химия
.docВ природе встречается минерал шунгит, в котором содержится как твердый углерод (≈25 %), так и значительные количества оксида кремния (≈35 %).
[править]Химические свойства
При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C.
Степени окисления +4 (напр., CO2), −4 (напр., CH4), редко +2 (СО, карбонилы металлов), +3 (C2N2); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.
[править]Неорганические соединения
Углерод реагирует со многими элементами. Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан.
Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать сводородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.
Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция(минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).
Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:
При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, например:
Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:
При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.
[править]Органические соединения
Способность углерода образовывать полимерные цепочки, порождает огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др.
Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25 %, по массовой доле — около 18 %.
[править]Применение
Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах.
Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) — для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода — для научных исследований (радиоуглеродный анализ).
Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)
Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Углерод — основа жизни. Источником углерода для живых организмов обычно является СО2 из атмосферы или воды. В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа поедают друг друга или останки друг друга и тем самым добывают углерод для строительства собственного тела. Биологический цикл углерода заканчивается либо окислением и возвращением в атмосферу, либо захоронением в виде угля или нефти.
Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ) — один из важнейших источников энергии для человечества.
[править]Токсическое действие
Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи[источник не указан 1258 дней] в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 — 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)·109 Бк/сут 14СО2.
Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.
Токсическое действие 14С, вошедшего в состав молекул белков (особенно в ДНК и РНК), определяется его радиационным взаимодействием с β-частицами (14С (β) → 14N), приводящим к изменению химического состава молекулы. Допустимая концентрация 14С в воздухе рабочей зоны ДКА 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДКБ 4,4 Бк/л, в воде 3,0·104 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2·108 Бк/год.
Водород.
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
1
|
|||||
Внешний вид простого вещества |
|||||
Газ без цвета, запаха и вкуса |
|||||
Свойства атома |
|||||
Имя, символ, номер |
Водород / Hydrogenium (H), 1 |
||||
Атомная масса (молярная масса) |
1,00794 а. е. м. (г/моль) |
||||
Электронная конфигурация |
1s1 |
||||
Радиус атома |
53 пм |
||||
Химические свойства |
|||||
Ковалентный радиус |
32 пм |
||||
Радиус иона |
54 (−1 e) пм |
||||
Электроотрицательность |
2,20[1] (шкала Полинга) |
||||
Степени окисления |
1,0, −1 |
||||
Энергия ионизации (первый электрон) |
1311,3 (13,595) кДж/моль (эВ) |
||||
Термодинамические свойства простого вещества |
|||||
Плотность (при н. у.) |
0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/см³ |
||||
Температура плавления |
14,01 K |
||||
Температура кипения |
20,28 K |
||||
Теплота плавления |
0,117 кДж/моль |
||||
Теплота испарения |
0,904 кДж/моль |
||||
Молярная теплоёмкость |
14,235[2] Дж/(K·моль) |
||||
Молярный объём |
14,1 см³/моль |
||||
Кристаллическая решётка простого вещества |
|||||
Структура решётки |
гексагональная |
||||
Параметры решётки |
a=3,780 c=6,167 Å |
||||
Отношение c/a |
1,631 |
||||
Температура Дебая |
110 K |
||||
Прочие характеристики |
|||||
Теплопроводность |
(300 K) 0,1815 Вт/(м·К) |
1 |
Водород |
H 1,0079 |
|
1s1 |
Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собойкальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон.
Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).
Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен.Нетоксичен[2]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.
Содержание [убрать]
|
[править]История
Основная статья: Хронология водородных технологий
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это нефлогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазьесовместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.
[править]Происхождение названия
Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химикМ. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова .
[править]Распространённость
[править]Во Вселенной
Водород — самый распространённый элемент во Вселенной[3]. На его долю приходится около 92 % всех атомов (около 8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. 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.
[править]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).
Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.
[править]Получение
Основная статья: Производство водорода
См. также: Биотехнологическое получение водорода
[править]В промышленности
-
Электролиз водных растворов солей:
-
Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:
-
Конверсия с водяным паром при 1000 °C:
-
Каталитическое окисление кислородом:
-
Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.
-
Из природного газа.
[править]В лаборатории
-
Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:
-
Взаимодействие кальция с водой:
-
Гидролиз гидридов:
-
Действие щелочей на цинк или алюминий:
-
С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:
[править]Физические свойства
Спектр излучения водорода
Эмиссионный спектр водорода
Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. 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.
Молекула водорода двухатомна — Н2. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.
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.
Фазовая диаграмма водорода
Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2.
Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональнойсингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит вметаллическое состояние.
Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2(т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (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 называетсяравновесный водород e-H2.
Равновесная мольная концентрация пара-водорода
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 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 (в условиях межзвёздной среды — с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.
[править]Изотопы
Давление пара для различных изотопов водорода
Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия: 1H — протий (Н), 2Н — дейтерий (D), 3Н — тритий (T; радиоактивный).
Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %[4]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.
Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет[4]. Тритий содержится в природе в очень малых количествах.
В литературе[4] также приводятся данные об изотопах водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10−22—10−23 с.
Природный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D2, примерно, 6400:1.
Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов[5].
|
Температура плавления, K |
Температура кипения, K |
Тройная точка, K / kPa |
Критическая точка, K / kPa |
Плотность жидкий / газ, кг/м³ |
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 |