Главная страница arrow-right Базы данных arrow-right База данных свойств веществ (поиск)
Карта сайта

Свойства вещества:

водород

Синонимы и иностранные названия:

hydrogen (англ.)

Тип вещества:

неорганическое

Внешний вид:

бесцветн. газ

Кристаллические модификации, структура молекулы, 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 медленно, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.

Брутто-формула (система Хилла):

H2

Формула в виде текста:

H2

Молекулярная масса (в а.е.м.): 2,01565

Температура плавления (в °C):

-259,19

Температура кипения (в °C):

-252,77

Температура разложения (в °C):

1700-5000

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

алюминий расплавленный: растворим [Лит.]
ацетон: 0,00102 (20,9°C) [Лит.]
бензол: 0,00066 (22,9°C) [Лит.]
вода: 0,000194 (0°C) [Лит.]
вода: 0,000175 (10°C) [Лит.]
вода: 0,000164 (20°C) [Лит.]
вода: 0,000157 (25°C) [Лит.]
вода: 0,000153 (30°C) [Лит.]
вода: 0,000147 (40°C) [Лит.]
вода: 0,000145 (50°C) [Лит.]
вода: 0,000144 (60°C) [Лит.]
вода: 0,000144 (100°C) [Лит.]
диметилсульфоксид: не растворим [Лит.]
диметилформамид: 0,0004 (25°C) [Лит.]
изобутанол: 0,00105 (20°C) [Лит.]
метанол: 0,00103 (20°C) [Лит.]
метилацетат: 0,000809 (20,9°C) [Лит.]
тетрахлорметан: 0,000365625 (0°C) [Лит.]
тетрахлорметан: 0,000414562 (20,9°C) [Лит.]
уксусная кислота: 0,000486 (20°C) [Лит.]
хлорбензол: 0,000452 (21,2°C) [Лит.]
хлороформ: 0,000353 (18,7°C) [Лит.]
этанол: 0,000624 (0°C) [Лит.]
этилацетат: 0,000762 (21°C) [Лит.]

Плотность:

0,08 (-260°C, г/см3, состояние вещества - кристаллы)
0,07 (-252°C, г/см3, состояние вещества - жидкость)
0,00008988 (20°C, г/см3, состояние вещества - газ)

Вкус, запах, гигроскопичность:

вкус: без вкуса
запах: без запаха

Некоторые числовые свойства вещества:

Верхний концентрационный предел взрываемости газов, паров или пыли в воздухе (%): 75
Нижний концентрационный предел взрываемости газов, паров или пыли в воздухе (%): 4,12

Способы получения:

  1. Реакцией щелочных и щелочноземельных металлов с водой. [Лит.]
  2. Реакцией магния, цинка, железа с водяным паром при нагревании. [Лит.]
  3. Реакцией металлов с минеральными кислотами. [Лит.]
  4. Реакцией угля или углеводородов с парами воды при нагревании. [Лит.]
  5. Электролизом воды в присутствии электролитов. [Лит.]
  6. Действием кипящего разбавленного раствора перманганата калия на алюминий. [Лит.]
  7. Реакция цинка или алюминия со щелочами. [Лит.]
  8. Реакцией гидридов щелочных и щелочноземельных металлов с водой. [Лит.]
  9. Реакцией цинка с 20%-ной серной кислотой. Реакция идет быстрее в присутствии солей меди. [Лит.]
  10. Нагреванием кремния с щелочами. [Лит.]
  11. Реакцией железа с перегретым водяным паром при 900-1000°С. [Лит.]

Реакции вещества:

  1. При нагревании с щелочными или щелочноземельными металлами образует гидриды. [Лит.]
  2. При нагревании выше 400°С реагирует с кислородом (около 600°С - с воздухом) с образованием воды. В присутствии катализаторов (платины, соединений родия) реакция может идти при комнатной температуре. [Лит.]
    2H2 + O2 → 2H2O
  3. Выше 600 °С реагирует с серой с образованием сероводорода. [Лит.]
    H2 + S → H2S
  4. Реагирует со фтором без нагревания с образованием фтороводорода. [Лит.]
    H2 + F2 → 2HF
  5. Выше 530 °C реагирует с селеном с образованием селеноводорода. [Лит.]
    H2 + Se → H2Se
  6. Выше 730 °С реагирует с теллуром с образованием теллуроводорода. [Лит.]
    H2 + Te → H2Te
  7. Реагирует с хлором на свету с образованием хлороводорода. [Лит.]
    H2 + Cl2 → 2HCl
  8. При нагревании с азотом под давлением в присутствии катализатора дает аммиак. [Лит.]
    3H2 + N2 → 2NH3
  9. При 1000°С воостанавливает сульфат бария до сульфида бария. [Лит.]
  10. Реакцией жидкого водорода с порошком железа при давлении 3,5 ГПа был получен гидрид железа FeH. [Лит.]

    Периоды полураспада:

    11H = стабилен (дефект масс 7288,9705 кэВ (содержание в природной смеси изотопов 99,985%))
    21H = стабилен (дефект масс 13135,7216 кэВ (содержание в природной смеси изотопов 0,015%))
    31H = 12,33 лет (β- (100%); дефект масс 14949,806 кэВ)
    41H = 0,000139 ас (n (100%); дефект масс 25900 кэВ)
    51H = 0,00008 ас (2n (100%); дефект масс 32890 кэВ)
    61H = 0,000290 ас (дефект масс 41860 кэВ)
    71H = 0,000023 ас (дефект масс 49140 кэВ)

    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 (вода, 25°C)
    2H+ + 2e- → H2, E = 0 (вода, 25°C)
    H1 + H+ + e- → H2, E = 2,106 (вода, 25°C)

    Показатели диссоциации:

    pKa (1) = 39 (25°C, вода)

    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 вещества 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

    Природные и антропогенные источники:

    Содержание в земной коре 0,9% по массе (в виде соединений) всей земной коры и 0,15% если учитывать только горные породы. 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 распространен (88,6% всех атомов), чем на Земле - Солнце на 81,75 ат% состоит из водорода, Юпитер - на 80%, Сатурн - на 60%. В межзвездном пространстве существует в основном в виде атомов.

    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, метанола, хлороводорода, гидридов металлов). Для восстановления окислов в металлургии. Для заполнения шаров-зондов. Ракетное топливо (удельный импульс с кислородом 390 секунд). Для сварки и резки водородным или атомно-водородным пламенем.

    История:

    В 1671 г Р. Бойль наблюдал выделение горючего газа при действии серной кислоты на железо. Впервые описан в 1766 г Кэвендишем. Название элементу hydrogen дал Лавуазье в 1782 г от греч. "рождающий воду".

    В 1866 г Т. Грэм открыл удивительно высокую растворимость водорода в палладии. В 1878 г водород спектроскопически обнаружен в атмосфере Солнца. В 1895 г Дж. Дьюаром получен жидкий водород в количестве достаточном для наблюдения мениска. В 1909 г Сёренсен С. ввел шкалу pH. В 1920 г У. Латимер и У. Роудбуш ввели концепцию водородной связи. В 1924 г Р. Мекке открыты орто- и пара-водород. В 1931 г открыт дейтерий. В 1934 г получен тритий. ЯМР на ядрах водорода впервые наблюдался в 1946 г. В 1950 г тритий обнаружен в атмосферном водороде. В 1954 г была взорвана первая водородная бомба на атолле Бикини. В 1984 г Г. Кубас открыл устойчивые комплексы переходных металлов с дигапто-диводородом (η2-H2).

    Дополнительная информация:

    Ежегодное мировое потребление превосходит 1000 000 тонн.

    Электронная конфигурация атома 1s1. Потенциал ионизации атома водорода = 13,595 эВ (313,5 ккал/моль). При 2000 К диссоциирует на атомарный водород 0,081% водорода, при 3000 К - 7,85%, при 5000 К - 95,5%. Образует больше химических соединений, чем любой другой элемент, включая углерод.

    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 (температура воспламенения выше 400 С), 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. Со фтором соединяется даже в темноте. С азотом под давлением в присутствии катализаторов дает аммиак (процесс Габера). При УФ-облучении реагирует с хлором и бромом. При 1000 С восстанавливает сульфаты до сульфидов.

    С натрием и кальцием при нагревании образует гидриды.

    В присутствии катализаторов гидрирует непредельные органические соединения, альдегиды.

    Применение вещества:

    Источники информации:

    1. Handbook of Chemistry and Physics. - CRC Press, Inc., 2002. - С. 11-51
    2. Holleman A.F., Wiberg E., Wiberg N. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. - Berlin: Walter de Gruyter, 1995. - С. 238
    3. Nuclear Physics A. - 2003. - vol.729, Issue 1, 1 December. - С. 27
    4. Seidell A. Solubilities of inorganic and metal organic compounds. - 3ed., vol.1. - New York: D. Van Nostrand Company, 1940. - С. 553-567
    5. Варгафтик Н.Б. Справочник по теплофизическим свойствам газов и жидкостей. - М.: Наука, 1972. - С. 7-43
    6. Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. - Т.1. - М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008. - С. 39-53
    7. Гурвич Я.А. Справочник молодого аппаратчика-химика. - М.: Химия, 1991. - С. 50
    8. Иванова М.А., Кононова М.А. Химический демонстрационный эксперимент. - М.: Высшая школа, 1969. - С. 12-21
    9. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 1981. - С. 465
    10. Корольченко А.Я., Корольченко Д.А. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения. - 2 изд, Ч.1. - М.: Ассоциация Пожнаука, 2004. - С. 311-312
    11. Некрасов Б.В. Основы общей химии. - Т.1. - М.: Химия, 1973. - С. 79-82, 115-122
    12. Неорганическая химия. - Под ред. Третьякова Ю.Д., Т.2. - М.: Academa, 2004. - С. 5-13
    13. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1977. - С. 59
    14. Справочник по растворимости. - Т.1, Кн.1. - М.-Л.: ИАН СССР, 1961. - С. 536-553
    15. Справочник химика. - Т.3. - М.-Л.: Химия, 1965. - С. 742
    16. Физические величины. - Под ред. Григорьева И.С., Мейлихова Е.З. - М.: Энергоатомиздат, 1991. - С. 994
    17. Химическая энциклопедия. - Т.1. - М.: Советская энциклопедия, 1988. - С. 400-402
    18. Химический энциклопедический словарь. - Под ред. Кнунянц И.Л. - М.: Советсткая энциклопедия, 1983. - С. 104
    19. Химмотология ракетных и реактивных топлив. - Под ред. Браткова А.А. - М.: Химия, 1987. - С. 81-86 (жидкий водород)


    Если не нашли нужное вещество или свойства можно выполнить следующие действия:
    Если вы нашли ошибку на странице, выделите ее и нажмите Ctrl + Enter.



    © Сбор и оформление информации: Руслан Анатольевич Кипер