Вадарод
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.
| |||||
| 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 (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 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 | |
Гісторыя адкрыцця
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
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
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
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
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
- Атам вадароду
- Вадкі вадарод
- Злучэнні вадароду
- Антывадарод
- Вадародная энергетыка
- Малекула вадароду
- Малекулярны іон вадароду
- Zero Regio
Зноскі
Літаратура
- Бондар І. Вадарод // Беларуская энцыклапедыя: У 18 т. Т. 3: Беларусы — Варанец / Рэдкал.: Г. П. Пашкоў і інш. — Мн. : БелЭн, 1996. — Т. 3. — 511 с. — 10 000 экз. — ISBN 985-11-0035-8. — ISBN 985-11-0068-4 (т. 3).
- 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
 | Вадарод на Вікісховішчы |
|---|
This article uses material from the Wikipedia Беларуская article Вадарод, which is released under the Creative Commons Attribution-ShareAlike 3.0 license ("CC BY-SA 3.0"); additional terms may apply (view authors). Матэрыял даступны на ўмовах CC BY-SA 4.0, калі не пазначана іншае. Images, videos and audio are available under their respective licenses.
®Wikipedia is a registered trademark of the Wiki Foundation, Inc. Wiki Беларуская (DUHOCTRUNGQUOC.VN) is an independent company and has no affiliation with Wiki Foundation.