LH2 является самым экологически чистым видом моторного топлива, поэтому его перспективы очевидны
Гидрогенизация — присоединение водорода к органическим соединениям, содержащим кратные связи.
Одна из основных реакций процессов нефтепереработки, например гидрокрекинга, каталитического риформинга, гидроочистки.
Обратная реакция, т. е. отщепление водорода, называется дегидрогенизацией (дегидрированием).
В топливоперерабатывающей промышленности гидрогенизацию применяют для получения из твердых горючих ископаемых (угли, сланцы), а также низкосернистых нефтей и тяжелых нефтяных остатков моторного горючего, смазочных масел и химических продуктов.
Гидрогенизация твердого топлива является универсальным методом получения из него синтетического жидкого топлива.
Гидрогенизация — важный резерв для замены сырой нефти горючими сланцами, битумами, углями.
Развитие исследований в области гидрогенизации относится к 1897-1900 гг., когда П. Сабатье (Франция) и Н. Д. Зелинский (Россия) со своими учениками разработали основы гидрогенизационного катализа органических соединений.
Влияние давления водорода на ускорение реакций гидрогенизации органических соединений было установлено в начале 20 в. В. Н. Ипатьевым.
Промышленное применение гидрогенизация твердого топлива впервые получила в 30-40-х гг. в Германии.
Перед Второй мировой войной 1939-1945 гг. установки по гидрогенизации угля и угольных смол работали также в Великобритании, Италии, Корее; в СССР были построены 2 опытных завода.
В послевоенный период гидрогенизацию применяли в основном для переработки нефтяного сырья.
Начиная с 60х гг. ведутся работы по гидрогенизации твердого топлива с целью создания экономически эффективных процессов производства синтетических жидких топлив.
- Обозначение — H (Hydrogen);
- Латинское название — Hydrogenium;
- Период — I;
- Атомная масса — 1,00794;
- Радиус атома = 53 пм;
- Ковалентный радиус = 32 пм;
- Распределение электронов — 1s1;
- t плавления = -259,14°C;
- t кипения = -252,87°C;
- Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
- Степень окисления: +1; 0; -1;
- Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см3;
- Молярный объем = 14,1 см3/моль.
Бинарные соединения водорода с кислородом:
Водород («рождающий воду») был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе — атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).
Про водород можно сказать, что «мал золотник, да дорог». Несмотря на свою «простоту», водород дает энергию всем живым существам на Земле — на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).
В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.
Главная особенность водорода, отличающая его от остальных элементов Периодической системы, заключается в том, что он «сидит» сразу на двух стульях, — в I и VII группах (в главных подгруппах). Такое «двуличие» водорода объясняется тем, что он имеет много общего, как с щелочными металлами, так и с галогенами. Атом водорода, как и атомы щелочных металлов, может окисляться, превращаясь в катион H+. С другой стороны, как и галогены, атом водорода может присоединять 1 электрон, проявляя свойства восстановителя, превращаясь в гидрид-ион H-.
Водород в ряду электроотрицательности находится аккурат между типичными металлами и типичными неметаллами (электроотрицательность водорода равна 2,1).
Стабильные изотопы водорода:
- протий (1H) — легкий водород, составляет 99,985%;
- дейтерий (2H) — тяжелый водород, 0,015%;
- тритий (3H) — на Земле содержится около 2 кг.
Строение атома водорода проще не придумаешь — вокруг ядра, состоящего из одного протона (заряд +1), вращается по единственной s-орбитали один электрон (см. Электронная структура атомов).
Физические свойства
Газообразный водород может существовать в 2х формах (модификациях) — в виде орто — и пара-водорода.
В молекуле ортоводорода (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны).
Разделить аллотропные формы водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота.
При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода.
При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25).
Без катализатора превращение происходит медленно, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.
Молекула водорода двухатомна — Н₂. При обычных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса.
Водород — самый легкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре.
Как самые легкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому.
Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха.
В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.
Молекулы водорода обладают:
- большой подвижностью;
- большой прочностью;
- малой поляризуемостью;
- малыми размерами и массой.
Свойства газа водорода:
- самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
- плохо растворяется в воде и органических растворителях;
- в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
- трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
- обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
- при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
- при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H2 + F2 = 2HF;
- с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H2 + Ca = CaH2;
В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
Реакции водорода с простыми веществами
Водород принимает электрон, играя роль восстановителя, в реакциях:
- с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ:
2H20+O2 = 2H2+1O+572 кДж - с серой (при нагревании до 150°C-300°C):
H20+S ↔ H2+1S - с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами):
H20+Cl2 = 2H+1Cl - с фтором:
H20+F2 = 2H+1F - с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении):
3H20+N2 ↔ 2NH3+1
Водород отдает электрон, играя роль окислителя, в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов — солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H- — это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.
Ca+H2 = CaH2-1
2Na+H20 = 2NaH-1
Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:
CaH2-1+2H2+10 = 2H20+Ca(OH)2
Применение кроме энергетики
- для атомно-водородной сварки,
- в пищевой промышленности, как пищевая добавка E949- упаковочный газ, для производства маргарина из жидких растительных масел,
- химической промышленности — при производстве аммиака, мыла и пластмасс,
- в качестве ракетного топлива,
Водородная энергетика
Водороду уделяется такое пристальное внимание не зря.
Подобно батареям, водород в основном используется как форма хранения энергии.
Они оба зависят от первичной энергии, такой как солнечная и ветровая, для зарядки или генерации, и при необходимости могут быть преобразованы в электричество.
Тем не менее, водород превосходит батареи по многим параметрам:
- более чистый производственный процесс,
- нулевое загрязнение после утилизации; более высокая плотность энергии.
Водород можно производить с помощью воды и электричества, а батареи часто зависят от токсичных материалов, таких как цинк, никель и марганец, которые оказывают неблагоприятное воздействие на окружающую среду при их добыче в открытых карьерах или на морском дне и после их утилизации.
При преобразовании водорода в электричество производится только вода и тепло.
Водород также имеет гораздо более высокую плотность энергии (33 кВт*ч / кг), чем батареи (около 1 кВт*ч / кг), и чем бензин и дизельное топливо (около 12 кВт*ч / кг), что делает его особенно выгодным для транспорта и в качестве мобильного энергоносителя
Химические свойства
Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:
Н2=2Н — 432 кДж
Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:
Ca + Н2 = СаН2 и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:
С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении.
Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:
CuO + Н2 = Cu + Н20
Записанное уравнение отражает реакцию восстановления — процесс, в результате которого от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются).
Реакция восстановления противоположна реакции окисления.
Обе эти реакции всегда протекают одновременно как 1 процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.
С галогенами образует галогеноводороды:
С сажей взаимодействует при сильном нагревании:
Оксиды восстанавливаются до металлов:
Пожароопасность и взрывоопасность
Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — гремучий газ.
Наибольшую взрывоопасность — при объемном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближенно 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21%.
Водород пожароопасен.
Реакции водорода со сложными веществами
- при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов:
ZnO+H2 = Zn+H2O - в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.
Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице «Водород и его соединения — уравнения химических реакций с участием водорода».
Применение водорода
- в атомной энергетике используются изотопы водорода — дейтерий и тритий;
- в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
- в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
- для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
- при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
- поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
- как топливо водород используют в смеси с СО.
В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является «водородная» энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.
Способы получения водорода
Промышленные способы получения водорода:
- конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2;
- конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe2O3: CO + H2O = CO2 + H2↑;
- термическим разложением метана: CH4 = C + 2H2↑;
- газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H2O = CO + H2↑;
Лабораторные способы получения водорода:
- действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl2 + H2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
- взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H2O + 3Fe = Fe3O4 + 4H2↑.
Получение водорода
Для получения водорода используют химические методы, в тч реакции разложения воды электрическим током.
Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа.
Она проводится при высокой температуре:
СН4 + 2Н20 = CO2 + 4Н2 — 165 кДж
H2O + C ⇄ H2 + CO
Конверсия с водяным паром: CH4 + H2O ⇄ CO + 3H2 (1000 °C) Каталитическое окисление кислородом: 2CH4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2
- 4. Крекинг и реформинг углеводородов в процессе переработки нефти.
- 5. Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и соляную кислоту:
Водородное топливо
В Австралии на бурых углях в штате Виктория отрабатывается технология технология газификации угля с последующим выделением водорода, вернее удаления серы, ртути и двуокиси углерода (СО2).
В Норвегии — Nel Hydrogen отрабатывает технологию использования ВИЭ для высокотемпературного электролиза для разделения воды на водород и кислород, который будет выбрасываться в атмосферу.
Kawasaki Heavy Industries разрабатывает морской танкер — водородовоз для транспортировки жидкого водорода ( LH2).
Водород (H) является самым распространенным элементом на Земле, но в обычных условиях он не встречается ни в виде водорода H, ни в виде газообразного водорода (H2).
Благодаря своим характеристикам он легко вступает в реакцию с другими органическими соединениями с образованием, например, воды (H2O).
Во время этой реакции образования воды из водорода и воздуха выделяется энергия, которую можно использовать в качестве электричества.
Чтобы сделать эту реакцию полезной для промышленного производства электроэнергии, необходимо произвести водород, например из воды путем разделения атомов на кислород и водород посредством электролиза.
Есть другие технологии:
Для производства водорода существуют разные способы, которые сильно различаются как с точки зрения экологичности, так и с точки зрения стоимости.
Экологичность — важный критерий производства водорода.
Чем больше оксидов углерода выделяется при производстве водорода, тем менее экологичным он будет считаться.
Для простоты каждый «сорт» произведенного по разным технологиям принято обозначать цветом, хотя правильнее — по углеродному следу.
Реакция взаимодействия водорода с кислородом происходит с выделением тепла.
Если взять 1 моль H2 (2 г) и 0,5 моль O2 (16 г) при стандартных условиях и возбудить реакцию, то согласно уравнению
Н2 + 0,5 О2= Н2О
после завершения реакции образуется 1 моль H2O (18 г) с выделением энергии 285,8 кДж/моль.
Для сравнения: теплота сгорания ацетилена — 1300 кДж/моль, пропана — 2200 кДж/моль.
1 м³ водорода весит 89,8 г (44,9 моль), поэтому для получения 1 м³ водорода будет затрачено 12832,4 кДж энергии.
1 кВт*ч = 3600 кДж, поэтому получим 3,56 кВт*ч электроэнергии.
Целесообразность перехода на водородное топливо можно оценить, сравнив имеющийся тариф на 1 кВт*ч электричества и, к примеру, стоимость 1 м³ газа или стоимость другого энергоносителя.
При сжигании водорода получается чистая вода.
То есть водородное топливо производится без вреда для окружающей среды, в отличие от газа или бензина.
Геохимия водорода
Водород — самый распространенный элемент, и все элементы образуются из него в результате термоядерных и ядерных реакций.
На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем.
Свободный водород H2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.
В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды.
В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением.
Он мигрирует в верхние слои атмосферы и улетучивается в космос.