Водород природный газ. Водород - это что такое? Свойства и значение
Приступая к рассмотрению химических и физических свойств водорода, необходимо отметить, что в привычном состоянии, этот химический элемент находится в газообразном виде. Бесцветный газ водород не имеет запаха, он безвкусен. Впервые данный химический элемент был назван водородом после того, как ученым А. Лавуазье были проведены опыты с водой, по результатам которых, мировая наука узнала, что вода – это многокомпонентная жидкость, в состав которой входит Водород. Событие это произошло в 1787 году, но задолго до этой даты водород был известен ученым под названием «горючий газ».
Водород в природе
По данным ученых, водород содержится в земной коре и в воде (приблизительно 11,2% в общем объеме воды). Этот газ входит в состав многих полезных ископаемых, которые человечество на протяжении веков извлекает из недр земли. Частично свойства водорода характерны для нефти, природных газов и глины, для организмов животных и растений. Но в чистом виде, то есть, не соединенный с другими химическими элементами таблицы Менделеева, этот газ встречается крайне редко в природе. Этот газ может выходить на поверхность земли при извержении вулканов. Свободный водород в ничтожных количествах присутствует в атмосфере.
Химические свойства водорода
Поскольку химические свойства водорода неоднообразны, то этот химический элемент относится как к I группе системы Менделеева, так и к VII группе системы. Являясь представителем первой группы, водород является, по сути, щелочным металлом, который имеет степень окисления +1 в большей части соединений, в которые он входит. Такая же валентность характерна для натрия и других щелочных металлов. Ввиду таких химических свойств, водород рассматривается, как элемент, подобный этим металлам.
Если же речь идет о гидридах металлов, то ион водорода имеет отрицательную валентность – его степень окисления равна -1. Na+H- строится по той же схеме, что и хлориду Na+Cl-. Этот факт и является причиной того, чтобы отнести водород к VII группе системы Менделеева. Водород, будучи в состоянии молекулы, при условии, что он пребывает в обычной среде, малоподвижен, и может соединяться исключительно с неметаллами, более активными за него. К таким металлам можно отнести фтор, при наличии света, водород соединяется с хлором. Если водород нагревать, то он становится более активным, вступая в реакции со многими элементами периодической системы Менделеева.
Атомарный водород проявляет более активные химические свойства, чем молекулярный. Молекулы кислорода с формируют воду - Н2 + 1/2О2 = Н2О. При взаимодействии водорода с галогенами, образуются галогеноводороды Н2 + Cl2 = 2НСl, причем в эту реакцию водород вступает при отсутствии света и при достаточно больших отрицательных температурах – до - 252°С. Химические свойства водорода позволяют использовать его для восстановления многих металлов, поскольку вступая в реакцию, водород поглощает у оксидов металлов кислород, например, CuO + H2 = Cu + H2O. Водород участвует в формировании аммиака, взаимодействуя с азотом в реакции ЗН2 + N2 = 2NН3, но при условии, что будет использоваться катализатор, а температура и давление – повышены.
Энергичная реакция происходит при взаимодействии водорода с серой в реакции Н2 + S = H2S, результатом которой становится сероводород. Немного менее активно взаимодействие водорода с теллуром и селеном. Если нет катализатора, то вступает в реакцию с чистым углеродом, водород только при условии, что будут созданы высокие температуры. 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан). В процессе активности водорода с некоторыми щелочными и прочими металлами, получаются гидриды, например, Н2 + 2Li = 2LiH.
Физические свойства водорода
Водород является очень легким химическим веществом. По крайней мере, ученые утверждают, что на данный момент, нет легче вещества, чем водород. Его масса в 14,4 раза легче за воздух, плотность составляет 0,0899 г/л при 0°С. При температурах в -259,1°С водород способен плавится – это очень критическая температура, которая не характерна для преобразования большинства химических соединений из одного состояния в другое. Только такой элемент, как гелий, превышает физические свойства водорода в этом плане. Сжижение водорода затруднительно, так как его критическая температура равна (-240°С). Водород – наиболее теплопродный газ из всех, известных человечеству. Все, описанные выше свойства, являются наиболее значимыми физическими свойствами водорода, которые используются человеком для конкретных целей. Также данные свойства являются наиболее актуальными для современной науки.
Водород в таблице Менделеева располагается под номером один, в I и VII группах сразу. Символ водорода - H (лат. Hydrogenium). Это очень легкий газ без цвета и запаха. Существует три изотопа водорода: 1H - протий, 2H - дейтерий и 3H - тритий (радиоактивен). Воздух или кислород в реакции с простым водородом H₂ легко воспламеняется, а также взрывоопасен. Водород не выделяет токсичных продуктов. Он растворим в этаноле и ряде металлов (особенно это касается побочной подгруппы).
Распространённость водорода на Земле
Как и кислород, водород имеет огромное значение. Но, в отличие от кислорода, водород почти весь находится в связанном виде с другими веществами. В свободном состоянии он находится лишь в атмосфере, но количество его там крайне ничтожно. Водород входит в состав почти всех органических соединений и живых организмов. Чаще всего он встречается в виде оксида - воды.
Физико-химические свойства
Водород не активен, а при нагревании или в присутствии катализаторов вступает в реакции практически со всеми простыми и сложными химическими элементами.
Реакция водорода с простыми химическими элементами
При повышенной температуре водород вступает в реакцию с кислородом, серой, хлором и азотом. вы узнаете, какие эксперименты с газами можно провести дома.
Опыт взаимодействия водорода с кислородом в лабораторных условиях
Возьмем чистый водород, который поступает по газоотводной трубке, и подожжем его. Он будет гореть еле заметным пламенем. Если же поместить водородную трубку в какой-либо сосуд, то он продолжит гореть, а на стенках образуются капельки воды. Это кислород вступил в реакцию с водородом:
2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q
При горении водорода образуется много тепловой энергии. Температура соединения кислорода и водорода достигает 2000 °С. Кислород окислил водород, поэтому такая реакция называется реакцией окисления.
В обычных условиях (без подогрева) реакция протекает медленно. А при температуре выше 550 °С происходит взрыв (образуется так называемый гремучий газ). Раньше водород часто использовали в воздушных шарах, но из-за образования гремучего газа было много катастроф. У шара нарушалась целостность, и происходил взрыв: водород вступал в реакцию с кислородом. Поэтому сейчас используют гелий, который периодически подогревают пламенем.
Хлор взаимодействует с водородом и образует хлороводород (только в присутствии света и тепла). Химическая реакция водорода и хлора выглядит так:
Н₂ + Cl₂ = 2НСl
Интересный факт: реакция фтора с водородом вызывает взрыв даже при темноте и температуре ниже 0 °С.
Взаимодействие азота с водородом может происходить только при нагревании и в присутствии катализатора. При этой реакции образуется аммиак. Уравнение реакции:
ЗН₂ + N₂ = 2NН₃
Реакция серы и водорода происходит с образованием газа - сероводорода. В результате чувствуется запах тухлых яиц:
Н₂ + S = H₂S
В металлах водород не только растворяется, но и может вступать в реакцию с ними. В результате образуются соединения, которые называются гидридами. Некоторые гидриды используют как топливо в ракетах. Также с их помощью получают ядерную энергию.
Реакция со сложными химическими элементами
Например, водород с оксидом меди. Возьмем трубку с водородом и пропустим через порошок оксида меди. Вся реакция проходит при нагревании. Черный порошок меди станет коричнево-красным (цвет простой меди). Ещё появятся капельки жидкости на ненагретых участках колбы - это образовалась .
Химическая реакция:
CuO + H₂ = Cu + H₂O
Как видим, водород вступил в реакцию с оксидом и восстановил медь.
Восстановительные реакции
Если вещество в ходе реакции отнимает оксид, оно является восстановителем. На примере реакции оксида меди с видим, что водород был восстановителем. Также он реагирует и с некоторыми другими оксидами , такими как HgO, MoO₃ и PbO. В любой реакции, если один из элементов является окислителем, другой будет восстановителем.
Все соединения водорода
Водородные соединения с неметаллами - очень летучие и ядовитые газы (например, сероводород, силан, метан).
Галогеноводороды - больше всего применяют хлороводород. При растворении он образует соляную кислоту. Также в эту группу входят: фтороводород, йодоводород и бромоводород. Все эти соединения в результате образуют соответствующие кислоты.
Пероксид водорода (химическая формула Н₂О₂) проявляет сильнейшие окислительные свойства.
Гидроксиды водорода или вода Н₂О.
Гидриды - это соединения с металлами.
Гидроксиды - это кислоты, основания и другие соединения, в состав которых входит водород.
Органические соединения : белки, жиры, липиды, гормоны и другие.
ВОДОРОД
Н
(лат. hydrogenium)
,
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха. Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-. Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%, так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент. Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов кремния.
Историческая справка.
Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода.
Водород - это первый элемент в периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона, увеличивающего массу ядра с 1 до 2.
Этот изотоп водорода называют дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов водорода различаются спинами протонов. Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б) действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода определяется его способностью отдавать электрон другому атому или обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом соединении, называемом гидридом. Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами, превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи. Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства.
Для сжижения и затвердевания водорода требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8% больший объем). В таблице приведены некоторые физические и термодинамические свойства водорода. СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1 Атомная масса 11Н 1,00797 Плотность, г/л
при нормальном давлении 0,08987 при 2,5*10 5 атм 0,66 при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7
Ковалентный радиус, 0,74 Температура плавления, ° С -259,14 Температура кипения, ° С -252,5 Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K) Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K) Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Растворимость
в воде, объем/100 объемов H2O (при стандартных условиях) 2,148 в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аммиаке, мл/г (25° С) при 50 атм 4,47 при 1000 атм 79,25
Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно предсказываются математически (см. СПЕКТРОСКОПИЯ). Водород сходен со щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2 электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также ХИМИЯ).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при образовании молекулы водорода: H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при 3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000 K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H + O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000° C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O) выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C. При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы, оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы (свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы (например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно (Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6. Соединения с большим количеством атомов бора получают разными способами. Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl, которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде (комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с []-. Другим примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов. Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.
Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например, углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках указана теплота образования гидрида):
Изомерия и изотопы водорода.
Атомы изотопов водорода непохожи. Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии (относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент. При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%, так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами. Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20° С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42° С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например, электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше, чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу). Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для изучения биологических и биохимических реакций, например процессов пищеварения. Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит следующая реакция термоядерного синтеза: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода.
Зачастую дальнейшее применение водорода определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде, конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также не будет помехой, если водород используют как восстановитель. 1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при дальнейшей реакции с парами воды: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь через скруббер, орошаемый водой противотоком. 3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH). Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении около 2В, используя железный катод и никелевый анод:
4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида железа зависит от температуры процесса; при nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 ->
Реакция обратима.
При небольших потребностях в водороде этот процесс неэкономичен. Существуют также разнообразные способы получения водорода, которые, хотя и не имеют большого промышленного значения, в некоторых случаях могут оказаться экономически наиболее выгодными. Очень чистый водород получается при гидролизе очищенных гидридов щелочных металлов; при этом из малого количества гидрида образуется много водорода: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.) При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород, однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3. Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют щелочной раствор: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например, B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с выделением водорода.
Очистка водорода.
Степень требуемой чистоты водорода определяется его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот). Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода.
Водород применяется главным образом в химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака, метанола и других органических соединений. Он используется при гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Жидкий водород. М., 1980 Водород в металлах. М., 1981
Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .
Синонимы :Смотреть что такое "ВОДОРОД" в других словарях:
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия
Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:
С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).
В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.
Взаимодействие водорода с простыми веществами
с металлами
Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:
Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.
с неметаллами
Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:
Взаимодействие водорода со сложными веществами
с оксидами металлов
Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:
c оксидами неметаллов
Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.
Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:
c кислотами
С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.
c солями
В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:
Химические свойства галогенов
Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.
Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .
Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Взаимодействие галогенов с простыми веществами
Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
водородом
При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:
фосфором
Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:
При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:
серой
Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:
Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:
Взаимодействие галогенов с металлами
Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:
Реакции галогенов со сложными веществами
Реакции замещения с галогенами
Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:
Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:
Взаимодействие галогенов с водой
Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:
Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:
Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.
Взаимодействие галогенов с растворами щелочей
Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:
Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.
В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:
а при нагревании:
Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.
Самым распространённым химическим элементом во Вселенной является водород. Это в своём роде точка отсчёта, потому что в таблице Менделеева его атомное число равняется единице. Человечество надеется, что сможет узнать о нём побольше как об одном из самых возможных транспортных средств в грядущем. Водород - это самый простой, самый лёгкий, самый распространённый элемент, его много повсюду - семьдесят пять процентов от всей массы вещества. Он есть в любой звезде, особенно много водорода в газовых гигантах. Его роль в звёздных реакциях синтеза является ключевой. Без водорода нет воды, а значит - нет и жизни. Все помнят, что молекула воды содержит один атом кислорода, а два атома в ней - водород. Это всем известная формула Н 2 О.
Как мы его используем
Обнаружил водород в 1766 году Генри Кавендиш, когда анализировал реакцию окисления металла. Через несколько лет наблюдений он понял, что в процессе горения водорода происходит образование воды. Ранее учёные выделяли этот элемент, но самостоятельным его не считали. В 1783 году водород получил имя гидроген (в переводе с греческого "гидро" - вода, а "ген" - рождать). Элемент, порождающий воду, - водород. Это газ, молекулярная формула которого Н 2 . Если температура близка к комнатной, а давление нормальное, этот элемент неощутим. Водород можно даже не уловить человеческими органами чувств - он безвкусен, не имеет цвета, лишён запаха. А вот под давлением и при температуре -252,87 С (очень большой холод!) этот газ разжижается. Так его и хранят, поскольку в виде газа он занимает гораздо больше места. Именно жидкий водород используют как ракетное топливо.
Водород может становиться твёрдым, металлическим, но для этого давление необходимо сверхвысокое, именно этим сейчас и занимаются самые видные учёные - физики и химики. Уже сейчас этот элемент служит альтернативным топливом для транспорта. Применение его похоже на то, как работает двигатель внутреннего сгорания: когда сжигают водород, высвобождается много его химической энергии. Также практически разработан способ создания топливного элемента на его основе: при соединении с кислородом происходит реакция, а посредством этого образуются вода и электричество. Возможно, скоро транспорт "пересядет" вместо бензина на водород - масса автомобилестроителей интересуется созданием альтернативных горючих материалов, есть и успехи. Но чисто водородный двигатель пока в перспективе, здесь множество трудностей. Однако и преимущества таковы, что создание топливного бака с твёрдым водородом идёт полным ходом, и учёные и инженеры отступать не собираются.
Основные сведения
Hydrogenium (лат.) - водород, первый порядковый номер в таблице Менделеева, обозначается Н. Атом водорода имеет массу 1,0079, это газ, не имеющий при обычных условиях ни вкуса, ни запаха, ни цвета. Химики с шестнадцатого века описывали некий горючий газ, обозначая его по-разному. Но получался он у всех при одинаковых условиях - когда на металл воздействует кислота. Водород даже самим Кавендишем много лет назывался просто "горючий воздух". Лишь в 1783 году Лавуазье доказал, что вода имеет сложный состав, путём синтеза и анализа, а через четыре года он же и дал "горючему воздуху" его современное название. Корень этого сложного слова широко употребляется, когда нужно называть соединения водорода и какие-либо процессы, в которых он участвует. Например, гидрогенизация, гидрид и тому подобное. А русское название предложил в 1824 году М. Соловьёв.
В природе распространение этого элемента не имеет равных. В литосфере и гидросфере земной коры его масса - один процент, зато атомов водорода - целых шестнадцать процентов. Наиболее распространена на Земле вода, и 11,19% по массе в ней - водород. Также он непременно присутствует практически во всех соединениях, из которых состоят нефть, уголь, все природные газы, глина. Есть водород и во всех организмах растений и животных - в составе белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и так далее. Свободное состояние для водорода не характерно и почти не встречается - его очень немного в природных и вулканических газах. Совсем ничтожный объем водорода в атмосфере - 0,0001%, по количеству атомов. Зато целые потоки протонов представляют водород в околоземном пространстве, из него состоит внутренний радиационный пояс нашей планеты.
Космос
В космосе ни один элемент не встречается так часто, как водород. Объем водорода в составе элементов Солнца - более половины его массы. Большинство звёзд образует водород, находящийся в виде плазмы. Основная часть разнообразных газов туманностей и межзвёздной среды тоже состояит из водорода. Он присутствует в кометах, в атмосфере целого ряда планет. Естественно, не в чистом виде, - то как свободный Н 2 , то как метан СН 4 , то как аммиак NH 3 , даже как вода Н 2 О. Очень часто встречаются радикалы СН, NH, SiN, OH, РН и тому подобные. Как поток протонов водород является частью корпускулярного солнечного излучения и космических лучей.
В обычном водороде смесь двух устойчивых изотопов - это лёгкий водород (или протий 1 Н) и тяжёлый водород (или дейтерий - 2 Н или D). Есть и другие изотопы: радиоактивный тритий - 3 Н или Т, иначе - сверхтяжёлый водород. А ещё очень неустойчивый 4 Н. В природе соединение водорода содержит изотопы в таких пропорциях: на один атом дейтерия приходится 6800 атомов протия. Тритий образуется в атмосфере из азота, на который воздействуют нейтроны космических лучей, но ничтожно мало. Что обозначают числа массы изотопов? Цифра указывает, что ядро протия - только с одним протоном, а у дейтерия в ядре атома не только протон, но и нейтрон. У трития в ядре к одному протону уже два нейтрона. А вот 4 Н содержит три нейтрона на один протон. Поэтому физические свойства и химические у изотопов водорода очень сильно отличаются по сравнению с изотопами всех других элементов, - слишком большое различие масс.
Строение и физические свойства
По строению атом водород наиболее прост по сравнению со всеми другими элементами: одно ядро - один электрон. Потенциал ионизации - энергия связи ядра с электроном - 13,595 электронвольт (eV). Именно из-за простоты этого строения атом водорода удобен как модель в квантовой механике, когда нужно рассчитать энергетические уровни более сложных атомов. В молекуле Н 2 - два атома, которые соединены химической ковалентной связью. Энергия распада очень велика. Атомарный водород может образоваться в химических реакциях, например цинка и соляной кислоты. Однако взаимодействие с водородом практически не происходит - атомарное состояние водорода очень коротко, атомы сразу рекомбинируют в молекулы Н 2 .
С физической точки зрения водород легче всех известных веществ - более чем в четырнадцать раз легче воздуха (вспомним улетающие воздушные шарики на праздниках - внутри у них как раз водород). Однако он умеет кипеть, сжижаться, плавиться, затвердевать, и только гелий кипит и плавится при более низких температурах. Сжижать его сложно, нужна температура ниже -240 градусов по Цельсию. Зато теплопроводность он имеет очень высокую. В воде почти не растворяется, зато прекрасно происходит взаимодействие с водородом металлов - он растворяется почти во всех, лучше всего в палладии (на один его объем водорода уходит восемьсот пятьдесят объемов). Жидкий водород лёгок и текуч, а когда растворяется в металлах, часто разрушает сплавы из-за взаимодействия с углеродом (сталь, например), происходит диффузия, декарбонизация.
Химические свойства
В соединениях по большей части водород показывает степень окисления (валентность) +1, как натрий и другие щелочные металлы. Его и рассматривают как их аналог, стоящий во главе первой группы системы Менделеева. Но ион водорода в гидридах металлов заряжен отрицательно, со степенью окисления -1. Также этот элемент близок к галогенам, которые даже способны замещать его в органических соединениях. Значит, водород можно отнести и к седьмой группе системы Менделеева. В обычных условиях молекулы водорода активностью не отличаются, соединяясь только с самыми активными неметаллами: хорошо с фтором, а если светло - с хлором. Но при нагревании водород становится другим - он со многими элементами вступает в реакцию. Атомарный водород по сравнению с молекулярным очень активен химически, так в связи с кислородом образуется вода, а попутно выделяется энергия и тепло. При комнатной температуре эта реакция очень медленная, зато при нагревании выше пятисот пятидесяти градусов получается взрыв.
Используется водород для восстановления металлов, потому что у их оксидов он отнимает кислород. Со фтором водород образует взрыв даже в темноте и при минус двухсот пятидесяти двух градусах по Цельсию. Хлор и бром возбуждают водород только при нагревании или освещении, а йод - только при нагревании. Водород с азотом образует аммиак (так производятся большинство удобрений). При нагревании он очень активно взаимодействует с серой, и получается сероводород. С теллуром и селеном вызвать реакцию водорода трудно, а с чистым углеродом реакция происходит при очень высоких температурах, и получается метан. С оксидом углерода водород образует разные органические соединения, здесь влияют давление, температура, катализаторы, и всё это имеет огромное практическое значение. И вообще, роль водорода, а также и его соединений исключительно велика, поскольку он даёт кислотные свойства протонным кислотам. Со многими элементами образуется водородная связь, влияющая на свойства и неорганических и органических соединений.
Получение и применение
Получают водород в промышленных масштабах из природных газов - горючих, коксового, газов переработки нефти. Также его можно получить методом электролиза там, где электроэнергия не слишком дорога. Однако важнейшим способом производства водорода является каталитическое взаимодействие углеводородов, по большей части метана, с водяным паром, когда получается конверсия. Также широко применяется и способ окисления углеводородов кислородом. Добыча водорода из природного газа является самым дешёвым способом. Другие два - использование коксового газа и газа нефтепереработки - водород выделяется, когда сжижаются остальные компоненты. Они более легко поддаются сжижению, а для водорода, как мы помним, нужно -252 градуса.
Очень популярна в использовании перекись водорода. Лечение этим раствором применяется очень часто. Молекулярную формулу Н 2 О 2 вряд ли назовут все те миллионы людей, которые хотят быть блондинками и осветляют себе волосы, а также и те, кто любит чистоту на кухне. Даже те, кто обрабатывает царапины, полученные от игры с котёнком, чаще всего не отдают себе отчёта, что применяют лечение водородом. Зато все знают историю: с 1852 года водород долгое время использовался в воздухоплавании. Дирижабль, изобретённый Генри Гиффардом, был создан на основе водорода. Их называли цеппелинами. Вытеснило цеппелины с небесных просторов стремительное развитие самолётостроения. В 1937 году произошла крупная авария, когда сгорел дирижабль "Гинденбург". После этого случая цеппелины более не использовались никогда. Зато в конце восемнадцатого века распространение воздушных шаров, наполненных водородом, было повсеместным. Помимо производства аммиака, сегодня водород необходим для изготовления метилового спирта и других спиртов, бензина, гидрогенизированного тяжёлого жидкого топлива и твёрдого топлива. Не обойтись без водорода при сварке, при резке металлов - она может быть кислородно-водородной и атомно-водородной. А тритий и дейтерий дают жизнь атомной энергетике. Это, как мы помним, изотопы водорода.
Неумывакин
Водород как химический элемент настолько хорош, что у него не могли не появиться собственные фанаты. Иван Павлович Неумывакин - доктор медицинских наук, профессор, лауреат Государственной премии и ещё много у него званий и наград, - в их числе. Будучи врачом традиционной медицины, он назван лучшим народным целителем России. Именно он разрабатывал многие методы и принципы оказания медицинской помощи космонавтам, находящимся в полёте. Именно он создал уникальный стационар - больницу на борту космического судна. В то же самое время был государственным координатором направления косметической медицины. Космос и косметика. Его увлечение водородом направлено не на то, чтобы сделать большие деньги, как это сейчас бытует в отечественной медицине, а напротив - научить народ вылечиваться от чего угодно буквально копеечным средством, без дополнительного посещения аптек.
Он пропагандирует лечение препаратом, который присутствует буквально в каждом доме. Это - перекись водорода. Неумывакина можно сколько угодно критиковать, он всё равно будет настаивать на своём: да, действительно, перекисью водорода можно вылечить буквально всё, потому что она насыщает внутренние клетки организма кислородом, разрушает токсины, нормализует кислотное и щелочное равновесие, а отсюда регенерируются ткани, омолаживается весь организм. Вылечившихся перекисью водорода пока ещё никто не видел и тем более не обследовал, однако Неумывакин утверждает, что, пользуясь этим средством, можно полностью избавиться от вирусных, бактериальных и грибковых заболеваний, предупредить развитие опухолей и атеросклероза, победить депрессию, омолодить организм и никогда не болеть ОРВИ и простудой.
Панацея
Иван Павлович уверен, что при грамотном использовании этого простейшего препарата и при соблюдении всех нехитрых инструкций можно победить очень многие болезни, среди которых и очень серьёзные. Список их огромен: от пародонтоза и ангины до инфарктов миокарда, инсультов и сахарного диабета. Такие пустяки, как гайморит или остеохондроз, улетают с первых сеансов лечения. Даже раковые опухоли пугаются и бегут от перекиси водорода, потому что стимулируется иммунитет, жизнь организма и его защита активизируются.
Лечить таким образом можно даже детей, разве что беременным женщинам лучше пока от употребления перекиси водорода воздержаться. Также не рекомендуется данный метод людям с пересаженными органами из-за возможной несовместимости тканей. Дозировка должна соблюдаться чётко: от одной капли до десяти, прибавляя по одной каждый день. Трижды в день (тридцать капель трёхпроцентного раствора перекиси водорода в сутки, ого!) за полчаса до еды. Можно вводить раствор внутривенно и под наблюдением врача. Иногда перекись водорода комбинируют для более действенного эффекта с другими препаратами. Внутрь раствор применяют только в разведённом виде - с чистой водой.
Наружно
Компрессы и полоскания ещё до создания профессором Неумывакиным его методики были весьма популярны. Все знают, что так же, как и спиртовые компрессы, в чистом виде перекись водорода применять нельзя, потому что получится ожог тканей, а вот бородавки или грибковые поражения смазывают локально и крепким раствором - до пятнадцати процентов.
При кожных высыпаниях, при головных болях тоже делают процедуры, в которых участвует перекись водорода. Компресс нужно делать с помощью хлопковой ткани, смоченной в растворе из двух чайных ложек трёхпроцентной перекиси водорода и пятидесяти миллиграммов чистой воды. Ткань накрыть плёнкой и укутать шерстью или полотенцем. Время действия компресса от четверти часа до полутора часов утром и вечером до выздоровления.
Мнение врачей
Мнения разделились, далеко не всех восхищают свойства перекиси водорода, более того, им не только не верят, над ними смеются. Находятся среди медиков и те, кто поддержал Неумывакина и даже подхватил развитие его теории, но их меньшинство. Большая часть врачей считает такого плана лечение не только неэффективным, но и часто губительным.
И правда, не существует пока официально ни единого доказанного случая, когда пациент вылечился бы перекисью водорода. Одновременно нет сведений и об ухудшении состояния здоровья в связи с применением этого метода. А вот время драгоценное теряется, и человек, получивший одно из серьёзных заболеваний и полностью положившийся на панацею Неумывакина, рискует опоздать к началу своего настоящего традиционного лечения.
Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Углерод — характеристика элемента и химические свойства