Вадарод

З пляцоўкі Вікіпедыя
Jump to navigation Jump to search
1 ВадародГелій
ВадародГелійЛітыйБерылійБорВугляродАзотКіслародФторНеонНатрыйМагнійАлюмінійКрэмнійФосфарСераХлорАргонКалійКальцыйСкандыйТытанВанадыйХромМарганецЖалезаКобальтНікельМедзьЦынкГалійГерманійМыш’якСеленБромКрыптонРубідыйСтронцыйІтрыйЦырконійНіёбійМалібдэнТэхнецыйРутэнійРодыйПаладыйСераброКадмійІндыйВолаваСурмаТэлурЁдКсенонЦэзійБарыйЛантанЦэрыйПразеадымНеадымПраметыйСамарыйЕўропійГадалінійТэрбійДыспрозійГольмійЭрбійТулійІтэрбійЛютэцыйГафнійТанталВальфрамРэнійОсмійІрыдыйПлацінаЗолатаРтуцьТалійСвінецВісмутПалонійАстатРадонФранцыйРадыйАктынійТорыйПратактынійУранНептунійПлутонійАмерыцыйКюрыйБерклійКаліфорнійЭйнштэйнійФермійМендзялевійНобелійЛаўрэнсійРэзерфордыйДубнійСіборгійБорыйХасійМейтнерыйДармштадтыйРэнтгенійКаперніцыйУнунтрыйУнунквадыйУнунпентыйУнунгексійУнусептыйУнуноктыйПерыядычная 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
1,0079
1s1

Вадарод — першы хімічны элемент у табліцы Мендзялеева. Абазначаецца сімвалам H (ад лац.: hydrogenium «утваральнік вады»; ад старажытнагрэчаскага ύδρω «вада» і γίγνομαι «станавіцца», «узнікаць», «утварацца»). Самы пашыраны элемент у космасе, складае каля палавіны масы Сонца, большасці зорак. У складзе арганічных злучэнняў вадарод маюць усе раслінныя і жывёльныя арганізмы.

Гісторыя адкрыцця[правіць | правіць зыходнік]

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.

Уласцівасці[правіць | правіць зыходнік]

Пры звычайных тэмпературы і ціску, вадарод уяўляе сабой газ без колеру, смаку і паху, нетаксічны, лёгкі на загаранне. Двухатамны газ з малекулярнай формулай H2.

Тэмпература плаўлення -259,1 °С, кіпення -252,6 °С, шчыльнасць вадкага вадароду 70,8 кг/м³ (-235 °С). Вадарод і яго сумесі з паветрам і кіслародам пажара- і выбухованебяспечныя (грымучы газ).

Малекула вадароду двухатамная. Пры звычайных умовах узаемадзейнічае толькі з фторам і хлорам (на святле), пры павышаных тэмпературах у прысугнасці каталізатараў — з кіслародам (утвараецца вада), галагенамі (галагенавадароды), азотам (аміяк). Са шчолачнымі і шчолачназямельнымі металамі, элементамі III—IV груп перыядычнай сістэмы ўтварае гідрыды. Аднаўляе аксіды і галагеніды металаў да металаў, ненасычаныя вуглевадароды (гідрагенізацыя). Лёгка аддае электрон, у водных растворах пратон Н існуе ў выглядзе іона гідраксонію, утварае вадародную сувязь.

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.

Ізатопы[правіць | правіць зыходнік]

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.

Атрыманне[правіць | правіць зыходнік]

Прамысловая вытворчасць ажыццяўляецца ў асноўным шляхам канверсіі метану:

CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2

Радзей атрымліваюць з дапамогай больш энергаёмістых метадаў, такіх як электроліз вады, газіфікацыя вадкага і цвёрдага паліва (вадзяны газ).

Выкарыстанне[правіць | правіць зыходнік]

Газападобны вадарод выкарыстоўваецца для сінтэзу аміяку, хлорыстага вадароду, метылавага і вышэйшых спіртоў, вуглевадародаў, для гідрагенізацыі тлушчу, таксама для зваркі і рэзкі металаў вадародна-кіслародным полымем. Вадкі вадарод выкарыстоўваецца ў якасці ракетнага і аўтамабільнага паліва. Ізатопы вадароду знайшлі прымяненне ў атамнай энергетыцы.

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

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.

Літаратура[правіць | правіць зыходнік]

  • Бондар І. Вадарод // Беларуская энцыклапедыя: У 18 т. Т. 3: Беларусы — Варанец / Рэдкал.: Г. П. Пашкоў і інш. — Мн.: БелЭн, 1996. — 511 с.: іл. ISBN 985-11-0068-4 (т. 3), ISBN 985-11-0035-8
  • Хімія: вучэб. дапам. для 7-га кл. устаноў агул. сярэд. адукацыі з беларус. мовай навучання / пад рэд. І. Я. Шымановіча; пер. на беларус. мову М. Л. Страхі. — Мінск: Народная асвета, 2017. — 182 с.: іл. ISBN 978-985-03-2801-4
  • Глинка Н.Л. Общая химия — Ленинград: "Химия", 1984.

Спасылкі[правіць | правіць зыходнік]