Вадарод

1	Вадарод → Гелій
	Перыядычная сістэма элементаў 1H
Вонкавы від простага рэчыва
	газ без колеру, смаку і паху
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)

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.

1	Вадарод
H 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

Крыніцы

↑ Hydrogen: electronegativities (англ.). Webelements. Праверана 15 ліпеня 2010.
↑ 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

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

[1] Hydrogen: electronegativities (англ.). Webelements. Праверана 15 ліпеня 2010.

[ХЭ-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.

[1]

[2]