Главная страница База данных

###### Карта сайта

##
Свойства вещества: водород

### Внешний вид:

бесцветн. газ

### Кристаллические модификации, цвет растворов и паров:

При комнатной температуре представляет собой равновесную смесь орто- (75%) и пара-формы (25%). В молекулах ортоводорода (т.пл. -259,20 С, т.кип. -252,76 С) ядерные спины направлены одинаково, а у параводорода (т.пл. -259,32 С, т.кип. -252,89 С) - противоположно друг другу. Разделить две формы возможно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. При этом активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород. При низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом сдвинуто в сторону последнего. Десорбированный с угля параводород при комнатной температуре превращается в ортоводород до образования равновесной смеси (75:25), однако это превращение без катализатора происходит медленное, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.

### Брутто-формула (система Хилла): H2

### Формула в виде текста: H2

### Молекулярная масса (в а.е.м.): 2,02

### Температура плавления (в °C): -259,19

### Температура кипения (в °C): -252,77

### Растворимость (в г/100 г или характеристика):

вода: 0,000194 (0°C)
вода: 0,000175 (10°C)
вода: 0,000164 (20°C)
вода: 0,000157 (25°C)
вода: 0,000153 (30°C)
вода: 0,000147 (40°C)
вода: 0,000145 (50°C)
вода: 0,000144 (60°C)
вода: 0,000144 (100°C)
этанол: 0,000624 (0°C)

### Вкус, запах, гигроскопичность:

вкус: без вкуса
запах: без запаха

### Способы получения:

1. Реакцией щелочных и щелочноземельных металлов с водой.
2. Реакцией магния, цинка, железа с водяным паром при нагревании.
3. Реакцией металлов с минеральными кислотами.
4. Реакцией угля или углеводородов с парами воды при нагревании.
5. Электролизом воды в присутствии электролитов.
6. Действием кипящего разбавленного раствора перманганата калия на алюминий.
7. Реакция цинка или алюминия со щелочами.

### Природные и антропогенные источники:

Содержание в земной коре 1% по массе (в виде соединений). Свободный водород содержится в вулканических газах и частично образуется при разложении органических веществ. Небольшие количества выделяются зелеными растениями. Содержание в атмосферном воздухе около 0,00005 об%. Некоторую часть водорода атмосфера теряет за счет его улетучивания в космическое пространство.
В космическом пространстве значительно более растпространен, чем на Земле - Солнце на 81,75 ат% состоит из водорода, Юпитер - 80%, Сатурн - 60%. В межзвездном пространстве существует в основном в виде атомов.

### Плотность:

0,00008988 (20°C, г/см3)
0,07 (-252°C, г/см3)
0,08 (-260°C, г/см3)

### Давление паров (в мм.рт.ст.):

1 (-263,6°C)
10 (-261,4°C)
100 (-258,1°C)

### Стандартный электродный потенциал:

H2 + 2e- → 2H-, E = -2,251 В (вода, 25 C)
2H+ + 2e- → H2, E = 0 В (вода, 25 C)

### Диэлектрическая проницаемость:

1,000252 (25°C)

### Динамическая вязкость жидкостей и газов (в мПа·с):

0,0085 (0°C)
0,0103 (100°C)
0,0121 (200°C)
0,0154 (400°C)
0,0183 (600°C)

### Удельная теплоемкость при постоянном давлении (в Дж/г·K):

14,17 (15°C)
14,3 (100°C)
14,49 (200°C)
14,78 (400°C)
15,07 (600°C)

### Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль):

0 (г)

### Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль):

0 (г)

### Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K):

130,52 (г)

### Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K):

28,83 (г)

### Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль):

0,117

### Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль):

0,916

### Критическая температура (в °C):

-239,91

### Критическое давление (в МПа):

1,297

### Критическая плотность (в г/см3):

0,031

### Применение:

Сырье для химической промышленности (напр. производства аммиака, жиров). Для заполнения шаров-зондов. Ракетное топливо (удельный импульс с кислородом 390 секунд).

### История:

Впервые описан в 1766 г Кэвендишем. Современное название элементу дал Лавуазье в 1783 г.

### Дополнительная информация:

Ежегодное мировое потребление превосходит 1000 000 тонн.

Известны изотопы (в скобках период полураспада и тип распада): 1H (стабилен; синоним протий; содержание в природной смеси 99,98%), 2H (стабилен; синоним дейтерий; содержание в природной смеси 0,02%), 3H (12,33 года; β-, синоним тритий, содержание в природной смеси 0,000 000 000 000 000 001 ат%), 4H (0,00019 ас; n), 5H (0,00008 ас, n), 6H (0,0003 ас). Скорость электрона на орбите расчитывается по формуле 2*3,14*e2/hn и для первого энергетического уровня (n=1, радиус 0,053 нм) равна 2200 км/с. Потенциал ионизации атома водорода = 13,595 эВ (313,5 ккал/моль).

Растворяется в металлах: железе, никеле, палладии, платине, практически не растворим в серебре; растворимость в железе и меди мешает при выплавке этих металлов так как приводит к образованию пустот. Растворимость в железе (объемов водорода на объем железа): 500 С = 0,05, 700 С = 0,14, 900 С = 0,37, 1100 С = 0,55, 1200 С = 0,65, 1350 С = 0,80, 1450 С = 0,87, 1550 С = 2,05. Легкость водорода может быть показана в демонстрационном эксперименте наполнением им мыльных пузырей. Характеризуется наибольшей скоростью диффузии и высокой теплопроводностью. Термическая диссоциация на атомы протекает при высокой температуре: при 2000 С = 0,088%, при 2500 С = 1,31%, 3000 С = 8,34%, 3500 С = 29,6%, 4000 С = 63,9%, 5000 С = 95,8%. Переход в атомарное состояние вызывается также электрическим разрядом или под действием излучения с длиной волны менее 85 нм. Атомарный водород значительно химически активнее молекулярного. Под давлением 0,2 мм.рт.ст. атомарный водород может существовать около 1 секунды. При обычных условиях при расширении разогревается, а не охлаждается как большинство газов ("нормально" он начинает себя вести ниже -80 С). Распад на атомы требует затраты энергии 104,2 ккал/моль при 25 С.

При смешивании с кислородом или воздухом образует взрывчатую смесь газов, называемую "гремучий газ", которая при взрыве дает воду. На воздухе водород может быть подожжен подогретым платинированым асбестом (катализатор). Водород восстанавливает растворы нитрата серебра и хлорида палладия до металлов при обычной температуре. При нагревании восстанавливает многие окислы металлов до свободных металлов.

С натрием и кальцием при нагревании образует гидриды.

###
Источники информации:

1. "Handbook of Chemistry and Physics" CRC Press, Inc., 2002 стр. 11-51
2. "Справочник химика" т.3, Л.-М.: Химия, 1965 стр. 742
3. "Физические величины" под ред. Григорьева И.С., Мейлихова Е.З., М.:Энергоатомиздат 1991 стр. 994
4. "Химический энциклопедический словарь" под ред. Кнунянц И.Л., М.: Советсткая энциклопедия, 1983 стр. 104
5. Гурвич Я.А. "Справочник молодого аппаратчика-химика" М.:Химия, 1991 стр. 50
6. Иванова М.А., Кононова М.А. "Химический демонстрационный эксперимент" М.: Высшая школа, 1969 стр. 12-21
7. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. "Общая и неорганическая химия" М.:Химия 1981 стр. 465
8. Некрасов Б.В. "Основы общей химии" т.1 М.:Химия, 1973 стр. 79-82, 115-122
9. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 59

© Кипер Руслан, 2003-2006 г.
Если на странице вы нашли ошибку, можете выделить ее и отправить автору сайта, нажав Ctrl + Enter