Hidrojen - bu nedir? Özellikler ve değer. Hidrojen - bu madde nedir? Hidrojenin kimyasal ve fiziksel özellikleri

Hidrojen, aynı anda iki hücreyi işgal eden özel bir elementtir. periyodik sistem Mendeleyev. Zıt özelliklere sahip iki grup elementte bulunur ve bu özelliği onu benzersiz kılar. hidrojen basit bir madde ve birçok karmaşık bileşiğin ayrılmaz bir parçası olan organojenik ve biyojenik bir elementtir. Ana özellikleri ve özellikleri ile kendinizi ayrıntılı olarak tanımaya değer.

Mendeleev'in periyodik sisteminde hidrojen

Hidrojenin ana özellikleri aşağıda belirtilmiştir:

• elementin seri numarası 1'dir (aynı sayıda proton ve elektron vardır);
• atom kütlesi 1.00795'tir;
• hidrojenin her biri özel özelliklere sahip üç izotopu vardır;
• sadece bir elektron içeriği nedeniyle, hidrojen indirgeyici ve oksitleyici özellikler gösterebilir ve bir elektron bağışından sonra hidrojen, verici-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda yer alan serbest bir yörüngeye sahiptir;
• hidrojen, düşük yoğunluklu hafif bir elementtir;
• hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır, grubu açar alkali metaller ana alt grubun ilk grubunda;
• hidrojen metaller ve diğer güçlü indirgeyici maddelerle reaksiyona girdiğinde elektronlarını alır ve oksitleyici bir madde haline gelir. Bu tür bileşiklere hidrürler denir. Belirtilen özelliğe göre, hidrojen şartlı olarak benzerliklere sahip olduğu halojenler grubuna (yukarıda florin parantez içinde verilmiştir) aittir.

Basit bir madde olarak hidrojen

Hidrojen, molekülü ikiden oluşan bir gazdır. Bu madde 1766'da İngiliz bilim adamı Henry Cavendish tarafından keşfedildi. Hidrojenin oksijenle etkileşime girdiğinde patlayan bir gaz olduğunu kanıtladı. Hidrojeni inceledikten sonra, kimyagerler bu maddenin insan tarafından bilinenlerin en hafifi olduğunu buldular.

Başka bir bilim adamı, Lavoisier, elemente Latince'de "su doğurmak" anlamına gelen "hidrojenyum" adını verdi. 1781'de Henry Cavendish, suyun oksijen ve hidrojenin bir kombinasyonu olduğunu kanıtladı. Başka bir deyişle, su, hidrojenin oksijenle reaksiyonunun ürünüdür. Hidrojenin yanıcı özellikleri eski bilim adamları tarafından bile biliniyordu: karşılık gelen kayıtlar 16. yüzyılda yaşayan Paracelsus tarafından bırakıldı.

Moleküler hidrojen, doğada yaygın olarak bulunan, iki atomdan oluşan ve yanan bir kıymık ortaya çıktığında doğal olarak oluşan gaz halinde bir bileşiktir. Bir hidrojen molekülü, helyum çekirdeğine dönüşen atomlara bozunabilir, çünkü bunlara katılabilirler. nükleer reaksiyonlar. Bu tür süreçler düzenli olarak uzayda ve Güneş'te gerçekleşir.

Hidrojen ve fiziksel özellikleri

Hidrojen aşağıdaki fiziksel parametrelere sahiptir:

• -252.76 °C'de kaynar;
• -259.14 °C'de erir; *belirtilen sıcaklık sınırları içinde hidrojen kokusuz, renksiz bir sıvıdır;
• hidrojen suda az çözünür;
• hidrojen, sağlandığında teorik olarak metalik bir duruma geçebilir Özel durumlar(düşük sıcaklıklar ve yüksek basınç);
• saf hidrojen, patlayıcı ve yanıcı bir maddedir;
• hidrojen, metallerin kalınlığı boyunca yayılabilir, bu nedenle içlerinde iyi çözünür;
• hidrojen havadan 14.5 kat daha hafiftir;
• yüksek basınçta, kar benzeri katı hidrojen kristalleri elde edilebilir.

Hidrojenin kimyasal özellikleri

Laboratuvar yöntemleri:

• seyreltik asitlerin aktif metaller ve orta aktiviteli metallerle etkileşimi;
• metal hidritlerin hidrolizi;
• alkali ve toprak alkali metallerin su ile reaksiyonu.

Hidrojen bileşikleri:

Hidrojen halojenürler; metal olmayan uçucu hidrojen bileşikleri; hidritler; hidroksitler; hidrojen hidroksit (su); hidrojen peroksit; organik bileşikler (proteinler, yağlar, karbonhidratlar, vitaminler, lipitler, uçucu yağlar, hormonlar). Proteinlerin, yağların ve karbonhidratların özelliklerinin incelenmesine ilişkin güvenli deneyleri görmek için tıklayın.

Ortaya çıkan hidrojeni toplamak için test tüpünü baş aşağı tutmanız gerekir. Hidrojen, havadan çok daha hafif olduğu için karbondioksit gibi toplanamaz. Hidrojen hızla buharlaşır ve hava ile karıştırıldığında (veya büyük bir birikim halinde) patlar. Bu nedenle tüpü ters çevirmek gerekir. Doldurulduktan hemen sonra tüp lastik bir tıpa ile kapatılır.

Hidrojenin saflığını kontrol etmek için test tüpünün boynuna yanan bir kibrit getirmeniz gerekir. Sağır ve sessiz bir patlama meydana gelirse, gaz temizdir ve hava kirliliği minimumdur. Pop yüksek ve ıslık çalıyorsa, test tüpündeki gaz kirlidir, büyük oranda yabancı bileşen içerir.

Dikkat! Bu deneyleri kendiniz tekrarlamaya çalışmayın!

16. ve 17. yüzyıl kimyagerlerinin çalışmalarında, asitlerin metaller üzerindeki etkisi sırasında yanıcı gazın salınmasından tekrar tekrar bahsedildi. 1766'da G. Cavendish, salınan gazı toplayıp inceledi ve buna "yanıcı hava" adını verdi. Flojiston teorisinin bir destekçisi olan Cavendish, bu gazın saf flojiston olduğuna inanıyordu. 1783'te A. Lavoisier, suyu analiz ederek ve sentezleyerek, bileşiminin karmaşıklığını kanıtladı ve 1787'de "yanıcı havayı" yeni bir hava olarak tanımladı. kimyasal element(Hidrojen) ve ona verdi modern isim hidrojen (Yunanca hydor - su ve gennao - doğurur), "suyu doğurmak" anlamına gelir; bu kök, katılımıyla (örneğin, hidritler, hidrojenasyon) hidrojen bileşikleri ve süreçlerin adlarında kullanılır. Modern Rus adı "Hidrojen", 1824'te M.F. Solovyov tarafından önerildi.

Doğada Hidrojen Dağılımı. Hidrojen doğada yaygın olarak dağılmıştır, yerkabuğundaki (litosfer ve hidrosfer) içeriği kütlece %1 ve atom sayısına göre %16'dır. Hidrojen, kömürleri, petrolü, doğal gazları, killeri ve ayrıca hayvan ve bitki organizmalarını (yani bileşiminde) oluşturan bileşiklerde, Dünya'daki en yaygın maddenin bir parçasıdır - su (kütlece% 11.19 Hidrojen). proteinler, nükleik asitler, yağlar, karbonhidratlar vb.). Hidrojen serbest halde oldukça nadirdir; volkanik ve diğer doğal gazlarda az miktarda bulunur. Atmosferde ihmal edilebilir miktarlarda serbest Hidrojen (atom sayısına göre %0.0001) mevcuttur. Dünyaya yakın uzayda, bir proton akışı biçimindeki Hidrojen, Dünya'nın dahili ("proton") radyasyon kuşağını oluşturur. Hidrojen uzayda en bol bulunan elementtir. Plazma şeklinde, Güneş'in kütlesinin yaklaşık yarısını ve yıldızların çoğunu, yıldızlararası ortamın gazlarının ve gazlı bulutsuların çoğunu oluşturur. Hidrojen, bir dizi gezegenin atmosferinde ve kuyruklu yıldızlarda serbest H2 , metan CH 4 , amonyak NH3 , su H 2 O, CH, NH, OH, SiH, PH, vb. gibi radikaller şeklinde bulunur. Hidrojen, Güneş'in ve kozmik ışınların parçacık radyasyonuna bir proton akışı şeklinde girer.

Hidrojen izotopları, atomu ve molekülü. Sıradan Hidrojen, 2 kararlı izotopun bir karışımından oluşur: hafif Hidrojen veya protium (1 H) ve ağır Hidrojen veya döteryum (2 H veya D). Doğal hidrojen bileşiklerinde, 2 H'nin 1 atomu başına ortalama 6800 1 H atomu vardır. kütle Numarası 3, yumuşak β-radyasyonu ve yarı ömrü T ½ = 12.262 yıl ile süper ağır Hidrojen veya trityum (3 H veya T) olarak adlandırılır. Doğada, trityum, örneğin, kozmik ışın nötronlarının etkisi altında atmosferik nitrojenden oluşur; atmosferde ihmal edilebilir düzeydedir (4 %10-15'i toplam sayısı hidrojen atomları). Son derece kararsız bir 4H izotopu elde edildi, sırasıyla 1, 2, 3 ve 4 olmak üzere 1 H, 2 H, 3 H ve 4 H izotoplarının kütle numaraları, protium atomunun çekirdeğinin sadece bir proton, döteryum içerdiğini gösterir. - bir proton ve bir nötron, trityum - bir proton ve 2 nötron, 4 H - bir proton ve 3 nötron. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki büyük fark, fiziksel ve kimyasal özelliklerinde diğer elementlerin izotoplarından daha belirgin bir farka neden olur.

Hidrojen atomu, diğer tüm elementlerin atomları arasında en basit yapıya sahiptir: bir çekirdek ve bir elektrondan oluşur. Çekirdeğe sahip bir elektronun bağlanma enerjisi (iyonlaşma potansiyeli) 13.595 eV'dir. Nötr atom Hidrojen ayrıca ikinci bir elektron bağlayabilir, negatif bir iyon H oluşturur - bu durumda, ikinci elektronun nötr bir atomla (elektron ilgisi) bağlanma enerjisi 0.78 eV'dir. Kuantum mekaniği, Hidrojen atomunun tüm olası enerji seviyelerini hesaplamayı ve sonuç olarak atom spektrumunun eksiksiz bir yorumunu vermeyi mümkün kılar. Hidrojen atomu, diğer, daha karmaşık atomların enerji seviyelerinin kuantum mekaniksel hesaplamalarında model atom olarak kullanılır.

Hidrojen H 2 molekülü, kovalent bir kimyasal bağla bağlanan iki atomdan oluşur. Ayrışma enerjisi (yani atomlara bozunma) 4.776 eV'dir. Çekirdeklerin denge pozisyonundaki atomlar arası mesafe 0.7414Â'dır. Yüksek sıcaklıklarda, moleküler Hidrojen atomlara ayrışır (2000°C'de ayrışma derecesi 0,0013; 5000°C'de 0,95'tir). Atomik hidrojen de çeşitli şekillerde oluşur. kimyasal reaksiyonlar(örneğin, Zn'nin hidroklorik asit üzerindeki etkisi). Ancak Hidrojenin atom halindeki varlığı sadece Kısa bir zaman, atomlar H2 molekülleri halinde yeniden birleşir.

Hidrojenin fiziksel özellikleri. Hidrojen bilinen tüm maddelerin en hafifidir (havadan 14,4 kat daha hafif), yoğunluğu 0°C'de ve 1 atm'de 0,0899 g/l. Hidrojen sırasıyla -252.8°C ve -259.1°C'de kaynar (sıvılaşır) ve erir (katılaşır) (sadece helyum Düşük sıcaklık erime ve kaynama). Hidrojenin kritik sıcaklığı çok düşüktür (-240°C), bu nedenle sıvılaşması büyük zorluklarla ilişkilidir; kritik basınç 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), kritik yoğunluk 0,0312 g/cm3. Hidrojen, tüm gazlar arasında 0°С ve 1 atm'de 0.174 W/(m·K) değerine eşit, yani 4.16·10 -4 cal/(s·cm·°С) en yüksek termal iletkenliğe sahiptir. Özısı 0 °C'de hidrojen ve 1 atm C p 14.208 kJ / (kg K), yani 3.394 cal / (g ° C). Hidrojen suda az çözünür (20 ° C ve 1 atm'de 0.0182 ml / g), ancak iyi - birçok metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (1 hacim Pd başına 850 hacim). Hidrojenin metallerdeki çözünürlüğü, metaller arasında yayılma yeteneği ile ilgilidir; bir karbon alaşımı (örneğin çelik) yoluyla difüzyona bazen Hidrojenin karbon ile etkileşimi (dekarbonizasyon olarak adlandırılan) nedeniyle alaşımın tahrip olması eşlik eder. Sıvı Hidrojen çok hafif (-253°C'de yoğunluk 0,0708 g/cm3) ve akışkandır (-253°C'de viskozite 13,8 santipoise).

Hidrojenin kimyasal özellikleri.Çoğu bileşikte, Hidrojen, sodyum ve diğer alkali metaller gibi +1'lik bir değerlik (daha kesin olarak, bir oksidasyon durumu) sergiler; genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir, Mendeleev sisteminin başlık grubu I. Bununla birlikte, metal hidritlerde Hidrojen iyonu negatif yüklüdür (oksidasyon durumu -1), yani Na + H - hidrit Na + Cl - klorür gibi yapılmıştır. Bu ve diğer bazı gerçekler (hidrojen ve halojenlerin fiziksel özelliklerinin yakınlığı, halojenlerin organik bileşiklerde hidrojenin yerini alma kabiliyeti), hidrojenin de periyodik sistemin VII grubuna dahil edilmesi için zemin sağlar. saat normal koşullar moleküler Hidrojen nispeten aktif değildir, sadece en aktif metal olmayan maddelerle (flor ile ve ışıkta ayrıca klor ile) birleşir. Ancak ısıtıldığında birçok elementle reaksiyona girer. Atomik Hidrojen, moleküler hidrojene kıyasla artan bir kimyasal aktiviteye sahiptir. Hidrojen, su oluşturmak için oksijenle birleşir:

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

285.937 kJ / mol, yani 68.3174 kcal / mol ısı salınımı ile (25 ° C ve 1 atm'de). Sıradan sıcaklıklarda, reaksiyon 550 ° C'nin üzerinde - bir patlama ile son derece yavaş ilerler. Bir hidrojen-oksijen karışımının patlama limitleri (hacimce) %4 ila %94 H2 ve bir hidrojen-hava karışımı - %4 ila %74 H2 (2 hacim H2 ve 1 hacim O karışımı) 2 patlayıcı gaz olarak adlandırılır). Hidrojen, oksitlerinden oksijeni aldığı için birçok metali indirgemek için kullanılır:

CuO + H2 \u003d Cu + H20,

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

Halojenlerle Hidrojen, hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Hidrojen flor ile patlar (karanlıkta ve -252°C'de bile), klor ve brom ile sadece aydınlatıldığında veya ısıtıldığında ve iyot ile sadece ısıtıldığında reaksiyona girer. Hidrojen, amonyak oluşturmak için nitrojen ile reaksiyona girer:

ZN 2 + N2 \u003d 2NH3

sadece bir katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda. Isıtıldığında, Hidrojen kükürt ile kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer:

H 2 + S \u003d H 2 S (hidrojen sülfür),

selenyum ve tellür ile çok daha zor. Hidrojen, yalnızca yüksek sıcaklıklarda katalizör olmadan saf karbon ile reaksiyona girebilir:

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

Hidrojen, bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidrürler oluşturur:

H2 + 2Li = 2LiH.

Önemli pratik değer Hidrojenin, sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak, örneğin HCHO, CH30H ve diğerleri gibi çeşitli organik bileşiklerin oluştuğu karbon monoksit (II) ile reaksiyonlarına sahiptir. Doymamış hidrokarbonlar, doymuş hale gelmek için Hidrojen ile reaksiyona girer, örneğin:

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

Hidrojenin ve bileşiklerinin kimyadaki rolü son derece büyüktür. Hidrojen, sözde protik asitlerin asidik özelliklerini belirler. Hidrojen, birçok organik ve organik olmayan elementin özellikleri üzerinde belirleyici bir etkiye sahip olan belirli elementlerle sözde hidrojen bağı oluşturma eğilimindedir. organik bileşikler.

Hidrojen almak. Hidrojenin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri doğal yanıcı gazlar, kok fırını gazı ve petrol arıtma gazlarıdır. Hidrojen de sudan elektroliz yoluyla elde edilir (ucuz elektriğin olduğu yerlerde). en önemli yollarla hidrojen üretimi doğal gaz hidrokarbonların, özellikle metan'ın su buharı ile katalitik etkileşimi (dönüşüm):

CH 4 + H20 \u003d CO + ZH2,

ve hidrokarbonların oksijen tarafından eksik oksidasyonu:

CH 4 + 1/2 O2 \u003d CO + 2H 2

Elde edilen karbon monoksit (II) de dönüşüme tabi tutulur:

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

Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.

Hidrojen, derin soğutma ile gaz karışımının hidrojenden daha kolay sıvılaştırılan kalan bileşenlerinin uzaklaştırılmasıyla kok fırını gazından ve rafineri gazlarından izole edilir. Suyun elektrolizi, bir KOH veya NaOH çözeltisinden geçirilerek doğru akımla gerçekleştirilir (çelik ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Hidrojen, laboratuvarlarda suyun elektrolizi ve çinko ile hidroklorik asit arasındaki reaksiyonla üretilir. Bununla birlikte, daha sık silindirlerde hazır hidrojen kullanırlar.

Hidrojen Uygulaması. AT endüstriyel ölçekli 18. yüzyılın sonunda doldurmak için hidrojen elde edilmeye başlandı. balonlar. Şu anda hidrojen, kimya endüstrisinde, özellikle amonyak üretimi için yaygın olarak kullanılmaktadır. Büyük bir hidrojen tüketicisi aynı zamanda metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin ve hidrojen ve karbon monoksitten sentez yoluyla elde edilen diğer ürünlerin üretimidir (II). Hidrojen, katı ve ağır maddeleri hidrojenlemek için kullanılır. sıvı yakıtlar, yağlar ve diğerleri, HCl sentezi için, petrol ürünlerinin hidro-işlenmesi için, metallerin oksijen-hidrojen alevi ile kaynaklanması ve kesilmesinde (2800 ° C'ye kadar sıcaklık) ve atomik hidrojen kaynağında (4000 ° C'ye kadar). çok önemli bir uygulama nükleer güç hidrojen - döteryum ve trityum izotoplarını buldu.

Periyodik sistemde kendi belli Yer sergilediği özellikleri yansıtan ve elektronik yapısından bahseden bir konum. Bununla birlikte, hepsinde aynı anda iki hücreyi işgal eden özel bir atom vardır. Gösterilen özelliklerinde tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu hidrojen. Bu özellikler onu benzersiz kılıyor.

Hidrojen sadece bir element değil, aynı zamanda basit bir maddedir ve birçok karmaşık bileşiğin ayrılmaz bir parçası, biyojenik ve organojenik bir elementtir. Bu nedenle, özelliklerini ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak ele alıyoruz.

Kimyasal bir element olarak hidrojen

Hidrojen, ana alt grubun ilk grubunun ve ilk küçük dönemde ana alt grubun yedinci grubunun bir elementidir. Bu periyot sadece iki atomdan oluşur: helyum ve ele aldığımız element. Periyodik sistemdeki hidrojenin konumunun ana özelliklerini tanımlayalım.

1. Hidrojenin seri numarası 1'dir, elektron sayısı sırasıyla aynıdır, proton sayısı aynıdır. atom kütlesi- 1.00795. Bu elementin kütle numaraları 1, 2, 3 olan üç izotopu vardır. Bununla birlikte, her birinin özellikleri çok farklıdır, çünkü hidrojen için bir bile olsa kütle artışı hemen iki katına çıkar.
2. Dış yüzeyinde sadece bir elektron içermesi, hem oksitleyici hem de indirgeyici özellikleri başarılı bir şekilde sergilemesini sağlar. Ek olarak, bir elektronun bağışlanmasından sonra, verici-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda yer alan serbest bir yörünge olarak kalır.
3. Hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır. Bu nedenle, ana alt grubun ilk grubu, en çok liderlik ettiği ana yeri olarak kabul edilir. aktif metaller- alkali.
4. Bununla birlikte, örneğin metaller gibi güçlü indirgeme maddeleri ile etkileşime girdiğinde, bir elektron kabul eden bir oksitleyici madde de olabilir. Bu bileşiklere hidritler denir. Bu temelde, benzer olduğu halojenlerin alt grubuna başkanlık eder.
5. Çok küçük atom kütlesi nedeniyle hidrojen en hafif element olarak kabul edilir. Ayrıca yoğunluğu da çok düşüktür, bu nedenle hafiflik açısından da bir ölçüttür.

Böylece hidrojen atomunun diğer tüm elementlerden farklı olarak tamamen benzersiz olduğu açıktır. Sonuç olarak özellikleri de özeldir ve oluşan basit ve karmaşık maddeler çok önemlidir. Onları daha fazla düşünelim.

basit madde

Bu elementten bir molekül olarak bahsedersek, onun diyatomik olduğunu söylemeliyiz. Yani hidrojen (basit bir madde) bir gazdır. Ampirik formülü H 2 ve grafiksel formül - tek bir sigma bağı H-H ile yazılacaktır. Atomlar arasındaki bağ oluşum mekanizması polar olmayan kovalenttir.

1. Metanın buharla reformasyonu.
2. Kömür gazlaştırma - işlem, kömürün 1000 0 C'ye ısıtılmasını içerir, bu da hidrojen ve yüksek karbonlu kömür oluşumuyla sonuçlanır.
3. Elektroliz. Eriyikler katotta su tahliyesine yol açmadığından, bu yöntem sadece çeşitli tuzların sulu çözeltileri için kullanılabilir.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

1. Metal hidritlerin hidrolizi.
2. Seyreltik asitlerin aktif metaller ve orta aktivite üzerindeki etkisi.
3. Alkali ve toprak alkali metallerin su ile etkileşimi.

Ortaya çıkan hidrojeni toplamak için test tüpünü baş aşağı tutmak gerekir. Sonuçta, bu gaz, örneğin karbon dioksit ile aynı şekilde toplanamaz. Bu hidrojendir, havadan çok daha hafiftir. Hızla uçar ve büyük miktarlarda hava ile karıştırıldığında patlar. Bu nedenle, tüp ters çevrilmelidir. Doldurulduktan sonra lastik tıpa ile kapatılmalıdır.

Toplanan hidrojenin saflığını kontrol etmek için boyuna yanan bir kibrit getirmelisiniz. Pamuk sağır ve sessiz ise, gaz minimum hava kirliliği ile temizdir. Yüksek sesle ve ıslık çalıyorsa, büyük oranda yabancı bileşenle kirlidir.

Kullanım alanları

Hidrojen yandığında açığa çıkar. çok sayıda enerji (ısı), bu gazın en karlı yakıt olduğu kabul edilir. Ayrıca, çevre dostudur. Ancak bu alandaki kullanımı şu anda sınırlıdır. Bunun nedeni, reaktörlerde, motorlarda ve taşınabilir cihazlarda ve ayrıca konut ısıtma kazanlarında yakıt olarak kullanılmaya uygun olan saf hidrojeni sentezlemenin kötü düşünülmüş ve çözülmemiş sorunlarından kaynaklanmaktadır.

Sonuçta, bu gazı elde etme yöntemleri oldukça pahalıdır, bu nedenle önce özel bir sentez yöntemi geliştirmek gerekir. Ürünü büyük hacimli ve minimum maliyetle almanızı sağlayacak bir ürün.

Düşündüğümüz gazın kullanıldığı birkaç ana alan var.

1. Kimyasal sentezler. Hidrojenasyona dayalı olarak sabunlar, margarinler ve plastikler elde edilir. Hidrojenin katılımıyla, metanol ve amonyak ve diğer bileşikler sentezlenir.
2. Gıda endüstrisinde - katkı maddesi olarak E949.
3. Havacılık endüstrisi (roket yapımı, uçak yapımı).
4. Enerji endüstrisi.
5. Meteoroloji.
6. Çevre dostu tipte yakıt.

Açıkçası, hidrojen doğada bol olduğu kadar önemlidir. Daha da büyük bir rol, oluşturduğu çeşitli bileşikler tarafından oynanır.

hidrojen bileşikleri

Bunlar hidrojen atomları içeren karmaşık maddelerdir. Bu tür maddelerin birkaç ana türü vardır.

1. Hidrojen halojenürler. Genel formül HHal'dir. Aralarında özellikle önemli olan hidrojen klorürdür. Çözelti oluşturmak için suda çözünen bir gazdır hidroklorik asit. bulunan bu asit geniş uygulama hemen hemen tüm kimyasal sentezlerde. Hem organik hem inorganik. Hidrojen klorür, ampirik formül HCL'ye sahip ve ülkemizde yıllık üretim açısından en büyüklerden biri olan bir bileşiktir. Hidrojen halojenürler ayrıca hidrojen iyodür, hidrojen florür ve hidrojen bromürü içerir. Hepsi karşılık gelen asitleri oluşturur.
2. Uçucu Hemen hepsi oldukça zehirli gazlardır. Örneğin, hidrojen sülfür, metan, silan, fosfin ve diğerleri. Ancak, çok yanıcıdırlar.
3. Hidrürler metal içeren bileşiklerdir. Tuz sınıfına aittirler.
4. Hidroksit: bazlar, asitler ve amfoterik bileşikler. Bileşimleri mutlaka bir veya daha fazla hidrojen atomu içerir. Örnek: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 ve diğerleri.
5. Hidrojen hidroksit. Bu bileşik daha çok su olarak bilinir. Hidrojen oksitin diğer adı. Ampirik formül şöyle görünür - H 2 O.
6. Hidrojen peroksit. Bu, formülü H 2 O 2 olan en güçlü oksitleyici ajandır.
7. Çok sayıda organik bileşik: hidrokarbonlar, proteinler, yağlar, lipitler, vitaminler, hormonlar, uçucu yağlar ve diğerleri.

Açıkçası, ele aldığımız elementin bileşiklerinin çeşitliliği çok fazladır. Bu, onun doğa ve insan için olduğu kadar tüm canlılar için de yüksek önemini bir kez daha doğrulamaktadır.

en iyi çözücüdür

Yukarıda belirtildiği gibi, bu maddenin ortak adı sudur. Kovalent polar bağlarla birbirine bağlı iki hidrojen atomu ve bir oksijenden oluşur. Su molekülü, özelliklerinin çoğunu açıklayan bir dipoldür. Özellikle evrensel bir çözücü olması.

tam olarak su ortamı neredeyse her şey olur kimyasal süreçler. Canlı organizmalarda plastik ve enerji metabolizmasının iç reaksiyonları da hidrojen oksit yardımıyla gerçekleştirilir.

Su, gezegendeki en önemli madde olarak kabul edilir. Hiçbir canlı organizmanın onsuz yaşayamayacağı bilinmektedir. Dünya'da, üç kümelenme durumunda var olabilir:

• sıvı;
• gaz (buhar);
• katı (buz).

Molekülün bir parçası olan hidrojenin izotopuna bağlı olarak üç tür su vardır.

1. Hafif veya protiyum. Kütle numarası 1 olan bir izotop Formül H 2 O'dur. Bu, tüm organizmaların kullandığı genel formdur.
2. Döteryum veya ağır, formülü D 2 O'dur. 2 H izotopunu içerir.
3. Süper ağır veya trityum. Formül T 3 O'ya benziyor, izotop 3 H.

Gezegendeki taze protium suyu rezervleri çok önemlidir. Zaten birçok ülkede eksik. İçme suyu elde etmek için tuzlu suyu arıtmak için yöntemler geliştirilmektedir.

Hidrojen peroksit evrensel bir çözümdür

Yukarıda bahsedildiği gibi bu bileşik, mükemmel bir oksitleyici ajandır. Bununla birlikte, güçlü temsilciler ile bir indirgeyici olarak da davranabilir. Ek olarak, belirgin bir bakteri yok edici etkiye sahiptir.

Bu bileşik için başka bir isim peroksittir. Tıpta bu formda kullanılır. Söz konusu bileşiğin kristalli hidratının %3'lük bir çözeltisi, küçük yaraları dekontamine etmek amacıyla tedavi etmek için kullanılan tıbbi bir ilaçtır. Ancak bu durumda zamanla yara iyileşmesinin arttığı kanıtlanmıştır.

Hidrojen peroksit ayrıca roket yakıtında, endüstride dezenfeksiyon ve ağartma için, uygun malzemelerin (örneğin köpük) üretimi için bir köpürtücü ajan olarak kullanılır. Ayrıca peroksit, akvaryumları temizlemeye, saçları beyazlatmaya ve dişleri beyazlatmaya yardımcı olur. Ancak aynı zamanda dokulara da zarar verdiği için uzmanlar tarafından bu amaçla önerilmemektedir.

MINSK TEKNOLOJİ VE HAFİF ENDÜSTRİSİ TASARIMI KOLEJİ

Öz

disiplin: kimya

Konu: "Hidrojen ve bileşikleri"

Tarafından hazırlandı: 1. sınıf öğrencisi343 grup

Viskup Elena

Kontrol: Alyabyeva N.V.

Minsk 2009

Periyodik sistemdeki hidrojen atomunun yapısı

oksidasyon durumları

Doğada yaygınlık

Basit bir madde olarak hidrojen

hidrojen bileşikleri

bibliyografya

Periyodik sistemdeki hidrojen atomunun yapısı

Periyodik sistemin ilk elemanı (1. periyot, seri numarası 1). Diğer kimyasal elementlerle tam bir analojisi yoktur ve herhangi bir gruba ait değildir, bu nedenle tablolarda şartlı olarak IA grubuna ve / veya VIIA grubuna yerleştirilmiştir.

Hidrojen atomu, tüm elementlerin atomları arasında en küçük ve en hafif olanıdır. Atomun elektronik formülü 1s 1'dir. Bir elementin serbest haldeki olağan varoluş biçimi, iki atomlu bir moleküldür.

oksidasyon durumları

Daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerdeki hidrojen atomu, +1'lik bir oksidasyon durumu sergiler, örneğin, HF, H20, vb. Ve metal hidritli bileşiklerde, hidrojen atomunun oksidasyon durumu -1'dir, örneğin, NaH , CaH 2, vb. Tipik metaller ve metal olmayanlar arasında bir elektronegatiflik değeri ortalamasına sahiptir. Katalitik olarak indirgeme yeteneğine sahip organik çözücüler asetik asit veya alkol gibi birçok organik bileşik: doymamış bileşiklerden doymuşa, bazı sodyum bileşiklerinden amonyak veya aminlere.

Doğada yaygınlık

Doğal hidrojen iki kararlı izotoptan oluşur - protium 1 H, döteryum 2 H ve trityum 3 H. Başka bir şekilde döteryum D ve trityum T olarak gösterilir. Mümkün çeşitli kombinasyonlarörneğin HT, HD, TD, H2, D2, T2. Hidrojen, doğada kükürt (H 2 S), oksijen (su şeklinde), karbon, azot ve klor ile çeşitli bileşikler şeklinde daha yaygındır. Daha az sıklıkla fosfor, iyot, brom ve diğer elementler içeren bileşikler şeklinde. Tüm bitki ve hayvan organizmalarının, petrolün, fosil kömürlerin, doğal gazın, bir dizi mineral ve kayanın bir parçasıdır. Serbest halde, çok nadiren küçük miktarlarda bulunur - volkanik gazlarda ve organik kalıntıların ayrışma ürünlerinde. Hidrojen evrende en bol bulunan elementtir (yaklaşık %75). Güneşte ve çoğu yıldızın yanı sıra çoğunlukla hidrojen olan Jüpiter ve Satürn gezegenlerinde bulunur. Bazı gezegenlerde hidrojen katı halde bulunabilir.

Basit bir madde olarak hidrojen

Hidrojen molekülü, polar olmayan bir kovalent bağ ile bağlanmış iki atomdan oluşur. Fiziksel özellikler- renksiz ve kokusuz gaz. Uzayda diğer gazlardan daha hızlı yayılır, küçük gözeneklerden geçer ve yüksek sıcaklıklarda çeliğe ve diğer malzemelere nispeten kolayca nüfuz eder. Yüksek ısı iletkenliğine sahiptir.

Kimyasal özellikler. Normal durumunda, düşük sıcaklıklarda aktif değildir, ısıtmadan flor ve klor ile reaksiyona girer (ışık varlığında).

H 2 + F 2 2HF H 2 + Cl 2 hv 2HCl

Metal olmayanlarla metallerden daha aktif olarak etkileşime girer.

Çeşitli maddelerle etkileşime girdiğinde hem oksitleyici hem de indirgeyici özellikler sergileyebilir.

hidrojen bileşikleri

Hidrojen bileşiklerinden biri halojenlerdir. Hidrojen, VIIA grubunun elementleri ile birleştiğinde oluşurlar. HF, HCl, HBr ve HI, suda yüksek oranda çözünür olan renksiz gazlardır.

Cl2 + H2OHClO + HCl; HClO-klorlu su

HBr ve HI tipik indirgeyici ajanlar olduğundan, HCl gibi değişim reaksiyonu ile elde edilemezler.

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

Su, doğada en yaygın hidrojen bileşiğidir.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Rengi yok, tadı yok, kokusu yok. Çok zayıf elektrolit, ancak birçok metal ve metal olmayan, bazik ve asidik oksitlerle aktif olarak reaksiyona girer.

2H20 + 2Na \u003d 2NaOH + H2

H20 + BaO \u003d Ba (OH) 2

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

Ağır su (D 2 O) izotopik bir su çeşididir. Maddelerin ağır sudaki çözünürlüğü normal sudakinden çok daha azdır. Ağır su, canlı organizmalardaki biyolojik süreçleri yavaşlattığı için zehirlidir. Suyun tekrarlanan elektrolizi sırasında elektroliz kalıntısında birikir. Nükleer reaktörlerde soğutucu ve nötron moderatörü olarak kullanılır.

Hidrürler - hidrojenin metallerle etkileşimi (en Yüksek sıcaklık) veya metal olmayanlar hidrojenden daha az elektronegatiftir.

Si + 2H 2 \u003d SiH 4

Hidrojen, 16. yüzyılın ilk yarısında keşfedildi. Paracelsus. 1776'da G. Cavendish ilk önce özelliklerini araştırdı, 1783-1787'de A. Lavoisier, hidrojenin suyun bir parçası olduğunu gösterdi, onu kimyasal elementler listesine dahil etti ve "hidrojen" adını önerdi.

bibliyografya

1. M.B. Volovich, O.F. Kabardey, R.A. Lidin, L.Yu. Alikberova, V.S. Rokhlov, V.B. Pyatunin, Yu.A. Simagin, S.V. Simonovich / Okul Çocukları El Kitabı / Moskova "AST-BASIN KİTABI" 2003.

2. I.L. Knunyats / Kimya Ansiklopedisi / Moskova "Sovyet Ansiklopedisi" 1988

3. I.E. Shimanovich / Kimya 11 / Minsk "Halkın Asveta" 2008

4. F. Cotton, J. Wilkinson / Modern inorganik kimya / Moskova "Mir" 1969

HİDROJEN
H (lat. hidrojenyum),
en hafif gaz halindeki kimyasal element, periyodik element sisteminin IA alt grubunun bir üyesidir, bazen VIIA alt grubuna atıfta bulunulur. AT Dünya atmosferi bağlı olmayan bir durumda hidrojen sadece bir dakikanın kesirlerinde bulunur, miktarı 1.500.000 kısım hava başına 1-2 kısımdır. Genellikle volkanik patlamalar sırasında, petrol kuyularından ve büyük miktarda organik maddenin ayrıştığı yerlerde diğer gazlarla birlikte salınır. Hidrojen, karbonhidratlar, hidrokarbonlar, yağlar ve hayvansal proteinler gibi organik maddelerde karbon ve/veya oksijen ile birleşir. Hidrosferde hidrojen, Dünya'daki en yaygın bileşik olan suyun bir parçasıdır. Kayalarda, topraklarda, topraklarda ve diğer kısımlarda yerkabuğu Hidrojen oksijenle birleşerek su ve hidroksit iyonu OH- oluşturur. Hidrojen, yerkabuğundaki tüm atomların %16'sını oluşturur, ancak oksijenden 16 kat daha hafif olduğu için kütlece yalnızca %1'ini oluşturur. Güneş ve yıldızların kütlesi %70 hidrojen plazmasıdır: uzayda bu en yaygın elementtir. Dünya atmosferindeki hidrojen konsantrasyonu, düşük yoğunluğu ve yükselme kabiliyeti nedeniyle yükseklikle artar. büyük yükseklikler. Dünya yüzeyinde bulunan göktaşları, 100 silikon atomu başına 6-10 hidrojen atomu içerir.
Tarih referansı. 16. yüzyılda bir başka Alman doktor ve doğa bilimci Paracelsus. hidrojenin yanıcılığını belirledi. 1700'de N. Lemery, sülfürik asidin demir üzerindeki etkisiyle açığa çıkan gazın havada patladığını keşfetti. Hidrojen bir element olarak 1766'da G. Cavendish tarafından tanımlandı ve ona "yanıcı hava" adını verdi ve 1781'de suyun oksijenle etkileşiminin bir ürünü olduğunu kanıtladı. Yunanca "suyu doğuran" kombinasyonundan gelen Latince hidrojenyum, bu elemente A. Lavoisier tarafından atanmıştır.
Hidrojenin genel özellikleri. Hidrojen, elementlerin periyodik tablosundaki ilk elementtir; atomu bir proton ve onun etrafında dönen bir elektrondan oluşur
(ayrıca bkz. PERİYODİK ELEMANLAR TABLOSU).
5000 hidrojen atomundan biri, çekirdekte çekirdeğin kütlesini 1'den 2'ye çıkaran bir nötronun varlığı ile ayırt edilir. Bu hidrojen izotopuna döteryum 21H veya 21D denir. Daha nadir bir hidrojen izotopu, çekirdekte iki nötron içerir ve trityum 31H veya 31T olarak adlandırılır. Trityum radyoaktiftir ve helyum ve elektronların salınmasıyla bozunur. Farklı hidrojen izotoplarının çekirdekleri, proton dönüşlerinde farklılık gösterir. Hidrojen, a) aktif bir metalin su üzerindeki etkisiyle, b) asitlerin belirli metaller üzerindeki etkisiyle, c) bazların silikon ve bazı amfoterik metaller üzerindeki etkisiyle, d) aşırı ısıtılmış buharın su üzerindeki etkisiyle elde edilebilir. kömür ve metan ve ayrıca demir üzerinde, e) elektrolitik ayrışma suyu ve hidrokarbonların termal ayrışması ile. Hidrojenin kimyasal aktivitesi, başka bir atoma elektron verme veya kimyasal bir bağ oluşumunda diğer elementlerle neredeyse eşit olarak paylaşma veya hidrit adı verilen kimyasal bir bileşikteki başka bir elemente bir elektron bağlama yeteneği ile belirlenir. Endüstri tarafından üretilen hidrojen, amonyak sentezi için büyük miktarlarda kullanılır, Nitrik asit, metal hidritler. Gıda endüstrisi, sıvı bitkisel yağları katı yağlara (örneğin margarin) hidrojenlemek (hidrojenat) için hidrojen kullanır. Hidrojenasyon, karbon atomları arasında çift bağ içeren doymuş organik yağları, tek karbon-karbon bağlarına sahip doymuş yağlara dönüştürür. Yüksek saflıkta (%99,9998) sıvı hidrojen, uzay roketlerinde oldukça verimli bir yakıt olarak kullanılmaktadır.
fiziksel özellikler. Hidrojenin sıvılaştırılması ve katılaştırılması çok düşük sıcaklıklar ve yüksek basınçlar gerektirir (özellikler tablosuna bakın). AT normal koşullar hidrojen renksiz bir gazdır, kokusuz ve tatsızdır, çok hafiftir: 0°C'de 1 litre hidrojen ve atmosferik basınç 0.08987 g kütleye sahiptir (sırasıyla 1.2929 ve 0.1785 g / l hava ve helyum yoğunluğunu karşılaştırın; bu nedenle Balon helyumla dolu ve aynı kaldırma kuvveti, bir hidrojen balonu gibi, %8 daha fazla hacme sahip olmalıdır). Tablo hidrojenin bazı fiziksel ve termodinamik özelliklerini göstermektedir. SIRADAN HİDROJENİN ÖZELLİKLERİ
(273,16 K veya 0°C'de)
Atom numarası 1 Atom kütlesi 11H 1.00797 Yoğunluk, g/l

de normal basınç 0,08987 2,5*10 5 atm'de 0,66 2,7*10 18 atm'de 1,12*10 7

Kovalent yarıçap, 0,74 Erime noktası, ° С -259,14 Kaynama noktası, ° С -252,5 Kritik sıcaklık, ° С -239,92 (33,24 K) Kritik basınç, atm 12,8 (12,80 K) Isı kapasitesi, J/(molChK) 28,8 (H2) çözünürlük

su içinde, hacim/100 hacim H2O (standart koşullar altında) benzen içinde 2.148, ml/g (35.2°C, 150,2 atm) amonyak içinde 11,77, ml/g (25°C) 50 atm'de 4 ,47 1000 atm'de 79.25

Oksidasyon durumları -1, +1
Atomun yapısı. Sıradan bir hidrojen atomu (protium) iki temel parçacıktan (bir proton ve bir elektron) oluşur ve atom kütlesi 1'dir. Elektronun muazzam hızı (2.25 km / s veya 7 * 1015 devir / s) ve onun nedeniyle. dualistik korpüsküler dalga doğası, herhangi bir elektronun koordinatını (pozisyonunu) doğru bir şekilde belirlemek imkansızdır. şu an Ancak elektron bulma olasılığının yüksek olduğu bazı alanlar vardır ve bunlar atomun boyutunu belirler. Hidrojenin kimyasal ve fiziksel özelliklerinin çoğu, özellikle uyarma (enerji emilimi) ile ilgili olanlar, matematiksel olarak tam olarak tahmin edilir (bkz. SPEKTROSKOPİ). Hidrojen, alkali metallere benzer, çünkü bu elementlerin tümü, kısmen iyonik (elektron transferi) ile kovalent (paylaşılan elektron çifti) arasında değişebilen bir kimyasal bağ oluşturmak için bir alıcı atoma bir elektron bağışlayabilir. Güçlü bir elektron alıcısı ile hidrojen, pozitif bir H+ iyonu oluşturur; proton. Bir hidrojen atomunun elektron yörüngesinde 2 elektron olabilir, bu nedenle hidrojen de bir elektronu kabul edebilir, negatif bir H- iyonu, bir hidrit iyonu oluşturur ve bu, hidrojeni, kabulü ile karakterize edilen halojenlerle ilgili hale getirir. Cl- tipi bir negatif halojenür iyonu oluşturan bir elektron. Hidrojenin dualizmi, periyodik element tablosunda IA ​​alt grubuna (alkali metaller) ve bazen VIIA alt grubuna (halojenler) yerleştirilmesi gerçeğinde yansıtılır (ayrıca KİMYA'ya bakınız).
Kimyasal özellikler. Hidrojenin kimyasal özellikleri, tek elektronu tarafından belirlenir. Bu elektronu soymak için gereken enerji miktarı, bilinen herhangi bir kimyasal oksitleyici maddenin sağlayabileceğinden daha fazladır. Bu yüzden Kimyasal bağ Hidrojen diğer atomlarla birlikte iyonik olandan çok kovalente yakındır. Bir hidrojen molekülü oluştuğunda tamamen kovalent bir bağ oluşur: H + H H2
Bir mol (yani 2 g) H2 oluşumu 434 kJ açığa çıkarır. 3000 K'da bile hidrojen ayrışma derecesi çok düşüktür ve %9.03'e eşittir, 5000 K'da %94'e ulaşır ve sadece 10000 K'da ayrışma tamamlanır. Atomik hidrojen ve oksijenden (4H + O2 -> 2H2O) iki mol (36 g) su oluştuğunda, 1250 kJ'den fazla açığa çıkar ve sıcaklık 3000-4000 ° C'ye ulaşırken, moleküler hidrojenin yanması (2H2 + O2 -> 2H2O) sadece 285.8 kJ açığa çıkarır ve alev sıcaklığı sadece 2500 °C'ye ulaşır. Oda sıcaklığında hidrojen daha az reaktiftir. Çoğu reaksiyonu başlatmak için kırmak veya gevşetmek gerekir. Güçlü bağlantı H-H, çok fazla enerji harcıyor. Bir katalizörün (platin grubu metaller, geçiş oksitleri veya ağır metaller) ve molekülün uyarılma yöntemleri (ışık, elektrik boşalması, elektrik arkı, yüksek sıcaklıklar). Bu koşullar altında hidrojen, hemen hemen her elementle reaksiyona girer. soy gazlar. Aktif alkali ve toprak alkali elementler (örneğin lityum ve kalsiyum) elektron vericileri olarak hidrojen ile reaksiyona girer ve tuz hidritler (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2) adı verilen bileşikleri oluşturur.
Genel olarak hidrojen içeren bileşiklere hidrürler denir. Bu tür bileşiklerin çok çeşitli özellikleri (hidrojenle ilişkili atoma bağlı olarak), hidrojenin -1 ila neredeyse +1 arasında bir yük sergileme yeteneği ile açıklanır. Bu, LiH ve CaH2 ile NaCl ve CaCl2 gibi tuzlar arasındaki benzerlikte açıkça kendini gösterir. Hidritlerde hidrojenin negatif yüklü (H-) olduğuna inanılmaktadır; böyle bir iyon, asidik bir sulu ortamda bir indirgeyici ajandır: 2H-H2 + 2e- + 2.25B. H- iyonu, su protonu H+'yı hidrojen gazına indirgeyebilir: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Borlu hidrojen bileşikleri - borohidritler (borohidritler) - boranlar adı verilen olağandışı bir madde sınıfını temsil eder. En basit temsilcisi, yalnızca kararlı diboran B2H6 formunda bulunan BH3'tür. ile bağlantılar büyük miktar bor atomları Farklı yollar. Örneğin, tetraboran B4H10, kararlı pentaboran B5H9 ve kararsız pentaboran B5H11, heksaboran B6H10, dekaboran B10H14 bilinmektedir. Diboran, 0°C'de B2H6 ile orantısız olan ara B2H5Cl aracılığıyla ve ayrıca LiH veya lityum alüminyum hidrit LiAlH4'ü BCl3 ile reaksiyona sokarak H2 ve BCl3'ten elde edilebilir. Lityum alüminyum hidritte (karmaşık bir bileşik - tuz hidrit), dört hidrojen atomu Al ile kovalent bağlar oluşturur, ancak [] - ile Li + iyonik bir bağ vardır. Hidrojen içeren bir iyonun başka bir örneği, borohidrit iyonu BH4-'tür. Aşağıda, Elementlerin Periyodik Tablosundaki elementlerin konumuna göre özelliklerine göre hidritlerin yaklaşık bir sınıflandırması verilmiştir. Geçiş metali hidrürleri, metalik veya ara hidritler olarak adlandırılır ve genellikle stokiyometrik bileşikler oluşturmazlar, yani. hidrojen atomlarının metale oranı bir tam sayı olarak ifade edilmez, örneğin vanadyum hidrit VH0.6 ve toryum hidrit ThH3.1. Platin grubu metaller (Ru, Rh, Pd, Os, Ir ve Pt) aktif olarak hidrojeni emer ve hidrojenasyon reaksiyonları için etkili katalizörler olarak hizmet eder (örneğin, sıvı yağların yağ oluşturmak için hidrojenlenmesi, nitrojenin amonyağa dönüştürülmesi, metanol CH3OH'nin sentezi) CO). Be, Mg, Al hidrürleri ve Cu, Zn, Ga alt grupları polardır, termal olarak kararsızdır.

Ametaller uçucu hidritler oluşturur Genel formül Nispeten düşük kaynama noktasına sahip MHx (x bir tamsayıdır) ve yüksek basınç buharlar. Bu hidritler, hidrojenin daha negatif bir yüke sahip olduğu tuz hidritlerinden önemli ölçüde farklıdır. Uçucu hidritler (örneğin hidrokarbonlar), metal olmayanlar ve hidrojen arasındaki kovalent bağ tarafından yönetilir. Metalik olmayan karakter arttıkça, kısmen iyonik bağa sahip bileşikler oluşur, örneğin H + Cl-, (H2) 2 + O2-, N3- (H3) 3+. Çeşitli hidritlerin oluşumunun ayrı örnekleri aşağıda verilmiştir (hidritin oluşum ısısı parantez içinde belirtilmiştir):

İzomerizm ve hidrojen izotopları. Hidrojen izotop atomları benzer değildir. Sıradan hidrojen, protium, her zaman etrafında bir elektronun döndüğü, protondan çok uzakta (protonun boyutuna göre) bulunan bir protondur. Her iki parçacığın da dönüşü vardır, bu nedenle hidrojen atomları bir elektronun dönüşünde veya bir protonun dönüşünde veya her ikisinde de farklılık gösterebilir. Bir proton veya elektronun spininde farklılık gösteren hidrojen atomlarına izomer denir. İki atomun paralel dönüşlerle kombinasyonu, bir "ortohidrojen" molekülünün oluşumuna ve zıt proton dönüşleriyle - bir "parahidrojen" molekülüne yol açar. Kimyasal olarak, her iki molekül de aynıdır. Ortohidrojen çok zayıf bir manyetik momente sahiptir. Odada veya yükselmiş sıcaklık her iki izomer, ortohidrojen ve parahidrojen, genellikle 3:1 oranında dengededir. 20 K'ye (-253°C) soğutulduğunda, daha kararlı olduğu için parahidrojen içeriği %99'a yükselir. Endüstriyel saflaştırma yöntemleri ile sıvılaştırıldığında, orto form, ısı salınımı ile para forma geçer ve bu da buharlaşmadan hidrojen kaybına neden olur. Orto formun para forma dönüşme hızı, alümina üzerinde desteklenmiş kömür, nikel oksit, krom oksit gibi bir katalizör varlığında artar. Protium, çekirdeğinde nötron bulunmadığı için alışılmadık bir elementtir. Çekirdekte bir nötron belirirse, bu hidrojene döteryum 21D denir. Proton ve elektron sayıları aynı olan elementler ve farklı miktar nötronlara izotop denir. Doğal hidrojen küçük bir oranda HD ve D2 içerir. Benzer şekilde, doğal su düşük konsantrasyonlarda (%0,1'den az) DOH ve D2O içerir. H2O'dan daha büyük bir kütleye sahip olan ağır su D2O, fiziksel ve kimyasal özelliklerde farklılık gösterir, örneğin, sıradan suyun yoğunluğu 0.9982 g / ml (20 ° C) ve ağır - 1.105 g / ml, erime noktası sıradan suyun 0, 0 ° C ve ağır - 3,82 ° C, kaynama noktası sırasıyla 100 ° C ve 101,42 ° C'dir D2O içeren reaksiyonlar daha düşük bir hızda ilerler (örneğin, elektroliz doğal su alkali NaOH ilavesiyle bir D2O katkısı içeren). Protium oksit H2O'nun elektrolitik bozunma hızı D2O'dan daha yüksektir (elektrolize tabi tutulan D2O oranındaki sabit artış dikkate alındığında). Protium ve döteryumun özelliklerinin yakınlığı nedeniyle, protiyumun döteryum ile değiştirilmesi mümkündür. Bu tür bağlantılara etiketler denir. Döteryum bileşiklerini sıradan bir hidrojen içeren madde ile karıştırarak, birçok reaksiyonun yollarını, doğasını ve mekanizmasını incelemek mümkündür. Bu yöntem, örneğin sindirim süreçleri gibi biyolojik ve biyokimyasal reaksiyonları incelemek için kullanılır. Hidrojenin üçüncü izotopu trityum (31T), doğada eser miktarlarda bulunur. Kararlı döteryumun aksine, trityum radyoaktiftir ve yarılanma ömrü 12.26 yıldır. Trityum, bir b-parçacığının (elektron) salınmasıyla helyuma (32He) bozunur. Nükleer enerji üretmek için trityum ve metal trititler kullanılır; örneğin, içinde hidrojen bombası aşağıdaki füzyon reaksiyonu meydana gelir: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17.6 MeV
Hidrojen elde etmek.Çoğu zaman, hidrojenin daha fazla kullanımı, üretimin doğasına göre belirlenir. Bazı durumlarda, örneğin amonyak sentezinde, orijinal hidrojendeki az miktarda nitrojen elbette zararlı bir safsızlık değildir. Bir karbon monoksit (II) karışımı da, indirgeyici madde olarak hidrojen kullanılırsa karışmaz. 1. En büyük hidrojen üretimi, CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 ve CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n +) şemasına göre hidrokarbonların buharla katalitik dönüşümüne dayanır. 1)H2. Proses sıcaklığı, katalizörün bileşimine bağlıdır. Propan ile reaksiyon sıcaklığının, katalizör olarak boksit kullanılarak 370°C'ye düşürülebileceği bilinmektedir. Üretilen CO'nun %95'e kadarı su buharı ile sonraki reaksiyonda tüketilir: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Su gazı yöntemi, toplam hidrojen üretiminin önemli bir bölümünü sağlar. Yöntemin özü, bir CO ve H2 karışımı oluşturmak için su buharının kok ile reaksiyona girmesidir. Reaksiyon endotermiktir (DH° = 121.8 kJ/mol) ve 1000°C'de gerçekleştirilir Isıtılmış kok buharla işlenir; salınan saflaştırılmış gaz karışımı bir miktar hidrojen, büyük oranda CO ve az miktarda CO2 karışımı içerir. H2 verimini arttırmak için, CO monoksit, 370°C'de bir başka buhar işlemi ile uzaklaştırılır ve daha fazla CO2 üretilir. Gaz karışımını ters akımlı suyla sulanan bir yıkayıcıdan geçirerek karbondioksiti çıkarmak oldukça kolaydır. 3. Elektroliz. Elektrolitik proseste, hidrojen aslında ana ürünler olan klor ve alkali (NaOH) üretiminin bir yan ürünüdür. Elektroliz, bir demir katot ve bir nikel anot kullanılarak 80°C'de ve yaklaşık 2V'luk bir voltajda hafif alkali sulu bir ortamda gerçekleştirilir:

4. Ütü üzerinden 500-1000°C sıcaklıktaki buharın geçirilmesine göre demir-buhar yöntemi: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160.67 kJ. Bu yöntemle üretilen hidrojen genellikle katı ve sıvı yağları hidrojenlemek için kullanılır. Demir oksidin bileşimi, proses sıcaklığına bağlıdır; nC + (n + 1)H2 için
6. Üretim açısından bir sonraki adım metanol-buhar yöntemidir: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Reaksiyon endotermiktir ve 20 atm'ye kadar olan basınçlarda geleneksel çelik reaktörlerde 260°C HİDROJEN'de gerçekleştirilir. 7. Amonyağın katalitik ayrışması: 2NH3 -> Reaksiyon geri dönüşümlüdür. Küçük hidrojen gereksinimleri ile bu işlem ekonomik değildir. Ayrıca orada çeşitli yollar büyük endüstriyel öneme sahip olmasa da, bazı durumlarda ekonomik olarak en avantajlı olan hidrojen üretimi. Saflaştırılmış alkali metal hidritlerin hidrolizi ile çok saf hidrojen elde edilir; bu durumda az miktarda hidritten çok fazla hidrojen oluşur: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Bu yöntem, elde edilen hidrojeni doğrudan kullanırken uygundur.) Hidrojen, asitler aktif metallerle reaksiyona girdiğinde de salınır, ancak genellikle asit buharı veya fosfin PH3, hidrojen sülfür H2S, arsin AsH3 gibi başka bir gazlı ürün ile kirlenir. Su ile reaksiyona giren en aktif metaller hidrojenin yerini alır ve bir alkali çözelti oluşturur: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Ortak laboratuvar yöntemiçinkonun hidroklorik veya sülfürik asit ile reaksiyonuyla Kipp aparatında H2 elde edilmesi:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Alkali toprak metal hidritler (örneğin CaH2), kompleks tuz hidritler (örneğin LiAlH4 veya NaBH4) ve bazı borohidritler (örneğin B2H6) su ile reaksiyona girerken veya termal ayrışma sırasında hidrojeni serbest bırakır. Kahverengi kömür ve yüksek sıcaklıktaki buhar da hidrojen salınımı ile etkileşime girer.
Hidrojenin saflaştırılması. Hidrojenin gerekli saflık derecesi, kapsamına göre belirlenir. Karbondioksit karışımı, dondurularak veya sıvılaştırılarak (örneğin, gaz halindeki bir karışımın sıvı nitrojen içinden geçirilmesiyle) çıkarılır. Aynı safsızlık, sudan köpürerek tamamen uzaklaştırılabilir. CO, CH4 veya CO2'ye katalitik dönüştürme veya sıvı nitrojen işlemi ile sıvılaştırma yoluyla uzaklaştırılabilir. Elektroliz işlemi sırasında oluşan oksijen kirliliği, kıvılcım deşarjından sonra su şeklinde uzaklaştırılır.
Hidrojen kullanımı. Hidrojen esas olarak kimya endüstrisinde hidrojen klorür, amonyak, metanol ve diğer organik bileşiklerin üretimi için kullanılır. Yağların yanı sıra kömür ve petrolün hidrojenasyonunda (düşük dereceli yakıtları yüksek kaliteli yakıtlara dönüştürmek için) kullanılır. Metalurjide, bazı demir dışı metalleri oksitlerinden indirgemek için hidrojen kullanılır. Hidrojen, güçlü elektrik jeneratörlerini soğutmak için kullanılır. Hidrojen izotopları nükleer enerji mühendisliğinde kullanılır. Metalleri kesmek ve kaynaklamak için hidrojen-oksijen alevi kullanılır.
EDEBİYAT
Nekrasov B.V. Genel Kimyanın Temelleri. M., 1973 Sıvı hidrojen. M., 1980 Metallerde hidrojen. M., 1981

Collier Ansiklopedisi. - Açık Toplum. 2000 .

Eş anlamlı:

Diğer sözlüklerde "HİDROJEN" in ne olduğunu görün:

nüklid tablosu Genel bilgiİsim, sembol Hidrojen 4, 4H Nötronlar 3 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atomik kütle 4.027810 (110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 5, 5H Nötronlar 4 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 5.035310 (110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 6, 6H Nötronlar 5 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atomik kütle 6.044940 (280) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 7, 7H Nötronlar 6 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atomik kütle 7.052750 (1080) ... Wikipedia