Väte - vad är det? Egenskaper och värde. Väte - vad är detta ämne? Kemiska och fysikaliska egenskaper hos väte

Väte är ett speciellt grundämne som upptar två celler samtidigt periodiska systemet Mendelejev. Den är belägen i två grupper av element med motsatta egenskaper, och denna funktion gör den unik. Väte är en enkel substans och en integrerad del av många komplexa föreningar, det är ett organogent och biogent element. Det är värt att bekanta dig i detalj med dess huvuddrag och egenskaper.

Väte i Mendeleevs periodiska system

De viktigaste egenskaperna hos väte anges i:

• elementets serienummer är 1 (det finns samma antal protoner och elektroner);
• atommassan är 1,00795;
• väte har tre isotoper, som var och en har speciella egenskaper;
• på grund av innehållet av endast en elektron kan väte uppvisa reducerande och oxiderande egenskaper, och efter donationen av en elektron har väte en fri orbital, som deltar i bildandet av kemiska bindningar enligt donator-acceptormekanismen;
• väte är ett lätt grundämne med låg densitet;
• väte är ett starkt reduktionsmedel, det öppnar gruppen alkaliska metaller i den första gruppen av huvudundergruppen;
• när väte reagerar med metaller och andra starka reduktionsmedel, accepterar det deras elektron och blir ett oxidationsmedel. Sådana föreningar kallas hydrider. Enligt den indikerade egenskapen tillhör väte villkorligt gruppen halogener (i tabellen anges det ovan fluor inom parentes), med vilken det har likheter.

Väte som ett enkelt ämne

Väte är en gas vars molekyl består av två. Detta ämne upptäcktes 1766 av den brittiske vetenskapsmannen Henry Cavendish. Han bevisade att väte är en gas som exploderar när den interagerar med syre. Efter att ha studerat väte fann kemister att detta ämne är det lättaste av alla som människan känner till.

En annan forskare, Lavoisier, gav grundämnet namnet "hydrogenium", som på latin betyder "föda vatten". 1781 bevisade Henry Cavendish att vatten är en kombination av syre och väte. Med andra ord, vatten är produkten av reaktionen mellan väte och syre. Vätets brännbara egenskaper var kända även för forntida vetenskapsmän: motsvarande uppgifter lämnades av Paracelsus, som levde på 1500-talet.

Molekylärt väte är en naturligt förekommande gasformig förening som är vanlig i naturen, som består av två atomer och när en brinnande splitter tas upp. En vätemolekyl kan sönderfalla till atomer som förvandlas till heliumkärnor, eftersom de kan delta i kärnreaktioner. Sådana processer sker regelbundet i rymden och på solen.

Väte och dess fysikaliska egenskaper

Väte har följande fysiska parametrar:

• kokar vid -252,76 °C;
• smälter vid -259,14°C; *inom de angivna temperaturgränserna är väte en luktfri, färglös vätska;
• väte är svagt lösligt i vatten;
• väte kan teoretiskt gå in i ett metalliskt tillstånd när det tillhandahålls speciella villkor(låga temperaturer och högt tryck);
• rent väte är ett explosivt och brännbart ämne;
• väte kan diffundera genom tjockleken på metaller, därför löser det sig väl i dem;
• väte är 14,5 gånger lättare än luft;
• vid högt tryck kan snöliknande kristaller av fast väte erhållas.

Vätets kemiska egenskaper

Laboratoriemetoder:

• interaktion av utspädda syror med aktiva metaller och metaller med medelhög aktivitet;
• hydrolys av metallhydrider;
• reaktion med vatten av alkali- och jordalkalimetaller.

Väteföreningar:

Vätehalogenider; flyktiga väteföreningar av icke-metaller; hydrider; hydroxider; vätehydroxid (vatten); Väteperoxid; organiska föreningar (proteiner, fetter, kolhydrater, vitaminer, lipider, eteriska oljor, hormoner). Klicka för att se säkra experiment om studiet av egenskaperna hos proteiner, fetter och kolhydrater.

För att samla upp det resulterande vätet måste du hålla provröret vänt upp och ner. Väte kan inte samlas upp som koldioxid, eftersom det är mycket lättare än luft. Väte avdunstar snabbt och när det blandas med luft (eller i en stor ansamling) exploderar det. Därför är det nödvändigt att vända röret. Direkt efter fyllning stängs röret med en gummipropp.

För att kontrollera vätets renhet måste du ta med en tänd tändsticka till halsen på provröret. Om en döv och tyst pop uppstår är gasen ren och luftföroreningar minimala. Om popet är högt och visslar är gasen i provröret smutsig, det innehåller en stor andel främmande komponenter.

Uppmärksamhet! Försök inte att upprepa dessa experiment själv!

I verk av kemister från 1500- och 1600-talen nämndes upprepade gånger frigörandet av brännbar gas under verkan av syror på metaller. År 1766 samlade och undersökte G. Cavendish den frigjorda gasen och kallade den "brännbar luft". Som anhängare av teorin om flogiston, trodde Cavendish att denna gas är ren flogiston. 1783 bevisade A. Lavoisier, genom att analysera och syntetisera vatten, komplexiteten i dess sammansättning, och 1787 definierade han "brännbar luft" som en ny kemiskt element(Väte) och gav honom modernt namn väte (från grekiskan hydor - vatten och gennao - föda), vilket betyder "föda vatten"; denna rot används i namnen på väteföreningar och processer med dess deltagande (till exempel hydrider, hydrering). Det moderna ryska namnet "väte" föreslogs av M.F. Solovyov 1824.

Distribution av väte i naturen. Väte är utbrett i naturen, dess innehåll i jordskorpan (litosfären och hydrosfären) är 1 viktprocent och 16 viktprocent av antalet atomer. Väte är en del av det vanligaste ämnet på jorden - vatten (11,19% väte i massa), i föreningarna som utgör kol, olja, naturgaser, leror, såväl som djur- och växtorganismer (det vill säga i sammansättningen av proteiner, nukleinsyror, fetter, kolhydrater, etc.). Väte är extremt sällsynt i fritt tillstånd, det finns i små mängder i vulkaniska och andra naturgaser. Försumbara mängder fritt väte (0,0001 % av antalet atomer) finns i atmosfären. I rymden nära jorden bildar väte i form av en ström av protoner jordens inre ("proton") strålningsbälte. Väte är det vanligaste grundämnet i rymden. I form av plasma utgör den ungefär hälften av solens och de flesta stjärnors massa, huvuddelen av gaserna i det interstellära mediet och gasnebulosorna. Väte finns i atmosfären på ett antal planeter och i kometer i form av fritt H 2 , metan CH 4 , ammoniak NH 3 , vatten H 2 O, radikaler som CH, NH, OH, SiH, PH, etc. Väte kommer in i form av ett protonflöde i kroppens strålning från solen och kosmiska strålar.

Isotoper, atom och vätemolekyl. Vanligt väte består av en blandning av 2 stabila isotoper: lätt väte, eller protium (1 H), och tungt väte, eller deuterium (2 H, eller D). I naturliga väteföreningar finns i genomsnitt 6800 atomer av 1 H per 1 atom av 2 H. En radioaktiv isotop med massnummer 3 kallas supertungt väte, eller tritium (3 H, eller T), med mjuk β-strålning och en halveringstid T ½ = 12,262 år. I naturen bildas tritium till exempel av atmosfäriskt kväve under inverkan av kosmiska strålneutroner; i atmosfären är den försumbar (4 10 -15 % av Totala numret väteatomer). En extremt instabil isotop 4 H erhölls. Masstalen för isotoperna 1 H, 2 H, 3 H respektive 4 H, 1, 2, 3 och 4, indikerar att protiumatomens kärna endast innehåller en proton, deuterium - en proton och en neutron, tritium - en proton och 2 neutroner, 4 H - en proton och 3 neutroner. Den stora skillnaden i massor av isotoper av väte orsakar en mer märkbar skillnad i deras fysikaliska och kemiska egenskaper än i fallet med isotoper av andra grundämnen.

Väteatomen har den enklaste strukturen bland atomerna av alla andra element: den består av en kärna och en elektron. Bindningsenergin för en elektron med en kärna (joniseringspotential) är 13,595 eV. Neutral atom Väte kan också fästa en andra elektron och bilda en negativ jon H - i detta fall är bindningsenergin för den andra elektronen med en neutral atom (elektronaffinitet) 0,78 eV. Kvantmekaniken gör det möjligt att beräkna alla möjliga energinivåer för väteatomen och följaktligen att ge en fullständig tolkning av dess atomspektrum. Väteatomen används som modellatom i kvantmekaniska beräkningar av energinivåerna för andra, mer komplexa atomer.

Väte H 2-molekylen består av två atomer sammankopplade med en kovalent kemisk bindning. Dissociationsenergin (det vill säga sönderfalla till atomer) är 4,776 eV. Det interatomära avståndet vid kärnornas jämviktsposition är 0,7414Å. Vid höga temperaturer dissocierar molekylärt väte till atomer (dissociationsgraden vid 2000°C är 0,0013; vid 5000°C är den 0,95). Atomiskt väte bildas också i olika kemiska reaktioner(till exempel verkan av Zn på saltsyra). Men förekomsten av väte i det atomära tillståndet varar bara en kort tid, atomerna rekombinerar till H 2 molekyler.

Vätets fysikaliska egenskaper. Väte är det lättaste av alla kända ämnen (14,4 gånger lättare än luft), densitet 0,0899 g/l vid 0°C och 1 atm. Väte kokar (flyter till vätska) och smälter (stelnar) vid -252,8°C respektive -259,1°C (endast helium har mer låga temperaturer smälter och kokar). Den kritiska temperaturen för väte är mycket låg (-240°C), så dess flytande är förenad med stora svårigheter; kritiskt tryck 12,8 kgf/cm 2 (12,8 atm), kritisk densitet 0,0312 g/cm 3. Väte har den högsta värmeledningsförmågan av alla gaser, lika med 0,174 W/(m·K) vid 0°С och 1 atm, det vill säga 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Specifik värme Väte vid 0 ° C och 1 atm C p 14,208 kJ / (kg K), det vill säga 3,394 cal / (g ° C). Väte är något lösligt i vatten (0,0182 ml / g vid 20 ° C och 1 atm), men väl - i många metaller (Ni, Pt, Pa och andra), särskilt i palladium (850 volymer per 1 volym Pd). Vätets löslighet i metaller är relaterad till dess förmåga att diffundera genom dem; diffusion genom en kollegering (till exempel stål) åtföljs ibland av att legeringen förstörs på grund av interaktionen mellan väte och kol (den så kallade dekarboniseringen). Flytande väte är mycket lätt (densitet vid -253°C 0,0708 g/cm3) och flytande (viskositet vid -253°C 13,8 centipoise).

Vätets kemiska egenskaper. I de flesta föreningar uppvisar väte en valens (mer exakt ett oxidationstillstånd) på +1, som natrium och andra alkalimetaller; vanligtvis betraktas det som en analog av dessa metaller, rubrikgrupp I i ​​Mendeleev-systemet. Men i metallhydrider är vätejonen negativt laddad (oxidationstillstånd -1), det vill säga Na + H - hydriden är uppbyggd som Na + Cl - klorid. Detta och några andra fakta (närheten mellan de fysikaliska egenskaperna hos väte och halogener, halogenernas förmåga att ersätta väte i organiska föreningar) ger anledning att inkludera väte även i grupp VII i det periodiska systemet. På normala förhållanden molekylärt väte är relativt inaktivt och kombineras direkt endast med de mest aktiva icke-metallerna (med fluor och i ljuset även med klor). Men när den värms upp reagerar den med många element. Atomiskt väte har en ökad kemisk aktivitet jämfört med molekylärt väte. Väte kombineras med syre för att bilda vatten:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

med frisättning av 285,937 kJ / mol, det vill säga 68,3174 kcal / mol värme (vid 25 ° C och 1 atm). Vid vanliga temperaturer fortskrider reaktionen extremt långsamt, över 550 ° C - med en explosion. Explosionsgränserna för en väte-syreblandning är (i volym) från 4 till 94 % H 2 och en väte-luftblandning - från 4 till 74 % H 2 (en blandning av 2 volymer H 2 och 1 volym O 2 kallas explosiv gas). Väte används för att reducera många metaller, eftersom det tar bort syre från deras oxider:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, etc.

Med halogener bildar väte vätehalogenider, till exempel:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Väte exploderar med fluor (även i mörker och vid -252°C), reagerar med klor och brom endast när det är upplyst eller upphettat, och med jod endast vid upphettning. Väte reagerar med kväve och bildar ammoniak:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

endast på en katalysator och vid förhöjda temperaturer och tryck. Vid uppvärmning reagerar väte kraftigt med svavel:

H 2 + S \u003d H 2 S (vätesulfid),

mycket svårare med selen och tellur. Väte kan reagera med rent kol utan katalysator endast vid höga temperaturer:

2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).

Väte reagerar direkt med vissa metaller (alkali, jordalkali och andra) och bildar hydrider:

H2 + 2Li = 2LiH.

Viktig praktiskt värde har reaktioner av väte med kolmonoxid (II), i vilka, beroende på temperatur, tryck och katalysator, olika organiska föreningar bildas, till exempel HCHO, CH 3 OH och andra. Omättade kolväten reagerar med väte för att bli mättade, till exempel:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Vätets och dess föreningars roll i kemin är exceptionellt stor. Väte bestämmer sura egenskaper hos de så kallade protiska syrorna. Väte tenderar att bilda en så kallad vätebindning med vissa grundämnen, vilket har en avgörande inverkan på egenskaperna hos många organiska och icke-organiska grundämnen. organiska föreningar.

Får väte. De huvudsakliga typerna av råvaror för industriell produktion av väte är naturliga brännbara gaser, koksugnsgas och oljeraffineringsgaser. Väte erhålls också från vatten genom elektrolys (på platser med billig el). på de viktigaste sätten produktion av väte från naturgasär den katalytiska interaktionen mellan kolväten, främst metan, med vattenånga (omvandling):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

och ofullständig oxidation av kolväten med syre:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Den resulterande kolmonoxiden (II) utsätts också för omvandling:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Vätgas som produceras av naturgas är billigast.

Väte isoleras från koksugnsgas och raffinaderigaser genom att avlägsna de återstående komponenterna i gasblandningen, som är lättare att göra flytande än väte, vid djupkylning. Elektrolysen av vatten utförs med likström och passerar genom en lösning av KOH eller NaOH (syror används inte för att undvika korrosion av stålutrustning). Väte produceras i laboratorier genom elektrolys av vatten, samt genom reaktionen mellan zink och saltsyra. Men oftare använder de färdigt väte i cylindrar.

Applicering av väte. PÅ industriell skala Väte började erhållas i slutet av 1700-talet för fyllning ballonger. För närvarande används väte i stor utsträckning inom den kemiska industrin, främst för framställning av ammoniak. En storkonsument av väte är också produktion av metyl och andra alkoholer, syntetisk bensin och andra produkter erhållna genom syntes av väte och kolmonoxid (II). Väte används för att hydrera fast och tung flytande bränslen, fetter och andra, för syntes av HCl, för vätebehandling av petroleumprodukter, vid svetsning och skärning av metaller med en syre-väteflamma (temperatur upp till 2800 ° C) och vid atomär vätesvetsning (upp till 4000 ° C). En mycket viktig applikation i kärnkraft hittade isotoper av väte - deuterium och tritium.

I det periodiska systemet har sin egen särskild plats en position som speglar de egenskaper den uppvisar och talar om dess elektroniska struktur. Men bland alla finns det en speciell atom som upptar två celler samtidigt. Det är beläget i två grupper av element som är helt motsatta i sina manifesterade egenskaper. Detta är väte. Dessa funktioner gör den unik.

Väte är inte bara ett grundämne, utan också ett enkelt ämne, såväl som en integrerad del av många komplexa föreningar, ett biogent och organogent element. Därför överväger vi dess egenskaper och egenskaper mer i detalj.

Väte som ett kemiskt element

Väte är ett element i den första gruppen i huvudundergruppen, såväl som den sjunde gruppen i huvudundergruppen under den första lilla perioden. Denna period består av endast två atomer: helium och grundämnet vi överväger. Låt oss beskriva huvuddragen för vätgas position i det periodiska systemet.

1. Serienumret för väte är 1, antalet elektroner är detsamma, respektive antalet protoner är detsamma. Atomisk massa- 1,00795. Det finns tre isotoper av detta element med massnummer 1, 2, 3. Egenskaperna för var och en av dem är dock mycket olika, eftersom en ökning av massan även med en för väte omedelbart är dubbelt så stor.
2. Det faktum att den endast innehåller en elektron på utsidan gör att den framgångsrikt kan uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper. Dessutom, efter donationen av en elektron, förblir den en fri orbital, som deltar i bildandet av kemiska bindningar enligt donator-acceptormekanismen.
3. Väte är ett starkt reduktionsmedel. Därför anses den första gruppen i huvudundergruppen vara hans huvudplats, där han leder mest aktiva metaller- alkalisk.
4. Men när det interagerar med starka reduktionsmedel, såsom till exempel metaller, kan det också vara ett oxidationsmedel som tar emot en elektron. Dessa föreningar kallas hydrider. På denna grundval leder den undergruppen av halogener, som den liknar.
5. På grund av sin mycket lilla atommassa anses väte vara det lättaste grundämnet. Dessutom är dess densitet också mycket låg, så det är också riktmärket för lätthet.

Således är det uppenbart att väteatomen är en helt unik, till skillnad från alla andra grundämnen. Följaktligen är dess egenskaper också speciella, och de enkla och komplexa ämnen som bildas är mycket viktiga. Låt oss överväga dem ytterligare.

enkel substans

Om vi ​​talar om detta element som en molekyl, måste vi säga att det är diatomiskt. Det vill säga väte (ett enkelt ämne) är en gas. Dess empiriska formel kommer att skrivas som H 2, och den grafiska - genom en enkel sigma-bindning H-H. Mekanismen för bindningsbildning mellan atomer är kovalent icke-polär.

1. Ångreformering av metan.
2. Kolförgasning - processen involverar uppvärmning av kol till 1000 0 C, vilket resulterar i bildning av väte och kol med hög kolhalt.
3. Elektrolys. Denna metod kan endast användas för vattenlösningar av olika salter, eftersom smältor inte leder till vattenutsläpp vid katoden.

Laboratoriemetoder för framställning av väte:

1. Hydrolys av metallhydrider.
2. Verkan av utspädda syror på aktiva metaller och medelhög aktivitet.
3. Interaktion mellan alkali- och jordalkalimetaller med vatten.

För att samla upp det resulterande vätet är det nödvändigt att hålla provröret vänt upp och ner. Denna gas kan trots allt inte samlas upp på samma sätt som till exempel koldioxid. Detta är väte, det är mycket lättare än luft. Det förflyktigas snabbt och exploderar när det blandas med luft i stora mängder. Därför måste röret vändas upp och ned. Efter att ha fyllts måste den stängas med en gummipropp.

För att kontrollera renheten hos det uppsamlade vätet bör du ta med en tänd tändsticka på halsen. Om bomullen är döv och tyst är gasen ren, med minimala luftföroreningar. Är det högt och visslande är det smutsigt, med en stor andel främmande komponenter.

Användningsområden

När väte förbränns frigörs det Ett stort antal energi (värme), att denna gas anses vara det mest lönsamma bränslet. Dessutom är det miljövänligt. Emellertid är dess användning inom detta område för närvarande begränsad. Detta beror på de ogenomtänkta och olösta problemen med att syntetisera rent väte, som skulle vara lämpligt att använda som bränsle i reaktorer, motorer och bärbara enheter, såväl som värmepannor för bostäder.

När allt kommer omkring är metoderna för att erhålla denna gas ganska dyra, så först är det nödvändigt att utveckla en speciell syntesmetod. En som gör att du kan få produkten i stor volym och till minimal kostnad.

Det finns flera huvudområden där gasen vi överväger används.

1. Kemiska synteser. Baserat på hydrering erhålls tvål, margariner och plaster. Med deltagande av väte syntetiseras metanol och ammoniak, liksom andra föreningar.
2. I livsmedelsindustrin - som tillsats E949.
3. Flygindustri (raketbyggnad, flygplansbyggnad).
4. Kraftindustrin.
5. Meteorologi.
6. Bränsle av miljövänlig typ.

Naturligtvis är väte lika viktigt som det är rikligt i naturen. En ännu större roll spelar de olika föreningar som bildas av den.

Väteföreningar

Dessa är komplexa ämnen som innehåller väteatomer. Det finns flera huvudtyper av sådana ämnen.

1. Vätehalogenider. Den allmänna formeln är HHal. Av särskild betydelse bland dem är klorväte. Det är en gas som löser sig i vatten för att bilda en lösning av saltsyra. Denna syra finns bred tillämpning i nästan alla kemiska synteser. Och både organiskt och oorganiskt. Klorväte är en förening som har den empiriska formeln HCL och är en av de största sett till årsproduktion i vårt land. Vätehalogenider inkluderar även vätejodid, vätefluorid och vätebromid. Alla bildar motsvarande syror.
2. Flyktiga Nästan alla av dem är ganska giftiga gaser. Till exempel vätesulfid, metan, silan, fosfin och andra. De är dock mycket brandfarliga.
3. Hydrider är föreningar med metaller. De tillhör klassen salter.
4. Hydroxider: baser, syror och amfotera föreningar. Deras sammansättning inkluderar nödvändigtvis väteatomer, en eller flera. Exempel: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 och andra.
5. Vätehydroxid. Denna förening är mer känd som vatten. Ett annat namn för väteoxid. Den empiriska formeln ser ut så här - H 2 O.
6. Väteperoxid. Detta är det starkaste oxidationsmedlet, vars formel är H 2 O 2.
7. Många organiska föreningar: kolväten, proteiner, fetter, lipider, vitaminer, hormoner, eteriska oljor och andra.

Uppenbarligen är variationen av föreningar av elementet vi överväger mycket stor. Detta bekräftar än en gång dess höga betydelse för naturen och människan, såväl som för alla levande varelser.

är det bästa lösningsmedlet

Som nämnts ovan är det vanliga namnet för detta ämne vatten. Består av två väteatomer och ett syre, sammankopplade med kovalenta polära bindningar. Vattenmolekylen är en dipol, vilket förklarar många av dess egenskaper. I synnerhet det faktum att det är ett universellt lösningsmedel.

Exakt kl vattenmiljö nästan allt händer kemiska processer. Inre reaktioner av plast- och energiomsättning i levande organismer utförs också med hjälp av väteoxid.

Vatten anses vara det viktigaste ämnet på planeten. Det är känt att ingen levande organism kan leva utan den. På jorden kan den existera i tre aggregationstillstånd:

• flytande;
• gas (ånga);
• fast (is).

Beroende på vilken isotop av väte som är en del av molekylen finns det tre typer av vatten.

1. Ljus eller protium. En isotop med massatalet 1. Formeln är H 2 O. Detta är den vanliga formen som alla organismer använder.
2. Deuterium eller tung, dess formel är D 2 O. Innehåller isotopen 2 H.
3. Supertung eller tritium. Formeln ser ut som T 3 O, isotopen är 3 H.

Reserverna av färskt protiumvatten på planeten är mycket viktiga. Det saknas redan i många länder. Metoder utvecklas för att behandla saltvatten för att få dricksvatten.

Väteperoxid är ett universellt botemedel

Denna förening, som nämnts ovan, är ett utmärkt oxidationsmedel. Men med starka representanter kan den också fungera som en reducering. Dessutom har den en uttalad bakteriedödande effekt.

Ett annat namn för denna förening är peroxid. Det är i denna form som det används inom medicin. En 3% lösning av det kristallina hydratet av föreningen i fråga är ett medicinskt läkemedel som används för att behandla små sår för att dekontaminera dem. Det har dock bevisats att i detta fall ökar sårläkningen med tiden.

Dessutom används väteperoxid i raketbränsle, inom industrin för desinfektion och blekning, som ett skummedel för framställning av lämpliga material (t.ex. skum). Dessutom hjälper peroxid att rengöra akvarier, bleka hår och bleka tänder. Men samtidigt skadar det vävnaderna, därför rekommenderas det inte av specialister för detta ändamål.

MINSK COLLEGE OF TECHNOLOGY AND DESIGN OF LIGHT INDUSTRY

abstrakt

disciplin: Kemi

Ämne: "Väte och dess föreningar"

Förberedd av: 1:a årsstudent343 grupper

Viskup Elena

Kontrollerade: Alyabyeva N.V.

Minsk 2009

Väteatomens struktur i det periodiska systemet

Oxidationstillstånd

Prevalens i naturen

Väte som ett enkelt ämne

Väteföreningar

Bibliografi

Väteatomens struktur i det periodiska systemet

Det första elementet i det periodiska systemet (1:a perioden, serienummer 1). Det har inte en fullständig analogi med andra kemiska element och tillhör inte någon grupp, därför placeras det i tabellerna vanligtvis i IA-gruppen och / eller VIIA-gruppen.

Väteatomen är den minsta och lättaste bland atomerna av alla grundämnen. Atomens elektroniska formel är 1s 1 . Den vanliga formen av existens av ett element i ett fritt tillstånd är en diatomisk molekyl.

Oxidationstillstånd

Väteatomen i föreningar med mer elektronegativa element uppvisar ett oxidationstillstånd på +1, till exempel HF, H 2 O, etc. Och i föreningar med metallhydrider är oxidationstillståndet för väteatomen -1, till exempel NaH , CaH 2, etc. Den har ett medelvärde för elektronegativitet mellan typiska metaller och icke-metaller. Kapabel att katalytiskt reducera organiska lösningsmedel, såsom ättiksyra eller alkohol, många organiska föreningar: omättade föreningar till mättade, vissa natriumföreningar till ammoniak eller aminer.

Prevalens i naturen

Naturligt väte består av två stabila isotoper - protium 1 H, deuterium 2 H och tritium 3 H. På ett annat sätt betecknas deuterium som D, och tritium som T. Eventuellt olika kombinationer t.ex. HT, HD, TD, H2, D2, T2. Väte är vanligare i naturen i form av olika föreningar med svavel (H 2 S), syre (i form av vatten), kol, kväve och klor. Mindre ofta i form av föreningar med fosfor, jod, brom och andra element. Den ingår i alla växt- och djurorganismer, olja, fossila kol, naturgas, ett antal mineraler och stenar. I det fria tillståndet finns det mycket sällan i små mängder - i vulkaniska gaser och nedbrytningsprodukter av organiska rester. Väte är det vanligaste grundämnet i universum (cirka 75%). Den finns i solen och de flesta stjärnor, samt planeterna Jupiter och Saturnus, som mestadels är väte. På vissa planeter kan väte finnas i fast form.

Väte som ett enkelt ämne

Vätemolekylen består av två atomer sammanlänkade med en opolär kovalent bindning. Fysikaliska egenskaper- färglös och luktfri gas. Snabbare än andra gaser sprider den sig i rymden, passerar genom små porer och vid höga temperaturer tränger den relativt lätt igenom stål och andra material. Den har hög värmeledningsförmåga.

Kemiska egenskaper. I sitt normala tillstånd vid låga temperaturer är den inaktiv, utan uppvärmning reagerar den med fluor och klor (i närvaro av ljus).

H2 + F22HF H2 + Cl2 hv 2HCl

Det interagerar mer aktivt med icke-metaller än med metaller.

När den interagerar med olika ämnen kan den uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper.

Väteföreningar

En av föreningarna av väte är halogener. De bildas när väte kombineras med element i grupp VIIA. HF, HCl, HBr och HI är färglösa gaser som är mycket lösliga i vatten.

Cl2 + H2OHClO + HCl; HClO-klorvatten

Eftersom HBr och HI är typiska reduktionsmedel kan de inte erhållas genom utbytesreaktionen som HCl.

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2HF

Vatten är den vanligaste väteföreningen i naturen.

2H2 + O2 \u003d 2H2O

Den har ingen färg, ingen smak, ingen lukt. Mycket svag elektrolyt, men reagerar aktivt med många metaller och icke-metaller, basiska och sura oxider.

2H2O + 2Na \u003d 2NaOH + H2

H 2 O + BaO \u003d Ba (OH) 2

3H 2 O + P 2 O 5 \u003d 2H 3 PO 4

Tungt vatten (D 2 O) är en isotopisk variation av vatten. Lösligheten av ämnen i tungt vatten är mycket mindre än i vanligt vatten. Tungt vatten är giftigt, eftersom det bromsar biologiska processer i levande organismer. Ansamlas i resterna av elektrolys under upprepad elektrolys av vatten. Den används som kylmedel och neutronmoderator i kärnreaktorer.

Hydrider - interaktionen av väte med metaller (kl hög temperatur) eller icke-metaller mindre elektronegativa än väte.

Si + 2H 2 \u003d SiH 4

Själva vätet upptäcktes under första hälften av 1500-talet. Paracelsus. År 1776 undersökte G. Cavendish först dess egenskaper, 1783-1787 visade A. Lavoisier att väte är en del av vatten, inkluderade det i listan över kemiska grundämnen och föreslog namnet "väte".

Bibliografi

1. M.B. Volovich, O.F. Kabardin, R.A. Lidin, L.Yu. Alikberova, V.S. Rokhlov, V.B. Pyatunin, Yu.A. Simagin, S.V. Simonovich / Schoolchildren's Handbook / Moskva "AST-PRESS BOOK" 2003.

2. I.L. Knunyats / Chemical Encyclopedia / Moscow "Sovjet Encyclopedia" 1988

3. Dvs. Shimanovich / Chemistry 11 / Minsk "People's Asveta" 2008

4. F. Cotton, J. Wilkinson / Modern oorganisk kemi / Moscow "Mir" 1969

VÄTE
H (lat. hydrogenium),
det lättaste gasformiga kemiska elementet är en medlem av IA-undergruppen av det periodiska systemet av element, ibland hänvisas det till VIIA-undergruppen. PÅ jordens atmosfär väte i obundet tillstånd existerar endast under bråkdelar av en minut, dess mängd är 1-2 delar per 1 500 000 delar luft. Det släpps vanligtvis ut med andra gaser vid vulkanutbrott, från oljekällor och på platser där stora mängder organiskt material bryts ned. Väte kombineras med kol och/eller syre i organiskt material som kolhydrater, kolväten, fetter och animaliska proteiner. I hydrosfären är väte en del av vattnet, den vanligaste föreningen på jorden. I stenar, jordar, jordar och andra delar jordskorpan Väte kombineras med syre för att bilda vatten och hydroxidjonen OH-. Väte utgör 16 % av alla atomer i jordskorpan, men bara cirka 1 viktprocent, eftersom det är 16 gånger lättare än syre. Solens och stjärnornas massa är 70 % väteplasma: i rymden är detta det vanligaste grundämnet. Koncentrationen av väte i jordens atmosfär ökar med höjden på grund av dess låga densitet och förmåga att stiga till stora höjder. Meteoriter som finns på jordens yta innehåller 6-10 väteatomer per 100 kiselatomer.
Historik referens. En annan tysk läkare och naturforskare Paracelsus på 1500-talet. bestämt brännbarheten av väte. År 1700 upptäckte N. Lemery att gasen som frigörs genom svavelsyrans inverkan på järn exploderar i luften. Väte som grundämne identifierades av G. Cavendish 1766 och kallade det "brännbar luft", och 1781 bevisade han att vatten är en produkt av dess interaktion med syre. Det latinska hydrogenium, som kommer från den grekiska kombinationen "att föda vatten", tilldelades detta grundämne av A. Lavoisier.
Allmänna egenskaper hos väte. Väte är det första grundämnet i grundämnenas periodiska system; dess atom består av en proton och en elektron som kretsar runt den
(se även PERIODISK FÖRTECKNING ÖVER ELEMENT).
En av de 5000 väteatomerna kännetecknas av närvaron av en neutron i kärnan, vilket ökar kärnans massa från 1 till 2. Denna väteisotop kallas deuterium 21H eller 21D. En annan, sällsyntare isotop av väte innehåller två neutroner i kärnan och kallas tritium 31H eller 31T. Tritium är radioaktivt och sönderfaller med frigörandet av helium och elektroner. Kärnorna i olika väteisotoper skiljer sig åt i protonsnurr. Väte kan erhållas a) genom inverkan av en aktiv metall på vatten, b) genom inverkan av syror på vissa metaller, c) genom inverkan av baser på kisel och vissa amfotära metaller, d) genom inverkan av överhettad ånga på kol och metan, och även på järn, e) genom elektrolytisk nedbrytning av vatten och termisk nedbrytning av kolväten. Vätets kemiska aktivitet bestäms av dess förmåga att donera en elektron till en annan atom eller dela den nästan lika med andra grundämnen vid bildandet av en kemisk bindning, eller att fästa en elektron till ett annat grundämne i en kemisk förening som kallas en hydrid. Väte som produceras av industrin används i stora mängder för syntes av ammoniak, salpetersyra, metallhydrider. Livsmedelsindustrin använder väte för att hydrera (hydrera) flytande vegetabiliska oljor till fasta fetter (t.ex. margarin). Hydrogenering omvandlar mättade organiska oljor som innehåller dubbelbindningar mellan kolatomer till mättade med enkla kol-kolbindningar. Flytande väte med hög renhet (99,9998 %) används i rymdraketer som ett mycket effektivt bränsle.
fysikaliska egenskaper. För att kondensera och stelna väte krävs mycket låga temperaturer och höga tryck (se egenskapstabell). PÅ normala förhållanden väte är en färglös gas, luktfri och smaklös, mycket lätt: 1 liter väte vid 0°C och atmosfärstryck har en massa på 0,08987 g (jämför densiteten för luft och helium 1,2929 respektive 0,1785 g/l; därför Ballong fylld med helium och har samma lyftkraft, som en väteballong, bör ha 8 % mer volym). Tabellen visar några av vätets fysikaliska och termodynamiska egenskaper. EGENSKAPER HOS VANLIGT VÄTE
(vid 273,16 K eller 0°C)
Atomnummer 1 Atommassa 11H 1,00797 Densitet, g/l

på normalt tryck 0,08987 vid 2,5*10 5 atm 0,66 vid 2,7*10 18 atm 1,12*10 7

Kovalent radie, 0,74 Smältpunkt, ° С -259,14 Kokpunkt, ° С -252,5 Kritisk temperatur, ° С -239,92 (33,24 K) Kritiskt tryck, atm 12,8 (12,80 K) Värmekapacitet, J/(molChK) 28.8. Löslighet

i vatten, vol/100 volymer H2O (under standardförhållanden) 2,148 i bensen, ml/g (35,2°C, 150,2 atm) 11,77 i ammoniak, ml/g (25°C) vid 50 atm 4 ,47 vid 1000 atm. 79,25

Oxidationstillstånd -1, +1
Atomens struktur. En vanlig väteatom (protium) består av två fundamentala partiklar (en proton och en elektron) och har en atommassa på 1. På grund av elektronens enorma hastighet (2,25 km/s eller 7*1015 varv/s) och dess dualistisk korpuskulär vågnatur är det omöjligt att exakt bestämma koordinaten (positionen) för en elektron i någon det här ögonblicket tid, men det finns vissa områden med hög sannolikhet att hitta en elektron, och de bestämmer storleken på atomen. De flesta av vätets kemiska och fysikaliska egenskaper, särskilt de som är relaterade till excitation (absorption av energi), förutsägs matematiskt exakt (se SPEKTROSKOPI). Väte liknar alkalimetaller genom att alla dessa element kan donera en elektron till en acceptoratom för att bilda en kemisk bindning som kan variera från partiellt jonisk (elektronöverföring) till kovalent (delat elektronpar). Med en stark elektronacceptor bildar väte en positiv H+-jon; proton. Det kan finnas 2 elektroner i en väteatoms elektronbana, så väte kan också acceptera en elektron och bilda en negativ jon H-, en hydridjon, och detta gör väte relaterat till halogener, som kännetecknas av att acceptera en elektron med bildning av en negativ halogenidjon av Cl-typ. Vätets dualism återspeglas i det faktum att det i grundämnenas periodiska system är placerat i undergrupp IA (alkalimetaller), och ibland i undergrupp VIIA (halogener) (se även KEMI).
Kemiska egenskaper. Vätets kemiska egenskaper bestäms av dess enda elektron. Mängden energi som krävs för att avlägsna denna elektron är större än vad något känt kemiskt oxidationsmedel kan ge. Det är därför kemisk bindning väte med andra atomer är närmare kovalent än joniskt. En rent kovalent bindning uppstår när en vätemolekyl bildas: H + H H2
Bildandet av en mol (dvs. 2 g) H2 frisätter 434 kJ. Även vid 3000 K är graden av vätedissociation mycket låg och lika med 9,03%, vid 5000 K når den 94%, och först vid 10000 K blir dissociationen fullständig. När två mol (36 g) vatten bildas av atomärt väte och syre (4H + O2 -> 2H2O) frigörs mer än 1250 kJ och temperaturen når 3000-4000 °C, medan förbränningen av molekylärt väte (2H2 + O2 -> 2H2O) släpper endast 285,8 kJ och flamtemperaturen når endast 2500 ° C. Vid rumstemperatur är väte mindre reaktivt. För att få igång de flesta reaktioner är det nödvändigt att bryta eller lossa stark koppling H-H, förbrukar mycket energi. Hastigheten för vätereaktioner ökar med användningen av en katalysator (platinagruppmetaller, övergångsoxider eller tungmetaller) och metoder för excitation av molekylen (ljus, elektrisk urladdning, ljusbåge, höga temperaturer). Under sådana förhållanden reagerar väte med nästan alla grundämnen utom ädelgaser. Aktiva alkaliska och alkaliska jordartsmetaller (t.ex. litium och kalcium) reagerar med väte, är elektrondonatorer och bildar föreningar som kallas salthydrider (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
I allmänhet kallas föreningar som innehåller väte hydrider. Den stora variationen av egenskaper hos sådana föreningar (beroende på atomen associerad med väte) förklaras av vätets förmåga att uppvisa en laddning från -1 till nästan +1. Detta manifesteras tydligt i likheten mellan LiH och CaH2 och salter som NaCl och CaCl2. Man tror att i hydrider är väte negativt laddat (H-); en sådan jon är ett reduktionsmedel i ett surt vattenhaltigt medium: 2H-H2 + 2e- + 2,25B. H-jonen kan reducera vattenprotonen H+ till vätgas: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Väteföreningar med bor - borhydrider (borhydrider) - representerar en ovanlig klass av ämnen som kallas boraner. Deras enklaste representant är BH3, som endast finns i den stabila formen av diboran B2H6. Förbindelser med stor kvantitet boratomer får olika sätt. Till exempel är tetraboran B4H10, stabil pentaboran B5H9 och instabil pentaboran B5H11, hexaboran B6H10, dekaboran B10H14 kända. Diboran kan erhållas från H2 och BCl3 via mellanprodukten B2H5Cl, som disproportionerar till B2H6 vid 0°C, och även genom att reagera LiH eller litiumaluminiumhydrid LiAlH4 med BCl3. I litiumaluminiumhydrid (en komplex förening - salthydrid) bildar fyra väteatomer kovalenta bindningar med Al, men det finns en jonbindning Li + med [] -. Ett annat exempel på en väteinnehållande jon är borhydridjonen BH4-. Följande är en ungefärlig klassificering av hydrider enligt deras egenskaper enligt grundämnenas position i grundämnenas periodiska system. Övergångsmetallhydrider kallas metalliska eller mellanliggande hydrider och bildar ofta inte stökiometriska föreningar, d.v.s. förhållandet mellan väteatomer och metall uttrycks inte som ett heltal, till exempel vanadinhydrid VH0.6 och toriumhydrid ThH3.1. Platinagruppmetaller (Ru, Rh, Pd, Os, Ir och Pt) absorberar aktivt väte och fungerar som effektiva katalysatorer för hydreringsreaktioner (till exempel hydrering av flytande oljor för att bilda fetter, omvandling av kväve till ammoniak, syntes av metanol CH3OH från CO). Hydrider av Be, Mg, Al och undergrupper av Cu, Zn, Ga är polära, termiskt instabila.

Icke-metaller bildar flyktiga hydrider allmän formel MHx (x är ett heltal) med en relativt låg kokpunkt och högt tryckångor. Dessa hydrider skiljer sig väsentligt från salthydrider, där väte har en mer negativ laddning. Flyktiga hydrider (till exempel kolväten) domineras av en kovalent bindning mellan icke-metaller och väte. När den icke-metalliska karaktären ökar, bildas föreningar med en partiellt jonbindning, till exempel H + Cl-, (H2) 2 + O2-, N3- (H3) 3 +. Separata exempel på bildningen av olika hydrider ges nedan (hydridens bildningsvärme anges inom parentes):

Isomerism och isotoper av väte. Väteisotopatomer är inte lika. Vanligt väte, protium, är alltid en proton som en elektron kretsar kring, belägen på stort avstånd från protonen (i förhållande till protonens storlek). Båda partiklarna har spin, så väteatomer kan skilja sig åt i antingen spinn av en elektron eller spinn av en proton, eller båda. Väteatomer som skiljer sig åt i spinn av en proton eller elektron kallas isomerer. Kombinationen av två atomer med parallella spinn leder till bildandet av en "ortoväte"-molekyl, och med motsatta snurr av protoner - till en "paraväte"-molekyl. Kemiskt sett är båda molekylerna identiska. Ortoväte har ett mycket svagt magnetiskt moment. På rummet eller höjd temperatur båda isomererna, ortoväte och paraväte, är vanligtvis i jämvikt i förhållandet 3:1. Vid kylning till 20 K (-253°C) ökar halten paraväte till 99 %, eftersom den är mer stabil. När den görs flytande med industriella reningsmetoder, övergår ortoformen till para-formen med frigöring av värme, vilket orsakar förlust av väte från avdunstning. Omvandlingshastigheten av ortoformen till para-formen ökar i närvaro av en katalysator såsom träkol, nickeloxid, kromoxid uppburen på aluminiumoxid. Protium är ett ovanligt grundämne eftersom det inte har några neutroner i sin kärna. Om en neutron uppträder i kärnan, kallas sådant väte deuterium 21D. Grundämnen med samma antal protoner och elektroner och olika mängd neutroner kallas isotoper. Naturligt väte innehåller en liten andel av HD och D2. På liknande sätt innehåller naturligt vatten låga koncentrationer (mindre än 0,1 %) av DOH och D2O. Tungt vatten D2O, med en massa större än H2O, skiljer sig i fysikaliska och kemiska egenskaper, till exempel är densiteten för vanligt vatten 0,9982 g / ml (20 ° C), och tung - 1,105 g / ml, smältpunkten av vanligt vatten är 0, 0 ° C och tungt - 3,82 ° C, kokpunkten är 100 ° C respektive 101,42 ° C. Reaktioner som involverar D2O fortskrider med en lägre hastighet (till exempel elektrolys naturligt vatten innehållande en blandning av D2O, med tillsats av alkalisk NaOH). Hastigheten för elektrolytisk nedbrytning av protiumoxid H2O är högre än D2O (med hänsyn till den konstanta ökningen av andelen D2O som utsätts för elektrolys). På grund av närheten till egenskaperna hos protium och deuterium är det möjligt att ersätta protium med deuterium. Sådana anslutningar kallas etiketter. Genom att blanda deuteriumföreningar med ett vanligt väteinnehållande ämne är det möjligt att studera sätten, naturen och mekanismen för många reaktioner. Denna metod används för att studera biologiska och biokemiska reaktioner, till exempel matsmältningsprocesser. Den tredje isotopen av väte, tritium (31T), finns i naturen i spårmängder. Till skillnad från stabilt deuterium är tritium radioaktivt och har en halveringstid på 12,26 år. Tritium sönderfaller till helium (32He) med frigörandet av en b-partikel (elektron). Tritium och metalltritider används för att producera kärnenergi; till exempel i vätebomb följande fusionsreaktion inträffar: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 MeV
Att få väte. Ofta bestäms den fortsatta användningen av väte av arten av själva produktionen. I vissa fall, till exempel vid syntes av ammoniak, är små mängder kväve i det ursprungliga vätet naturligtvis inte en skadlig förorening. En inblandning av kolmonoxid(II) kommer inte heller att störa om väte används som reduktionsmedel. 1. Den största väteproduktionen är baserad på katalytisk omvandling av kolväten med ånga enligt schemat CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 och CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Processtemperaturen beror på katalysatorns sammansättning. Det är känt att reaktionstemperaturen med propan kan reduceras till 370°C med användning av bauxit som katalysator. Upp till 95 % av den producerade CO förbrukas i den fortsatta reaktionen med vattenånga: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Vattengasmetoden ger en betydande del av den totala väteproduktionen. Kärnan i metoden är reaktionen av vattenånga med koks för att bilda en blandning av CO och H2. Reaktionen är endoterm (DH° = 121,8 kJ/mol) och utförs vid 1000° C. Den upphettade koksen behandlas med ånga; den renade gasblandningen som frigörs innehåller lite väte, en stor andel CO och en liten inblandning av CO2. För att öka H2-utbytet avlägsnas CO-monoxiden genom en ytterligare ångbehandling vid 370°C, vilket ger mer CO2. Koldioxid är ganska lätt att avlägsna genom att passera gasblandningen genom en skrubber som bevattnas med motströmsvatten. 3. Elektrolys. I den elektrolytiska processen är väte faktiskt en biprodukt av produktionen av huvudprodukterna, klor och alkali (NaOH). Elektrolysen utförs i ett lätt alkaliskt vattenhaltigt medium vid 80°C och en spänning på cirka 2V, med användning av en järnkatod och en nickelanod:

4. Järn-ånga-metod, enligt vilken ånga vid 500-1000 ° C leds över järn: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 kJ. Vätet som produceras med denna metod används vanligtvis för att hydrera fetter och oljor. Järnoxidens sammansättning beror på processtemperaturen; för nC+ (n + 1)H2
6. Näst när det gäller produktion är metanol-ångmetoden: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Reaktionen är endoterm och utförs vid 260°C VÄTE i konventionella stålreaktorer vid tryck upp till 20 atm. 7. Katalytisk sönderdelning av ammoniak: 2NH3 -> Reaktionen är reversibel. Med små vätebehov är denna process oekonomisk. Det finns också olika sätt väteproduktion, som, även om den inte är av stor industriell betydelse, i vissa fall kan visa sig vara den ekonomiskt mest fördelaktiga. Mycket rent väte erhålls genom hydrolys av renade alkalimetallhydrider; i detta fall bildas mycket väte från en liten mängd hydrid: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Denna metod är bekväm när man använder det resulterande vätet direkt.) Väte frigörs också när syror reagerar med aktiva metaller, men det är vanligtvis förorenat med syraånga eller annan gasformig produkt, såsom fosfin PH3, vätesulfid H2S, arsin AsH3. De mest aktiva metallerna, som reagerar med vatten, tränger undan väte och bildar en alkalisk lösning: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Vanlig laboratoriemetod erhållande av H2 i Kipp-apparaten genom reaktion av zink med saltsyra eller svavelsyra:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Alkaliska jordartsmetallhydrider (t.ex. CaH2), komplexa salthydrider (t.ex. LiAlH4 eller NaBH4) och vissa borhydrider (t.ex. B2H6) frigör väte när de reagerar med vatten eller under termisk dissociation. Brunkol och ånga vid hög temperatur interagerar också med frigörandet av väte.
Rening av väte. Graden av erforderlig renhet av väte bestäms av dess omfattning. Inblandningen av koldioxid avlägsnas genom frysning eller flytande (till exempel genom att passera en gasformig blandning genom flytande kväve). Samma orenhet kan avlägsnas helt genom att bubbla genom vatten. CO kan avlägsnas genom katalytisk omvandling till CH4 eller CO2 eller genom kondensering med flytande kvävebehandling. Den syreförorening som bildas under elektrolysprocessen avlägsnas i form av vatten efter gnistanladdningen.
Användningen av väte. Väte används främst inom den kemiska industrin för framställning av väteklorid, ammoniak, metanol och andra organiska föreningar. Det används vid hydrering av oljor, såväl som kol och olja (för att omvandla lågvärdiga bränslen till högkvalitativa). Inom metallurgi används väte för att reducera vissa icke-järnmetaller från deras oxider. Väte används för att kyla kraftfulla elektriska generatorer. Väteisotoper används inom kärnkraftsteknik. Väte-syre låga används för skärning och svetsning av metaller.
LITTERATUR
Nekrasov B.V. Grunderna i allmän kemi. M., 1973 Flytande väte. M., 1980 Väte i metaller. M., 1981

Collier Encyclopedia. – Öppet samhälle. 2000 .

Synonymer:

Se vad "HYDROGEN" är i andra ordböcker:

Tabell över nuklider Allmän information Namn, symbol Väte 4, 4H Neutroner 3 Protoner 1 Nuklidegenskaper Atommassa 4,027810 (110) ... Wikipedia

Tabell över nuklider Allmän information Namn, symbol Väte 5, 5H Neutroner 4 Protoner 1 Nuklidegenskaper Atommassa 5,035310 (110) ... Wikipedia

Tabell över nuklider Allmän information Namn, symbol Väte 6, 6H Neutroner 5 Protoner 1 Nuklidegenskaper Atommassa 6,044940 (280) ... Wikipedia

Tabell över nuklider Allmän information Namn, symbol Väte 7, 7H Neutroner 6 Protoner 1 Nuklidegenskaper Atommassa 7,052750 (1080) ... Wikipedia