При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства thumbnail

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. 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:

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

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 (H2).

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:

2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 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:

C + 2H2 = CH4

N2 + 3H2 = 2NH3

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Hal2 pl'us H2 ravno 2HHal

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:

MgO + H2

Al2O3 + H2

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

CuO + H2 = Cu + H2O

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 H2 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:

CO + H2 = CH3OH

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:

2FeCl3 + H2 = 2FeCl2 + 2HCl

CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl

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 Hal2.

Галоген
Физические свойства
F2Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом
Cl2Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом
Br2Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом
I2Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

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 ns2np5, 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:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

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.

Читайте также:  Какими свойствами обладает график функции

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:

H2 + F2 = 2HF

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

H2 + Cl2 = 2HCl

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

H2 + Br2 = 2HBr

H2 + I2 = 2HI

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

2P + 5F2 = 2PF5

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:

P + Cl2; P + Br2

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:

2P + 3I2 = 2PI3

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

3F2 + S = SF6

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 серы с хлором и бромом

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Au + F2 = AuF2

Pt + 2F2 = PtF4

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

Fe + I2 = FeI2

Cu + Cl2 = CuCl2

2Cu + I2 = 2CuI

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:

Br2 + 2KI = I2 + 2KBr

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl

I2 + KBr

Br2 + HCl

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Na2S + Br2 = 2NaBr + S

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

H2O + 2F2 = OF2 + 2HF

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:

Cl2 + H2O <=> HCl + HClO

Br2 + H2O <=> HBr + HBrO

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:

2NaOH + 2F2 → OF2 + 2NaF + H2O

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:Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2OBr2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H2O

а при нагревании:

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

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:

3I2 + 6NaOH > 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Источник

Химические свойства
водорода

При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

– Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ – гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте:

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

   При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов (LiН, NaН, КН, СаН2 и др.):

Н2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑

– При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ (см. табличку  в слайде):

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

1). С кислородом
Водород образует воду:

Видео “Горение водорода”

2Н2 + О2 = 2Н2О + Q 

При обычных температурах реакция протекает крайне
медленно, выше 550°С – со взрывом (смесь
2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом)
.

Видео “Взрыв гремучего газа”

Видео “Приготовление и взрыв гремучей смеси”

2). С галогенами
Водород образует галогеноводороды, например:

Читайте также:  Какие химические свойства имеют основания

Н2 + Cl2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и
при – 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а
с йодом только при нагревании.

3). С азотом
Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН2 + N2 = 2NН3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и
давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н2 + S = H2S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым
углеродом
Водород может реагировать без катализатора только при высоких
температуpax:

2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан)

– Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов, при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород – проявляет свойства восстановителя:

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их
оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O,

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe +
4Н2О, и т. д.

Применение
водорода

Видео “Применение водорода”

В настоящее время водород получают в огромных
количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака,
гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме
того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта,
синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп
накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под
давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной
надписью “Водород”.

    Водород используется для
превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого
топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как
восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов
(германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

    Практическое применение водорода
многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он
служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в
пищевой – для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая
температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде,
используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород
является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое
потребление водорода превышает 1 млн. т. 

ТРЕНАЖЕРЫ

№1. Химические свойства водорода

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F2, Ca, Al2O3, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Задание №2
Осуществите превращения по схеме:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Задание №3.
Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода?

Источник

Водород (лат. hydrogenium = греч. ὕδωρ — вода + γεννάω — рождаю) – самый легкий химический элемент, при обычных условиях – газ
без цвета, запаха и вкуса. В соединении с кислородом образует воду.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, входит в состав всего живого и небесных тел (73% массы Солнца).

Водород

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, +1.

Электронная конфигурация водорода

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

  • Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C
  • CH4 + H2O → CO + H2

  • Методом газификации угля, торфа, сланца
  • C + H2O → CO + H2

  • Электролизом водных растворов щелочей
  • H2O → H2↑ + O2↑

  • Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)
  • CH4 + O2 → CO + H2

Реактор парциального оксиления

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

  • Вытеснением водорода из кислот
  • Fe + HCl → FeCl2 + H2↑

  • Гидролизом гидридов
  • CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2↑

  • Взаимодействием активных металлов с водой
  • Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑

  • Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи
  • Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2↑

Химические свойства

    В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых
    выше, чем у водорода:

  • Как восстановитель реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой, оксидами металлов. При комнатной температуре из перечисленных
    реакция идет только со фтором.
  • H2 + O2 → (t) H2O

    H2 + F2 → HF (со взрывом в темноте)

    H2 + Cl2 → (t) HCl (со взрывом только на свету)

    H2 + N2 → NH3

    H2 + S → H2S

    H2 + ZnO → Zn + H2O

    Горение водорода в хлоре

  • Как окислитель реагирует с металлами
  • Na + H2 → NaH (гидрид натрия)

    Mg + H2 → MgH2

Вода

Химические свойства:

  • Реакция с металлами
  • Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

    K + H2O → KOH + H2

  • Реакции с основными и кислотными оксидами
  • Реагирует с основными оксидами – с образованием оснований (реакция идет, если основание растворимо), и с кислотными оксидами –
    с образованием соответствующих кислот. Не забывайте сохранять степени окисления!

    CaO + H2O → Ca(OH)2

    P2O5 + H2O → H3PO4

  • Гидролиз солей
  • Отмечу здесь реакцию двойного гидролиза, которая заключается в гидролизе одной соли по катиону (CrBr3),
    а другой – по аниону (Na2CO3).

    Na2CO3 + CrBr3 + H2O → Cr(OH)3↓ + CO2 + NaBr

  • Реакция с гидридами активных металлов
  • LiH + H2O → LiOH + H2↑

  • Реакции с C, CO, CH4
  • C + H2O → CO + H2

    H2O + CO → (кат.) CO2 + H2

    H2O + CH4 → (кат.) CO + H2

  • С галогенами
  • Cl2 + H2O → HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты – без нагревания)

    Cl2 + H2O → HCl + HClO3 (соляная и хлорноватая кислоты – при нагревании)

    Хлор

Читайте также:  Каким свойством обладает диод
Кристаллогидраты

Кристаллогидраты – кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в
состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO4*2H2O,
Na2SO4*10H2O.

При нагревании кристаллогидраты теряют воду. Одним из наиболее известных кристаллогидратов является медный купорос: CuSO4*5H2O.
Медный купорос имеет характерный голубой цвет, а безводный сульфат меди – белый.

Медный купорос

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует
вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

Расчет массы кристаллогидрата

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

K2O2 + H2O → KOH + H2O2

BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

H2O2 → H2O + H2↑

Также перекись проявляет окислительные свойства:

KCl + H2O2 + H2SO4 → Cl2 + K2SO4 + H2O

Пероксид водорода

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки,
предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Элемент водород начинает Периодическую систему – он имеет порядковый номер 1. Это самый легкий из химических элементов. Обладая уникальными свойствами, частично напоминающими свойства галогенов, частично – щелочных металлов, он оказывается расположенным и в первой, и в VII группах Периодической системы.

Строение водорода

Атом водорода имеет очень простое строение – в нем содержится всего один протон и один электрон. Отдавая электрон, атом приобретает степень окисления +1, а принимая его – степень окисления –1. Относительная атомная масса атома водорода равна 1. Однако в природе существуют и более тяжелые атомы водорода – дейтерий (содержит один нейтрон, поэтому его масса равна 2) и тритий (содержит два нейтрона, атомная масса равна 3). 

При взаимодействии с каким веществом водород проявляет окислительные свойства

Водород – самый распространенный элемент во Вселенной. На Земле он уступает по распространенности кислороду, кремнию и некоторым другим элементам. Главное соединение водорода – вода. Также он содержится в природном газе, нефти, в некоторых минералах, в белках, жирах и углеводах. 

Физические свойства

При обычных условиях водород – газ, состоящий из двухатомных молекул. Он не имеет ни цвета, ни запаха, мало растворим в воде (1,82 мл в 100 г воды при 20 $^circ C$). При сильном сжатии и охлаждении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород кипит при –253°C, при этой температуре азот и кислород находятся в кристаллическом состоянии. Твердый водород образуется при охлаждении до –259°C. 

Газообразный водород обладает рядом уникальных свойств. Благодаря маленькому радиусу атомы и молекулы водорода могут проникать через резину, стекло и даже через металлы. Некоторые металлы, например, платина и палладий, способны растворять значительные количества газообразного водорода. Водород в 14,5 раз легче воздуха, 100 л водорода при 0$^circ C$  весят всего 9 г. Это самый легкий из газов и самое легкое вещество.

Химические свойства

При комнатной температуре реагирует лишь с фтором, а на свету – с хлором, при нагревании – с кислородом, серой, азотом, углеродом:

H$_2$ + X$_2$ = 2HX (X = F, Cl)

2H$_2$ + O$_2$ = 2H$_2$O,

H$_2$ + S = H$_2$S,

3H$_2$ + N$_2$ = 2NH$_3$.

С кислородом и воздухом водород образует взрывчатые смеси. Особенно опасна смесь одного объема кислорода и двух объемов водорода. Ее называют гремучим газом.

При взаимодействии с щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды. Восстанавливает некоторые металлы из оксидов: 

CuO + H$_2$ = Cu + H$_2$O

HgO + H$_2$ = Hg + H$_2$O

Получение водорода

В лаборатории получают действием цинка на разбавленные кислоты – серную или соляную:

Zn + H$_2$SO$_4$ =  ZnSO$_4$ + H$_2$

Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа.

Также образуется при действии растворов щелочей на цинк, кремний и алюминий, при реакции щелочных и щелочноземельных металлов и их гидридов с водой.

В промышленности водород получают электролизом воды, термическим разложением (пиролизом) углеводородов, в смеси с угарным газом взаимодействием угля и природного газа с перегретым водяным паром (водяной газ, синтез-газ).

Применяется водород в синтезе аммиака, хлороводорода и соляной кислоты, метилового спирта, получении некоторых металлов из оксидов, при гидрировании растительных жиров. В смеси с угарным газом (синтез-газ) используется для получения разнообразным органических веществ. Является перспективным топливом. 

Источник