Сколько степеней свободы у водорода

2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы

Атом водорода, состоящий из одного протона и одного электрона, является одной из немногих систем, для которых уравнение Шредингера может быть решено строго.

Пусть в данный момент времени электрон находится на расстоянии r от ядра. Тогда сила, действующая на электрон, составит , а потенциальная энергия системы будут равна работе перемещения бесконечно удаленного от ядра электрона на расстояние r:

где е -заряд электрона. Подстановка (2-13) в (2-9) приводит к уравнению Шредингера для атома водорода

Решить это уравнение — значит найти набор функций , подстановка которых в (2-14) тождественно превращает его в нуль.

Решение уравнения Шредингера — довольно сложная математическая задача. Для этого прежде всего необходимо разделить переменные так, чтобы из уравнения (2-14) получить три независимых уравнения, каждое из которых содержало бы только одну переменную. Для этого необходимо изменить систему координат и перейти от прямоугольных координат к сферическим. В сферической системе координат положение точки в пространстве задается расстоянием r от начала координат до данной точки и двумя углами —  (угол широты) и  (угол долготы). Эти координаты, как видно из рис. 3, связаны с прямоугольными следующими соотношениями:

x = rsincos; y = rsinsin; z = rcos

Рис. 3. Прямоугольная и сферическая системы координат

В результате разделения переменных искомая волновая функция может быть найдена в виде произведения трех функций, каждая из которых зависит только от одной переменной:

В уравнении (2-15) функция R(r) называется радиальной частью волновой функции, выражение ()() — ее угловой частью.

Математическая сторона решения уравнения Шредингера выходит за рамки настоящего пособия; ограничимся анализом тех следствий, к которым приводит решение этого уравнения.

1) Уравнение Шредингера имеет бесчисленное множество решений. Этот факт свидетельствует о том, что для атома водорода возможно бесконечное число состояний, каждому из которых соответствует определенная волновая функция. Иначе говоря, каждой электронной орбитали отвечает определенная волновая функция. В силу этого квантовая механика под термином «электронная орбиталь» понимает не только область пространства, для которой вероятность нахождения электрона отличается от нуля, но и саму волновую функцию, описывающую поведение электрона в этом пространстве. Таким образом, если в химической литературе идет речь о суммировании, вычитании, линейном комбинировании электронных орбиталей, в виду имеются математические операции с уравнениями типа (2-15).

2) Уравнение Шредингера решается лишь для определенных значений полной энергии электрона. Это следствие позволяет заключить, что энергии орбиталей меняются не монотонно, а дискретно, в результате чего существует ряд энергетических уровней, на которых может находиться электрон атома водорода.

3) Выражения волновых функций включают ряд безразмерных параметров, значения которых изменяются дискретно на единицу. Эти параметры называются квантовыми числами. Квантовые числа обеспечивают квантование характеристик электрона, сообщая им дискретный характер.

Для описания состояния электрона необходимо столько квантовых чисел, сколько степеней свободы имеет электрон. Поступательное движение в трехмерном пространстве, описываемое уравнением Шредингера, характеризуется тремя степенями свободы, соответственно чему в уравнение (2-15) входят три квантовые числа: главное, орбитальное и магнитное. Охарактеризуем каждое из этих чисел.

1. Главное квантовое число (n). Изменяется дискретно, принимая значения 1,2,3. . Главное квантовое число характеризует прежде всего энергетический уровень электрона, выражаемый уравнением:

Поскольку масса (m) и заряд электрона постоянны, энергия последнего зависит только от квантового числа. Как следует из (2-16), максимальное значение Е соответствует n =  и равно нулю. Эта энергия отвечает удалению электрона на бесконечно большое расстояние от ядра, т.е. ионизации атома водорода. Все остальные разрешенные значения энергии отрицательны; минимальное из них составляет

= -1,3110 3 кДж/моль

Главное квантовое число характеризует также размеры орбитали. Совершенно очевидно, что орбиталь не имеет строгих размеров в обычном понимании этого слова, так как электрон с разной вероятностью может находиться в любой точке пространства. Под размерами орбитали в квантовой механике понимают определенную вероятностную характеристику атома. Поместим ядро атома в центр координат, разобьем окружающее его пространство на множество тончайших концентрических сферических слоев. Объем такого слоя, отстоящего от ядра на расстояние r , будет равен 4r 2 dr, где dr — толщина слоя. Тогда в соответствии с физическим смыслом квадрата волновой функции вероятность нахождения электрона в таком слое составит

Если построить кривую зависимости 4r 2  2 от r , то мы получим график функции радиального распределения вероятности. Примеры таких кривых приведены на рис. 2. Эти кривые имеют один или несколько максимумов, отвечающих расстояниям, на которых электрон находится наиболее часто. Чем выше максимум, тем больше вероятность появления электрона на отвечающем этому максимуму расстоянии от ядра. Если на кривой 4r 2  2 = f(r) максимумов несколько, то самый высокий из них будет расположен тем дальше от ядра, чем больше значение главного квантового числа.

2. Орбитальное квантовое число (). Для заданного значения n принимает целочисленные значения от 0 до (n-1). Значение  обозначается буквами в следующем порядке

Обозначение s p d f g h

Соответственно орбитали, для которых = 0 называются s-орбиталями, = 1 — р-орбиталями и т.д.

Орбитальное квантовое число характеризует энергетические подуровни атома, включающие орбитали с одинаковыми значениями n и . Сколько значений принимает  в пределах заданного значения n, столько подуровней включает данный энергетический уровень. Так, например, второй энергетический уровень, для которого n = 2, а  принимает значения 0 и 1, имеет два подуровня, обозначаемые символами 2s и 2p.

Заметим, что для атома водорода подуровни одного уровня имеют одинаковую энергию, что следует из уравнения (2-16), в случае многоэлектронных атомов, как будет показано ниже, подуровни с одинаковыми значениями n отвечают разным энергиям.

От орбитального квантового числа зависят также значения, которые может принимать орбитальный момент импульса электрона. Орбитальным моментом импульса называется векторное произведение радиус-вектора и импульса электрона:

Как всякий вектор, момент импульса характеризуется абсолютной величиной (модулем M_) и направлением, определяемым проекциями M_ на координатные оси. Орбитальное квантовое число квантует значения M_ в соответствии с уравнением

Так, для s-подуровней модуль момента импульса равен нулю, для всех р-подуровней — и т.д.

Орбитальное квантовое число определяет форму граничной поверхности орбитали. Так, все s-орбитали имеют сферическую форму, р-орбитали — форму гантели (объемной восьмерки); форма d-орбиталей — либо объемная четырехлепестковая розетка, либо гантель в кольце. Примеры формы орбиталей, отвечающих различным значениям , приведены на рис. 1.

Главное и орбитальное квантовые числа совместно обуславливают форму кривой радиальной вероятности для данного подуровня: число максимумов на этих кривых равно разности n-. Например, для подуровня 1s (n = 1,  = 0) кривая радиальной вероятности имеет один максимум, для подуровня 2s (n = 2,  = 0) — два максимума, для подуровня 2p (n = 2,  = 1) — один максимум и т.д. (рис. 2).

3. Магнитное квантовое число (m_). В пределах заданного значения  магнитное квантовое число принимает значения 0, 1, 2, 3.  . Это квантовое число определяет положение вектора в пространстве, квантуя проекцию вектора на одну из координатных осей, например, на ось z:

Определению проекций на другие координатные оси препятствует принцип неопределенности, так как, если бы это было возможно, было бы установлено точное значение момента импульса электрона.

Характеризуя направление орбитального момента импульса, магнитное квантовое число тем самым определяет ориентацию электронной орбитали в пространстве. Сколько значений принимает m_ для заданного значения , столько орбиталей, по-разному ориентированных в пространстве, возможно для данного подуровня (рис. 1). Так, для s-подуровня m_ принимает одно значение (m_= 0), соответственно чему s-орбиталь может быть ориентирована в пространстве одним способом, а s-подуровень включает лишь одну орбиталь. В случае р-подуровня m_l имеет три значения (0, 1) и три р-орбитали этого подуровня ориентируются в пространстве тремя разными способами: одна из них вытянута по оси x (орбиталь p_x), другая по оси у (орбиталь p_y), третья по оси z (орбиталь p_z) (рис. 1).

d-Подуровень включает пять орбиталей (m_ = 0, 1, 2), ориентированных относительно координатных осей пятью различными способами: орбиталь представляет собой вытянутую по оси z гантель, продетую в кольцо вращения (тороид) (рис. 1). Орбиталь — четырехлепестковая розетка, ориентированная по осям x и y. Орбитали d_xy, d_xz, d_yz имеют такую же форму, но ориентированы по биссектрисам соответствующих координатных углов. Знаками (+) и (-) на рис. 1 указан математический знак волновой функции для разных областей пространства.

Орбитали одного уровня, отличающиеся значениями m_, имеют одинаковые энергии. Число таких орбиталей определяет степень вырождения подуровня. Так, s-подуровень не вырожден, р-подуровень трехкратно вырожден, степень вырождения для d- и f-подуровней равна соответственно пяти и семи. В общем случае степень вырождения определяется следующей формулой:

При помещении атома в электрическое или магнитное поле, энергии орбиталей с одинаковыми значениями , но разными значениями m_ становятся неодинаковыми, так как эти орбитали по-разному ориентированы относительно направления поля. Происходит снятие вырождения, соответственно чему линии в атомном спектре расщепляются.

Квантовые числа n,  и m_ квантуют физические характеристики электрона, связанные с его поступательным движением. Однако электрон атома водорода, кроме орбитального момента импульса, имеет еще и собственный момент импульса (спин), связанный с квантово-механическим аналогом вращательного движения, что обеспечивает четвертую степень свободы электрона. Как указывалось выше, для квантования орбитального момента импульса необходимы два квантовых числа ( и m_); аналогично для квантования собственного момента импульса так же нужны два квантовых числа — спиновое (s), квантующее модуль момента (M_S), и магнитное спиновое (m_S), квантующее направление вектора . Экспериментально установлено, что в сильных электрических и магнитных полях любая орбиталь проявляет свойства двух кратно вырожденной. Это явление связано с наличием у электрона спина (Уленбек и Гоудсмит, 1925). Воспользовавшись уравнением (2-17), имеем:

С.В. = 2s + 1; s = 1/2

Таким образом, квантовое число s является полуцелым и одинаково для всех электронов. Проекция собственного момента импульса на направление магнитного поля имеет два значения, соответственно чему магнитное спиновое квантовое число принимает значения +1/2 и -1/2. Найденные значения s и m_S позволяют проквантовать характеристики собственного момента импульса электрона:

Четыре квантовые числа n, , m_ и m_s дают полную характеристику состояния электрона в атоме водорода.

Уравнение (2-14) может быть использовано для расчета волновых функций других одноэлектронных частиц типа ионов He + , Li 2+ и т.д. В этом случае в уравнении (2-14) следует заменить величину e 2 /r на e 2 z/r, где z- заряд ядра соответствующего атома. Некоторые волновые функции водородоподобных атомов приведены в табл. 3. Чтобы перейти от них к волновым функциям атома водорода достаточно принять z равным единице.

Уравнение энергетических уровней для одноэлектронных частиц имеет вид

Рассмотренное выше уравнение (2-16) является частным случаем уравнения (2-18).

Водород, свойства атома, химические и физические свойства

Водород, свойства атома, химические и физические свойства.

1,00784-1,00811* 1s 1

Водород — первый элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 1. Расположен в 1-й группе, первом периоде периодической системы.

Атом и молекула водорода. Формула водорода. Строение атома водорода:

Водород (лат. hydrogenium, от др.-греч. ὕδωρ – «вода» и γεννάω – «рождаю», т.е. «рождающий воду») – первый элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением H и атомным номером 1. Расположен в 1-й группе, первом периоде периодической системы.

Водород самый лёгкий из элементов периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева .

Водород обозначается символом Н.

Как простое вещество водород при нормальных условиях представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха.

Молекула водорода двухатомна.

Химическая формула водорода Н₂.

Электронная конфигурация атома водорода 1s 1 . Потенциал ионизации (первый электрон) атома водорода равен 1312,05 кДж/моль (13,59843449(8) эВ).

Строение атома водорода – вокруг ядра, состоящего из одного протона, вращается по единственной s-орбитали один электрон. Гелий относится к элементам s-семейства.

Радиус атома водорода (вычисленный) составляет 53 пм.

Атомная масса атома водорода составляет 1,00784-1,00811 а. е. м.

При высокой температуре молекула водорода Н₂ диссоциирует на атомарный водород. При 2000 К на атомарный водород диссоциирует 0,081% молекулярного водорода, при 3000 К – 7,85%, при 5000 К – 95,5%. Переход в атомарное состояние вызывается также электрическим разрядом или под действием излучения с длиной волны менее 85 нм. Распад на атомы требует затраты энергии 104,2 ккал/моль при 25 о С. Под давлением 0,2 мм.рт.ст. атомарный водород может существовать около 1 секунды.

Атомарный водород значительно химически активнее молекулярного.

Изотопы и модификации водорода. Протий, дейтерий, тритий. Ортоводород, параводород:

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях): ортоводород и параводород. Модификации немного различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, также по характеристикам рассеивания нейтронов. В молекуле ортоводорода o-H₂ (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H₂ (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H₂ и p-H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e-H₂.

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н₂ (75%) и пара-Н₂ (25%) форм. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение модификаций приблизительно 1:1.

Разделить две формы водорода возможно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. При этом активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород. Десорбированный с угля параводород при комнатной температуре превращается в ортоводород до образования равновесной смеси (75:25), однако это превращение без катализатора происходит медленно, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.

Водород имеет три природных изотопа: 1 H – протий, 2 H – дейтерий и 3 H – тритий (радиоактивен).

Ядро самого распространённого изотопа – протия ( 1 H) – состоит из одного только протона и не содержит нейтронов.

Ядро дейтерия ( 2 H) состоит из одного протона и одного нейтрона.

Ядро трития ( 3 H) состоит из одного протона и двух нейтронов.

Эти изотопы имеют собственные химические символы: протий – H, дейтерий – D, тритий – T.

Протий и дейтерий стабильны. Содержание этих изотопов в природном водороде составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 % соответственно. Оно может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Природный молекулярный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в нём молекул из чистого дейтерия D₂ ещё меньше, отношение концентраций HD и D₂ составляет примерно 6400:1.

Тритий нестабилен, претерпевает бета-распад с периодом 12,32 года, превращаясь в стабильный гелий-3 . Тритий встречается в природе в следовых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами.

Физические свойства изотопов водорода (плотность, температура плавления, температура кипения, критическая температура, критическое давление и пр.) отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

Искусственно получены также другие – тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4-7 и периодами полураспада 10 −21 −10 −23 с:

– 4 H, состоящий из одного протона и трех нейтронов,

– 5 H, состоящий из одного протона и четырех нейтронов,

– 6 H, состоящий из одного протона и пяти нейтронов,

– 7 H, состоящий из одного протона и шести нейтронов.

Молекулы водорода могут быть образованы как чистыми изотопами H₂, D₂, T₂, так и смешанным составом: HD, HT, DT.

Молекулы чистых протия, дейтерия и трития могут существовать в двух аллотропных модификациях (отличающихся взаимной ориентацией спинов ядер) – орто- и параводород: o-D₂, p-D₂, o-T₂, p-T₂. Молекулы водорода с другим изотопным составом (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства водорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

8,99·10 -5 г/см 3 (при 0 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – газ),

0,07 г/см 3 (при -252 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – жидкость),

0,08 г/см 3 (при -260 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – твердое тело)

-259,10 °C (14,05 K, -434,38 °F) – ортоводород o-H₂,

-252,56 °C (20,59 K, -422,61 °F) – ортоводород o-H₂,

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

206* Ковалентный радиус водорода согласно [1] и [3] составляет 31±5 пм и 32 пм соответственно.

402* Температура плавления водорода согласно [3] составляет -259,19 °C (14,01 K, -434,542 °F).

403* Температура кипения водорода согласно [3] составляет -252,77 °C (20,28 K, -422,986 °F).

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) водорода согласно [4] составляет 0,916 кДж/моль.

410* Молярная теплоемкость водорода согласно [3] составляет 28,47 Дж/(K·моль).

Физические свойства водорода:

При стандартных температуре и давлении водород – бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный двухатомный газ с химической формулой H₂.

Водород – самый лёгкий газ. Он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх.

Плотность водорода (Н₂) составляет 0,00008988 г/см 3 при 20 °C и иных стандартных условиях ; а также 0,0000899 г/см 3 при 0 °C и иных стандартных условиях .

Общеизвестно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, 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. Теплопроводность водорода при 300 K составляет 0,1815 Вт/(м·К). Теплопроводность водорода примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха – 0,0243 Вт/(м·К).

Водород (Н₂) почти не растворяется в воде и органических растворителях. Так, растворимость водорода в воде составляет 0,000157 г/100 г (при температуре 25 °C).

Водород растворяется в металлах: алюминии, железе, никеле, палладии, платине, практически не растворим в серебре. Растворимость в железе и меди мешает при выплавке этих металлов, так как приводит к образованию пустот. Так, растворимость водорода в железе (объемов водорода на объем железа) составляет: при 500 о С – 0,05; при 700 о С – 0,14; при 900 о С – 0,37; при 1100 о С – 0,55; при 1200 о С – 0,65; при 1350 о С – 0,80; при 1450 о С – 0,87; при 1550 о С – 2,05. Растворимость водорода в палладии составляет 850 объёмов H₂ на 1 объём Pd.

При обычных условиях и выше −80 о С при расширении водород разогревается, а не охлаждается как большинство газов (“нормально” он начинает себя вести ниже −80 о С).

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н₂ (75%) и пара-Н₂ (25%) форм. В молекулах ортоводорода (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково, а у параводорода (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) – противоположно друг другу.

Температура кипения водорода (Н₂) составляет −252,879 °C [согласно https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen].

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,879 до −259,16 °C. Жидкий водород – это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C составляет 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н₂, 0,21 % орто-Н₂.

Температура плавления водорода (Н₂) составляет −259,16 °C [согласно https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen].

Твёрдый водород , температура плавления −259,16 °C (13,99 K, -434,49 °F), плотность 0,08667 г/см³ (при −262 °C) – снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году ученые высказали предположение о том, что при сверхвысоком давлении (порядка 400-500 ГПа) водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало бы очень заманчивые перспективы его применения. Теоретически предсказано, что металлический водород обладает уникальными свойствами. Он должен быть высокотемпературным сверхпроводником. Кроме того, по расчетам ученых, при переходе металлического водорода в обычную молекулярную фазу должно высвободиться в 20 раз больше энергии, чем при сжигании смеси кислорода и водорода. Это открывает возможность использования металлического водорода в качестве чистого топлива.

Температура разложения водорода (Н₂) составляет 1700-5000 °C.

Критические параметры водорода (Н₂) очень низкие: критическая температура водорода −239,91 °C и критическое давление водорода 1,297 МПа [согласно https://ru.wikipedia.org/wiki/Водород)]. Этим объясняются трудности при сжижении водорода.

Скорость звука в водороде (Н₂) составляет: 1284 м/с (при 0 °C, состояние вещества – газ), 1301 м/с (при 18 °C, состояние вещества – газ), 1463 м/с (при 100 °C, состояние вещества – газ).

Динамическая вязкость водорода (Н₂) составляет: 0,0085 мПа·с (при 0 °C , состояние вещества – газ), 0,0103 мПа·с (при 100 °C, состояние вещества – газ), 0,0121 мПа·с (при 200 °C, состояние вещества – газ), 0,0154 мПа·с (при 400 °C, состояние вещества – газ), 0,0183 мПа·с (при 600 °C, состояние вещества – газ).

Водород коррозионно неактивен.

В смеси с воздухом и кислородом водород пожаровзрывоопасен, что обусловлено низким значением минимальной энергии зажигания водородно-воздушной смеси (0,017 мДж), высоким значением минимальной теплоты сгорания (121000 кДж/кг) и широкой областью горения и детонации.

Химические свойства водорода. Взаимодействие водорода. Реакции с водородом:

При нормальных условиях водород химически малоактивен.

Химические свойства водорода связаны со строением его электронной оболочки: в атоме один валентный электрон (как у щелочных металлов), а для завершения внешнего электронного слоя не хватает одного электрона (как у атомов гелия и других галогенов).

Поэтому в химических реакциях атом водорода может отдавать или принимать электрон, проявляя при этом в соединениях как положительную, так и отрицательную степени окисления: +1, 0 или –1.

Степень окисления +1 водород проявляет в соединениях с более электроотрицательными неметаллами (H₂O, NH₃, HCl и пр.); степень окисления 0 водород проявляет в молекулах протия H₂, дейтерия D₂, трития T₂, протодейтерия HD, прототрития HT и дейтеротрития DT, т.к. эти молекулы образуются за счет ковалентных неполярных связей; степень окисления –1 водород проявляет в соединениях с металлами, кремнием и бором (NaH, LiH, Ca₂H, SiH₄ и пр.).

В соединениях с неметаллами водород образует ковалентную связь, в соединениях с металлами – ионную связь. В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, соединенных неполярной ковалентной связью.

Поскольку для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Проявляя окислительные свойства, водород взаимодействует с активными металлами.

Проявляя восстановительные свойства, водород взаимодействует с оксидами и галогенидами. В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Это свойство используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов.

Атомарный водород значительно химически активнее молекулярного.

Химическая активность водорода увеличивается при повышении температуры, под действием ультрафиолетового и радиоактивного излучений.

Получение водорода:

Водород может быть получен в результате:

1. 1. реакций щелочных и щелочноземельных металлов с водой;
2. 2. реакций магния, цинка, железа с водяным паром при нагревании;
3. 3. реакции железа с перегретым водяным паром при 900-1000 °С;
4. 4. реакций металлов с минеральными кислотами;
5. 5. реакции цинка или алюминия с щелочами;
6. 6. реакции угля или углеводородов (метана) с парами воды при нагревании;
7. 7. электролиза воды в присутствии электролитов (растворов NaOH или КОН);
8. 8. реакций гидридов щелочных и щелочноземельных металлов с водой;
9. 9. нагревания кремния с щелочами;
10. 10. крекинга и риформинга углеводородов в процессе переработки нефти.

Применение водорода:

Водород используется во многих областях промышленности и быту:

– в химической промышленности для синтеза многих органических веществ, аммиака , хлороводорода, метанола и пр.;

– в химической промышленности при получении некоторых металлов;

– в нефтеперерабатывающей промышленности в процессах гидрокрекинга и гидроочистки Он способствует увеличению глубины переработки сырой нефти и повышению качества конечных продуктов;

– в пищевой промышленности для производства твердых жиров из растительных масел. Водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949;

– в атомной энергетике;

– в качестве топлива транспортных средств, работающих на водородных топливных элементах . Водород используется для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую;

– в качестве ракетного топлива;

– в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов и метеозондов , используемых в метрологии. Водород в этом качестве имеет преимущество перед гелием, так как он дешевле. Ещё более существенно, что водород может вырабатываться прямо на месте с помощью простого химического генератора или с помощью электролиза воды. Гелий же должен доставляться на место в баллонах;

– для сварки и резки металлов при высокой температуре. Температура горения водорода в кислороде составляет 2600 °C.

1. 1. Водород
2. 2. Гелий
3. 3. Литий
4. 4. Бериллий
5. 5. Бор
6. 6. Углерод
7. 7. Азот
8. 8. Кислород
9. 9. Фтор
10. 10. Неон
11. 11. Натрий
12. 12. Магний
13. 13. Алюминий
14. 14. Кремний
15. 15. Фосфор
16. 16. Сера
17. 17. Хлор
18. 18. Аргон
19. 19. Калий
20. 20. Кальций
21. 21. Скандий
22. 22. Титан
23. 23. Ванадий
24. 24. Хром
25. 25. Марганец
26. 26. Железо
27. 27. Кобальт
28. 28. Никель
29. 29. Медь
30. 30. Цинк
31. 31. Галлий
32. 32. Германий
33. 33. Мышьяк
34. 34. Селен
35. 35. Бром
36. 36. Криптон
37. 37. Рубидий
38. 38. Стронций
39. 39. Иттрий
40. 40. Цирконий
41. 41. Ниобий
42. 42. Молибден
43. 43. Технеций
44. 44. Рутений
45. 45. Родий
46. 46. Палладий
47. 47. Серебро
48. 48. Кадмий
49. 49. Индий
50. 50. Олово
51. 51. Сурьма
52. 52. Теллур
53. 53. Йод
54. 54. Ксенон
55. 55. Цезий
56. 56. Барий
57. 57. Лантан
58. 58. Церий
59. 59. Празеодим
60. 60. Неодим
61. 61. Прометий
62. 62. Самарий
63. 63. Европий
64. 64. Гадолиний
65. 65. Тербий
66. 66. Диспрозий
67. 67. Гольмий
68. 68. Эрбий
69. 69. Тулий
70. 70. Иттербий
71. 71. Лютеций
72. 72. Гафний
73. 73. Тантал
74. 74. Вольфрам
75. 75. Рений
76. 76. Осмий
77. 77. Иридий
78. 78. Платина
79. 79. Золото
80. 80. Ртуть
81. 81. Таллий
82. 82. Свинец
83. 83. Висмут
84. 84. Полоний
85. 85. Астат
86. 86. Радон
87. 87. Франций
88. 88. Радий
89. 89. Актиний
90. 90. Торий
91. 91. Протактиний
92. 92. Уран
93. 93. Нептуний
94. 94. Плутоний
95. 95. Америций
96. 96. Кюрий
97. 97. Берклий
98. 98. Калифорний
99. 99. Эйнштейний
100. 100. Фермий
101. 101. Менделеевий
102. 102. Нобелий
103. 103. Лоуренсий
104. 104. Резерфордий
105. 105. Дубний
106. 106. Сиборгий
107. 107. Борий
108. 108. Хассий
109. 109. Мейтнерий
110. 110. Дармштадтий
111. 111. Рентгений
112. 112. Коперниций
113. 113. Нихоний
114. 114. Флеровий
115. 115. Московий
116. 116. Ливерморий
117. 117. Теннессин
118. 118. Оганесон

1. https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen
2. https://de.wikipedia.org/wiki/Wasserstoff
3. https://ru.wikipedia.org/wiki/Водород
4. http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=211

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

водород атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле водорода
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические

Сколько степеней свободы у водорода

Электронные уровни молекулы водорода. Будем считать ядра двух атомов водорода покоящимися на расстоянии друг от друга. Обозначим: радиус-векторы первого электрона относительно ядер радиус-векторы второго электрона относительно ядер радиус-вектор второго электрона относительно первого (рис. 25). Тогда гамильтониан системы можно записать как

Рис. 25. «Положение» электронов и ядер в молекуле водорода

Метод Гайтлера-Лондона.

Гайтлер и Лондон предложили идею объяснения гомеополярной химической связи, исходя из соображений минимума энергии. Они показали, что минимальная по энергии комбинация волновых функций невозмущенной задачи правильно описывает свойства молекулы водорода, что после усовершенствования расчетов явилось большим триумфом квантовой механики.

Рассмотрим две волновые функции нулевого приближения (систему двух невзаимодействующих атомов водорода)

где знак «плюс» соответствует (синглет), знак «минус» соответствует (триплет); представляют собой волновые функции атома водорода для первого электрона, движущегося около ядра а или соответственно; аналогичные волновые функции второго электрона.

Произведем прежде всего нормировку волновых функции

Нормированные волновые функции (32.2) принимают вид

Отсюда, как обычно в теории возмущений, находим энергию системы в первом приближении:

Чтобы выразить эту энергию явно, воспользуемся уравнениями вида

где постоянная Ридберга, равная в единицах энергии получим:

Окончательное выражение для энергии (32.6) имеет вид

Обсуждение. Рассматривая здесь член как нулевую энергию (суммарную энергию системы двух пространственно разделенных атомов), можно интерпретировать член как потенциальную энергию ядер, а первый двойной интеграл в выражении (32.9) (не считая малой величины как энергию электростатического взаимодействия двух электронных облаков между собой и с дополнительным ядром (вторым ядром для первого электронного облака и первым — для второго). Второй двойной интеграл есть обменный интеграл. Он представляет собой отрицательную величину (его зависимость от расстояния между ядрами изображена на рис. 26).

Рис. 26. График обменного интеграла как функции

В сумме эти члены дают (в зависимости от знака при обменном интеграле) энергии принципиально различным образом зависящие от (см. рис. 27).

Ясно, что состояние молекулы водорода, характеризуемое в первом приближении энергией не может быть связанным, в то время как состояние, соответствующее энергии Е устойчиво (атомы действительно связаны в одну молекулу), причем из рис. 27 можно составить наглядное представление о равновесном расстоянии между ядрами двух атомов водорода в молекуле Следовательно, в основном состоянии молекулы спины двух электронов могут быть только противоположными

Метод Уонга. Метод Гайтлера-Лондона, схематически изложенный выше, приводит к количественно неудовлетворительным результатам. Основное состояние молекулы водорода может быть более успешно рассчитано по методу Уонга, использовавшего пробную функцию (по Ритцу) вида

где а — боровский радиус, варьируемый параметр Ритца.

Исследуя на минимум среднюю энергию

при каждом значении находим, как обычно, соответствующие значения параметра Результаты вычислений и сравнение их с экспериментальными данными имеют вид

Вращательные уровни и роль ядерного спина. При определении вращательных энергетических уровней значительную роль играет спин ядер. Приближенный вид чисто вращательного гамильтониана [см. (2.14)]

приводит к следующим результатам для вращательных уровней:

Полученные значения энергии реализуются лишь в случае, когда в двухатомных молекулах результирующий момент электронов относительно оси симметрии молекулы равен нулю. При этом, однако, возникают некоторые усложнения, если входящие в молекулу атомные ядра одинаковы.

Пример. Два одинаковых ядра, ядерный спин каждого из которых равен нулю, подчиняющиеся статистике Бозе-Эйнштейна, требуют симметричной волновой функции. Однако функция симметрична относительно перестановки ядер только тогда, когда число I четное, поэтому все нечетные значения квантового числа I должны отсутствовать. (Усложнения могут возникнуть в случае симметрии между электронными уровнями.) В молекуле водорода оба протона

имеют спины, равные и описываются антисимметричными волновыми функциями. Поэтому, как и в системе с двумя электронами (атом гелия), вращательные термы разделяются на

параводородные термы, для которых спины ядер антипараллельны, причем

ортоводородные термы, для которых спины ядер параллельны, причем

Замечания и темы для обсуждения:

1. Соотношение интенсивностей вращательных полос и очень медленные (пара орто)-переходы в водороде.

АТОМ ВОДОРОДА. ДИСКРЕТНОСТЬ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИХ СОСТОЯНИЙ. ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ СПЕКТР АТОМОВ И МОЛЕКУЛ

Орбиты или оболочки, которые занимает электрон в атоме, обозначают прописными буквами латинского алфавита, начиная от К, затем L, М, N и т.д. Поэтому электрон, расположенный на ближайшей к ядру оболочке, называют К-электроном. Кроме этого, оболочки нумеруют числами 1, 2, 3, . Эти числа, как известно, называют главными квантовыми и обозначают символом п.

В обычном, нормальном-стационарном, энергетическом состоянии электрон в атоме водорода находится на первой, ближайшей к ядру оболочке. Энергия электрона в данном состоянии E_v Низший энергетический уровень Е_х соответствует основному состоянию атома водорода. Для перевода электрона на L-оболочку ему необходимо сообщить квант энергии. На второй оболочке электрон будет иметь энергию Е_г = Е_х + hv, Дж. Все состояния атома водорода, в которых электрон находится не на ближайшей к ядру АГ-орбите, с энергией Е₂ и больше называют возбужденными состояниями. Если связать это понятие с главными квантовыми числами орбит, то возбужденными называют состояния водорода с главным квантовым числом, превышающим единицу. При комнатной температуре почти все атомы водорода находятся в основном состоянии. При более высоких температурах или при электрическом разряде в среде водорода, где происходит множество столкновений между свободными электронами и атомами, многие атомы переходят в возбужденные состояния.

Радиусы атома водорода в различных возбужденных состояниях, согласно формуле (23.1), пропорциональны квадрату главного квантового числа. Определим численные значения радиусов электронных орбит в атоме водорода. Для этого проделаем следующие рассуждения.

Момент импульса электрона относительно центра ядра атома (рис. 23.1) равен m_evr_n. Момент импульса электрона — дискретная характеристика. Ее величина устанавливается условием квантования Н. Бора:

Здесь г_п — радиус п-й разрешенной орбиты, м.

На электрон действует сила притяжения со стороны положительно заряженного ядра, равная с позиций закона Кулона

Для атома водорода z = 1 и F = е 1 / (4ne₀rf). Кулоновская сила F, действующая на электрон, сообщает ему центростремительное ускорение а_и = и 2 / г_п. Не вызывает сомнения, что рассматриваемая сила может быть представлена и через второй закон И. Ньютона: F= т_еа_п = m_ev 2 / г_п. Из изложенного вытекает равенство

Подставив в него значение скорости электрона на л-й орбите из формулы (23.2) v =nh / (2пт_ег_п), получим

Это соотношение позволяет рассчитать любой из радиусов разрешенных орбит в боровской модели атома водорода. Ближайшей к ядру орбите соответствует главное квантовое число п = 1, и наименьший радиус первой орбиты равен

Из (23.3) следует, что г_п = п 2 г_<, и тогда:

Рассмотрим теперь расчет энергии Е_п электрона на любой из разрешенных орбит. Полная энергия электрона равна сумме кинетической и потенциальной составляющих: Е_п = Е_к + Е’ Так как Е_к = m_ev 2 / 2, а потенциальная энергия притяжения электрона к ядру равна произведению потенциала электрического поля ядра ф = е / (4кг₀г_п) на заряд электрона q = —е, т.е. Е = —е 2 / (4яе₀г_и), то

Знак «минус» присутствует в этой формуле потому, что за нуль потенциальной энергии принята энергия такого состояния атома, когда электрон удален от ядра на бесконечное расстояние, т.е. атом ионизирован. Преобразуем выражение для скорости с использованием (23.3):

Подставим (23.5) и (23.3) в (23.4):

Вычислим величину энергии электрона на самой низкой орбите в атоме водорода:

С учетом полученного значения Е_х формулу (23.6) можно переписать в виде

И тогда = —3,38, а Е^ = —1,51 эВ и т.д. Отрицательность энергии электрона в атоме объясняется выбором нуля при отсчете его потенциальной энергии. Потенциальную энергию электрона принято считать равной нулю на орбите с главным квантовым числом п = оо (Е = 0). И поэтому оказывается, что при 1 2 и главным квантовым числом п в стационарное энергетическое состояние с меньшей энергией Е_т = —13,55 / т 2 и главным квантовым числом орбиты т испускается квант энергии (см. формулу (23.6)):

Знание значений энергии Е_п и Е_т позволяет рассчитать частоту (длину волны) излучения атома, в данном случае при переходе электрона с орбиты п на орбиту т:

где R-(m_ee 4 )/(Se 2 ₀h 3 ) = 3,29 15 с -1 , — постоянная И. Ридберга.

Формулу (23.7) называют обобщенной формулой И. Балъмера. С помощью этой формулы было дано объяснение ранее открытым эмпирическим спектральным линиям серии Т. Лаймана (ультрафиолетовая часть спектра), которые соответствуют излучению водорода при переходе электрона со 2-й, 3-й, 4-й и других, более удаленных орбит на первую (т = 1, п = 2, 3, 4, . ); линиям серии И. Бальмера (видимый свет), которые соответствуют излучению при переходе электрона с 3-й, 4-й, 5-й и других, более удаленных орбит на вторую (т = 2, п = 3, 4, 5, . ); линиям серии Пашена (инфракрасная часть спектра), которые соответствуют излучению при переходе электрона с 4-й, 5-й, 6-й и других, более удаленных орбит на третью (т = 3, п = 4, 5, 6, . ), а также спектральным линиям последующих серий: Брэкета <т= 4, п = 5, 6, 7. ), Пфунда (т = 5, п = 6, 7, 8. ), Хемфри (т = 6, п = 7, 8, 9. ).

Так как водород состоит из множества различно возбужденных атомов, то в нем совершаются одновременно все возможные типы переходов электрона. Поэтому в спектре излучения водорода (рис. 23.4) представлены линии всех серий.