Общая и неорганическая химия

Лекция 6. Водород и кислород. Вода. Пероксид водорода.

Водород

Атом водорода – простейший объект химии. Строго говоря, его ион – протон – еще проще. Впервые описан в 1766 г. Кавендишем . Название от греч. “hydro genes” – порождающий воду.

Радиус атома водорода примерно 0,5*10-10 м, а его иона (протона) – 1,2*10-15 м. Или же от 50 пм до 1,2*10-3 пм или от 50 метров (диагональ СХА) до 1 мм.

Следующий 1s элемент – литий меняется только от 155 пм до 68 пм у Li+ . Такая разница в размерах атома и его катиона (5 порядков) уникальна.

Благодаря малому размеру протона осуществляется обменная водородная связь , прежде всего между атомами кислорода, азота и фтора. Прочность водородных связей составляет 10-40 кДж/моль, что значительно меньше энергии разрыва большинства обычных связей (100-150 кДж/моль в органических молекулах), но больше средней кинетической энергии теплового движения при 370 С (4 кДж/моль). В результате в живом организме водородные связи обратимо разрываются, обеспечивая протекание процессов жизнедеятельности.

Водород плавится при 14 К, кипит при 20,3 К (давление 1 атм), плотность жидкого водорода всего 71 г/л (в 14 раз легче воды).

В разреженной межзвездной среде обнаружены возбужденные атомы водорода с переходами вплоть до n 733 → 732 с длиной волны 18 м, что соответствует боровскому радиусу (r = n2 *0,5*10-10 м) порядка 0,1 мм (!) .

Самый распространенный элемент в космосе (88,6% атомов, 11,3% атомов приходится на гелий, и только 0,1% – атомы всех остальных элементов) .

4 H → 4 He + 26,7 МэВ 1 эВ = 96,48 кДж/моль

Поскольку протоны имеют спин 1/2, существуют три варианта молекул водорода:

ортоводород о-Н2 с параллельными ядерными спинами, параводород п-Н2 с антипараллельными спинами и нормальный н-Н2 – смесь 75% орто-водорода и 25% пара-водорода. При превращении о-Н2 → п-Н2 выделяется 1418 Дж/моль.

Свойства орто- и параводорода

Так как атомная масса водорода – минимально возможная, его изотопы – дейтерий D (2 H) и тритий T (3 H) существенно отличаются от протия 1 Н по физическим и химическим свойствам. Например, замена одного из водородов в органическом соединении на дейтерий заметно отражается на его колебательном (инфракрасном) спектре, что позволяет устанавливать структуру сложных молекул. Подобные замены (“метод меченых атомов”) используют также для установления механизмов сложных

химических и биохимических процессов. Особенно чувствителен метод меченых атомов при использовании вместо протия радиоактивного трития (β -распад, период полураспада 12,5 лет).

Свойства протия и дейтерия

					Плотн., г/л (20 К)
Основной метод получения водорода в промышленности – конверсия метана
или гидратация угля при 800-11000 С (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				выше 10000 С
«Водяной газ»: C + H2 O = CO + H2
Затем конверсия CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, окислы кобальта

Суммарно: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Другие источники водорода.

Коксовый газ: около 55% водорода, 25% метана, до 2% тяжелых углеводородов, 4-6% СО, 2% СО2 , 10-12% азота.

Водород, как продукт горения:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

На 1 кг пиротехнической смеси выделяется до 370 л водорода .

Водород в виде простого вещества применяют для производства аммиака и гидрирования (отверждения) растительных жиров, для восстановления из оксидов некоторых металлов (молибден, вольфрам), для получения гидридов (LiH, CaH2 ,

LiAlH4 ).

Энтальпия реакции: H. + H. = H2 составляет -436 кДж/моль, поэтому атомарный водород используется для получения высокотемпературного восстановительного «пламени» («горелка Ленгмюра»). Струя водорода в электрической дуге атомизируется при 35000 С на 30%, затем при рекомбинации атомов удается достичь 50000 С.

Сжиженный водород используется в качестве топлива в ракетах (см. кислород). Перспективное экологически чистое топливо для наземного транспорта; идут эксперименты по использованию металлгидридных аккумуляторов водорода. Например, сплав LaNi5 может поглотить в 1,5-2 раза больше водорода, чем его содержится в таком же объеме (как объем сплава) жидкого водорода.

Кислород

Согласно общепринятым сейчас данным, кислород открыт в 1774 г. Дж. Пристли и независимо К.Шееле . История открытия кислорода – хороший пример влияния парадигм на развитие науки (см. Дополнение 1).

По-видимому, на самом деле кислород был открыт гораздо раньше официальной даты. В 1620 г. любой желающий мог прокатиться по Темзе (в Темзе) на подводной лодке конструкции Корнелиуса ван Дреббеля . Лодка двигалась под водой благодаря усилиям дюжины гребцов. По свидетельствам многочисленных очевидцев, изобретатель подводной лодки успешно решил проблему дыхания, “освежая” воздух в ней химическим способом. Роберт Бойль писал в 1661 г. : “... Кроме механической конструкции лодки, у изобретателя имелся химический раствор (liquor), который он

считал главным секретом подводного плавания. И когда время от времени он убеждался в том, что пригодная для дыхания часть воздуха уже израсходована и затрудняла дыхание находящихся в лодке людей, он мог, раскупорив наполненный этим раствором сосуд, быстро восполнить воздух таким содержанием жизненных частей, которые сделали бы его вновь пригодным для дыхания на достаточно длительное время”.

Здоровый человек в спокойном состоянии за сутки прокачивает через свои легкие около 7200 л воздуха, забирая безвозвратно 720 л кислорода. В закрытом помещении объемом 6 м3 человек может продержаться без вентиляции до 12 часов, а при физической работе 3-4 часа. Основная причина затруднения дыхания – не недостаток кислорода, а накопление углекислого газа с 0,3 до 2,5% .

Долгое время основным методом получения кислорода был "бариевый" цикл (получение кислорода по методу Брина) :

BaSO4 -t-→ BaO + SO3 ;

5000 C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2 <- 7000 C

Секретный раствор Дреббеля мог быть раствором пероксида водорода: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Получение кислорода при горении пиросмеси: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 кДж

В смеси до 80% NaClO3 , до 10% железного порошка, 4% перекиси бария и стекловата.

Молекула кислорода парамагнитна (практически – бирадикал) , поэтому высока ее активность. Органические вещества на воздухе окисляются через стадию образования пероксидов.

Кислород плавится при 54,8 К, кипит при 90,2 К.

Аллотропная модификация элемента кислорода – вещество озон O3 . Чрезвычайно важна биологическая озоновая защита Земли. На высоте 20-25 км устанавливается равновесие:

УФ<280 нм		УФ 280-320нм
O2 ----> 2 O*	O* + O2 + M --> O3	O3 -------	> O2 + O
	(M – N2 , Ar)

В 1974 г обнаружено, что атомарный хлор, который образуется из фреонов на высоте больше 25 км, катализирует распад озона, как бы заменяя "озоновый" ультрафиолет. Этот УФ способен вызывать рак кожи (в США в год до 600 тыс. случаев). Запрет на фреоны в аэрозольных баллонах действует в США с 1978 г.

С 1990 г. в список запрещенных веществ (в 92 странах) включены CH3 CCl3 , CCl4 , хлорбромуглеводороды – их производство сворачивается к 2000 г .

Горение водорода в кислороде

Реакция очень сложная (схема в лекции 3), поэтому до начала практического применения потребовалось длительное изучение.

21 июля 1969 г. первый землянин – Н.Армстронг прошелся по Луне. Ракетаноситель “Сатурн-5” (конструктор – Вернер фон Браун) состоит из трех ступеней. В первой керосин и кислород, во второй и третьей – жидкие водород и кислород. Всего 468 т жидких O2 и H2 . Произведено 13 успешных запусков.

С апреля 1981 г. в США осуществляет полеты “Спейс шаттл”: 713 т жидких O2 и H2 , а также два твердотопливных ускорителя по 590 т (суммарная масса твердого топлива 987 т). Первые 40 км подъем на ТТУ, от 40 до 113 км работают двигатели на водороде и кислороде.

15 мая 1987 г. первый старт “Энергии”, 15 ноября 1988 г. первый и единственный полет “Бурана”. Стартовая масса 2400 т., масса топлива (керосина в

боковых отсеках, жидких O2 и H2 ) 2000 т. Мощность двигателей 125000 МВт, полезный груз 105 т .

Не всегда горение было управляемым и удачным.

В 1936 г. был построен самый большой в мире водородный дирижабль LZ-129 “Гинденбург”. Объем 200000 м3 , длина около 250 м, диаметр 41,2 м. Скорость 135 км/час благодаря 4 двигателям по 1100 л.с., полезная нагрузка 88 т. Дирижабль совершил 37 рейсов через Атлантику и перевез более 3 тыс. пассажиров.

6 мая 1937 г. при причаливании в США дирижабль взорвался и сгорел. Одна из возможных причин – диверсия .

28 января 1986 г. на 74-й секунде полета взорвался “Челленджер” с семью космонавтами – 25-й рейс системы “Шаттл”. Причина – дефект твердотопливного ускорителя.

Демонстрация:

взрыв гремучего газа (смеси водорода с кислородом)

Топливные элементы

Технически важный вариант этой реакции горения – разделение процесса на два:

электроокисление водорода (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

электровосстановление кислорода (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Система, в которой осуществляется такое “горение” – топливный элемент . КПД гораздо выше, чем у тепловых электростанций, поскольку отсутствует

специальная стадия генерации теплоты. Максимальный КПД = ∆ G/∆ H; для горения водорода получается 94%.

Эффект известен с 1839 г., но первые практически работающие ТЭ реализованы

в конце XX века в космосе (“Джемини”,“Аполлон”, “Шаттл” – США, “Буран” – СССР) .

Перспективы топливных элементов [ 17 ]

Представитель фирмы Ballard Power Systems, выступая на научной конференции в Вашингтоне, подчеркнул, что коммерчески оправданным двигатель на топливных элементах станет, когда он будет отвечать четырем основным критериям: снижению стоимости вырабатываемой энергии, повышению долговечности, уменьшению размеров установки и возможности быстрого запуска в холодную погоду. Стоимость одного киловатта энергии, выработанного установкой на топливных элементах, должна снизиться до 30 долларов США. Для сравнения, в 2004 году аналогичный показатель составлял 103 долларов, а в 2005 ожидается на уровне 80 долларов. Для достижения данной цены необходимо выпускать не менее 500 тысяч двигателей в год. Европейские ученые более осторожны в прогнозах и считают, что коммерческое использование топливных водородных элементов в автопромышленности начнется не ранее 2020 года.

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории :

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н 2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом - выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.

Основной промышленный способ получения водорода - реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре (легко убедиться, что при пропускании метана даже через кипящую воду никакой реакции не происходит):

СН 4 + 2Н 2 0 = CO 2 + 4Н 2 - 165 кДж

В лаборатории для получения простых веществ используют не обязательно природное сырьё, а выбирают те исходные вещества, из которых легче выделить необходимое вещество. Например, в лаборатории кислород не получают из воздуха. Это же относится и к получению водорода. Один из лабораторных способов получения водорода, который применяется иногда и в промышленности,- разложение воды электротоком.

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Из природного газа.

Конверсияс водяным паром: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталитическое окисление кислородом: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Крекинг и реформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гидролиз гидридов:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

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

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Биореактор для производства водорода

Физические свойства

Газообразный водород может существовать в двух формах (модификациях) - в виде орто - и пара-водорода.

В молекуле ортоводорода (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) - противоположно друг другу (антипараллельны).

Разделить аллотропные формы водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм. Молекула водорода двухатомна - Н₂. При обычных условиях - это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород - самый лёгкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, 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. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Химические свойства

Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н 2 =2Н - 432 кДж Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н 2 = СаН 2 и с единственным неметаллом - фтором, образуя фтороводород: F 2 +H 2 =2HF С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, наприме: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Записанное уравнение отражает реакцию восстановления. Реакциями восстановления называются процессы, в результате которых от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются). Далее будет дано и другое определение понятиям «окисление» и «восстановление». А данное определение, исторически первое, сохраняет значение и в настоящее время, особенно в органической химии. Реакция восстановления противоположна реакции окисления. Обе эти реакции всегда протекают одновременно как один процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

С галогенами образует галогеноводороды :

F 2 + H 2 → 2 HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды :

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Гидриды - солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никелевого катализатора и повышенной температуре происходит реакция гидрирования :

CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Геохимия водорода

Водород - основной строительный материал вселенной. Это самый распространённый элемент, и все элементы образуются из него в результате термоядерных и ядерных реакций.

Свободный водород H 2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.

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

В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением. Он мигрирует в верхние слои атмосферы и улетучивается в космос.

Применение

• Водородная энергетика

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

В пищевой промышленности водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 , как упаковочный газ.

Особенности обращения

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 попадении на кожу может вызвать сильное обморожение.

Взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4% до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4% до 75(74) % объёмных.

Использование водорода

В химической промышленности водород используют при производстве аммиака, мыла и пластмасс. В пищевой промышленности с помощью водорода из жидких растительных масел делают маргарин. Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько ужасных катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют газом гелием. Водород используют также в качестве ракетного топлива. Когда-нибудь водород, возможно, будут широко применять как топливо для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающей среды и выделяют только водяной пар (правда, само получение водорода приводит к некоторому загрязнению окружающей среды). Наше Солнце в основном состоит из водорода. Солнечное тепло и свет - это результат выделения ядерной энергии при слиянии ядер водорода.

Использование водорода в качестве топлива (экономическая эффективность)

Важнейшей характеристикой веществ, используемых в качестве топлива, является их теплота сгорания. Из курса общей химии известно, что реакция взаимодействия водорода с кислородом происходит с выделением тепла. Если взять 1 моль H 2 (2 г) и 0,5 моль O 2 (16 г) при стандартных условиях и возбудить реакцию, то согласно уравнению

Н 2 + 0,5 О 2 = Н 2 О

после завершения реакции образуется 1 моль H 2 O (18 г) с выделением энергии 285,8 кДж/моль (для сравнения: теплота сгорания ацетилена составляет 1300 кДж/моль, пропана - 2200 кДж/моль). 1 м³ водорода весит 89,8 г (44,9 моль). Поэтому для получения 1 м³ водорода будет затрачено 12832,4 кДж энергии. С учётом того, что 1 кВт·ч = 3600 кДж, получим 3,56 кВт·ч электроэнергии. Зная тариф на 1 кВт·ч электричества и стоимость 1 м³ газа, можно делать вывод о целесообразности перехода на водородное топливо.

Например, экспериментальная модель Honda FCX 3 поколения с баком водорода 156 л (содержит 3,12 кг водорода под давлением 25 МПа) проезжает 355 км. Соответственно из 3,12 кг H2 получается 123,8 кВт·ч. На 100 км расход энергии составит 36,97 кВт·ч. Зная стоимость электроэнергии, стоимость газа или бензина, их расход для автомобиля на 100 км легко подсчитать отрицательный экономический эффект перехода автомобилей на водородное топливо. Скажем (Россия 2008), 10 центов за кВт·ч электроэнергии приводят к тому, что 1 м³ водорода приводят к цене 35,6 цента, а с учётом КПД разложения воды 40-45 центов, такое же количество кВт·ч от сжигания бензина стоит 12832,4кДж/42000кДж/0,7кг/л*80центов/л=34 цента по розничным ценам, тогда как для водорода мы высчитывали идеальный вариант, без учёта транспортировки, амортизации оборудования и т. д. Для метана с энергией сгорания около 39 МДж на м³ результат будет ниже в два-четыре раза из-за разницы в цене (1м³ для Украины стоит 179$, а для Европы 350$). То есть эквивалентное количество метана будет стоить 10-20 центов.

Однако не следует забывать того, что при сжигании водорода мы получаем чистую воду, из которой его и добыли. То есть имеем возобновляемый запасатель энергии без вреда для окружающей среды, в отличие от газа или бензина, которые являются первичными источниками энергии.

Php on line 377 Warning: require(http://www..php): failed to open stream: no suitable wrapper could be found in /hsphere/local/home/winexins/сайт/tab/vodorod.php on line 377 Fatal error: require(): Failed opening required "http://www..php" (include_path="..php on line 377

§3. Уравнение реакции и как его составить

Взаимодействие водорода с кислородом , как это установил еще сэр Генри Кавендиш , приводит к образованию воды. Давайте на этом простом примере поучимся составлять уравнения химических реакций .
Что получается из водорода и кислорода , мы уже знаем:

Н 2 + О 2 → Н 2 О

Теперь учтем, что атомы химических элементов в химических реакциях не исчезают и не появляются из ничего, не превращаются друг в друга, а соединяются в новых комбинациях , образуя новые молекулы. Значит, в уравнении химической реакции атомов каждого сорта должно быть одинаковое количество до реакции (слева от знака равенства) и после окончания реакции (справа от знака равенства), вот так:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Это и есть уравнение реакции - условная запись протекающей химической реакции с помощью формул веществ и коэффициентов .

Это значит, что в приведенной реакции два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода , и в результате получится два моля воды .

Взаимодействие водорода с кислородом - совсем не простой процесс. Он приводит к изменению степеней окисления этих элементов. Чтобы подбирать коэффициенты в таких уравнениях, обычно пользуются методом "электронного баланса ".

Когда из водорода и кислорода образуется вода, то это значит, что водород поменял свою степень окисления от 0 до +I , а кислород - от 0 до −II . При этом от атомов водорода к атомам кислорода перешло несколько (n) электронов:

Водород, отдающий электроны, служит здесь восстановителем , а кислород, принимающий электроны - окислителем .

Окислители и восстановители

Посмотрим теперь, как выглядят процессы отдачи и приема электронов по отдельности. Водород , встретившись с "грабителем"-кислородом, теряет все свое достояние - два электрона, и его степень окисления становится равной +I :

Н 2 0 − 2e − = 2Н +I

Получилось уравнение полуреакции окисления водорода.

А бандит-кислород О 2 , отняв последние электроны у несчастного водорода, очень доволен своей новой степенью окисления -II :

O 2 + 4e − = 2O −II

Это уравнение полуреакции восстановления кислорода.

Остается добавить, что и "бандит", и его "жертва" потеряли свою химическую индивидуальность и из простых веществ - газов с двухатомными молекулами Н 2 и О 2 превратились в составные части нового химического вещества - воды Н 2 О .

Дальше будем рассуждать следующим образом: сколько электронов отдал восстановитель бандиту-окислителю, столько тот и получил. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем .

Значит, надо уравнять число электронов в первой и второй полуреакциях. В химии принята такая условная форма записи уравнений полуреакций:

	2 Н 2 0 − 2e − = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4e − = 2O −II

Здесь числа 2 и 1 слева от фигурной скобки - это множители, которые помогут обеспечить равенство числа отданных и принятых электронов. Учтем, что в уравнениях полуреакций отдано 2 электрона, а принято 4. Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители. В нашем случае наименьшее общее кратное равно 4. Дополнительные множители будут для водорода равны 2 (4: 2 = 2), а для кислорода - 1 (4: 4 = 1)
Полученные множители и будут служить коэффициентами будущего уравнения реакции:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II

Водород окисляется не только при встрече с кислородом . Примерно так же на водород действуют и фтор F 2 , галоген и известный "разбойник", и казалось бы, безобидный азот N 2 :

H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I

При этом получается фтороводород HF или аммиак NH 3 .

В обоих соединениях степень окисления водорода становится равной +I , потому что партнеры по молекуле ему достаются "жадные" до чужого электронного добра, с высокой электроотрицательностью - фтор F и азот N . У азота значение электроотрицательности считают равным трем условным единицам, а у фтора вообще самая высокая электроотрицательность среди всех химических элементов - четыре единицы. Так что немудрено им оставить бедняжку-атом водорода без всякого электронного окружения.

Но водород может и восстанавливаться - принимать электроны. Это происходит, если в реакции с ним будут участвовать щелочные металлы или кальций, у которых электроотрицательность меньше, чем у водорода.