Вадарод

З пляцоўкі Вікіпедыя
Перайсці да: рух, знайсці
1 ВадародГелій
Вадарод Гелій Літый Берылій Бор Вуглярод Азот Кісларод Фтор Неон Натрый Магній Алюміній Крэмній Фосфар Сера Хлор Аргон Калій Кальцый Скандый Тытан Ванадый Хром Марганец Жалеза Кобальт Нікель Медзь Цынк Галій Германій Мыш'як Селен Бром Крыптон Рубідый Стронцый Ітрый Цырконій Ніёбій Малібдэн Тэхнецый Рутэній Родый Паладый Серабро Кадмій Індый Волава Сурма Тэлур Ёд Ксенон Цэзій Барый Лантан Цэрый Празеадым Неадым Праметый Самарый Еўропій Гадаліній Тэрбій Дыспрозій Гольмій Эрбій Тулій Ітэрбій Лютэцый Гафній Тантал Вальфрам Рэній Осмій Ірыдый Плаціна Золата Ртуць Талій Свінец Вісмут Палоній Астат Радон Францый Радый Актыній Торый Пратактыній Уран Нептуній Плутоній Амерыцый Кюрый Берклій Каліфорній Эйнштэйній Фермій Мендзялевій Нобелій Лаўрэнсій Рэзерфордый Дубній Сіборгій Борый Хасій Мейтнерый Дармштадтый Рэнтгеній Каперніцый Унунтрый Унунквадый Унунпентый Унунгексій Унусептый УнуноктыйПерыядычная сістэма элементаў
1H
Вонкавы від простага рэчыва
Уласцівасці атама
Імя, сімвал, нумар

Вадарод / Hydrogenium (H), 1

Атамная маса
(малярная маса)

1,00794 а. а. м. (г/моль)

Электронная канфігурацыя

1s1

Радыус атама

53 пм

Хімічныя ўласцівасці
Кавалентны радыус

32 пм

Радыус іона

54 (−1 e) пм

Электраадмоўнасць

2,20 [1] (шкала Полінга)

Ступені акіслення

1,0, −1

Энергія іанізацыі
(першы электрон)

1311,3 кДж/моль (эв)

Тэрмадынамічныя ўласцівасці простага рэчыва
Шчыльнасць (пры з. у.)

0,0000899 (пры 273K (0 °C)) г/см³

Тэмпература плаўлення

14,01 K

Тэмпература кіпення

20,28 K

Цеплыня плаўлення

0,117 кДж/моль

Цеплыня выпарэння

0,904 кДж/моль

Малярная цеплаёмістасць

14,235[2] Дж/(K·моль)

Малярны аб'ём

14,1 см³/моль

Крышталічная рашотка простага рэчыва
Структура рашоткі

гексаганальная

Параметры рашоткі

a=3,780 c=6,167 Å

Тэмпература Дэбая

110 K

Іншыя характарыстыкі
Цеплаправоднасць

(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)

1 Вадарод
H
1,0079
1s1

Вадарод — першы хімічны элемент у табліцы Мендзялеева. Абазначаецца сімвалам H (ад лац.: hydrogenium «утваральнік вады»; ад старажытнагрэцкага ύδρω «вада» і γίγνομαι «станавіцца», «узнікаць», «утварацца»).

Вадарод з'яўляецца самым лёгкім і самым распаўсюджаным хімічным элементам Сусвету. Вадарод ўваходзіць у склад вады і большасці арганічных злучэнняў.

Пры звычайных тэмпературы і ціску, вадарод ўяўляе сабой бескаляровы, без смаку і паху, нетаксічны, лёгкі на загаранне двухатамны газ з малекулярнай формулай H2. Вадарод лёгка ўтварае кавалентныя сувязі з большасцю неметалаў, таму ў Зямных умовах атамарны вадарод сустракаецца рэдка. Вадарод адыгрывае вялікую ролю ў акісляльна-аднаўляльных рэакцыях, калі адбываецца абмен пратонамі паміж малекуламі ў растворы.

Ва ўтварэнні іоннай сувязі атам вадароду можа ўдзельнічаць як у выглядзе адмоўна зараджаных часціц — аніёнаў H- (т.зв. гідрыду), так і ў выглядзе дадатна зараджаных часціц H+. Катыён H+ абазначаны так, нібы складаецца з голага пратона, але ў рэчаіснасці катыёны вадароду ў іоннай сувязі заўсёды сустракаюцца ў выглядзе больш складаных утварэнняў.

Вадарод мае тры ізатопы: процій 1H, дэйтэрый ²H (або D), і трыцій ³H (або T). Процій і дэйтэрый стабільныя, а трыцій — радыеактыўны з перыядам паўраспаду 12,5 гадоў.

Найбольш распаўсюджаны ізатоп вадароду — процій, які мае адзін пратон і не мае нейтронаў. Як самы просты з атамаў элементаў, атам вадароду часта выкарыстоўвалі у тэарэтычных разліках і мадэляванні. Напрыклад, атам вадароду — гэта адзіны нейтральны атам, для якога можна аналітычна развязаць ураўненне Шродынгера. Вывучэнне энергетычных узроўняў і сувязей у атаме вадароду адыграла ключавую ролю ў развіцці квантавай механікі.

Газападобны вадарод упершыню штучна атрыманы ў пачатку 16-га стагоддзя, падчас змешвання металаў з моцнымі кіслотамі. У 1766—1781 гг. Генры Кавендыш стаў першым, хто зразумеў, што газападобны вадарод — гэта самастойнае рэчыва. У 1783 г. Лавуазье першы атрымаў вадарод з вады і даказаў, што вада ёсць хімічным злучэннем вадароду з кіслародам. Адсюль і назва вадароду.

Прамысловая вытворчасць ажыццяўляецца ў асноўным шляхам паравой канверсіі прыроднага газу, радзей з дапамогай больш энергаёмістых метадаў, такіх як электроліз вады. Большая частка атрыманага вадароду выкарыстоўваецца пры апрацоўцы выкапнёвага паліва (напрыклад, пры гідракрэкінгу) і ў вытворчасці аміяку.

Вадарод з'яўляецца крыніцай праблем у металургіі, бо можа павялічваць крохкасць многіх металаў, што ўскладняе праектаванне трубаправодаў і ёмістасцей.

Гісторыя адкрыцця[правіць | правіць зыходнік]

Уласцівасці[правіць | правіць зыходнік]

Ізатопы[правіць | правіць зыходнік]

Атрыманне[правіць | правіць зыходнік]

Выкарыстанне[правіць | правіць зыходнік]

Гл. таксама[правіць | правіць зыходнік]

Зноскі

  1. Hydrogen: electronegativities (англ.) . Webelements. Праверана 15 ліпеня 2010.
  2. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т — Москва: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 400-402. — 623 с. — 100 000 экз.

Крыніцы[правіць | правіць зыходнік]

  • Глинка Н.Л. Общая химия — Ленинград: "Химия", 1984.

Спасылкі[правіць | правіць зыходнік]

Commons