ПОДГРУППА VIA. ХАЛЬКОГЕНЫ

КИСЛОРОД

Элемент кислород O восьмой элемент периодической системы элементов и первый элемент подгруппы VIA (табл. 7а). Этот элемент наиболее распространен в земной коре, составляя около 50% (масс.). В воздухе, которым мы дышим, находится ХАЛЬКОГЕНЫ20% кислорода в свободном (несвязанном) состоянии, и 88% кислорода находится в гидросфере в связанном состоянии в виде воды H2O.

Наиболее распространен изотоп 168O. Ядро такого изотопа содержит 8 протонов и 8 нейтронов. Существенно менее распространен (0,2%) изотоп c 10 нейтронами, 188O. Еще менее распространен (0,04%) изотоп с 9 нейтронами, 178O. Средневзвешенная масса всех изотопов равна 16,044. Так как атомная масса изотопа углерода с массовым числом 12 равно точно 12,000 и все другие атомные массы основаны на этом стандарте, то атомная масса кислорода по этому стандарту должна быть равна 15,9994.

Кислород двухатомный газ, как водород, азот и галогены фтор, хлор (бром и иод тоже образуют двухатомные молекулы, но они не газы). Большую часть кислорода, используемого в промышленности, получают из атмосферы. Для этого разработаны относительно недорогие методы сжижения химически очищенного воздуха с помощью циклов сжатия и охлаждения. Сжиженный воздух медленно нагревают, при этом более летучие и легко испаряемые соединения выделяются, а жидкий кислород накапливается. Такой метод называется фракционной перегонкой или ректификацией жидкого воздуха. При этом неизбежно загрязнение кислорода примесью азота, и для получения высокочистого кислорода процесс ректификации повторяют до полного удаления азота.

См. также ВОЗДУХ.

При температуре 182,96° С и давлении 1 атм кислород из бесцветного газа превращается в жидкость бледноголубого цвета. Наличие окраски свидетельствует о том, что вещество содержит молекулы с неспаренными электронами. При 218,7° C кислород твердеет. Газообразный О2 в 1,105 раз тяжелее воздуха, и при 0° C и 1 атм 1 л кислорода имеет массу 1,429 г. Газ слабо растворим в воде (ХАЛЬКОГЕНЫ0,30 см 3/л при 20° C), но это важно для существования жизни в воде. Большие массы кислорода используют в сталелитейной промышленности для быстрого удаления нежелательных примесей, прежде всего углерода, серы и фосфора, в виде оксидов в процессе обдувки или непосредственно продувкой кислорода через расплав. Одно из важных применений жидкого кислорода в качестве окислителя ракетного топлива. Кислород, хранящийся в баллонах, применяют в медицине для обогащения воздуха кислородом, а также в технике при сварке и резке металлов.

Образование оксидов. Металлы и неметаллы реагируют с кислородом с образованием оксидов. Реакции могут происходить с выделением большого количества энергии и сопровождаться сильным свечением, вспышкой, горением. Свет фотовспышки образуется при окислении алюминиевой или магниевой фольги или проволоки. Если при окислении образуются газы, то в результате выделения тепла реакции они расширяются и могут стать причиной взрыва. Не все элементы реагируют с кислородом с выделением тепла. Оксиды азота, например, образуются с поглощением тепла. Кислород реагирует с элементами, образуя оксиды соответствующих элементов а) в обычной либо б) в высокой степени окисления. Дерево, бумага и многие природные вещества или органические продукты, содержащие углерод и водород, сгорают по типу (а), образуя, например, CO, или по типу (б), образуя CO2.

Озон. Кроме атомарного (одноатомного) кислорода O и молекулярного (двухатомного) кислорода O2 существует озон вещество, молекулы которого состоят из трех атомов кислорода O3. Эти формы являются аллотропными модификациями. Пропуская тихий электрический разряд через сухой кислород, получают озон:

3O2 <=> 2O3 Озон обладает резким раздражающим запахом и часто обнаруживается вблизи электрических двигателей или генераторов тока. Озон при тех же температурах химически более активен, чем кислород. Он обычно реагирует с образованием оксидов и выделением свободного кислорода, например: Hg + O3 -> HgO + O2 Озон эффективен для очистки (дезинфекции) воды, для отбеливания тканей, крахмала, очистки масел, при сушке и выдержке древесины и чая, в производстве ванилина и камфоры. См. КИСЛОРОД.

СЕРА, СЕЛЕН, ТЕЛЛУР, ПОЛОНИЙ

При переходе от кислорода к полонию в подгруппе VIA изменение свойств от неметаллических к металлическим выражено слабее, чем у элементов подгруппы VA. Электронное строение ns2np4 халькогенов предполагает скорее прием электронов, чем их отдачу. Частичное оттягивание электронов от активного металла к халькогену возможно с образованием соединения с частично ионным характером связи, однако не такой степени ионности, как аналогичное соединение с кислородом. Тяжелые металлы образуют халькогениды с ковалентной связью, соединения окрашены и совершенно нерастворимы.

Молекулярные формы. Образование октета электронов вокруг каждого атома выполняется в элементном состоянии за счет электронов соседних атомов. В результате, например, в случае серы получается циклическая молекула S8, построенная по типу короны. Между молекулами прочной связи нет, поэтому сера при невысоких температурах плавится, кипит и испаряется. Аналогичные строение и набор свойств имеет селен, образующий молекулу Se8; теллур, возможно, образует цепочки Te8, но эта структура точно не установлена. Не ясна также и молекулярная структура полония. Сложность строения молекул определяет различные формы их существования в твердом, жидком и газообразном состоянии (аллотропия) это свойство, очевидно, является отличительной особенностью халькогенов среди других групп элементов. Наиболее устойчивой формой серы является a-форма, или ромбическая сера; вторая метастабильная форма b, или моноклинная сера, которая может превращаться в a-серу при хранении. Другие модификации серы приведены на схеме:

a-Cера и b-сера растворимы в CS2. Известны и другие формы серы. m-Форма вязкая жидкость, вероятно, образуется из структуры "корона", чем и объясняется ее резиноподобное состояние. При резком охлаждении или конденсации паров серы образуется порошковая сера, которую называют "серный цвет". Пары, а также пурпуровый порошок, получаемый резким охлаждением паров, по результатам исследований в магнитном поле, содержит неспаренные электроны. Для Se и Te аллотропия менее характерна, но имеет общее сходство с серой, причем модификации селена аналогичны модификациям серы.

Реакционная способность. Все элементы VIA подгруппы реагируют с одноэлектронными донорами (щелочные металлы, водород, метильный радикал ЧCH3), образуя соединения состава RMR, т.е. проявляя координационное число 2, например, HSH, CH3SCH3, NaSNa и ClSCl. Шесть валентных электронов координируются вокруг атома халькогена, два на валентной s-оболочке и четыре на валентной p-оболочке. Эти электроны могут участвовать в образовании связи с более сильным акцептором электронов (например, кислородом), который оттягивает их с образованием молекул и ионов. Таким образом, эти халькогены проявляют степени окисления II, IV, VI, образуя преимущественно ковалентные связи. В семействе халькогенов проявление степени окисления VI ослабевает с увеличением атомного номера, так как электронная пара ns2 все слабее участвует в образовании связей у более тяжелых элементов (эффект инертной пары). К соединениям с такими степенями окисления относятся SO и H2SO2 для серы(II); SO2 и H2SO3 для серы(IV); SO3 и H2SO4 для серы(IV). Аналогичные составы имеют соединения и других халькогенов, хотя есть некоторые различия. Сравнительно немного существует и нечетных степеней окисления. Методы извлечения свободных элементов из природного сырья различны для разных халькогенов. Известны большие месторождения свободной серы в горных породах, в отличие от незначительных количеств других халькогенов в свободном состоянии. Осадочную серу можно добывать геотехнологическим методом (фраш-процесс): перегретую воду или пар закачивают по внутренней трубе для плавления серы, затем расплавленную серу сжатым воздухом выдавливают на поверхность через внешнюю концентрическую трубу. Таким способом получают чистую дешевую серу на месторождениях в Луизиане и под Мексиканским заливом у побережья Техаса. Селен и теллур извлекают из газовых выбросов металлургии меди, цинка и свинца, а также из шламов электрометаллургии серебра и свинца. Некоторые заводы, на которых концентрируется селен, становятся источниками отравления животного мира. Свободная сера находит большое применение в сельском хозяйстве как порошковый фунгицид. Только в США около 5,1 млн т. серы используется ежегодно для различных процессов и химических технологий. Много серы расходуется в производстве серной кислоты.

Отдельные классы соединений халькогенов, особенно галогениды, сильно различаются по свойствам.

Водородные соединения.Водород медленно реагирует с халькогенами, образуя гидриды H2M. Существует большая разница между водой (гидрид кислорода) и гидридами других халькогенов, которые обладают отвратительным запахом и ядовиты, а их водные растворы представляют собой слабые кислоты (самая сильная из них H2Te). Металлы непосредственно реагируют с халькогенами с образованием халькогенидов (например, сульфид натрия Na2S, сульфид калия K2S). Сера в водных растворах этих сульфидов образует полисульфиды (например, Na2Sx). Гидриды халькогенов могут быть вытеснены из подкисленных растворов сульфидов металлов. Так, из подкисленных растворов Na2Sx выделяются сульфаны H2Sx (где x может быть больше 50; однако изучены только сульфаны с x Ј 6).

Галогениды. Халькогены непосредственно реагируют с галогенами, образуя галогениды различного состава. Ассортимент реагирующих галогенов и устойчивость образующихся соединений зависит от соотношения радиусов халькогена и галогена. Возможность образования галогенида с высокой степенью окисления халькогена убывает с увеличением атомной массы галогена, так как галогенид-ион будет окисляться до галогена, а халькоген восстанавливаться до свободного халькогена или галогенида халькогена в низкой степени окисления, например: TeI6 -> TeI4 + I2 Степень окисления I для серы, возможно, реализуется в соединении (SCl)2 или S2Cl2 (этот состав установлен недостаточно надежно). Наиболее необычным из галогенидов серы является SF6, отличающийся высокой инертностью. Сера в этом соединении настолько прочно экранирована атомами фтора, что даже наиболее агрессивные вещества практически не действуют на SF6. Из табл. 7б следует, что сера и селен не образуют иодидов.

Известны комплексные галогениды халькогенов, которые образуются при взаимодействии галогенида халькогена с галогенид-ионами, например,

TeCl4 + 2Cl= TeCl62.

Оксиды и оксокислоты. Оксиды халькогенов образуются при прямом взаимодействии с кислородом. Сера сгорает на воздухе или в кислороде с образованием SO2 и примеси SO3. Для получения SO3 используют другие методы. При взаимодействии SO2 с серой возможно образование SO. Селен и теллур образуют аналогичные оксиды, но они имеют существенно меньшее значение на практике. Электрические свойства оксидов селена и, особенно, чистого селена определяют рост их практического применения в электронике и электротехнической промышленности. Сплавы железа с селеном являются полупроводниками и применяются для изготовления выпрямителей. Поскольку проводимость селена зависит от освещенности и температуры, это свойство используется при изготовлении фотоэлементов и температурных датчиков. Триоксиды известны для всех элементов этой подгруппы, кроме полония. Каталитическое окисление SO2 до SO3 лежит в основе промышленного получения серной кислоты. Твердый SO3 имеет аллотропические модификации: перьевидные кристаллы, асбестоподобную структуру, льдоподобную структуру и полимерную циклическую (SO3)3. Селен и теллур растворяются в жидком SO3, образуя межхалькогенные соединения типа SeSO3 и TeSO3. Получение SeO3 и TeO3 сопряжено с определенными трудностями. SeO3 получают из газовой смеси Se и O2 в разрядной трубке, а TeO3 образуется при интенсивной дегидратации H6TeO6. Упомянутые оксиды гидролизуются или энергично реагируют с водой, образуя кислоты. Наибольшее практическое значение имеет серная кислота. Для ее получения применяют два процесса постоянно развивающийся контактный метод и устаревший башенный нитрозный метод (см. также СЕРА).

Серная кислота является сильной кислотой; она активно взаимодействует с водой с выделением тепла по реакции H2SO4 + H2O <=> H3O+ + HSO4 Поэтому следует соблюдать осторожность при разбавлении концентрированной серной кислоты, так как перегрев может вызвать выброс паров из емкости с кислотой (ожоги от серной кислоты часто связаны с добавлением в нее малого количества воды). Благодаря высокому сродству к воде H2SO4 (конц.) интенсивно взаимодействует с хлопковой одеждой, сахаром и живыми тканями человека, отнимая воду. Огромные количества кислоты используют для поверхностной обработки металлов, в сельском хозяйстве для получения суперфосфата (см. также ФОСФОР), при переработке сырой нефти до стадии ректификации, в технологии полимеров, красителей, в фармацевтической промышленности и многих других отраслях. Серная кислота наиболее важное неорганическое соединение с промышленной точки зрения. Оксокислоты халькогенов приведены в табл. 7в. Следует отметить, что некоторые кислоты существуют только в растворе, другие только в виде солей.

Среди остальных оксокислот серы важное место в промышленности занимает сернистая кислота H2SO3, образующаяся при растворении SO2 в воде слабая кислота, существующая только в водных растворах. Ее соли достаточно стабильны. Кислота и ее соли являются восстановителями и используются как "антихлораторы" для удаления избыточного хлора из отбеливателя. Тиосерная кислота и ее соли применяются в фотографии для удаления избытка непрореагировавшего AgBr из фотопленки: AgBr + S2O32 <=> [[Ag(S2O3)]]+ Br

Название "гипосульфит натрия" для натриевой соли тиосерной кислоты является неудачным, правильное название "тиосульфат" отражает структурную связь этой кислоты с серной кислотой, в которой один атом негидратированного кислорода замещен на атом серы ("тио"). Политионовые кислоты представляют интересный класс соединений, в котoром образуется цепочка атомов серы, расположенная между двумя группами SO3. Имеется много данных о производных H2S2O6, но политионовые кислоты могут содержать и большое число атомов серы. Пероксокислоты важны не только как окислители, но и как промежуточные соединения для получения пероксида водорода. Пероксодисерная кислота получается при электролитическом окислении иона HSO4на холоду. Пероксосерная кислота образуется при гидролизе пероксодисерной кислоты: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e

H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Ассортимент кислот селена и теллура существенно меньше. Селенистая кислота H2SeO3 получается при испарении воды из раствора SeO2. Она является окислителем в отличие от сернистой кислоты H2SO3 (восстановитель) и легко окисляет галогениды до галогенов. Электронная пара 4s2 селена неактивно участвует в образовании связи (эффект инертной пары; см. выше в разделе о реакционной способности серы), и поэтому селен легко переходит в элементное состояние. Селеновая кислота по той же причине легко разлагается с образованием H2SeO3 и Se. Атом Te имеет больший радиус и поэтому малоэффективен при образовании двойных связей. Поэтому теллуровая кислота не существует в обычной форме

а 6 гидроксогрупп координируются теллуром с образованием H6TeO6, или Te(OH)6.

Оксогалогениды. Оксокислоты и оксиды халькогенов реагируют с галогенами и PX5, образуя оксогалогениды состава MOX2 и MO2X2. Например, SO2 реагирует с PCl5, образуя SOCl2 (тионилхлорид):

PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2

Cоответствующий фторид SOF2 образуется при взаимодействии SOCl2 и SbF3, а тионилбромид SOBr2 из SOCl2 и HBr. Сульфурилхлорид SO2Cl2 получается при хлорировании хлором SO2 (в присутствии камфоры), аналогично получают сульфурилфторид SO2F2. Хлорофторид SO2ClF образуется из SO2Cl2, SbF3 и SbCl3. Хлорсульфоновая кислота HOSO2Cl получается при пропускании хлора через дымящую серную кислоту. Аналогично образуется и фторсульфоновая кислота. Известны также оксогалогениды селена SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.

Азот- и серусодержащие соединения. Сера образует разные соединения с азотом, многие из которых мало изучены. При обработке S2Cl2 аммиаком образуется N4S4 (тетранитрид тетрасеры), S7HN (имид гептасеры) и другие соединения. Молекулы S7HN построены как циклическая молекула S8, в которой один атом серы замещен на азот. N4S4 образуется также из серы и аммиака. Он превращается в тетраимид тетрасеры S4N4H4 при действии олова и хлороводородной кислоты. Промышленное значение имеет другое азотпроизводное сульфаминовая кислота NH2SO3H белое, негигроскопичное кристаллическое вещество. Она получается при взаимодействии мочевины или аммиака с дымящей серной кислотой. Эта кислота по силе близка к серной кислоте. Ее аммониевая соль NH4SO3NH2 используется как ингибитор горения, а соли щелочных металлов как гербициды.

Полоний. Несмотря на ограниченное количество полония, химия этого последнего элемента подгруппы VIA изучена относительно неплохо благодаря использованию его свойства радиоактивности (обычно в химических реакциях он смешивается с теллуром как носителем или сопутствующим реагентом). Период полураспада наиболее устойчивого изотопа 210Po составляет всего 138,7 сут, поэтому понятны трудности его изучения. Для получения 1 г Po требуется переработать более 11,3 т урановой смолки. 210Po можно получить нейтронной бомбардировкой 209Bi, который сначала переходит в 210Bi, а затем выбрасывает b-частицу, образуя 210Po. По-видимому, полоний проявляет такие же степени окисления, как и другие халькогены. Синтезированы гидрид полония H2Po, оксид PoO2, известны соли со степенями окисления II и IV. Очевидно, PoO3 не существует.

Составить слова из слова халькогены

ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.

◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.

* * *

водоро́д (лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н₂). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, t_кип - 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).

* * *

ВОДОРОД - ВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.

Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД)с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития (см. ТРИТИЙ) ³Н (период полураспада Т_1/212,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ)), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см. ГАЛОГЕНЫ)).

Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см. ПРОТОН (элементарная частица)), символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см. ДЕЙТЕРИЙ)(лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символs ²Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ ²Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.

Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s¹. В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, -1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.

В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.

История открытия

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри)в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см. ФЛОГИСТОН)помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)совместно с инженером Ж. Менье (см. МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль), используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor - вода и gennao - рождаю) - «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см. СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович) в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.

Нахождение в природе

На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.

Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.

Получение

Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂ и CH₄ + 1/2 O₂ = CO₂ + 2H₂

Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.

Физические и химические свойства

При обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м³) бесцветный газ. Температура плавления -259,15 °C, температура кипения -252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м³ и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н₂/Н^- в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см³/мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.

Существует в виде двухатомных молекул Н₂. Константа диссоциации Н₂ на атомы при 300 К 2,56·10^-34. Энергия диссоциации молекулы Н₂ на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н₂ 0,07414 нм.

Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см. СПИН) , то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н₂) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н₂) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н₂ и 25% п-Н₂. Физические свойства п- и о-Н₂ немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н₂ 20,45 К, то чистого п-Н₂ - 20,26 К. Превращение о-Н₂ в п-Н₂ сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.

В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н₂ (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:

H₂ + F₂ = 2HF + Q.

Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см. ГРЕМУЧИЙ ГАЗ)) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:

H₂ + 1/2O₂ = Н₂О + 285,75 кДж/моль

С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора - железа:

3H₂ + N₂ = 2NH₃ + Q.

Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H₂S, с бромом - с образованием бромоводорода НBr, с иодом - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.

При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления -1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН₂. Полимерный гидрид алюминия (AlH₃)_x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).

Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O.

Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.

Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С₂Н₄, причем образуется этан С₂Н₆:

С₂Н₄ + Н₂ = С₂Н₆.

Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:

2Н₂ + СО = СН₃ОН.

В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ) (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.

Применение

Водород используют при синтезе аммиака NH₃, хлороводорода HCl, метанола СН₃ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см. ГИДРИРОВАНИЕ) природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.

Особенности обращения

Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).

Биологическая роль

Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см. КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ)в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н⁺) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме - в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см. ГОМЕОСТАЗ), в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.

Составить слова из слова водород