Инструкция к тормозным колодкам ADVICS (стр. 1 )

Реферат

ВОДОРОД – ТОПЛИВО БУДУЩЕГО

Реферат        1

ВОДОРОД – ТОПЛИВО БУДУЩЕГО        1

СПРАВКА О ВОДОРОДЕ        1

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА        2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА        2

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ ВОДОРОДА        3

ОТКРЫТИЕ ГРОВА        4

ОСНОВНЫЕ ИСТОЧНИКИ ЭНЕРГИИ        4

ТОПЛИВНЫЙ ВОДОРОДНО-КИСЛОРОДНЫЙ ЭЛЕМЕНТ БЭКОНА        5

СЕКРЕТ УСПЕХА ТОПЛИВНЫХ ЭЛЕМЕНТОВ        5

ОСОБАЯ РОЛЬ ПЛАТИНЫ        7

ЧТО ГОРИТ В ТОПЛИВНОМ ЭЛЕМЕНТЕ        7

ХИМИЧЕСКИЙ ИСТОЧНИК ТОКА        8

ПЕРВОЕ ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ        10

КОСМИЧЕСКОЕ ТОПЛТВО        10

БОРЬБА с T -, P -, g – НУЛЯМИ        12

ЧУДО – ЭЛЕКТРОЛИТ        12

ОТВОД ВОДЫ        13

ОТВОД ТЕПЛА        13

НЕДОСТАТКИ ТВЕРДОГО ЭЛЕКТРОЛИТА        13

ТОПЛИВНЫЙ ЭЛЕМЕНТ БЭКОНА НА ЛУНЕ        14

ЛУННАЯ «ГАЗИРОВКА»        14

СЛАБЫЕ МЕСТА ЭЛЕМЕНТА БЭКОНА        15

ТОПЛИВНЫЙ ЭЛЕМЕНТ С КАПИЛЛЯРНОЙ МЕМБРАНОЙ        15

ПЕРЕДАЧА ЭЛЕКТРИЧЕСТВА НА РАССТОЯНИЕ        16

ХРАНЕНИЕ ЭНЕРГИИ И ПЛАНИРОВАНИЕ НАГРУЗКИ        16

РОЖДЕННЫЙ ДЛЯ ГОРОДА        17

АВТОМОБИЛЬ НОВОГО ТИПА        17

ВОДОРОДНЫЙ ДВИГАТЕЛЬ        18

ВМЕСТО ТОПЛИВНОГО БАКА        18

ТОПЛИВНЫЙ ЭЛЕМЕНТ АВТОМОБИЛЯ        19

ЗАКЛЮЧЕНИЕ        19

Литература        20

СПРАВКА О ВОДОРОДЕ

Водород - первый элемент Периодической системы Менделеева (1-ый период, порядковый номер 1). Водород открыт в 1766 году английским физикохимиком Г. Кавендишем; при взаимодействии цинка с кислотами он наблюдал выделение газа, сгорающего на воздухе с  образованием  воды. Природный водород содержит изотоп  1Н-протий с примесью стабильного изотопа 2Н (D)- дейтерия и следами радиоактивного изотопа 3Н (Т) - трития (на Земле всего 2 кг трития). Водород наиболее распространенный элемент в космосе (Солнце, большие планеты Юпитер и Сатурн, звезды, межзвездная среда, туманности);  в состав космической материи входит 63% Н, 36%Не и 1% всех остальных элементов. В природе  Земли - третий по распространенности элемент (после О и Si), основа гидросферы. Встречается в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, природный уголь, минералы), содержится в верхних слоях атмосферы.

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА

Водород не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами. В связи с тем, что на внешнем электронном уровне его атомов имеется один электрон (или не достает одного электрона до октета), то в периодической системе водород условно помещается в IA - и /или в VIIA - группу. Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома 1s1, характерные степени окисления +1 и реже -1.

Шкала степеней окисления водорода:

+1:  Н+, ОН-, Н2О, D2О, НСl, NH3, Н2S, NaOH, NaHCO3

  0:  Н2, Но

- 1:  NaH, CaH2, AlH3.

Обладает значением электроотрицательности средним между типичными металлами и неметаллами. Проявляет амфотерные свойства – металлические и неметаллические.

Молекула водорода Н 2  содержит неполярную  у(сигма) - связь.

Водород – бесцветный газ без запаха и вкуса, устойчив к нагреванию до 2000оС; практически не растворяется в воде.

Хорошо растворяется в некоторых металлах  (Fe, Ni, Pd, Pt и др.)

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА

Водород может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще)

  восстановитель  Н20- 2е - = 2Н+1

в других  - окислительные свойства (реже).

  окислитель  Н20 + 2е - = 2Н-1 

В роли восстановителя водород обычно выступает как в реакциях с простыми веществами:

а) 2Н2 + О2 = 2Н2О (синтез воды);

  hн

б) Н2 + Сl2 = 2HCl (синтез хлороводорода)

  toc, p,кат.

в) 3Н2 + N2  →  2NH3 (синтез аммиака)

  toc

г) Н2 + S  →  H2S (синтез сероводорода)

так и в реакциях со сложными веществами:

Н2 + Сu O = H2O + Cu

3H2 + WO3 = 3H2O + W

Восстановление водородом металлов из их оксидов используется в металлургии для получения вольфрама, молибдена.

Кроме того, водород может выступать и в роли окислителя в реакциях соединения со щелочными и щелочноземельными металлами. В результате таких реакций образуются гидриды:

Н2 + Са = СаН2

Н2 + 2Na = 2NaH

Важнейшие соединения водорода: вода Н2О, аммиак NH3, метан СН 4, фтороводород (плавиковая кислота) НF, хлороводород (соляная кислота) НCl, бромоводород HBr, йодоводород НJ, сероводород Н2S, а также углеводороды.

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ ВОДОРОДА

В лаборатории  водород получают вытеснением  водорода активными металлами из кислот (обычно используется цинк и соляная или серная кислоты):

Zn ( тв.) +2HCl (разб.) = ZnCl2 + H2↑

Zn ( тв.) + H2SO4( разб.) = ZnSO4 + H2↑

или из гидрида кальция:

СаН2(тв.) + 2 Н2О = Са(ОН)2↓ +2Н2↑

Существующие на сегодняшний день технологии промышленного производства водорода далеки от совершенства. Несмотря на это, гиганты химической промышленности получают по 500 млрд. м 3 водорода в год. Половина производимого количества идет на производство аммиачных удобрений, остальное – на производство стали, вольфрама, молибдена, стекла, маргарина; используется в нефтехимическом синтезе (в составе синтез-газа  Н2 и СО), при сварке и резке металлов и пр. Водород также является перспективным горючим в энергетике.

В основном  водород получают с помощью парового риформинга природного газа:

  900оС, Al2O3 

СН4 + Н2О (пар)  =  CO ↑+ 2H2  ↑ 

Пока что такой водород самый дешевый.

Есть и другие способы получения водорода,  например, полный пиролиз метана (разложение природного газа):

СН4↑ → С + 2 Н2↑

или из угля:

С (кокс) + Н2О (пар) = Н2 ↑+ СО↑

или крекинг биомассы (древесина, солома): ее нагревают до 500-600оС, после чего получают спирты (этанол, метанол), из  которых в свою очередь получают водород; можно нагреть биомассу  до более высоких температур (1000оС), тогда она полностью превратится  в газ и получится смесь Н2 и СО. Проблема этого метода в том, что сырья для такого процесса понадобится очень и очень много.

Еще водород получают  при помощи электролиза:

2Н2О = 2Н2 + О2  (электролитическое разложение воды)

NаCl + H2O = H2↑ + Cl2 ↑+ 2 NaOH  (электролиз водного раствора хлористого натрия)

- это еще и промышленный способ получения хлора и гидрооксида натрия.

Сейчас биологи активно разрабатывают еще одно направление получения водорода. Некоторые бактерии и водоросли в процессе фотосинтеза  разлагают воду и выделяют водород. Проблема в том, что они делают это только в отсутствии кислорода,  следовательно, процесс длится очень короткое время, так как при разложении воды, естественно образуется и кислород. Задача ученых – с помощью генной инженерии

продлить этот период, тогда в солнечных районах нашей планеты можно будет получать водород.

Еще один способ получения водорода – фотолиз – электрохимическое разложение воды на водород и кислород под действием солнечных лучей.

В данной работе водород нас интересует, как перспективное горючее в теплоэнергетике.

ОТКРЫТИЕ ГРОВА

В 1839 году в январском номере «Филосовского журнала» английский электрохимик Гров (1811-1896) описал опыт: стрелка гальванометра отклонилась, когда его соединяли с платиновыми полосками, полупогруженными в сосуд с разбавленной серной кислотой. Одна полоска обдувалась водородом, другая – кислородом. Так был создан первый топливный элемент – водородно-кислородрый…

  Не сразу ученый и его современники осознали: в науке произошло событие значительное.

Электрические элементы (батареи), генерирующие ток, были известны и до этого. Но в них «сжигались» довольно дорогие металлы: цинк, свинец, никель. Насколько дешевле было бы электрохимически жечь водород, лучше – натуральный газ, еще лучше – уголь. А ведь именно эту возможность и предоставлял элемент Грова. В нем топливо (водород) сжигалось  (соединяясь с кислородом) до конечного продукта – воды. И, что самое удивительное, человек впервые получал при сжигании обычного топлива не тепло, а сразу электрический ток.

Однако опыты Грова не произвели на ученых  в то время большого впечатления: слишком ничтожны были снимаемые с элемента токи. Элемент выглядел лабораторным курьезом, не более того. Любопытно, занимательно, но практического применения не имеет!

ОСНОВНЫЕ ИСТОЧНИКИ ЭНЕРГИИ

На заре цивилизации, вплоть до относительно недавнего времени существования  человечества один основной источник энергии, используемый на земле  -  Солнце. Все остальные формы энергии произошли из этого источника в результате более или менее сложных процессов превращения.

Совсем недавно (с исторической точки зрения) человечество стало использовать ископаемые виды топлива, образованные в результате накопления органических остатков в течение миллиардов лет при некотором участии геотермальной энергии в процессе создания их сегодняшней формы. Уже с середины 19 века они становятся основным вторичным источником энергии.

С началом электрической эры главным топливом для получения электроэнергии становится уголь. «Король-уголь»  называли его тогда, но единовластие длилось недолго. Очень скоро уголь потеснили «принцесса – нефть» и еще позднее «принц – газ».