Hydrogen H er det vanligste grunnstoffet i universet (omtrent 75 % av massen), og på jorden er det det niende mest tallrike. Den viktigste naturlige hydrogenforbindelsen er vann.
Hydrogen rangerer først i det periodiske systemet (Z = 1). Den har den enkleste atomstrukturen: atomkjernen er 1 proton, omgitt av en elektronsky bestående av 1 elektron.
Under noen forhold viser hydrogen metalliske egenskaper (donerer et elektron), mens det i andre viser ikke-metalliske egenskaper (aksepterer et elektron).
Hydrogenisotoper som finnes i naturen er: 1H - protium (kjernen består av ett proton), 2H - deuterium (D - kjernen består av ett proton og ett nøytron), 3H - tritium (T - kjernen består av ett proton og to nøytroner).
Enkelt stoff hydrogen
Et hydrogenmolekyl består av to atomer forbundet med en kovalent upolar binding.
Fysiske egenskaper.
Hydrogen er en fargeløs, luktfri, smakløs, ikke-giftig gass. Hydrogenmolekylet er ikke polart. Derfor er kreftene til intermolekylær interaksjon i hydrogengass små. Dette kommer til uttrykk i lave kokepunkter (-252,6 0C) og smeltepunkter (-259,2 0C).
Hydrogen er lettere enn luft, D (med luft) = 0,069; lett løselig i vann (2 volumer H2 løses opp i 100 volumer H2O). Derfor kan hydrogen, når det produseres i laboratoriet, samles opp ved hjelp av luft- eller vannfortrengningsmetoder.
Hydrogenproduksjon
I laboratoriet:
1. Effekt av fortynnede syrer på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Interaksjon mellom alkali og basiske metaller med vann:
Ca +2H2O → Ca(OH)2+H2
3. Hydrolyse av hydrider: metallhydrider spaltes lett av vann for å danne tilsvarende alkali og hydrogen:
NaH +H20 → NaOH +H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
4. Effekten av alkalier på sink eller aluminium eller silisium:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2+H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
5. Elektrolyse av vann. For å øke den elektriske ledningsevnen til vann tilsettes en elektrolytt, for eksempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. 2 volumer hydrogen dannes ved katoden, og 1 volum oksygen ved anoden.
2H20 → 2H2+O2
Industriell produksjon av hydrogen
1. Metankonvertering med damp, Ni 800 °C (billigst):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Totalt:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Vanndamp gjennom varm koks ved 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Det resulterende karbonmonoksidet (IV) absorberes av vann, og 50 % av industrielt hydrogen produseres på denne måten.
3. Ved å varme opp metan til 350°C i nærvær av en jern- eller nikkelkatalysator:
CH4 → C + 2H 2
4. Elektrolyse av vandige løsninger av KCl eller NaCl som et biprodukt:
2H20 + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH
Kjemiske egenskaper av hydrogen
- I forbindelser er hydrogen alltid enverdig. Den er preget av en oksidasjonstilstand på +1, men i metallhydrider er den lik -1.
- Hydrogenmolekylet består av to atomer. Fremveksten av en forbindelse mellom dem forklares ved dannelsen av et generalisert elektronpar H:H eller H 2
- Takket være denne generaliseringen av elektroner er H2-molekylet mer energistabilt enn dets individuelle atomer. For å bryte 1 mol hydrogenmolekyler til atomer, er det nødvendig å bruke 436 kJ energi: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Dette forklarer den relativt lave aktiviteten til molekylært hydrogen ved vanlige temperaturer.
- Med mange ikke-metaller danner hydrogen gassformige forbindelser som RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Danner hydrogenhalogenider med halogener:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Samtidig eksploderer den med fluor, reagerer med klor og brom kun ved belysning eller oppvarming, og med jod kun ved oppvarming.
2) Med oksygen:
2H2 + O2 → 2H20
med varmeavgivelse. Ved normale temperaturer går reaksjonen sakte, over 550°C eksploderer den. En blanding av 2 volumer H 2 og 1 volum O 2 kalles detonerende gass.
3) Når den varmes opp, reagerer den kraftig med svovel (mye vanskeligere med selen og tellur):
H 2 + S → H 2 S (hydrogensulfid),
4) Med nitrogen med dannelse av ammoniakk kun på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Med karbon ved høye temperaturer:
2H 2 + C → CH 4 (metan)
6) Danner hydrider med alkali- og jordalkalimetaller (hydrogen er et oksidasjonsmiddel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metallhydrider er hydrogenionet negativt ladet (oksidasjonstilstand -1), det vil si Na + H-hydrid - bygget likt Na + Cl-klorid -
Med komplekse stoffer:
7) Med metalloksider (brukes til å redusere metaller):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H20
8) med karbonmonoksid (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntese - gass (en blanding av hydrogen og karbonmonoksid) er av stor praktisk betydning, fordi avhengig av temperatur, trykk og katalysator, organiske forbindelser HCHO, CH3OH og andre.
9) Umettede hydrokarboner reagerer med hydrogen og blir mettet:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.
Hydrogen er et enkelt stoff H2 (dihydrogen, diprotium, lett hydrogen).
Kort hydrogenkarakteristikk:
- Ikke-metall.
- Fargeløs gass, vanskelig å gjøre flytende.
- Dårlig løselig i vann.
- Det løser seg bedre i organiske løsemidler.
- Kjemisorpsjon av metaller: jern, nikkel, platina, palladium.
- Sterkt reduksjonsmiddel.
- Samvirker (ved høye temperaturer) med ikke-metaller, metaller, metalloksider.
- Atomisk hydrogen H0, oppnådd fra termisk dekomponering av H2, har den største reduserende evnen.
- Hydrogen isotoper:
- 1H - protium
- 2 H - deuterium (D)
- 3 H - tritium (T)
- Relativ molekylvekt = 2,016
- Relativ tetthet av fast hydrogen (t=-260°C) = 0,08667
- Relativ tetthet av flytende hydrogen (t=-253°C) = 0,07108
- Overtrykk (nr.) = 0,08988 g/l
- smeltetemperatur = -259,19°C
- kokepunkt = -252,87°C
- Volumetrisk hydrogenløselighetskoeffisient:
- (t=0°C) = 2,15;
- (t=20°C) = 1,82;
- (t=60°C) = 1,60;
1. Termisk dekomponering av hydrogen(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0
2. Interaksjon av hydrogen med ikke-metaller:
- H2+F2 = 2HF (t=-250..+20°C)
- H 2 + Cl 2 = 2 HCl (når brent eller utsatt for lys ved romtemperatur):
- Cl2 = 2Cl 0
- Cl 0 + H 2 = HCl + H 0
- H 0 + Cl 2 = HCl + Cl 0
- H2+Br2 = 2HBr (t=350-500°C, platinakatalysator)
- H2+I2 = 2HI (t=350-500°C, platinakatalysator)
- H 2 + O 2 = 2 H 2 O:
- H 2 + O 2 = 2OH 0
- OH 0 + H 2 = H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 = OH 0 + O 0
- O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
- H2+S = H2S (t=150..200°C)
- 3H2+N2 = 2NH3 (t=500°C, jernkatalysator)
- 2H2+C(koks) = CH4 (t=600°C, platinakatalysator)
- H2+2C(koks) = C2H2 (t=1500..2000°C)
- H2 +2C(koks)+N2 = 2HCN (t mer enn 1800°C)
3. Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer:
- 4H2+(Fe II Fe2III)O4 = 3Fe+4H2O (t mer enn 570°C)
- H 2 + Ag 2 SO 4 = 2 Ag + H 2 SO 4 (t mer enn 200°C)
- 4H2 +2Na2SO4 = Na2S + 4H2O (t = 550-600°C, katalysator Fe2O3)
- 3H2+2BC13 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
- H2 +2EuCl3 = 2EuCl2 +2HCl (t = 270°C)
- 4H2+CO2 = CH4+2H2O (t = 200°C, CuO2-katalysator)
- H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t over 2200°C)
- H 2 + BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t til 0 °C, løsning)
4. Deltagelse av hydrogen i redoksreaksjoner:
- 2H 0 (Zn, fortynnet HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
- 8H0 (Al, kons. KOH)+KNO3 = NH3+KOH+2H2O
- 2H0 (Zn, fortynnet HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
- 2H 0 (Al)+NaOH(kons.)+Ag2S = 2Ag↓+H2O+NaHS
- 2H0 (Zn, fortynnet H2SO4) + C2N2 = 2HCN
Hydrogenforbindelser
D 2 - dideuterium:
- Tungt hydrogen.
- Fargeløs gass, vanskelig å gjøre flytende.
- Dideutherium er inneholdt i naturlig hydrogen ved 0,012-0,016 % (i vekt).
- I en gassblanding av dideuterium og protium skjer isotoputveksling ved høye temperaturer.
- Lite løselig i vanlig og tungt vann.
- Med vanlig vann er isotoputvekslingen ubetydelig.
- Kjemiske egenskaper ligner på lett hydrogen, men dideuterium er mindre reaktivt.
- Relativ molekylvekt = 4,028
- Relativ tetthet av flytende dideuterium (t=-253°C) = 0,17
- smeltetemperatur = -254,5°C
- kokepunkt = -249,49°C
T 2 - ditritium:
- Supertungt hydrogen.
- Fargeløs radioaktiv gass.
- Halveringstid 12,34 år.
- I naturen dannes ditritium som et resultat av bombardement av 14 N-kjerner av nøytroner fra kosmisk stråling, er det funnet spor av ditritium i naturlige farvann.
- Ditritium produseres i en atomreaktor ved å bombardere litium med langsomme nøytroner.
- Relativ molekylvekt = 6,032
- smeltetemperatur = -252,52°C
- kokepunkt = -248,12°C
HD - deuteriumhydrogen:
- Fargeløs gass.
- Løser seg ikke i vann.
- Kjemiske egenskaper som ligner H2.
- Relativ molekylvekt = 3,022
- Relativ tetthet av fast deuteriumhydrogen (t=-257°C) = 0,146
- Overtrykk (nr.) = 0,135 g/l
- smeltetemperatur = -256,5°C
- kokepunkt = -251,02°C
Hydrogenoksider
H 2 O - vann:
- Fargeløs væske.
- I henhold til oksygenisotopsammensetningen består vann av H 2 16 O med urenheter H 2 18 O og H 2 17 O
- I henhold til isotopsammensetningen til hydrogen består vann av 1 H 2 O med en innblanding av HDO.
- Flytende vann gjennomgår protolyse (H 3 O + og OH -):
- H3O+ (oksoniumkation) er den sterkeste syren i vandig løsning;
- OH - (hydroksidion) er den sterkeste basen i vandig løsning;
- Vann er den svakeste konjugerte protolytten.
- Med mange stoffer danner vann krystallinske hydrater.
- Vann er et kjemisk aktivt stoff.
- Vann er et universelt flytende løsningsmiddel for uorganiske forbindelser.
- Relativ molekylvekt av vann = 18,02
- Relativ tetthet av fast vann (is) (t=0°C) = 0,917
- Relativ tetthet av flytende vann:
- (t=0°C) = 0,999841
- (t=20°C) = 0,998203
- (t=25°C) = 0,997044
- (t=50°C) = 0,97180
- (t=100°C) = 0,95835
- tetthet (n.s.) = 0,8652 g/l
- smeltepunkt = 0°C
- kokepunkt = 100°C
- Ionisk produkt av vann (25°C) = 1,008·10 -14
1. Termisk dekomponering av vann:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (over 1000°C)
D 2 O - deuteriumoksid:
- Tungt vann.
- Fargeløs hygroskopisk væske.
- Viskositeten er høyere enn for vann.
- Blandes med vanlig vann i ubegrensede mengder.
- Isotopisk utveksling produserer semi-tungt vann HDO.
- Løsemiddelkraften er lavere enn vanlig vann.
- De kjemiske egenskapene til deuteriumoksid ligner de kjemiske egenskapene til vann, men alle reaksjoner går langsommere.
- Tungtvann finnes i naturlig vann (masseforhold til vanlig vann 1:5500).
- Deuteriumoksid oppnås ved gjentatt elektrolyse av naturlig vann, hvor tungtvann samler seg i elektrolyttrestene.
- Relativ molekylvekt for tungtvann = 20,03
- Relativ tetthet av flytende tungtvann (t=11,6°C) = 1,1071
- Relativ tetthet av flytende tungtvann (t=25°C) = 1,1042
- smeltetemperatur = 3,813°C
- kokepunkt = 101,43°C
T 2 O - tritiumoksid:
- Super tungt vann.
- Fargeløs væske.
- Viskositeten er høyere og oppløsningsevnen er lavere enn vanlig og tungt vann.
- Blandes med vanlig og tungt vann i ubegrensede mengder.
- Isotopisk utveksling med vanlig og tungt vann fører til dannelsen av HTO, DTO.
- De kjemiske egenskapene til supertungt vann ligner de kjemiske egenskapene til vann, men alle reaksjoner går enda langsommere enn i tungtvann.
- Spor av tritiumoksid finnes i naturlig vann og atmosfæren.
- Supertungt vann oppnås ved å føre tritium over varmt kobberoksid CuO.
- Relativ molekylvekt for supertungt vann = 22,03
- smeltepunkt = 4,5°C
La oss se på hva hydrogen er. De kjemiske egenskapene og produksjonen til dette ikke-metallet studeres i uorganisk kjemikurs på skolen. Det er dette elementet som leder Mendeleevs periodiske system, og fortjener derfor en detaljert beskrivelse.
Kort informasjon om åpning av et element
Før vi ser på de fysiske og kjemiske egenskapene til hydrogen, la oss finne ut hvordan dette viktige elementet ble funnet.
Kjemikere som arbeidet i det sekstende og syttende århundre nevnte gjentatte ganger i sine skrifter den brennbare gassen som frigjøres når de utsettes for syrer aktive metaller. I andre halvdel av det attende århundre klarte G. Cavendish å samle og analysere denne gassen, og ga den navnet «brennbar gass».
De fysiske og kjemiske egenskapene til hydrogen ble ikke studert på den tiden. Først på slutten av det attende århundre var A. Lavoisier i stand til å fastslå gjennom analyse at denne gassen kunne oppnås ved å analysere vann. Litt senere begynte han å kalle det nye elementet hydrogen, som oversatt betyr "å føde vann." Hydrogen skylder sitt moderne russiske navn til M. F. Solovyov.
Å være i naturen
De kjemiske egenskapene til hydrogen kan bare analyseres basert på dets forekomst i naturen. Dette grunnstoffet finnes i hydro- og litosfæren, og er også en del av mineraler: naturlig og tilhørende gass, torv, olje, kull, oljeskifer. Det er vanskelig å forestille seg en voksen som ikke ville vite at hydrogen er en del av vann.
I tillegg finnes dette ikke-metallet i dyrekropper i form av nukleinsyrer, proteiner, karbohydrater og fett. På planeten vår finnes dette elementet i fri form ganske sjelden, kanskje bare i naturlig og vulkansk gass.
I form av plasma utgjør hydrogen omtrent halvparten av massen av stjerner og Solen, i tillegg er det en del av den interstellare gassen. For eksempel, i fri form, så vel som i form av metan og ammoniakk, er dette ikke-metallet tilstede i kometer og til og med noen planeter.
Fysiske egenskaper
Før vi vurderer de kjemiske egenskapene til hydrogen, merker vi at under normale forhold er det et gassformig stoff som er lettere enn luft, og har flere isotopiske former. Det er nesten uløselig i vann og har høy varmeledningsevne. Protium, som har et massetall på 1, regnes som den letteste formen. Tritium, som har radioaktive egenskaper, dannes i naturen fra atmosfærisk nitrogen når nevroner utsetter det for UV-stråler.
Funksjoner av strukturen til molekylet
For å vurdere de kjemiske egenskapene til hydrogen og reaksjonene som er karakteristiske for det, la oss dvele ved egenskapene til strukturen. Dette diatomiske molekylet inneholder en kovalent ikke-polar kjemisk binding. Dannelsen av atomært hydrogen er mulig gjennom samspillet mellom aktive metaller og sure løsninger. Men i denne formen kan dette ikke-metallet bare eksistere i en kort periode, det rekombineres nesten umiddelbart til en molekylær form.
Kjemiske egenskaper
La oss vurdere de kjemiske egenskapene til hydrogen. I de fleste av forbindelsene som dette kjemiske elementet danner, viser det en oksidasjonstilstand på +1, noe som gjør det likt aktive (alkali)metaller. De viktigste kjemiske egenskapene til hydrogen som karakteriserer det som et metall:
- interaksjon med oksygen for å danne vann;
- reaksjon med halogener, ledsaget av dannelsen av hydrogenhalogenid;
- produserer hydrogensulfid ved å kombinere med svovel.
Nedenfor er ligningen for reaksjoner som karakteriserer de kjemiske egenskapene til hydrogen. Vær oppmerksom på at som et ikke-metall (med oksidasjonstilstand -1) virker det bare i reaksjon med aktive metaller, og danner tilsvarende hydrider med dem.
Hydrogen ved vanlige temperaturer reagerer inaktivt med andre stoffer, så de fleste reaksjoner skjer først etter forvarming.
La oss se nærmere på noen av de kjemiske interaksjonene til grunnstoffet som leder det periodiske systemet kjemiske elementer Mendeleev.
Reaksjonen av vanndannelse er ledsaget av frigjøring av 285.937 kJ energi. Ved forhøyede temperaturer (mer enn 550 grader Celsius) er denne prosessen ledsaget av en sterk eksplosjon.
Blant de kjemiske egenskapene til hydrogengass som har funnet betydelig anvendelse i industrien, er dens interaksjon med metalloksider av interesse. Det er gjennom katalytisk hydrogenering at metalloksider i moderne industri behandles, for eksempel isoleres rent metall fra jernbelegg (blandet jernoksid). Denne metoden muliggjør effektiv resirkulering av skrapmetall.
Ammoniakksyntese, som involverer interaksjon av hydrogen med luftnitrogen, er også etterspurt i den moderne kjemiske industrien. Blant betingelsene for denne kjemiske interaksjonen noterer vi trykk og temperatur.
Konklusjon
Det er hydrogen som er et lavaktivt kjemisk stoff når normale forhold. Når temperaturen stiger, øker aktiviteten betydelig. Dette stoffet er etterspurt i organisk syntese. For eksempel kan hydrogenering redusere ketoner til sekundære alkoholer og omdanne aldehyder til primære alkoholer. I tillegg er det ved hydrogenering mulig å omdanne umettede hydrokarboner av etylen- og acetylenklassen til mettede forbindelser av metanserien. Hydrogen regnes med rette som et enkelt stoff som etterspørres i moderne kjemisk produksjon.
Når du begynner å vurdere de kjemiske og fysiske egenskapene til hydrogen, bør det bemerkes at i sin vanlige tilstand er dette kjemiske elementet i gassform. Fargeløs hydrogengass er luktfri og smakløs. For første gang ble dette kjemiske elementet kalt hydrogen etter at forskeren A. Lavoisier utførte eksperimenter med vann, som et resultat av at verdensvitenskapen lærte at vann er en multikomponent væske som inneholder hydrogen. Denne hendelsen skjedde i 1787, men lenge før denne datoen var hydrogen kjent for forskere under navnet "brennbar gass."
Hydrogen i naturen
Ifølge forskere finnes hydrogen i jordskorpen og i vann (omtrent 11,2 % av det totale volumet av vann). Denne gassen er en del av mange mineraler som menneskeheten har utvunnet fra jordens tarm i århundrer. Noen av egenskapene til hydrogen er karakteristiske for olje, naturgasser og leire, og for dyre- og planteorganismer. Men i sin rene form, det vil si ikke kombinert med andre kjemiske elementer i det periodiske systemet, er denne gassen ekstremt sjelden i naturen. Denne gassen kan komme til jordoverflaten under vulkanutbrudd. Fritt hydrogen er tilstede i atmosfæren i ubetydelige mengder.
Kjemiske egenskaper av hydrogen
Siden de kjemiske egenskapene til hydrogen er heterogene, tilhører dette kjemiske elementet både gruppe I i Mendeleev-systemet og gruppe VII i systemet. Som medlem av den første gruppen er hydrogen i hovedsak et alkalimetall som har en oksidasjonstilstand på +1 i de fleste forbindelsene det finnes i. Den samme valensen er karakteristisk for natrium og andre alkalimetaller. På grunn av disse kjemiske egenskapene regnes hydrogen som et grunnstoff som ligner på disse metallene.
Hvis vi snakker om metallhydrider, har hydrogenionet en negativ valens - oksidasjonstilstanden er -1. Na+H- er bygget etter samme skjema som Na+Cl-klorid. Dette faktum er grunnen til å tilordne hydrogen til gruppe VII i det periodiske systemet. Hydrogen, som er i tilstanden til et molekyl, forutsatt at det er i et vanlig miljø, er inaktivt og kan utelukkende kombineres med ikke-metaller som er mer aktive for det. Disse metallene inkluderer fluor i nærvær av lys, hydrogen kombineres med klor. Hvis hydrogen varmes opp, blir det mer aktivt og reagerer med mange grunnstoffer periodiske tabell Mendeleev.
Atomisk hydrogen viser mer aktive kjemiske egenskaper enn molekylært hydrogen. Oksygenmolekyler danner vann - H2 + 1/2O2 = H2O. Når hydrogen interagerer med halogener, dannes hydrogenhalogenider H2 + Cl2 = 2HCl, og hydrogen går inn i denne reaksjonen i fravær av lys og ved ganske høye negative temperaturer - opp til -252°C. De kjemiske egenskapene til hydrogen gjør det mulig å bruke det til reduksjon av mange metaller, siden når det reagerer, absorberer hydrogen oksygen fra metalloksider, for eksempel CuO + H2 = Cu + H2O. Hydrogen deltar i dannelsen av ammoniakk ved å interagere med nitrogen i reaksjonen ZH2 + N2 = 2NH3, men forutsatt at en katalysator brukes og temperaturen og trykket økes.
En kraftig reaksjon oppstår når hydrogen reagerer med svovel i reaksjonen H2 + S = H2S, som resulterer i hydrogensulfid. Interaksjonen mellom hydrogen og tellur og selen er litt mindre aktiv. Hvis det ikke er noen katalysator, reagerer den med rent karbon, hydrogen bare under forutsetning av at det skapes høye temperaturer. 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). Under aktiviteten av hydrogen med noen alkalier og andre metaller oppnås hydrider, for eksempel H2 + 2Li = 2LiH.
Fysiske egenskaper til hydrogen
Hydrogen er et veldig lett kjemikalie. I det minste sier forskere at det for øyeblikket ikke finnes noe lettere stoff enn hydrogen. Massen er 14,4 ganger lettere enn luft, dens tetthet er 0,0899 g/l ved 0°C. Ved temperaturer på -259,1 °C er hydrogen i stand til å smelte - dette er en svært kritisk temperatur, som ikke er typisk for transformasjonen av de fleste kjemiske forbindelser fra en tilstand til en annen. Bare et grunnstoff som helium overgår de fysiske egenskapene til hydrogen i denne forbindelse. Flytendegjøring av hydrogen er vanskelig, siden dens kritiske temperatur er (-240°C). Hydrogen er den mest varmeledende gassen kjent for menneskeheten. Alle egenskapene beskrevet ovenfor er de viktigste fysiske egenskapene til hydrogen som brukes av mennesker til spesifikke formål. Disse egenskapene er også de mest relevante for moderne vitenskap.
Hydrogen H er et kjemisk grunnstoff, et av de vanligste i universet vårt. Massen av hydrogen som et element i sammensetningen av stoffer er 75% av det totale innholdet av atomer av andre typer. Det er en del av den viktigste og mest vitale forbindelsen på planeten - vann. Et særtrekk ved hydrogen er også at det er det første elementet i DI Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer.
Oppdagelse og utforskning
Den første omtalen av hydrogen i skriftene til Paracelsus dateres tilbake til det sekstende århundre. Men dens isolasjon fra gassblandingen av luft og studiet av brennbare egenskaper ble utført allerede på det syttende århundre av forskeren Lemery. Hydrogen ble grundig studert av en engelsk kjemiker, fysiker og naturforsker som eksperimentelt beviste at massen av hydrogen er den minste i sammenligning med andre gasser. I påfølgende stadier av utviklingen av vitenskapen jobbet mange forskere med ham, spesielt Lavoisier, som kalte ham "vannets fødsel."
Kjennetegn etter stilling i PSHE
Grunnstoffet som åpner det periodiske systemet til D.I. Mendeleev er hydrogen. De fysiske og kjemiske egenskapene til atomet viser en viss dualitet, siden hydrogen samtidig er klassifisert som tilhørende den første gruppen, hovedundergruppe, hvis det oppfører seg som et metall og gir fra seg et enkelt elektron i prosessen med en kjemisk reaksjon, og til det syvende - i tilfelle fullstendig fylling av valensskallet, det vil si akseptere en negativ partikkel, som karakteriserer den som lik til halogener.
Funksjoner av den elektroniske strukturen til elementet
Egenskaper komplekse stoffer, der det er inkludert, og det enkleste stoffet H2, bestemmes først og fremst av den elektroniske konfigurasjonen av hydrogen. Partikkelen har ett elektron med Z= (-1), som roterer i sin bane rundt en kjerne som inneholder ett proton med masseenhet og positiv ladning (+1). Dens elektroniske konfigurasjon er skrevet som 1s 1, som betyr tilstedeværelsen av en negativ partikkel i den aller første og eneste s-orbitalen for hydrogen.
Når et elektron fjernes eller gis opp, og et atom av dette grunnstoffet har en slik egenskap at det er relatert til metaller, får man et kation. I hovedsak er hydrogenionet en positiv elementær partikkel. Derfor kalles hydrogen fratatt et elektron ganske enkelt et proton.
Fysiske egenskaper
For å beskrive hydrogen kort, er det en fargeløs, lett løselig gass med en slektning atommasse lik 2, 14,5 ganger lettere enn luft, med en flytende temperatur på -252,8 grader Celsius.
Av erfaring kan du enkelt bekrefte at H 2 er den letteste. For å gjøre dette er det nok å fylle tre baller med forskjellige stoffer - hydrogen, karbondioksid, vanlig luft - og samtidig slippe dem fra hånden. Den som er fylt med CO 2 vil nå bakken raskest, etter den vil den som er blåst opp med luftblandingen synke, og den som inneholder H 2 vil stige til taket.
Den lille massen og størrelsen på hydrogenpartikler rettferdiggjør dens evne til å penetrere ulike stoffer. Ved å bruke eksemplet med den samme kulen er det lett å verifisere dette etter et par dager, siden gassen ganske enkelt vil passere gjennom gummien. Hydrogen kan også samle seg i strukturen til noen metaller (palladium eller platina), og fordampe fra det når temperaturen stiger.
Egenskapen til lav løselighet av hydrogen brukes i laboratoriepraksis for å isolere det ved å fortrenge hydrogen (tabellen vist nedenfor inneholder hovedparametrene) for å bestemme omfanget av dets anvendelse og produksjonsmetoder.
| Parameter for et atom eller molekyl av et enkelt stoff | Betydning |
| Atommasse (molar masse) | 1,008 g/mol |
| Elektronisk konfigurasjon | 1s 1 |
| Krystallcelle | Sekskantet |
| Termisk ledningsevne | (300 K) 0,1815 W/(m K) |
| Tetthet ved n. u. | 0,08987 g/l |
| Koketemperatur | -252,76 °C |
| Spesifikk forbrenningsvarme | 120,9 106 J/kg |
| Smeltepunkt | -259,2 °C |
| Løselighet i vann | 18,8 ml/l |
Isotopisk sammensetning
Som mange andre representanter for det periodiske systemet av kjemiske elementer, har hydrogen flere naturlige isotoper, det vil si atomer med samme antall protoner i kjernen, men et annet antall nøytroner - partikler med null ladning og enhetsmasse. Eksempler på atomer med lignende egenskap er oksygen, karbon, klor, brom og andre, inkludert radioaktive.
De fysiske egenskapene til hydrogen 1H, den vanligste av representantene for denne gruppen, skiller seg betydelig fra de samme egenskapene til sine kolleger. Spesielt er egenskapene til stoffene de inneholder forskjellige. Dermed er det vanlig og deuterert vann, som inneholder, i stedet for et hydrogenatom med et enkelt proton, deuterium 2 H - dets isotop med to elementære partikler: positive og uladede. Denne isotopen er dobbelt så tung som vanlig hydrogen, noe som forklarer den dramatiske forskjellen i egenskapene til forbindelsene de utgjør. I naturen finnes deuterium 3200 ganger sjeldnere enn hydrogen. Den tredje representanten er tritium 3H den har to nøytroner og ett proton i kjernen.
Metoder for produksjon og isolasjon
Laboratorie- og industrielle metoder er ganske forskjellige. Gass produseres således i små mengder hovedsakelig gjennom reaksjoner der mineralske stoffer deltar, og storskala produksjon i i større grad organisk syntese brukes.
Følgende kjemiske interaksjoner brukes i laboratoriet:
For industrielle formål produseres gass ved følgende metoder:
- Termisk dekomponering av metan i nærvær av en katalysator til dens enkle stoffer (verdien av en slik indikator når temperaturen når 350 grader) - hydrogen H2 og karbon C.
- Før dampende vann gjennom koks ved 1000 grader Celsius for å danne karbondioksid CO 2 og H 2 (den vanligste metoden).
- Konvertering av metangass på en nikkelkatalysator ved temperaturer som når 800 grader.
- Hydrogen er et biprodukt fra elektrolyse av vandige løsninger av kalium eller natriumklorid.
Kjemiske interaksjoner: generelle bestemmelser
De fysiske egenskapene til hydrogen forklarer i stor grad dets oppførsel i reaksjonsprosesser med en bestemt forbindelse. Valensen til hydrogen er 1, siden den er lokalisert i den første gruppen i det periodiske systemet, og graden av oksidasjon varierer. I alle forbindelser, unntatt hydrider, er hydrogen i d.o. = (1+), i molekyler av typen CN, CN 2, CN 3 - (1-).
Hydrogengassmolekylet, dannet ved å lage et generalisert elektronpar, består av to atomer og er ganske stabilt energimessig, derfor er det under normale forhold noe inert og reagerer når normale forhold endres. Avhengig av graden av oksidasjon av hydrogen i sammensetningen av andre stoffer, kan det fungere både som et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.
Stoffer som hydrogen reagerer og dannes med
Elementære interaksjoner for å danne komplekse stoffer (ofte ved forhøyede temperaturer):
- Alkali- og jordalkalimetall + hydrogen = hydrid.
- Halogen + H 2 = hydrogenhalogenid.
- Svovel + hydrogen = hydrogensulfid.
- Oksygen + H 2 = vann.
- Karbon + hydrogen = metan.
- Nitrogen + H 2 = ammoniakk.
Interaksjon med komplekse stoffer:
- Produksjon av syntesegass fra karbonmonoksid og hydrogen.
- Reduksjon av metaller fra deres oksider ved hjelp av H 2.
- Hydrogenmetning av umettede alifatiske hydrokarboner.
Hydrogenbinding
De fysiske egenskapene til hydrogen er slik at de tillater det, i kombinasjon med et elektronegativt element, å danne en spesiell type binding med det samme atomet fra nabomolekyler som har ensomme elektronpar (for eksempel oksygen, nitrogen og fluor). Det klareste eksemplet der det er bedre å vurdere dette fenomenet er vann. Det kan sies å være sydd med hydrogenbindinger, som er svakere enn kovalente eller ioniske, men på grunn av at det er mange av dem, har de en betydelig innvirkning på stoffets egenskaper. I hovedsak er hydrogenbinding en elektrostatisk interaksjon som binder vannmolekyler til dimerer og polymerer, noe som gir opphav til dets høye kokepunkt.
Hydrogen i mineralforbindelser
Alle inneholder et proton - en kation av et atom som hydrogen. Et stoff hvis sure rest har en oksidasjonstilstand større enn (-1) kalles en flerbasisk forbindelse. Den inneholder flere hydrogenatomer, noe som gjør dissosiasjon i vandige løsninger flertrinns. Hvert påfølgende proton blir vanskeligere og vanskeligere å fjerne fra syreresten. Mediets surhetsgrad bestemmes av det kvantitative innholdet av hydrogen i mediet.
Anvendelse i menneskelige aktiviteter
Sylindre med stoffet, samt beholdere med andre flytende gasser, som for eksempel oksygen, har en spesifikk utseende. De er malt mørkegrønne med ordet "hydrogen" skrevet i knallrødt. Gass pumpes inn i en sylinder under et trykk på ca. 150 atmosfærer. De fysiske egenskapene til hydrogen, spesielt lettheten til den gassformige aggregeringstilstanden, brukes til å fylle ballonger, ballonger osv. med det blandet med helium.
Hydrogen, de fysiske og kjemiske egenskapene som folk lærte å bruke for mange år siden, brukes i dag i mange bransjer. Hovedtyngden av det går til produksjon av ammoniakk. Hydrogen deltar også i (hafnium, germanium, gallium, silisium, molybden, wolfram, zirkonium og andre) oksider, som fungerer i reaksjonen som et reduksjonsmiddel, blåsyre og saltsyre, samt kunstig flytende brensel. Mat industri bruker den til å omdanne vegetabilske oljer til fast fett.
De kjemiske egenskapene og bruken av hydrogen i ulike prosesser for hydrogenering og hydrogenering av fett, kull, hydrokarboner, oljer og fyringsolje ble bestemt. Det brukes til å produsere edelstener, glødelamper og smi og sveise metallprodukter under påvirkning av en oksygen-hydrogenflamme.
