Химические свойства водорода - взаимодействие с элементами и соединениями

Физические характеристики

Водород имеет 3 изотопа. Изотопы — вещества с одинаковым порядковым номером и зарядом, при этом различающиеся по атомарной массе и числом нейтронов. Они имеют собственные названия: протий, дейтерий и тритий, по числу нейтронов в составе. Самым распространённым является протий, именно его подразумевают под названием водород в химии.

При нормальных условиях это газ без цвета, запаха и вкуса. Плохо растворяется в органических растворителях и воде, но отлично — в этаноле и некоторых металлах, к примеру, в платине, железе и никеле. Температуры кипения и плавления максимальны (252,87 и -259,14°C соответственно). В смеси с воздухом и такими окислителями, как фтор, хлор и кислород является крайне взрывоопасным.

Взаимодействие с другими элементами

В нормальных условиях слабо реагирует с другими веществами, но при нагреве и в присутствии катализаторов начинает взаимодействовать со всеми простыми элементами главных подгрупп в списке, кроме бора, фосфора, кремния, алюминия и благородных газов.

В роли окислителя водород выступает при взаимодействии с щелочными и щёлочноземельными металлами, образуя соединения, называемые гидридами. В этих реакциях водород имеет степень окисления -1.

Помимо этого, он присутствует в реакциях гидрирования с такими классами органических соединений, как алкены, арены, альдегиды, циклоалканы. Для проведения необходимы нагрев, повышенное давление и присутствие катализаторов. Зачастую в его роли выступают платина и никель.

Реакции с неметаллами

Взаимодействует с элементами 17 группы (VII группы главной подгруппы), наиболее известными, как галогены, и с большинством других неметаллов. Иногда для реакции нужны катализаторы или изменение температуры:

1. H₂+F₂=2HF. Реакция протекает со взрывом, выделяя большое количество энергии.
2. H₂+Cl₂=2HCL. При комнатной температуре без освещения хлор плохо взаимодействует с водородом, но при нагреве или солнечном свете или Уф — облучении происходит цепная реакция.
3. H₂+S=H2S.
4. 3H₂+N₂=2NH3. Реакция этой формулы обратима, для её проведения необходимо давление 10−1000 атмосфер и температура от 500 °C с применением катализатора в виде пористого железа с примесями.

Большинство реакций протекает с выделением энергии, поскольку нужно разорвать молекулярную связь.

Формулы окисления

Водород вступает в реакцию с оксидами неметаллов и слабоактивных металлов, восстанавливая только те из них, что находятся правее цинка в ряду активности.

1. CuO+H₂=Cu+H₂O.
2. H₂+CO₂=CO+h₂O, реакция обратима.
3. 2H₂+CO=CH₃OH. Указанная реакция также обратима, для неё необходимы давление в 250−300 атм, нагрев до 300 °C и присутствие оксидов цинка в качестве катализатора.

Области применения

Водород применяется во многих промышленных сферах. Например, в химической промышленности 54% от мирового запаса расходуется на производстве аммиака, с помощью которого получают некоторые пластмассы, удобрения, взрывчатку.

При переработке продуктов нефти водород — неотъемлемая составляющая гидрокрекинга и очистки, приводящих к улучшению характеристик получаемых продуктов. Для этих целей расходуется практически 40% всего мирового запаса.

Помимо этого, особое участие принимает в роли топлива для ракет, зачастую выступая там в смеси с кислородом, а изотопы встречаются в атомной промышленности.

Способы получения

Механизм производства водорода зависит от технологии. В лаборатории это продукт реакции металлов с кислотами, водных растворов щелочей с алюминием и гидролиза гидридов.

Помимо этого, существует способ электролиза воды без примесей (химически чистой), при этом, помимо водорода, получается и кислород. Этот метод обусловлен тем, что при отсутствии более расположенных к электролизу элементов, которые находятся в составе обычной воды, водород и кислород будут диссоциироваться и восходить по катоду и аноду соответственно.

В промышленности же получают электролизом водного раствора щелочей, солей. Но более востребованы способы конверсии метана с водяным паром или взаимодействие пара с раскалённым коксом. Обе эти реакции требуют нагрева до 1000 °C, а выброс CO₂ в атмосферу при подобном способе получения достигает порядка 800 млн тонн в год.