Водород

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Водород  (1H)
Hydrogen discharge tube.jpg
Виолетов сјај на водородот во неговата плазмена состојба
Hydrogen Spectra.jpg
Спектрални линии на водородот
Општи својства
Име и симбол водород (H)
Изглед безбоен гас
Водородот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)


H

Li
– ← водородхелиум
Атомски број 1
Стандардна атомска тежина (Ar) 1,008[1] (1,00784–1,00811)[2]
Категорија   двоатомски неметал, може да се смета за металоид
Група и блок група 1, s-блок
Периода I периода
Електронска конфигурација 1s1
по обвивка
1
Физички својства
Боја безбоен
Фаза гасна
Точка на топење 13,99 K ​(−259,16 °C)
Точка на вриење 20,271 K ​(−252,879 °C)
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa) 0,08988 g/L
кога е течен, при т.т. 0,07 g/cm3 (цврста: 0,0763 g·cm−3)[3]
кога е течен, при т.в. 0,07099 g/cm3
Тројна точка 13,8033 K, ​7,041 kPa
Критична точка 32,938 K, 1,2858 MPa
Топлина на топење (H2) 0,117 kJ/mol
Топлина на испарување (H2) 0,904 kJ/mol
Моларен топлински капацитет (H2) 28,836 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 15 20
Атомски својства
Оксидациони степени −1, +1 ​([амфотерност
Електронегативност Полингова скала: 2,20
Енергии на јонизација I: 1312,0 kJ/mol
Ковалентен полупречник 31±5 pm
Ван дер Валсов полупречник 120 pm
Разни податоци
Кристална структура шестаголна
Кристалната структура на водородот
Брзина на звукот 1310 m/s (гас, 27 °C)
Топлоспроводливост 0,1805 W/(m·K)
Магнетно подредување дијамагнетно[4]
CAS-број 1333-74-0
Историја
Откриен Хенри Кевендиш[5][6] (1766)
Именуван од Антоан Лавоазје[7] (1783)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на водородот
изо ПЗ полураспад РР ЕР (MeV) РП
1H 99,9885% 1H е стабилен со 0 неутрони
2H 0,0115% 2H е стабилен со 1 неутрон
3H трага 12,32 г. β 0,01861 3He
· наводи

Водородот (латински: hydrogenium, од грчки: hydro - 'вода', genes - 'создава') е нajлесниот хемиски елемент во периодниот систем. Карактеристичен е по тоа што во неговото атомско јадро нема неутрони.

Водородот е најраспостранет елемент во вселената. Тој го создава најголемиот дел од материјата на ѕвездите. На Земјата водородот го има како слободен и тоа во горните слоеви на нејзината атмосфера но најмногу го има сврзан во негови соединенија: во водата (H2O) сврзан со кислородот, потоа во киселините, во хидроксидите(бази) и др.

Водородот бил најпрво пронајден во 16 век, реку мешање на метали со киселини. Во 1766-91, Хенри Кавендиш бил првиот што открил дека водородот е дискретна субстанца, и се добива вода кога ке се сапали, а таа способност и го дала името „водород“.

Индустриското производство најчесто се добива преку претворање на пареа во природен гас, а поратко преку интензивни високо енергетски методи како Електролиза на вода. Водородот најчесто се користи за добивање на Амониа на пазарот за ѓубрива. Водородот се користи и во Металургија.

Пронаоѓање[уреди | уреди извор]

Првите хемичари го мешале водородот со други гасови сè додека британскиот физичар и хемичар Хенри Кевендиш ги објаснил својствата на водородниот гас во средината на 18 век. Многу научници пред Кевендиш го создавале “запаливиот гас” со мешање на метали со киселини. Кевендиш го нарекол гасот „запаллив воздух” и го проучувал. Тој во 1766 год. демонстрирал дека сулфурната киселина реагирала со метали за да создаде „запаллив воздух”. Подоцна Кевендиш го палел својот „запаллив воздух” во регуларен воздух за да создаде вода. Многу историчари сметаат дека тој треба да се земе како пронаоѓач на водородниот гас, иако шкотскиот инженер Џејмс Ват пријавил дека и тој произвел вода отприлика во исто време со Кевендиш.

Изотопите деутериум и тритиум се откриени во 20 век. Кратко после Првата светска војна (1914-1918), британскиот физичар Френсис В. Астон го измислил масниот спектрофотометар, направа која ги одделува атомите според нивните маси. Тој пронашол атоми со невообичаени маси, наречени изотопи. Ова довело до трага за постоење на деутериум. Во 1932 год. американскиот хемичар Харолд Ц. Јуреј и неговите соработници го одвоиле и откриле деутериумот. Јуреј предвидел дека вода создадена со деутериум ќе испарува многу поспоро одколку вода создадена со протиум и на овој начин било возможно да се оддели и изолира деутериумот. Научниците прв пат создале тритиум во 1935 год. со бомбардирање на деутериумот со јадро од друг деутериум. Научниците неодамна пронајдоа тритиум во мали количини и во обичната вода. Тритиумот се формира природно во некои атмосферски реакции.

Својства[уреди | уреди извор]

Согорување[уреди | уреди извор]

Експлозија на смеса од водород и воздух. Биконусен сад е претходно наполнет со водород. Водородот се пали и гори, а воздухот навлегува од долниот отвор на садот, образувајќи смеса воздух–водород којашто со текот на времето станува сè побогата со воздух. Како што составот на смесата се приближува кон критичниот, горењето станува нестабилно и создава звук со опаѓачка фреквенција (поради осцилациите на смесата од гасови во садот). Штом критичниот состав е постигнат, експлозијата е неизбежна.

Водородот е лесно запалив и гори во воздухот доколку е концентриран од 4% до 75%. Енталпијата на согорување на Водородот е −286 kJ/mol: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ (286 kJ/mol) Водородот формира експлозивни смеси со воздухот ако е 4–74% концентрирани со Хлор ако е 5–95% концентриран. Смесите може да се запалат со искра, топлина или сончева светлина. Температурана на која водородот сам би се запалил изнесува is 500 °C (932 °F).Пламенот од чист Хидрооксид емитуваат ултравиолетова светлина и помешани со смеса од кислород се речи си невидливи за човековото око.За да се отркие излив на запален водород потребен е Детектор на пламен.

H2 реагира со секој оксид. Водородот реагира спонтано и бурно на собна температура со Хлор и Флуор додека не постигне форма на соодветните водородни халиди, Хлороводород и Флуороводород, кои исто така се опасни Киселини.

Нивоа на енергија на електроните[уреди | уреди извор]

Основната состојба на ниво на енергија на електрон на водородниот атом е −13.6 eV,[8] which is equivalent to an ultraviolet Photon of roughly 91 nm wavelength.[9] што е еквивалентно на ултравиолетовиот Фотон грубо 91 nm бранова должина.

Нивоата на енергија на водородот може да се пресметаат прецизно со употреба на Боров модел на атомот, кој го концептуализира електронот како орбитира аналогно на тоа како земјата орбитира околу сонцето. Електромагнетната сила привлекува електрони и протони, додека планетите и другите небесни тела се привлекуваат меѓу себе како резултат на гравитацијата. Поради дискретизација на Аголен момент постулиран во раната Квантна механика, електронот во Боровиот модел може опфати само одредени дистанци од протонот, и одредени енергии.

По прецизен опис на водородниот атом, користејки ја квантната механика, ни дава Шродингеровата равека, Дираковата равенка, па дури и Фејмановиот Интеграл се користи за да се пресмета веројатната гстина на електронот околу протонот. Рамнотежата на сооднос меѓу ортоводород и параводород зависи од температурата, но порати орто формата има бурна фаза и повисока енергија од пара формата, таа е нестабилна и неможе да се прочисти. На многу ниски температури, рамнотежата е воспоставена само од пара формата. Течната и гасовитата фаза имаат термални својства од чист параводород кој значително се разликуваат од тие во нормална форма поради разликите во ротациотните топлински капацитети. Орто/пара разликата исто така се појавува и во други молекули каде има водород или функционални групи на водород како што се вода и метилен, но со многу помала значајност од нивните термални својства.


Елементарни молекуларни форми[уреди | уреди извор]

Постојат два различни исомери на спинот на водородот. Во ортоводородна форма, спинот на 2 протона е паралелер и формира тројна врска со молекуларен спин и квантен број 1 (1⁄2+1⁄2); во форма на параводород спиновите се антипаралелни и формираат единечна врска со молекуларен квантен број (1⁄2–1⁄2). На стандардна температура и стандарден притисок, водородот содржи околу 25 проценти пара и 75 проценти орто форма, позната како "нормална форма". Соодносот на рамнотежа на Ортоводороддо параводород зависи од ремпературата, но поради тоа што орто формата е во возбудена состојба и има поголема енергија од пара формата, таа е нестабилна и неможе да биде прочистена. на многу ниски температури, рамнотежата е воспоставена само од пара формата. Разликата Орто/Пара исто така се појавува и во молекулите во кои составен дел е водородот или функционалните групи на водородот како вода и метилен но со многу мала застапеност во однос на нивните термални својства.

Некатализиранат интерконверзија меѓу орто и пара H2 се зголемува со зголемување на температурата. На тој начин кога брзо се кондензира H2 има големи количини на висока енергија од ортоформата која се претвора во пара формата но многу бавно. Орто пара соодносот во кондензираната H2 е важно да се земе во предвид при подготовки за резерви на течен водород. Претворањето од орто во пара е егзотермна и произведува доволно топлина за да испари дел од течниот водород што води до загуба на течниот матерјал. Катализите за орто/пара интерконверзијата, како железо оксид,активен јаглен, платинизиран азбест, ретки метали од земјата, делови на ураниум, Хром оксид или делови од никел, се користат додека се лади водородот.

Фази[уреди | уреди извор]

Соедниненија[уреди | уреди извор]

Ковалентни и органски соединенија[уреди | уреди извор]

Иако H2 не е многу реактивен во стандардни услови, тој се соединува со повеќето елементи. Вдодородот може да се соедини со елементи кои се по електронегативни, како што халогените (Пр. F, Cl, Br, I), или Кислород. Во овие соединениениа водородот има парциално позитивен полнеж. Кога е сврзан со флуор, кислород или азот, водородот може да учествува во еден вид на средно силни не ковалентни врски сврзувајки се со водородот од други слични молекули, овој феномен се нарекува сврзување на водород, но има критична стабилност доколку се сврзува со повеќето био молекули.[10][11] Водородот исто така формира соединенија со елементи кои не се толку електронегативни, како метали и металоиди, каде што се сврзува со парцијалниот негативел електричен полнеж. Овие соединенија се познаци како хидрати.[12]

Водородот формира широк спектар на соедниненија со јаглерод кои се наречени јаглеводороди, а има дури и поширок спектар на соединенија со хетероатоми, поради нивната генерална асоциајција со живите делови, наречени органски соединенија.[13]. Проучувањето на нивните својства е познато како органска хемија[14] и науката која ги проучува живите организми се нарекува биохемија.[15] Според некои дефиниции, "органските" соединенија мора да содржат јаглерод. Повеќето од нив содржат водород, а тоа се случува затоа што јаглеводородната врска на овие соединенија им ги дава дел од хемиските карактеристики, јаглебодородните врски се речи си задолжителни во оргаската хемија. Познати се милиони јаглеводороди, и тие се најчесто формирани сo сложени синтетички начини кои ретко го користат елементарниот водород.

Хидрати[уреди | уреди извор]

Соединенијата на водородот често се нарекуваат хидрати, тоа е поим кој се користи поретко. Поимот "хидрат" ни кажува дека H атомот има стекнато негативен или анјонски карактер и се користи кога водородот фермира соединение со електропизитивен елемент. Постоењето на водородниот анјон препорачано од Гилберт Н. Луис во 1916 било демонстирано од Моерс во 1920 преку електролиза на молтен литиум-хидрат правејки стоикиометрија на водородот кај анодата. За другите хидрати, под овој термин се подразбира водород со ниска електронигативност. Иклучок во групата 2 прави BeH2 која е полимерна. Во литиум алуминиум хидратот AlH
4
анјонот носи хидрилични центри цврсто прикачени за Al(III).

Иако хидратите може да се формираат скоро со секоја група на елементи, бројот на комбинации на врски кои може да се формираат варира. На пример,познати се повеќе од 100 бинарни боран хидрати, но само еден бинарен алуминиум хидрат.[16] Бинарниот индиум хидрат сеуште не е идентификуван, затоа што постојат многу сложености.[17].

Во неорганска хемија, хидратите исто така служат како премостувачи кои поврзуваат два метални центри во координирачки комплекс. Оваа функиција е многу честа во елементи група 13, особено во боранови (боран хидрати) и алуминиум комплекси.

Протони и киселини[уреди | уреди извор]

Изотопи[уреди | уреди извор]

Историја[уреди | уреди извор]

Во 1671, Роберт Бојл ја откри и ја опиша реакцијата помеѓу железни  струготини и разредени  киселини , што резултира со производство на водороден гас.  Во 1766 година, Хенри Кевендиш беше првиот што го препозна водородот како дискретна супстанција, и го нареце гасот од метал-киселинаска реакција  "запаливи воздух". Тој шпекулираше дека "запаливиот воздух", всушност, е идентичен со хипотетичка супстанца наречена " флогистон " и понатаму откривајки во 1781 година дека гасот произведува вода кога согорува. Тој го нареце ова откритие како елемент. Во 1783 година, Антонио Лавоазје го даде на елементот името водород )  , кога тој и Лаплас го  репродуцираа откритието на Кевендиш дека вода се произведува кога водородот се гори. Лавоазје произведува водород за неговите експерименти на конзервација на маса со реакција на проток на пареа со метални железо низ взестена железна цевка загреана на оган. Анаеробна оксидација на железо од протони вода на висока температура може да се шематски претстави како сет на следните реакции:

   Fe +    H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Многу метали како циркониум  подложни на слична реакција со вода доведува до производство на водород.

Водород е направен течен, за прв пат од страна на Џејмс Девар во 1898 година со помош на регенеративно ладење и својот изум, на вакуум колба . Тој произведе цврст водород следната година. деутериум е откриен во декември 1931 година од страна на Харолд Уреи и тритиум беше подготвен во 1934 година од страна на Ернест Радерфорд , Марк Олифант и Пол Хартрек . Тешката вода , која се состои од деутериум на местото на обицен водород, беше откриена од страна на група Urey во 1932 година Франсоа Исак де Rivaz изградил првиот   Риваз мотор , моторо со внатрешно согорување кој се напојува со мешавина од водород и кислород во 1806 година Едвард Даниел Кларк измислил blowpipe на водороден гас во 1819. светилката Добераинер е и горилникот  беа измислени во 1823.

Година рвиот со водород исполнет  балон бил измислен од страна на Жак Чарлс во 1783 година  Водород овозмози прва сигурна форма на патување во воздух во 1852 по пронаоѓањето на првиот со водород подигнат воздухоплов од страна на Хенри Гифард .  Германскиот гроф  Фердинанд фон Цепелин ја промовираше идејата за крути воздухоплови исполнети со водород, кој подоцна биле наречени цепелини ; првиот на кој имаше свој лет е во 1900 година  Редовни летови започна во 1910 година и до почетокот на Првата светска војна во август 1914 година, тие превезле 35.000 патници без сериозни инциденти. Водородните летала беа користени како платформи за набљудување и бомбардери за време на војната.

Првиот нон-стоп трансатлантските лет беше направен од страна на британскиот авион R34 во 1919 година. Редовна патничка услуга продолжи и во 1920 година, и откривањето на хелиум резерви во САД вети зголемување на безбедноста, но Владата на САД одби да го продаде гасот за оваа намена . Затоа, H 2 бесе користен во Хинденбург балонот , која беше уништен во пожар бо воздухот над Њу Џерси , на 6 мај 1937 година  Инцидентот бил пренесуван во живо на радио и снимен. Палење истецен водород се претпоставувасе дека е причината, но подоцна истражувања укажаа на палење од статички електрицитет при триенје на алуминиумската обвивка на воздухопловот . Но, штетата на угледот на водород како гас за користенје во балони  е веќе направена.

Во истата година, првиот на  водородно ладење, турбогенератор беше пуштен во употреба, со гас водород како средство за ладење во роторот и статорот во 1937 година воДејтон , Охајо, со Дејтон Сила и Светлина, со оглед на топлинска спроводливост водородот , ова е најчестиот вид во оваа област и денес.

 никел водородната батерија  се користи за прв пат во 1977 година, во сателит-2 (НТС-2). на американската морнарица во навигациска технологија На пример, на ISS , Марс Одисеја  и Марс Глобал Сурвејор  се опремени со никел-водородните батерии. Во мрацниот дел од својата орбита, вселенскиот телескоп Хабл е исто така напојуван со никел-водородните батерии, кои на крајот беа заменети во мај 2009 година,  повеќе од 19 години по лансирањето, и 13 години по текот на нивниот животен век. 

Улога во квантна теорија[уреди | уреди извор]

Линии емисија спектар водород во видливиот спектар. Овие се четирите видливи линии на серија Балмер Поради својата едноставна атомска структура, се состои само од протонот и електронот, , заедно со спектарот на светлина произведена однего или се апсорбира од него, е од централно значење за развојот на теоријата на атомската структура.[18]  Понатаму , едноставноста на молекулата на водород и соодветните катјони овозмозува поцелосно разбирање на природата на хемиска врска , која следеше по кратко време по квантно механичкиот третман на атомот на водород кој бил развиен во средината на 1920-тите.

Еден од првите квантните ефекти јасно забележани (но не сфатени во тоа време) беше набљудувањето на Максвел вклучувајки го водородот , половина век пред целосно квантно механички теорија да пристигне. Максвел забележал дека специфичниот топлински капацитет на H 2 неразјаснето заминува од онаа на двоатомски гас под собна температура и почнува да личи повеќе на едноатомен гас при ниски температури. Според квантната теорија, ова однесување произлегува од растојанието на ротациона нивото на енергија, кои се особено широко распоредени во H 2 поради неговата ниска маса. Овие широко распоредени нивоа инхибираат еднаква поделба на топлинска енергија во ротациона движење во водород при ниски температури. Двоатомски гасови составен од потешки атоми немаат такви широко распоредени нивоа и не покажуваат ист ефект.[19]

Антиводород ( H ) е антиматерија пандан на водород. Се состои од антипротон со поситрон  . Антиводород е единствениот вид на антиматерија атом кој се произведува од 2015 година.[20][21]

Природна појава[уреди | уреди извор]

Водород, како атомски H, е најзастапениот хемиски елемент  во универзумот, што претставува 75% од нормалната материја со маса и повеќе од 90% од бројот на атоми (најголемиот дел од масата на универзумот, сепак, не е во форма на хемиски елемент тип на материја, туку се претпоставува да се јават како сеуште неоткриени форми на маса, како што темната материја и темната енергија[22] ).  Овој елемент се наоѓа во големо изобилство во ѕвезди и гас гигант планети. молекуларна облаци на H 2 се поврзани со формирањето на ѕвезди . Водород игра витална улога во напојуванјето на  ѕвездите преку реакција мегју протоните и циклусот на фузија произведува нуклеарна фузија.[23] 

Во целиот универзум, водородот се наоѓаат главно во атомска и плазма состојби ции својства се сосема различни од молекуларен водород. Како плазма, електрони и протони водород не се врзани заедно, што резултира со многу висока електрична спроводливост и висока емисивност (производство на светлина од сонцето и другите ѕвезди). Наелектризираните честички се многу под влијание на магнетни и електрични полиња. На пример, во сончевиот ветар тие комуницираат со Земјината магнетосфера сто доведува до Birkeland струи и Аурора . Водород се наоѓа во неутрална атомски состојба во меѓуѕвездениот медиум . Голема количина на неутрален водород најде во пригушено Лиман-алфа системи се смета дека доминираат во космолошки baryonic густина на вселената до црвено поместување z = 4. [24] Под обични услови на Земјата, елементарен водород постои како двоатомски гас, H 2 . Сепак, водороден гас е многу редок во атмосферата на Земјата (1 ppm по волумен) поради својата мала тежина, што му овозможува да се избега од гравитацијата на Земјата полесно отколку потешки гасови. Сепак, водород е трет најзастапен елемент на површината на Земјата,[25] mostly in the form of chemical compounds such as hydrocarbons and water.[26] во најголем дел во форма на хемиски соединенија , како што се јаглеводороди и вода. Водородниот гас се произведува од страна на некои бактерии и алги и претставува природна компонента на гасови , како што еметанот , самиот извор на водород од големо значење.[27]   Молекуларна форма наречена протонски молекуларен водород ( H + 3 ) се наоѓа во меѓуѕвездениот медиум, каде што се генерирани од страна на јонизација на молекуларен водород од космичките зраци . Ова обвинет јон, исто така, се забележани во горниот дел од атмосферата на планетата Јупитер . Јонот е релативно стабилен во вселената поради ниската температура и густина. H +  3 е еден од најзастапените јони во универзумот, и игра забележлива улога во хемијата на меѓуѕвездениот медиум.[28] НеутралнИОТ  триатомски водород H 3 може да постои само во возбудени форма и е нестабилен.[29]  за разлика од тоа, позитивниот  молекуларен водород ( H + 2 ) е ретка молекула во универзумот.

Продукција[уреди | уреди извор]

Н2 се произведува во хемиски и биолоски лаборатории, најчесто како нус-производ на други реакции; во индустрија за хидрогенација на незаситени  подлоги; и во природата како средство за протерување на намалување еквиваленти во биохемиски реакции.

Реформирање на пареа[уреди | уреди извор]

Водород може да бидат подготвен на неколку различни начини, но економски најважните процеси вклучуваат отстранување на водород од јаглеводороди а околу 95% од производството на водород доагја од реформирање со пареа околу 2000та година Комерцијалниот водород обично се произведува со реформиранје со пареа  на природен гас[30] . На високи температури (1000-1400 К, 700-1100 ° C или 1300-2000 ° F), пареа (водена пареа) реагира со метан  за да даде  јаглерод моноксид и  H 2 .

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Оваа реакција е фаворизирана при ниски притисоци, но, сепак е спроведена на високи притисоци (2,0 MPa, 20 atm или 600  inHg ). Тоа е затоа што при висок притисок добиен  H2 најмногу се продаваи  системи за прочистување (ПСА) работат подобро на повисоки притисоци. Мешавина на производот е познат како синтетицки гас , бидејќи тоа често се користи директно за производство на метанол и сродни соединенија. Јаглеводород , освен метан, можат да се користат за производство на синтетски гас со различни пропорции на производот. Една од многуте компликации на оваа високо оптимизиран технологија е формирање на јаглен или јаглерод:

CH4 → C + 2 H2

Како резултат на тоа, реформирање со пареа обично е совишок на H  2 O . Дополнителен водород може да се обнови од пареа со употреба на јаглерод моноксид преку реакција промена  , особено со железо  како катализатор. Оваа реакција е, исто така, распространет индустриски извор на јаглерод диоксид:

CO + H2OCO2 + H2

Други важни методи задобиванје на H2 се  делумна оксидација на јаглеводороди: [31]

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И реакција на јаглен, што може да послужи како вовед во реакцијата на промена, погоре:

C + H2O → CO + H2

Водород понекогаш се произведува и консумира во истиот индустриски процес, без да бидат одвоени. Во процесот Хабер за производство на амонијак , водород е генерирана од природен гас. [84] електролиза на солена вода за да се добие хлор , исто така, произведува водород како ко-производ.[32] Electrolysis of brine to yield chlorine also produces hydrogen as a co-product.[33]

Meтал-киселина[уреди | уреди извор]

Во лабораторија , H 2 е обично подготвени од реакцијата на разредена не-оксиданси киселина на некои реактивни метали како цинк со апарат знаењето е моќ .

Zn + 2 H+Zn2+ + H2

Алуминиум исто така може да произведе H2  по третман со бази.

2 Al + 6 H2O + 2 OH → 2 Al(OH)
4
+ 3 H2

 Електролиза е едноставен метод на производство на водород. Низок напон струја се спроведува низ вода, и гасовит кислород се формира на анода додека гасовит водород се формира на катодата . Обично катодата е направен од платина или друг инертен метал кога е за производство на водород за складирање. Ако, пак, гасот е да се запали на лице место, кислородот е пожелно да помогне при согорување, и така двете електроди ќе бидат направен од инертен метал. (Железо, на пример, ќе оксидира, а со тоа да се намали добиениот кислород) Теоретска максимална ефикасност (електрична енергија која се користи наспроти енергетската вредност на водород произведен) е во опсег од 80-94%.[34]

2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)

Легура на алуминиум и галиум во форма на пелети додадена на вода може да се користи за производство на водород. Процесот исто така, произведува алуминиум оксид  , но скапиот галиум, која го спречува формирањето на поврсински оксид на пелетите ,па може повторно да се користат. Тоа има важни потенцијалните импликации за економија на водород, како водород може да се произведува на лице место и не треба да биде транспортиран. [35]

Термохемикали[уреди | уреди извор]

Постојат повеќе од 200 термохемикални циклуси, што може да се користи за разделувањето на водата , околу една десетина од овие циклуси како што циклус железен оксид , цериум (IV) оксид-цериум (III) оксид циклус , цинк цинк-оксид циклус , сулфур, јод циклус , бакар-хлор циклус и хибридни сулфур циклус се во фаза на истражување и во фазата на тестирање за производство на водород и кислород од водата и топлина, без користење на електрична енергија. Голем број на лаборатории (вклучувајќи ги Франција, Германија, Грција, Јапонија, и САД) се развива термохемикални методи за производство на водород од соларна енергија и вода.[36]

Анаеробна Корозија[уреди | уреди извор]

Под анаеробни услови, железо и челик легури се оксидира бавно од протони вода истовремено се намалени во молекуларен водород (H2). На анаеробни корозија на железо прво води до формирање на црн хидроксид (зелен 'рѓа) и може да се опише со следнава реакција:

Fe + 2 H2O → Fe(OH)2 + H2

Пак, под анаеробни услови, црн хидроксид (Fe(OH)2) може да се оксидира со протоните на вода за да се формира магнетит и молекуларен водород. Овој процес е опишан од страна на реакција Шикор:

3 Fe(OH)2Fe3O4 + 2 H2O + H2
ferrous hydroxide → magnetite + water + hydrogen'

Добро кристализиран магнетит (Fe3O4) е термодинамички постабилен од црна хидроксид (Fe(OH)2).

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  3. Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. стр. 240. ISBN 0123526515. http://books.google.com/books?id=vEwj1WZKThEC&pg=PA240. 
  4. „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds“. CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXI издание). CRC Press. 
  5. „Hydrogen“. Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry: 797–799. (2005). Wylie-Interscience.
  6. Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. стр. 183–191. ISBN 0-19-850341-5. 
  7. Stwertka, Albert (1996). A Guide to the Elements. Oxford University Press. стр. 16–21. ISBN 0-19-508083-1. 
  8. „Energy Levels“. University of Nebraska Lincoln. 2009. http://astro.unl.edu/naap/hydrogen/levels.html. конс. 20 мај 2015 г. 
  9. „photon wavelength 13.6 eV“. Wolfram Alpha. 20 мај 2015. http://www.wolframalpha.com/input/?i=photon+wavelength+13.6+ev. конс. 20 мај 2015 г. 
  10. Kimball, J. W. (7 август 2003). „Hydrogen“. Kimball's Biology Pages. http://users.rcn.com/jkimball.ma.ultranet/BiologyPages/H/HydrogenBonds.html. конс. 4 март 2008 г. 
  11. IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version, Hydrogen Bond
  12. Sandrock, G. (2 мај 2002). „Metal-Hydrogen Systems“. Sandia National Laboratories. http://hydpark.ca.sandia.gov/DBFrame.html. конс. 23 март 2008 г. 
  13. „Structure and Nomenclature of Hydrocarbons“. Purdue University. http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/1organic/organic.html. конс. 23 март 2008 г. 
  14. „Organic Chemistry“. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. http://dictionary.reference.com/browse/organic%20chemistry. конс. 23 март 2008 г. 
  15. „Biochemistry“. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. http://dictionary.reference.com/browse/biochemistry. конс. 23 март 2008 г. 
  16. Downs, A. J.; Pulham, C. R. (1994). The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation. „Chemical Society Reviews“ том  23 (3): 175–184. doi:10.1039/CS9942300175. 
  17. Hibbs, D. E.; Jones, C.; Smithies, N. A. (1999). A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3P(C6H11)3]. „Chemical Communications“ (2): 185–186. doi:10.1039/a809279f. 
  18. Crepeau, R. (1 January 2006). Niels Bohr: The Atomic Model. Great Neck Publishing. ISBN 1-4298-0723-7. 
  19. Berman, R.; Cooke, A. H.; Hill, R. W. (1956). Cryogenics. „Annual Review of Physical Chemistry“ том  7: 1–20. doi:10.1146/annurev.pc.07.100156.000245. Bibcode1956ARPC....7....1B. 
  20. Charlton, Mike; Van Der Werf, Dirk Peter (1 March 2015). Advances in antihydrogen physics. „Science Progress“ том  98 (1): 34–62. doi:10.3184/003685015X14234978376369. 
  21. Kellerbauer, Alban (29 January 2015). Why Antimatter Matters. „European Review“ том  23 (01): 45–56. doi:10.1017/S1062798714000532. 
  22. Gagnon, S.. „Hydrogen“. Jefferson Lab. http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html. конс. 5 февруари 2008 г. 
  23. Haubold, H.; Mathai, A. M. (15 ноември 2007). „Solar Thermonuclear Energy Generation“. Columbia University. http://liveweb.archive.org/http://neutrino.aquaphoenix.com/un-esa/sun/sun-chapter4.html. конс. 12 февруари 2008 г. 
  24. Storrie-Lombardi, L. J.; Wolfe, A. M. (2000). Surveys for z > 3 Damped Lyman-alpha Absorption Systems: the Evolution of Neutral Gas. „Astrophysical Journal“ том  543 (2): 552–576. doi:10.1086/317138. Bibcode2000ApJ...543..552S. 
  25. Dresselhaus, M. (15 мај 2003). „Basic Research Needs for the Hydrogen Economy“ (PDF). Argonne National Laboratory, U.S. Department of Energy, Office of Science Laboratory. http://www.sc.doe.gov/bes/hydrogen.pdf. конс. 5 февруари 2008 г. 
  26. Miessler, G. L.; Tarr, D. A. (2003). Inorganic Chemistry (3rd издание). Prentice Hall. ISBN 0-13-035471-6. 
  27. Berger, W. H. (15 ноември 2007). „The Future of Methane“. University of California, San Diego. http://earthguide.ucsd.edu/virtualmuseum/climatechange2/11_3.shtml. конс. 12 февруари 2008 г. 
  28. McCall Group; Oka Group (22 април 2005). „H3+ Resource Center“. Universities of Illinois and Chicago. http://h3plus.uiuc.edu/. конс. 5 февруари 2008 г. 
  29. Helm, H.. „Coupling of Bound States to Continuum States in Neutral Triatomic Hydrogen“. Department of Molecular and Optical Physics, University of Freiburg, Germany. http://frhewww.physik.uni-freiburg.de/H3/guber4.pdf. конс. 25 ноември 2009 г. 
  30. Oxtoby, D. W. (2002). Principles of Modern Chemistry (5th издание). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035373-4. 
  31. „Hydrogen Properties, Uses, Applications“. Universal Industrial Gases, Inc.. 2007. http://www.uigi.com/hydrogen.html. конс. 11 март 2008 г. 
  32. Funderburg, E. (2008). „Why Are Nitrogen Prices So High?“. The Samuel Roberts Noble Foundation. http://www.noble.org/Ag/Soils/NitrogenPrices/Index.htm. конс. 11 март 2008 г. 
  33. Lees, A. (2007). „Chemicals from salt“. BBC. архивирано од оригиналот на 26 октомври 2007. https://web.archive.org/web/20071026052022/http://www.bbc.co.uk/schools/gcsebitesize/chemistry/usefulproductsrocks/chemicals_saltrev3.shtml. конс. 11 март 2008 г. 
  34. Kruse, B.; Grinna, S.; Buch, C. (2002). „Hydrogen Status og Muligheter“ (PDF). Bellona. http://bellona.org/filearchive/fil_Hydrogen_6-2002.pdf. конс. 12 февруари 2008 г. 
  35. Venere, E. (15 мај 2007). „New process generates hydrogen from aluminum alloy to run engines, fuel cells“. Purdue University. http://news.uns.purdue.edu/x/2007a/070515WoodallHydrogen.html. конс. 5 февруари 2008 г. 
  36. Perret, R.. „Development of Solar-Powered Thermochemical Production of Hydrogen from Water, DOE Hydrogen Program, 2007“ (PDF). http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/progress07/ii_f_1_perret.pdf. конс. 17 мај 2008 г. 

Надворешни врски[уреди | уреди извор]