Водород что означает в химии
Водород: химия водорода и его соединений
Водород
Положение в периодической системе химических элементов
Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение водорода
Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :
+1H 1s 1 1s 
Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.
Физические свойства
Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:
Соединения водорода
Типичные соединения водорода:
| Степень окисления | Типичные соединения |
| +1 | кислоты H2SO4, H2S, HCl и др. вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr) кислые соли (NaHCO3 и др.) основания NaOH, Cu(OH)2 основные соли (CuOH)2CO3 |
| -1 | гидриды металлов NaH, CaH2 и др. |
Способы получения
Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:
Также возможна паровая конверсия угля:
C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0
Химические свойства
1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :
2Na + H2 → 2NaH
1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:
1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:
2. Водород взаимодействует со сложными веществами:
ZnO + H2 → Zn + H2O
Также водород восстанавливает медь из оксида меди:
СuO + H2 → Cu + H2O
2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).
Применение водорода
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
Водородные соединения металлов
Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).
Способы получения
Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.
2Na + H2 → 2NaH
Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:
Химические свойства
NaH + H2O → NaOH + H2
2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.
NaH + HCl → NaCl + H2
3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)
2NaH + O2 = 2NaOH
Гидрид натрия также окисляется хлором :
NaH + Cl2 = NaCl + HCl
Летучие водородные соединения
Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.
Строение и физические свойства
Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).
| CH4 — метан | NH3 — аммиак | H2O — вода | HF –фтороводород |
| SiH4 — силан | PH3 — фосфин | H2S — сероводород | HCl –хлороводород |
| AsH3 — арсин | H2Se — селеноводород | HBr –бромоводород | |
| H2Te — теллуроводород | HI –иодоводород |
Способы получения силана
Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:
Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Способы получения фосфина
В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.
Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.
Способы получения сероводорода
1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
Химические свойства силана
1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:
Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.
2. Силан разлагается водой с выделением водорода:
3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :
4. Силан при нагревании разлагается :
Химические свойства фосфина
Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.
3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.
Серная кислота также окисляет фосфин:
С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.
2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Химические свойства прочих водородных соединений
Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.
Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.
Физические свойства
Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.
Химические свойства
1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ag + Н2O ≠
3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):
4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :
6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.
6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).
Водород
Степени окисления
Получение
Химические свойства
В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых выше, чем у водорода:
H2 + F2 → HF (со взрывом в темноте)
H2 + Cl2 → (t) HCl (со взрывом только на свету)
Na + H2 → NaH (гидрид натрия)
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.
Кристаллогидраты
В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.
Пероксид водорода
Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.
Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.
В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:
Также перекись проявляет окислительные свойства:
Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки, предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Водород
(молярная масса)
(первый электрон)
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
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.
В лаборатории
Очистка
В промышленности реализованы несколько способов очистки водорода из углерод-содержащего сырья (т. н. водородсодержащий газ — ВСГ).
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.
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.
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.
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.
| Температура плавления, K | Температура кипения, K | Тройная точка | Критическая точка | Плотность, кг/м³ | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| T, K | P, кПа | T, K | P, МПа | жидкий | газ | |||
| H2 | 13,96 | 20,39 | 13,96 | 7,3 | 32,98 | 1,31 | 70,811 | 1,316 |
| HD | 16,65 | 22,13 | 16,6 | 12,8 | 35,91 | 1,48 | 114,0 | 1,802 |
| HT | 22,92 | 17,63 | 17,7 | 37,13 | 1,57 | 158,62 | 2,31 | |
| D2 | 18,65 | 23,67 | 18,73 | 17,1 | 38,35 | 1,67 | 162,50 | 2,23 |
| DT | 24.38 | 19,71 | 19,4 | 39,42 | 1,77 | 211,54 | 2,694 | |
| T2 | 20,63 | 25,04 | 20,62 | 21,6 | 40,44 | 1,85 | 260,17 | 3,136 |
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.
| Изотоп | Z | N | Масса, а. е. м. | Период полураспада | Спин | Содержание в природе, % | Тип и энергия распада | |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 H | 1 | 0 | 1,007 825 032 07(10) | стабилен | 1 ⁄2 + | 99,9885(70) | ||
| 2 H | 1 | 1 | 2,014 101 777 8(4) | стабилен | 1 + | 0,0115(70) | ||
| 3 H | 1 | 2 | 3,016 049 277 7(25) | 12,32(2) года | 1 ⁄2 + | β − | 18,591(1) кэВ | |
| 4 H | 1 | 3 | 4,027 81(11) | 1,39(10)⋅10 −22 с | 2 − | -n | 23,48(10) МэВ | |
| 5 H | 1 | 4 | 5,035 31(11) | более 9,1⋅10 −22 с | ( 1 ⁄2 + ) | -nn | 21,51(11) МэВ | |
| 6 H | 1 | 5 | 6,044 94(28) | 2,90(70)⋅10 −22 с | 2 − | −3n | 24,27(26) МэВ | |
| 7 H | 1 | 6 | 7,052 75(108) | 2,3(6)⋅10 −23 с | 1 ⁄2 + | -nn | 23,03(101) МэВ | |
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:
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:
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
| Применение | Доля |
|---|---|
| Производство аммиака | 54 % |
| Нефтепереработка и химическая промышленность | 35 % |
| Производство электроники | 6 % |
| Металлургия и стекольная промышленность | 3 % |
| Пищевая промышленность | 2 % |
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
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.