017 мДж), высоким значением минимальной теплоты сгорания (121000 кДж/кг) и широкой областью горения и детонации.

 

Химические свойства водорода. Взаимодействие водорода. Реакции с водородом:

При нормальных условиях водород химически малоактивен.

Химические свойства водорода связаны со строением его электронной оболочки: в атоме один валентный электрон (как у щелочных металлов), а для завершения внешнего электронного слоя не хватает одного электрона (как у атомов гелия и других галогенов).

Поэтому в химических реакциях атом водорода может отдавать или принимать электрон, проявляя при этом в соединениях как положительную, так и отрицательную степени окисления: +1, 0 или –1.

Степень окисления  +1  водород проявляет в соединениях с более электроотрицательными неметаллами (H2O, NH3, HCl и пр.); степень окисления 0 водород проявляет в молекулах протия H2, дейтерия D2, трития T2, протодейтерия HD, прототрития HT и дейтеротрития DT, т.к. эти молекулы образуются за счет ковалентных неполярных связей; степень окисления  –1  водород проявляет в соединениях с металлами, кремнием и бором (NaH, LiH, Ca2H, SiH4 и пр.).

В соединениях с неметаллами водород образует ковалентную связь, в соединениях с металлами – ионную связь. В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, соединенных неполярной ковалентной связью.

Поскольку для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Проявляя окислительные свойства, водород взаимодействует с активными металлами.

Проявляя восстановительные свойства, водород взаимодействует с оксидами и галогенидами. В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Это свойство используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов.

Атомарный водород значительно химически активнее молекулярного.

Химическая активность водорода увеличивается при повышении температуры, под действием ультрафиолетового и радиоактивного излучений.

 


Получение водорода:

Водород может быть получен в результате:

  1. 1. реакций щелочных и щелочноземельных металлов с водой;
  2. 2. реакций магния, цинка, железа с водяным паром при нагревании;
  3. 3. реакции железа с перегретым водяным паром при 900-1000 °С;
  4. 4. реакций металлов с минеральными кислотами;
  5. 5. реакции цинка или алюминия с щелочами;
  6. 6. реакции угля или углеводородов (метана) с парами воды при нагревании;
  7. 7. электролиза воды в присутствии электролитов (растворов NaOH или КОН);
  8. 8. реакций гидридов щелочных и щелочноземельных металлов с водой;
  9. 9. нагревания кремния с щелочами;
  10. 10. крекинга и риформинга углеводородов в процессе переработки нефти.

 

Применение водорода:

Водород используется во многих областях промышленности и быту:

– в химической промышленности для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода, метанола и пр.;

– в химической промышленности при получении некоторых металлов;

– в нефтеперерабатывающей промышленности в процессах гидрокрекинга и гидроочистки Он способствует увеличению глубины переработки сырой нефти и повышению качества конечных продуктов;

– в пищевой промышленности для производства твердых жиров из растительных масел. Водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949;

– в атомной энергетике;

– в качестве топлива транспортных средств, работающих на водородных топливных элементах. Водород используется для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую;

– в качестве ракетного топлива;

– в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов и метеозондов, используемых в метрологии. Водород в этом качестве имеет преимущество перед гелием, так как он дешевле. Ещё более существенно, что водород может вырабатываться прямо на месте с помощью простого химического генератора или с помощью электролиза воды. Гелий же должен доставляться на место в баллонах;

– для сварки и резки металлов при высокой температуре. Температура горения водорода в кислороде составляет 2600 °C.

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

 






















карта сайта

водород атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле водорода
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические