Təbiətdəki hidrogen birləşmələri. Hidrogenin fiziki və kimyəvi xassələri

Hidrogen simvolu H və atom nömrəsi 1 olan kimyəvi elementdir. Standartı olan atom çəkisi Təxminən 1.008-də hidrogen dövri cədvəldəki ən yüngül elementdir. Onun monotomik forması (H) Kainatda ən çox yayılmış kimyəvi maddədir və ümumi barion kütləsinin təxminən 75%-ni təşkil edir. Ulduzlar əsasən plazma vəziyyətində hidrogendən ibarətdir. Protium adlanan hidrogenin ən çox yayılmış izotopunun (bu ad nadir hallarda istifadə olunur, simvolu 1H) bir protona malikdir və neytronları yoxdur. Atom hidrogeninin geniş yayılması ilk dəfə rekombinasiya dövründə baş verdi. Standart temperatur və təzyiqlərdə hidrogen molekulyar formulu H2 olan rəngsiz, qoxusuz, dadsız, toksik olmayan, qeyri-metal, tez alışan iki atomlu qazdır. Hidrogen əksər qeyri-metal elementlərlə asanlıqla kovalent bağlar əmələ gətirdiyinə görə, yer üzündə hidrogenin əksəriyyəti su və ya üzvi birləşmələr kimi molekulyar formalarda mövcuddur. Hidrogen turşu əsaslı reaksiyalarda xüsusilə mühüm rol oynayır, çünki turşu əsaslı reaksiyaların əksəriyyəti həll olunan molekullar arasında proton mübadiləsini əhatə edir. İon birləşmələrində hidrogen mənfi yük (yəni anion) formasını ala bilər, burada hidrid kimi tanınır və ya H+ simvolu ilə qeyd olunan müsbət yüklü (yəni kation) forma kimi tanınır. Hidrogen kationunun sadə bir protondan ibarət olduğu təsvir edilir, lakin əslində ion birləşmələrində hidrogen kationları həmişə daha mürəkkəbdir. Şrödinger tənliyinin analitik şəkildə həll oluna bildiyi yeganə neytral atom kimi hidrogen (yəni onun atomunun enerjisinin və bağlanmasının öyrənilməsi) kvant mexanikasının inkişafında əsas rol oynamışdır. Hidrogen qazı ilk dəfə 16-cı əsrin əvvəllərində turşuları metallarla reaksiyaya salmaqla süni şəkildə istehsal edilmişdir. 1766-81-ci illərdə. Hidrogen qazının diskret maddə olduğunu və onun yanma zamanı su əmələ gətirdiyini ilk tanıyan Henri Kavendiş oldu və ona öz adını verdi: Yunan dilində hidrogen "su istehsalçısı" deməkdir. Sənaye hidrogen istehsalı ilk növbədə təbii qazın buxara çevrilməsini və daha az yaygın olaraq suyun elektrolizi kimi daha çox enerji tutumlu üsulları əhatə edir. Hidrogenin çoxu istehsal edildiyi yerə yaxın istifadə olunur, ən çox yayılmış iki istifadə qalıq yanacaq emalı (məsələn, hidrokrekinq) və ammonyak istehsalıdır, əsasən gübrə bazarı üçün. Hidrogen metallurgiyada narahatlıq doğurur, çünki o, bir çox metalları kövrək edə bilər, boru kəmərlərinin və saxlama çənlərinin dizaynını çətinləşdirir.

Xüsusiyyətlər

Yanma

Hidrogen qazı (dihidrogen və ya molekulyar hidrogen) havada 4%-dən 75%-ə qədər çox geniş konsentrasiyalarda yanan yanan qazdır. Yanma entalpiyası 286 kJ/mol-dur:

2 H2 (q) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Hidrogen qazı 4-74% konsentrasiyada hava ilə və 5,95% konsentrasiyada xlor ilə partlayıcı qarışıqlar əmələ gətirir. Partlayıcı reaksiyalar qığılcımlar, istilik və ya səbəb ola bilər günəş işığı. Hidrogenin öz-özünə alovlanma temperaturu, onun havada özbaşına alovlandığı temperatur 500 °C (932 °F) təşkil edir. Saf hidrogen-oksigen alovları ultrabənövşəyi radiasiya yayır və yüksək oksigen qarışığı ilə demək olar ki, çılpaq gözlə görünməzdir, bunu Space Shuttle Solid Rocket Booster-in yüksək görünən şleyfi ilə müqayisədə Space Shuttle əsas mühərrikinin zəif şleyfi sübut edir. ammonium perklorat kompoziti. Yanan hidrogen sızmasını aşkar etmək üçün alov detektoru tələb oluna bilər; bu cür sızmalar çox təhlükəli ola bilər. Hidrogen alovu digər şərtlərdə mavi olur və təbii qazın mavi alovuna bənzəyir. Hindenburq dirijablının batması hidrogen yanmasının məşum nümunəsidir və bu məsələ hələ də müzakirə olunur. Bu hadisədə görünən narıncı alovlar dirijablın dərisindən karbon birləşmələri ilə birləşən hidrogen və oksigen qarışığına məruz qalması nəticəsində yaranıb. H2 hər oksidləşdirici elementlə reaksiya verir. Hidrogen otaq temperaturunda xlor və flüorla kortəbii reaksiyaya girərək müvafiq hidrogen halidləri, hidrogen xlorid və hidrogen flüoridləri əmələ gətirə bilər ki, bunlar da potensial təhlükəli turşulardır.

Elektron enerji səviyyələri

Hidrogen atomunda elektronun əsas enerji səviyyəsi -13,6 eV-dir ki, bu da dalğa uzunluğu təxminən 91 nm olan ultrabənövşəyi fotona bərabərdir. Hidrogenin enerji səviyyələri, elektronu Yerin Günəşin orbitinə bənzər "orbital" proton kimi konseptuallaşdıran atomun Bohr modelindən istifadə etməklə kifayət qədər dəqiq hesablana bilər. Bununla belə, atom elektronu və protonu elektromaqnit qüvvəsi, planetlər və göy cisimləri cazibə qüvvəsi ilə tutulur. Bor tərəfindən erkən kvant mexanikasında irəli sürülmüş bucaq impulsunun diskretləşdirilməsinə görə, Bor modelindəki elektron protondan yalnız müəyyən icazə verilən məsafələri və buna görə də yalnız müəyyən icazə verilən enerjiləri tuta bilər. Hidrogen atomunun daha dəqiq təsviri elektronun proton ətrafında ehtimal sıxlığının paylanmasını hesablamaq üçün Schrödinger tənliyindən, Dirak tənliyindən və ya hətta Feynman inteqral sxemindən istifadə edən sırf kvant mexaniki müalicəsindən əldə edilir. Ən çox kompleks üsullar emal xüsusi nisbilik və vakuum qütbləşmənin kiçik effektlərini əldə etməyə imkan verir. Kvantda emal, əsas dövlət hidrogen atomunda olan elektronun heç bir bucaq impulsu yoxdur, bu da "planet orbitinin" elektron hərəkətindən necə fərqləndiyini göstərir.

Elementar molekulyar formalar

Nüvələrinin nisbi spinində fərqlənən iki atomlu hidrogen molekullarının iki fərqli spin izomeri var. Ortohidrogen formasında iki protonun spinləri paraleldir və molekulyar spin kvant sayı 1 (1/2 + 1/2) olan üçlü vəziyyət yaradır; parahidrogen formasında spinlər antiparaleldir və molekulyar spin kvant sayı 0 (1/2 1/2) olan təklik əmələ gətirir. Standart temperatur və təzyiqdə hidrogen qazı təxminən 25% para forma və 75% orto forma ehtiva edir ki, bu da "normal forma" olaraq bilinir. Ortohidrogenin parahidrogenlə tarazlıq nisbəti temperaturdan asılıdır, lakin orto forma həyəcanlı vəziyyət olduğundan və para formasından daha yüksək enerjiyə malik olduğundan, o, qeyri-sabitdir və təmizlənə bilməz. Çox aşağı temperaturda tarazlıq vəziyyəti demək olar ki, yalnız para formasından ibarətdir. Təmiz parahidrogenin maye və qaz fazalarının istilik xassələri, hidrogenin spin izomerlərində daha ətraflı müzakirə olunan fırlanma istilik tutumlarının fərqliliyinə görə normal formadan əhəmiyyətli dərəcədə fərqlənir. Orto/cüt fərqi digər hidrogen tərkibli molekullarda və ya su və metilen kimi funksional qruplarda da baş verir, lakin bunun onların istilik xassələri üçün çox az əhəmiyyəti var. Para və orto H2 arasında katalizsiz qarşılıqlı çevrilmə temperaturun artması ilə artır; Beləliklə, sürətlə qatılaşdırılmış H2 çox yavaş-yavaş para formasına çevrilən yüksək enerjili ortoqonal formanın böyük miqdarını ehtiva edir. Qatılaşdırılmış H2-də orto/para əmsalı mühüm amildir maye hidrogenin hazırlanmasında və saxlanmasında: ortodan buxara çevrilmə ekzotermikdir və hidrogen mayesinin bir hissəsini buxarlamaq üçün kifayət qədər istilik təmin edir, bu da mayeləşdirilmiş materialın itirilməsi ilə nəticələnir. Dəmir oksidi, aktivləşdirilmiş karbon, platinləşdirilmiş asbest, nadir torpaq metalları, uran birləşmələri, xrom oksidi və ya bəzi nikel birləşmələri kimi orto-para çevrilməsi üçün katalizatorlar hidrogenin soyudulması ilə istifadə olunur.

Fazalar

Hidrogen qazı

Maye hidrogen

Çamur hidrogen

Bərk hidrogen

Metal hidrogen

Əlaqələr

Kovalent və üzvi birləşmələr

H2 standart şəraitdə çox reaktiv olmasa da, əksər elementlərlə birləşmələr əmələ gətirir. Hidrogen halogenlər (məsələn, F, Cl, Br, I) və ya oksigen kimi daha çox elektronmənfi olan elementlərlə birləşmələr yarada bilər; bu birləşmələrdə hidrogen qismən qəbul edir müsbət yük. Flüor, oksigen və ya azotla bağlandıqda, hidrogen digər oxşar molekulların hidrogeni ilə orta güclü kovalent olmayan bir əlaqə yarada bilər, bu fenomen hidrogen bağı adlanır və bu, bir çox bioloji molekulların sabitliyi üçün vacibdir. Hidrogen həmçinin metallar və metaloidlər kimi daha az elektronmənfi elementləri olan birləşmələr əmələ gətirir və burada qismən mənfi yük alır. Bu birləşmələr çox vaxt hidridlər kimi tanınır. Hidrogen, karbonla karbohidrogenlər adlanan geniş çeşidli birləşmələr və canlılarla ümumi əlaqəsinə görə üzvi birləşmələr adlanan heteroatomlarla daha böyük müxtəlif birləşmələr əmələ gətirir. Onların xassələrinin öyrənilməsi üzvi kimyanın mövzusudur və canlı orqanizmlər kontekstində onların öyrənilməsi biokimya kimi tanınır. Bəzi təriflərə görə, "üzvi" birləşmələr yalnız karbondan ibarət olmalıdır. Bununla belə, onların əksəriyyətində hidrogen də var və məhz karbon-hidrogen bağı olduğundan, bu sinif birləşmələrə xüsusi xüsusiyyətlərinin çoxunu verir. kimyəvi xüsusiyyətləri, kimyada "üzvi" sözünün bəzi təriflərində karbon-hidrogen bağları tələb olunur. Milyonlarla karbohidrogen məlumdur və onlar adətən elementar hidrogeni nadir hallarda əhatə edən mürəkkəb sintetik yollar vasitəsilə əmələ gəlir.

Hidridlər

Hidrogen birləşmələrinə tez-tez hidridlər deyilir. "Hidrid" termini H atomunun mənfi və ya anion xarakter aldığını güman edir, H- təyin olunur və hidrogen daha elektropozitiv elementlə birləşmə əmələ gətirdikdə istifadə olunur. 1916-cı ildə Gilbert N. Lewis tərəfindən 1 və 2-ci qrupların duz tərkibli hidridləri üçün təklif edilən hidrid anionunun mövcudluğu 1920-ci ildə Moers tərəfindən ərinmiş litium hidridin (LiH) elektrolizi yolu ilə nümayiş etdirildi və burada stoxiometrik miqdarda hidrogen istehsal edildi. anod. 1-ci və 2-ci qrup metallardan başqa hidridlər üçün hidrogenin aşağı elektronmənfiliyini nəzərə alaraq bu termin yanlışdır. 2-ci qrup hidridlərin istisnası polimer olan BeH2-dir. Litium alüminium hidriddə AlH-4 anionu Al(III)-ə möhkəm bağlanmış hidrid mərkəzlərini daşıyır. Hidridlər demək olar ki, bütün əsas qrup elementlərində əmələ gələ bilsə də, mümkün birləşmələrin sayı və birləşməsi çox dəyişir; məsələn, 100-dən çox ikili bor hidrid və yalnız bir ikili alüminium hidrid məlumdur. Böyük komplekslərin mövcud olmasına baxmayaraq, ikili indium hidrid hələ müəyyən edilməmişdir. Qeyri-üzvi kimyada hidridlər koordinasiya kompleksində iki metal mərkəzi birləşdirən körpü liqandları kimi də xidmət edə bilər. Bu funksiya xüsusilə 13-cü qrup elementləri üçün xarakterikdir, xüsusən borlar (bor hidridləri) və alüminium kompleksləri, həmçinin çoxluqlu karboranlar üçün.

Protonlar və turşular

Hidrogenin oksidləşməsi onun elektronunu çıxarır və ümumiyyətlə bir protondan ibarət olan elektron və nüvədən ibarət olan H+ əmələ gətirir. Buna görə H+ tez-tez proton adlanır. Bu növ turşuların müzakirəsində mərkəzi yer tutur. Bronsted-Lowry nəzəriyyəsinə görə, turşular proton donorları, əsaslar isə proton qəbulediciləridir. Çılpaq proton, H+, elektronlarla digər atomlara və ya molekullara qarşı qarşısıalınmaz cazibəsinə görə məhlulda və ya ion kristallarında mövcud ola bilməz. Plazma ilə əlaqəli yüksək temperaturlar istisna olmaqla, belə protonlar atomların və molekulların elektron buludlarından çıxarıla bilməz və onlara bağlı qalacaqlar. Bununla belə, "proton" termini bəzən digər növlərə bu şəkildə bağlanmış müsbət yüklü və ya kationik hidrogenə istinad etmək üçün metaforik olaraq istifadə olunur və buna görə də hər hansı bir fərdi protonun bir növ kimi sərbəst mövcud olduğu mənasını vermədən "H+" kimi istinad edilir. Məhlulda çılpaq "solvatlaşdırılmış proton"un görünməməsi üçün bəzən turşulu sulu məhlulların "hidronium ionu" (H3O+) adlanan daha az ehtimal olunan uydurma növün olduğu düşünülür. Bununla belə, hətta bu halda belə solvatlaşdırılmış hidrogen kationları daha real olaraq H9O+4-ə yaxın növlər əmələ gətirən mütəşəkkil çoxluqlar kimi qəbul edilir. Digər oksonium ionları su digər həlledicilərlə asidik məhlulda olduqda tapılır. Yer üzündə ekzotik görünüşünə baxmayaraq, Kainatda ən çox yayılmış ionlardan biri protonlanmış molekulyar hidrogen və ya trihidrogen kation kimi tanınan H+3-dür.

İzotoplar

Hidrogenin 1H, 2H və 3H olaraq təyin olunmuş üç təbii izotopu var. Digər yüksək qeyri-sabit nüvələr (4H-dən 7H-ə qədər) laboratoriyada sintez edilmiş, lakin təbiətdə müşahidə edilməmişdir. 1H 99,98%-dən çox bolluğu ilə hidrogenin ən bol izotopudur. Bu izotopun nüvəsi yalnız bir protondan ibarət olduğu üçün ona təsviri, lakin nadir hallarda istifadə olunan protium rəsmi adı verilir. 2H, hidrogenin başqa bir sabit izotopu deyterium kimi tanınır və nüvədə bir proton və bir neytron ehtiva edir. Kainatdakı bütün deuteriumun istehsal edildiyi güman edilir böyük partlayış və o vaxtdan indiyədək mövcud olmuşdur. Deuterium deyil radioaktiv element və əhəmiyyətli toksiklik riski yaratmır. Normal hidrogen əvəzinə deyterium ehtiva edən molekullarla zənginləşdirilmiş suya ağır su deyilir. Deyterium və onun birləşmələri kimyəvi təcrübələrdə radioaktiv olmayan izləyici kimi və 1H-NMR spektroskopiyası üçün həlledicilərdə istifadə olunur. Ağır su nüvə reaktorları üçün neytron moderatoru və soyuducu kimi istifadə olunur. Deuterium həm də kommersiya nüvə sintezi üçün potensial yanacaqdır. 3H tritium kimi tanınır və nüvədə bir proton və iki neytron var. O, radioaktivdir, beta parçalanma yolu ilə helium-3-ə qədər parçalanır, yarımparçalanma müddəti 12,32 ildir. O qədər radioaktivdir ki, parlaq boyada istifadə oluna bilər, məsələn, parlaq siferblatlarla saatların hazırlanmasında faydalıdır. Şüşə kiçik miqdarda radiasiyanın qaçmasının qarşısını alır. yox çoxlu sayda tritium təbii olaraq kosmik şüaların atmosfer qazları ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gəlir; tritium da nüvə silahı sınaqları zamanı buraxılıb. Nüvə birləşmə reaksiyalarında izotop geokimyasının göstəricisi kimi və xüsusi öz-özünə işləyən işıqlandırma cihazlarında istifadə olunur. Tritium kimyəvi və bioloji etiketləmə təcrübələrində radioaktiv izləyici kimi də istifadə edilmişdir. Hidrogen olan yeganə elementdir müxtəlif adlar bu gün geniş istifadə olunan izotoplarına görə. ərzində erkən öyrənmə radioaktivlik, müxtəlif ağır radioaktiv izotoplara öz adları verilmişdir, lakin deuterium və tritium istisna olmaqla, belə adlar artıq istifadə edilmir. D və T simvolları (2H və 3H əvəzinə) bəzən deuterium və tritium üçün istifadə olunur, lakin protium P üçün müvafiq simvol artıq fosfor üçün istifadə olunur və buna görə də protium üçün mövcud deyil. Beynəlxalq Təmiz və Tətbiqi Kimya İttifaqı öz nomenklatura təlimatlarında 2H və 3H-ə üstünlük verilsə də, D, T, 2H və 3H simvollarından hər hansı birinin istifadəsinə icazə verir. Antimuon və elektrondan ibarət olan ekzotik atom muonium (simvol Mu) də bəzən 1960-cı ildə kəşf edilmiş antimuon və elektron arasındakı kütlə fərqinə görə hidrogenin yüngül radioizotopu hesab olunur. Müon ömrü ərzində, 2,2 μs, muonium, müvafiq olaraq, hidrogen xlorid və natrium hidrid kimi muonium xlorid (MuCl) və ya natrium muonid (NaMu) kimi birləşmələrə daxil edilə bilər.

Hekayə

Açılış və İstifadə

1671-ci ildə Robert Boyl dəmir qırıntıları ilə hidrogen qazı əmələ gətirən seyreltilmiş turşular arasındakı reaksiyanı kəşf etdi və təsvir etdi. 1766-cı ildə Henri Kavendiş ilk dəfə hidrogen qazını diskret maddə kimi tanıdı və metal-turşu reaksiyasına görə qazı "yanan hava" adlandırdı. O, "yandıran hava"nın "phlogiston" adlı hipotetik maddə ilə faktiki olaraq eyni olduğunu nəzəriyyə etdi və 1781-ci ildə qazın yanan zaman su əmələ gətirdiyini yenidən kəşf etdi. Hidrogeni element kimi kəşf edənin məhz o olduğu güman edilir. 1783-cü ildə Antuan Lavuazye, Laplasla birlikdə Kavendişin hidrogenin yanmasının su əmələ gətirdiyinə dair məlumatlarını təkrarlayanda elementə hidrogen adını verdi (yunan dilindən ὑδρο-hydro "su" mənasını verir və -γενής genlərindən "yaradıcı"). Lavoisier, bir buxar axını ilə reaksiya verərək, kütləvi konservasiya təcrübələri üçün hidrogen istehsal etdi metal dəmir odda qızdırılan közərmə lampası vasitəsilə. Dəmirin yüksək temperaturda su protonları ilə anaerob oksidləşməsi aşağıdakı reaksiyaların dəsti ilə sxematik şəkildə göstərilə bilər:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Sirkonium kimi bir çox metal hidrogen istehsal etmək üçün su ilə oxşar reaksiyaya məruz qalır. Hidrogen ilk dəfə 1898-ci ildə James Dewar tərəfindən regenerativ soyuducu və onun ixtirası olan vakuum şüşəsindən istifadə edərək mayeləşdirildi. Növbəti il ​​bərk hidrogen istehsal etdi. Deyterium 1931-ci ilin dekabrında Harold Urey tərəfindən, tritium isə 1934-cü ildə Ernest Ruterford, Mark Olifant və Pol Hartek tərəfindən kəşf edilmişdir. Adi hidrogen əvəzinə deyteriumdan ibarət olan ağır su 1932-ci ildə Urey qrupu tərəfindən kəşf edilmişdir. Fransua İsaak de Rivaz 1806-cı ildə hidrogen və oksigenlə işləyən daxili yanma mühərriki olan ilk Rivaz mühərrikini yaratdı. Edvard Daniel Klark 1819-cu ildə hidrogen qaz borusunu icad etdi. Döbereiner çaxmaq daşı (ilk tam hüquqlu alışqan) 1823-cü ildə icad edilmişdir. İlk hidrogen balonu 1783-cü ildə Jak Çarlz tərəfindən icad edilmişdir. Hidrogen 1852-ci ildə Henri Giffard tərəfindən hidrogenlə işləyən ilk dirijablın ixtirasından sonra ilk etibarlı hava səyahətinin yüksəlişini təmin etdi. Alman qrafı Ferdinand fon Zeppelin, daha sonra Zeppelinlər adlandırılan hidrogenlə havaya qaldırılan sərt hava gəmiləri ideyasını irəli sürdü; bunlardan birincisi 1900-cü ildə uçdu. Müntəzəm olaraq planlaşdırılmış uçuşlar 1910-cu ildə başladı və 1914-cü ilin avqustunda Birinci Dünya Müharibəsi başlayanda onlar böyük insident olmadan 35.000 sərnişin daşıdılar. Müharibə zamanı hidrogen dirijabllarından müşahidə platformaları və bombardmançılar kimi istifadə olunurdu. İlk dayanmadan transatlantik uçuş 1919-cu ildə Britaniyanın R34 dirijabl tərəfindən həyata keçirilib. 1920-ci illərdə müntəzəm sərnişin xidməti bərpa edildi və ABŞ-da helium ehtiyatlarının aşkarlanmasının səyahət təhlükəsizliyini yaxşılaşdıracağı gözlənilirdi, lakin ABŞ hökuməti bu məqsədlə qazı satmaqdan imtina etdi, buna görə H2 dağıdılan Hindenburq dirijablında istifadə edildi. Nyu-Yorkda Milanda yanğında - 6 may 1937-ci ildə. Hadisə radio ilə canlı yayımlanıb və lentə alınıb. Alovlanmanın səbəbinin hidrogen sızması olduğu geniş şəkildə güman edilirdi, lakin sonrakı tədqiqatlar alüminiumlu parça örtüyünün statik elektriklə alışdığını göstərir. Lakin bu vaxta qədər hidrogenin qaldırıcı qaz kimi reputasiyası artıq zədələnmişdi. Elə həmin il, rotorda və statorda soyuducu kimi hidrogen qazı olan ilk hidrogenlə soyudulmuş turbogenerator 1937-ci ildə Dayton Power & Light Co. tərəfindən Dayton, Ohayoda xidmətə girdi; Hidrogen qazının istilik keçiriciliyinə görə, bu gün bu sahədə istifadə üçün ən çox yayılmış qazdır. Nikel-hidrogen batareyası ilk dəfə 1977-ci ildə ABŞ Naviqasiya Texnologiyası Satellite-2 (NTS-2) gəmisində istifadə edilmişdir. ISS, Mars Odyssey və Mars Global Surveyor nikel-hidrogen batareyaları ilə təchiz olunub. Orbitinin qaranlıq hissəsində Hubble Kosmik Teleskopu da nikel-hidrogen batareyaları ilə işləyir və nəhayət, 2009-cu ilin mayında, buraxılışdan 19 ildən çox müddət sonra və dizayn edildikdən 13 il sonra dəyişdirilmişdir.

Kvant nəzəriyyəsində rolu

Yalnız bir proton və elektrondan ibarət olan sadə atom quruluşuna görə, hidrogen atomu ondan yaranan və ya udulan işıq spektri ilə birlikdə atom quruluşu nəzəriyyəsinin inkişafı üçün mərkəzi idi. Bundan əlavə, hidrogen molekulunun və müvafiq H+2 kationunun müvafiq sadəliyinin tədqiqi kimyəvi bağın təbiətinin başa düşülməsinə gətirib çıxardı ki, bu da tez bir zamanda kvant mexanikasında hidrogen atomunun fiziki müalicəsinin ortalarında baş verdi. 2020. O dövrdə aydın şəkildə müşahidə edilən (lakin başa düşülməyən) ilk kvant effektlərindən biri tam kvant mexaniki nəzəriyyəsinin ortaya çıxmasından yarım əsr əvvəl Maksvellin hidrogenlə bağlı müşahidəsi idi. Maksvell qeyd etdi ki, H2-nin xüsusi istiliyi otaq temperaturundan aşağı iki atomlu qazdan dönməz şəkildə ayrılır və getdikcə kriogen temperaturda monoatomik qazın xüsusi istiliyinə bənzəməyə başlayır. Kvant nəzəriyyəsinə görə, bu davranış, aşağı kütləsi səbəbindən H2-də xüsusilə geniş məsafədə yerləşən (kvantlaşdırılmış) fırlanma enerji səviyyələri arasındakı məsafədən yaranır. Bu geniş aralıq səviyyələr istilik enerjisinin aşağı temperaturda hidrogendə fırlanma hərəkətinə bərabər bölünməsinə mane olur. Daha ağır atomlardan ibarət olan diatom qazlarının o qədər də geniş məsafəli səviyyələri yoxdur və eyni təsiri göstərmirlər. Antihidrogen hidrogenin antimaterial analoqudur. O, pozitronlu antiprotondan ibarətdir. Antihidrogen 2015-ci ildən istehsal edilən yeganə antimaddə atomudur.

Təbiətdə olmaq

Hidrogen kainatda ən çox yayılmış kimyəvi elementdir, normal maddənin kütləcə 75%-ni və atom sayına görə 90%-dən çoxunu təşkil edir. (Lakin kainatın kütləsinin çox hissəsi bu kimyəvi element şəklində deyil, qaranlıq maddə və qaranlıq enerji kimi hələ aşkar edilməmiş kütlə formalarına malik olduğu düşünülür.) Bu element ulduzlarda çoxlu şəkildə tapılır. və qaz nəhəngləri. H2 molekulyar buludlar ulduz əmələ gəlməsi ilə əlaqələndirilir. Hidrogen proton-proton reaksiyası və CNO dövrünün nüvə birləşməsi vasitəsilə ulduzların güclənməsində mühüm rol oynayır. Bütün dünyada hidrogen ilk növbədə molekulyar hidrogenin xüsusiyyətlərindən tamamilə fərqli xüsusiyyətlərə malik atom və plazma vəziyyətlərində olur. Plazma olaraq hidrogenin elektronu və protonu bir-birinə bağlı deyil, nəticədə çox yüksək elektrik keçiriciliyi və yüksək emissiya qabiliyyəti (Günəşdən və digər ulduzlardan işıq çıxarır). Yüklənmiş hissəciklər maqnit və elektrik sahələrinin güclü təsirinə məruz qalır. Məsələn, günəş küləyində onlar Yerin maqnitosferi ilə qarşılıqlı əlaqədə olur, Birkeland axınları və qütb kürəsini yaradır. Hidrogen ulduzlararası mühitdə neytral atom vəziyyətində mövcuddur. Çürüyən Lyman-alfa sistemlərində tapılan böyük miqdarda neytral hidrogenin Kainatın kosmoloji barion sıxlığında qırmızı yerdəyişmə z = 4-ə qədər üstünlük təşkil etdiyi düşünülür. normal şərait Yer üzündə elementar hidrogen iki atomlu qaz şəklində mövcuddur, H2. Bununla belə, hidrogen qazı yer atmosferində çox nadirdir (həcmi 1 ppm). yüngül çəki, Yerin cazibə qüvvəsini daha ağır qazlardan daha asan dəf etməyə imkan verir. Bununla belə, hidrogen Yer səthində ən çox yayılmış üçüncü elementdir və ilk növbədə karbohidrogenlər və su kimi kimyəvi birləşmələr şəklində mövcuddur. Hidrogen qazı bəzi bakteriyalar və yosunlar tərəfindən istehsal olunur və getdikcə daha vacib hidrogen mənbəyi olan metan kimi fleytanın təbii tərkib hissəsidir. Ulduzlararası mühitdə kosmik şüalardan molekulyar hidrogenin ionlaşması nəticəsində əmələ gələn protonlaşdırılmış molekulyar hidrogen (H+3) adlı molekulyar forma tapılır. Bu yüklü ion Yupiter planetinin yuxarı atmosferində də müşahidə edilmişdir. İon aşağı temperatur və sıxlığa görə ətraf mühitdə nisbətən sabitdir. H+3 Kainatda ən çox yayılmış ionlardan biridir və ulduzlararası mühitin kimyasında mühüm rol oynayır. Neytral üç atomlu hidrogen H3 yalnız həyəcanlı formada mövcud ola bilər və qeyri-sabitdir. Bunun əksinə olaraq müsbət molekulyar hidrogen ionu (H+2) Kainatda nadir bir molekuldur.

Hidrogen istehsalı

H2 kimyəvi və bioloji laboratoriyalarda, çox vaxt digər reaksiyaların əlavə məhsulu kimi istehsal olunur; sənayedə doymamış substratların hidrogenləşdirilməsi üçün; və təbiətdə biokimyəvi reaksiyalarda azaldıcı ekvivalentlərin yerini dəyişdirmək vasitəsi kimi.

Buxar islahatı

Hidrogen bir neçə yolla istehsal oluna bilər, lakin iqtisadi cəhətdən ən mühüm proseslər hidrogenin karbohidrogenlərdən çıxarılmasını nəzərdə tutur, çünki 2000-ci ildə hidrogen istehsalının təxminən 95%-i buxarın reformasiyası nəticəsində əldə edilmişdir. Kommersiya baxımından böyük həcmdə hidrogen adətən təbii qazın buxar islahatı ilə istehsal olunur. Yüksək temperaturda (1000-1400 K, 700-1100 °C və ya 1300-2000 °F) buxar (su buxarı) metanla reaksiyaya girərək karbonmonoksit və H2 əmələ gətirir.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Bu reaksiya o zaman ən yaxşı işləyir aşağı təzyiqlər, lakin, buna baxmayaraq, ilə həyata keçirilə bilər yüksək təzyiqlər(2,0 MPa, 20 atm və ya 600 inHg). Bunun səbəbi yüksək təzyiq H2-nin ən populyar məhsul olması və təzyiqli qızdırma sistemlərinin daha yüksək təzyiqlərdə daha yaxşı işləməsidir. Məhsulların qarışığı "sinqaz" kimi tanınır, çünki tez-tez metanol və əlaqəli birləşmələri istehsal etmək üçün birbaşa istifadə olunur. Metandan başqa karbohidrogenlər müxtəlif məhsul nisbətləri ilə sintez qazı istehsal etmək üçün istifadə edilə bilər. Bu yüksək dərəcədə optimallaşdırılmış texnologiyanın çoxsaylı fəsadlarından biri koks və ya karbonun əmələ gəlməsidir:

CH4 → C + 2 H2

Buna görə də, buxar islahatı adətən artıq H2O istifadə edir. Əlavə hidrogen su qazının yerdəyişmə reaksiyası vasitəsilə, xüsusilə də dəmir oksidi katalizatorundan istifadə etməklə, karbon monoksit istifadə edərək buxardan bərpa edilə bilər. Bu reaksiya həm də karbon qazının ümumi sənaye mənbəyidir:

CO + H2O → CO2 + H2

H2 üçün digər vacib üsullara karbohidrogenlərin qismən oksidləşməsi daxildir:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Və yuxarıda təsvir edilən kəsmə reaksiyasına müqəddimə kimi xidmət edə biləcək bir kömür reaksiyası:

C + H2O → CO + H2

Bəzən hidrogen eyni sənaye prosesində ayrılmadan istehsal olunur və istehlak olunur. Ammonyak istehsalı üçün Haber prosesində təbii qazdan hidrogen əmələ gəlir. Elektroliz salin məhlulu xlor istehsal etmək üçün əlavə məhsul kimi hidrogen də istehsal edir.

Metal turşusu

Laboratoriyada H2 adətən seyreltilmiş oksidləşdirici olmayan turşuları sink kimi müəyyən reaktiv metallarla Kipp aparatı ilə reaksiyaya salmaqla hazırlanır.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Alüminium əsaslarla işləndikdə H2 də istehsal edə bilər:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Suyun elektrolizi hidrogen əldə etməyin sadə yoludur. Sudan aşağı gərginlikli cərəyan keçir və anodda oksigen qazı, katodda isə hidrogen qazı əmələ gəlir. Saxlama üçün hidrogen istehsal edərkən adətən katod platin və ya digər təsirsiz metaldan hazırlanır. Bununla belə, qaz yerində yandırılacaqsa, yanmağa kömək etmək üçün oksigenin olması arzu edilir və buna görə də hər iki elektrod inert metallardan hazırlanacaqdır. (Məsələn, dəmir oksidləşir və buna görə də istehsal olunan oksigenin miqdarını azaldır). Nəzəri maksimum səmərəlilik (istehsal olunan hidrogenin enerji dəyərinə nisbətən istifadə olunan elektrik enerjisi) 80-94% aralığındadır.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Hidrogen istehsal etmək üçün suya əlavə olunan qranullar şəklində alüminium və qallium ərintisi istifadə edilə bilər. Bu proses həm də alüminium oksidi istehsal edir, lakin qranullar üzərində oksid qabığının əmələ gəlməsinin qarşısını alan bahalı qalium təkrar istifadə edilə bilər. Bunun hidrogen iqtisadiyyatı üçün mühüm potensial təsirləri var, çünki hidrogen yerli istehsal oluna bilər və onun nəqlinə ehtiyac yoxdur.

Termokimyəvi xassələri

Dəmir oksidi dövrü, serium (IV) oksid dövrü, sink-sink oksid dövrü, kükürd yod dövrü, mis dövrü və xlor və hibrid kimi bu dövrlərdən təxminən onlarla dövrə kimi suyu ayırmaq üçün istifadə edilə bilən 200-dən çox termokimyəvi dövr var. kükürd dövrü elektrik enerjisindən istifadə etmədən su və istilikdən hidrogen və oksigen istehsal etmək üçün tədqiqat və sınaq altındadır. Bir sıra laboratoriyalar (o cümlədən Fransa, Almaniya, Yunanıstan, Yaponiya və ABŞ-da) günəş enerjisindən və sudan hidrogen əldə etmək üçün termokimyəvi üsullar hazırlayır.

Anaerob korroziya

Anaerob şəraitdə dəmir və polad ərintiləri molekulyar hidrogenə (H2) çevrilərkən su protonları tərəfindən yavaş-yavaş oksidləşir. Dəmirin anaerob korroziyası ilk növbədə dəmir hidroksidinin (yaşıl pas) əmələ gəlməsinə gətirib çıxarır və aşağıdakı reaksiya ilə təsvir edilə bilər: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Öz növbəsində, anaerob şəraitdə dəmir hidroksid (Fe (OH) 2) su protonları ilə oksidləşərək maqnetit və molekulyar hidrogen əmələ gətirə bilər. Bu proses Şikorra reaksiyası ilə təsvir olunur: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 dəmir hidroksid → maqnezium + su + hidrogen. Yaxşı kristallaşmış maqnetit (Fe3O4) termodinamik cəhətdən dəmir hidroksidindən (Fe (OH) 2) daha sabitdir. Bu proses anoksik qrunt sularında dəmir və poladın anaerob korroziyası zamanı və su qatının altındakı torpaqların bərpası zamanı baş verir.

Geoloji mənşəli: serpentinləşmə reaksiyası

Yer atmosferindən uzaqda hökm sürən dərin geoloji şəraitdə oksigen (O2) olmadıqda, hidrogen (H2) suda mövcud olan dəmir silikatın (Fe2+) protonları (H+) tərəfindən anaerob oksidləşmə yolu ilə serpantinləşmə prosesi zamanı əmələ gəlir. fayalitin kristal qəfəsi (Fe2SiO4, mineral olivin -vəzi). Magnetit (Fe3O4), kvars (SiO2) və hidrogen (H2) əmələ gəlməsinə səbəb olan müvafiq reaksiya: 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + su → maqnetit + kvars + hidrogen. Bu reaksiya dəmir hidroksidinin su ilə təmasda olan anaerob oksidləşməsi zamanı müşahidə olunan Şikorra reaksiyasına çox oxşardır.

Transformatorlarda formalaşma

istehsal olunan bütün təhlükəli qazlardan güc transformatorları,hidrogen ən çox yayılmışdır və əksər nasazlıqlarda əmələ gəlir; beləliklə, hidrogenin əmələ gəlməsi transformatorun həyat dövründəki ciddi problemlərin erkən əlamətidir.

Proqramlar

Müxtəlif proseslərdə istehlak

Böyük miqdarda H2 neft və kimya sənayesində lazımdır. H2-nin ən böyük istifadəsi qalıq yanacaqların emalı ("təkmilləşdirilməsi") və ammonyak istehsalıdır. Neft-kimya zavodlarında H2 hidrodealkilasiya, hidrodesulfurizasiya və hidrokrekinqdə istifadə olunur. H2-nin bir neçə başqa mühüm istifadəsi var. H2 hidrogenləşdirici vasitə kimi, xüsusilə doymamış piylərin və yağların (marqarin kimi maddələrdə tapılır) doyma səviyyəsini artırmaq üçün və metanol istehsalında istifadə olunur. O, həmçinin xlorid turşusu istehsalında hidrogen mənbəyidir. H2 həmçinin metal filizləri üçün azaldıcı vasitə kimi istifadə olunur. Hidrogen bir çox nadir torpaq və keçid metallarında yüksək dərəcədə həll olunur və həm nanokristal, həm də amorf metallarda həll olunur. Hidrogenin metallarda həll olması kristal qəfəsdəki yerli təhriflərdən və ya çirklərdən asılıdır. Bu, hidrogen isti palladium disklərindən keçərək təmizləndikdə faydalı ola bilər, lakin qazın yüksək həllolma qabiliyyəti bir çox metalların kövrəkləşməsinə səbəb olan, boru kəmərlərinin və saxlama çənlərinin dizaynını çətinləşdirən metallurgiya problemidir. H2 reagent kimi istifadə etməklə yanaşı, fizika və texnologiyada geniş tətbiqlərə malikdir. Atom hidrogen qaynağı kimi qaynaq üsullarında qoruyucu qaz kimi istifadə olunur. H2 bütün qazlar arasında ən yüksək istilik keçiriciliyinə malik olduğu üçün elektrik stansiyalarında elektrik generatorlarında rotor soyuducu kimi istifadə olunur. Maye H2 kriogen tədqiqatlarda, o cümlədən superkeçiricilik tədqiqatlarında istifadə olunur. H2 havadan yüngül olduğundan, havanın sıxlığının 1/14-dən bir qədər çox olduğundan, o, vaxtilə qaldırıcı qaz kimi geniş istifadə olunurdu. şarlar və hava gəmiləri. Daha yeni tətbiqlərdə hidrogen səliqəli və ya azotla qarışdırılmış (bəzən əmələ gətirən qaz adlanır) sızmanın ani aşkarlanması üçün izləyici qaz kimi istifadə olunur. Hidrogen avtomobil, kimya, enerji, aerokosmik və telekommunikasiya sənayesində istifadə olunur. Hidrogen təsdiq edilmiş qida əlavəsidir (E 949), digər antioksidan xüsusiyyətləri ilə yanaşı, qidaların sızma testinə imkan verir. Hidrogenin nadir izotoplarının da xüsusi istifadəsi var. Deyterium (hidrogen-2) nüvə parçalanması proqramlarında yavaş neytron moderatoru kimi və nüvə birləşmə reaksiyalarında istifadə olunur. Deyterium birləşmələri kimya və biologiya sahələrində reaksiyaların izotop təsirlərini öyrənmək üçün istifadə olunur. Nüvə reaktorlarında istehsal olunan tritium (hidrogen-3) hidrogen bombalarının istehsalında, biologiya elmlərində izotop izləyicisi, işıq saçan boyalarda radiasiya mənbəyi kimi istifadə olunur. Tarazlıq hidrogeninin üç nöqtəli temperaturu ITS-90 temperatur şkalası üzrə 13,8033 kelvin səviyyəsində müəyyən edən sabit nöqtədir.

Soyuducu mühit

Hidrogen, yüngül diatomik molekulların birbaşa nəticəsi olan bir sıra əlverişli xüsusiyyətlərə görə elektrik stansiyalarında generatorlarda soyuducu kimi istifadə olunur. Bunlara aşağı sıxlıq, aşağı özlülük və istənilən qazın ən yüksək xüsusi istilik tutumu və istilik keçiriciliyi daxildir.

Enerji daşıyıcısı

Deuterium və ya tritiumdan istifadə edən kommersiya füzyon elektrik stansiyalarının hipotetik kontekstində istisna olmaqla, hidrogen enerji resursu deyil. Günəşin enerjisi hidrogenin nüvə birləşməsindən əldə edilir, lakin bu prosesə Yerdə nail olmaq çətindir. Elementar hidrogen günəş, bioloji və ya elektrik mənbələri istehsal etmək üçün onu yandırarkən sərf olunandan daha çox enerji tələb olunur, buna görə də bu hallarda hidrogen batareyaya bənzər enerji daşıyıcısı kimi fəaliyyət göstərir. Hidrogen fosil mənbələrindən (metan kimi) istehsal oluna bilər, lakin bu mənbələr tükənməkdədir. İstənilən praktik təzyiqdə həm maye hidrogenin, həm də sıxılmış hidrogen qazının vahid həcminə düşən enerji sıxlığı ənənəvi enerji mənbələrindən əhəmiyyətli dərəcədə azdır, baxmayaraq ki, yanacağın vahid kütləsi üçün enerji sıxlığı daha yüksəkdir. Bununla belə, elementar hidrogen enerji kontekstində mümkün gələcək iqtisadiyyat miqyasında enerji daşıyıcısı kimi geniş müzakirə edilmişdir. Məsələn, karbonun tutulması və saxlanmasının ardınca CO2 sekvestrasiyası qalıq yanacaqlardan H2 hasilatı nöqtəsində həyata keçirilə bilər. Nəqliyyatda istifadə edilən hidrogen nisbətən təmiz yanacaq, bəzi NOx emissiyaları, lakin karbon emissiyaları olmayacaq. Bununla belə, hidrogen iqtisadiyyatına tam çevrilmə ilə bağlı infrastruktur xərcləri əhəmiyyətli olacaq. Yanacaq hüceyrələri hidrogen və oksigeni daxili yanma mühərriklərindən daha səmərəli şəkildə birbaşa elektrik enerjisinə çevirə bilir.

Yarımkeçirici sənaye

Hidrogen amorf silikon və amorf karbonun sallanan bağlarını doyurmaq üçün istifadə olunur ki, bu da materialın xüsusiyyətlərini sabitləşdirməyə kömək edir. O, həmçinin ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 və SrZr daxil olmaqla müxtəlif oksid materiallarında potensial elektron donordur.

Bioloji reaksiyalar

H2 bəzi anaerob metabolizmin məhsuludur və bir neçə mikroorqanizm tərəfindən, adətən hidrogenazlar adlanan dəmir və ya nikel tərkibli fermentlərin kataliz etdiyi reaksiyalar vasitəsilə istehsal olunur. Bu fermentlər H2 və onun komponentləri - iki proton və iki elektron arasında geri dönən redoks reaksiyasını katalizləyir. Hidrogen qazının yaranması piruvatın fermentasiyası nəticəsində əmələ gələn azaldıcı ekvivalentlərin suya köçürülməsi ilə baş verir. Orqanizmlər tərəfindən hidrogen istehsalı və istehlakının təbii dövrü hidrogen dövrü adlanır. Suyun parçalanması, suyun protonlara, elektronlara və oksigenə parçalanması prosesi bütün fotosintetik orqanizmlərdə işıq reaksiyalarında baş verir. Bəzi bu cür orqanizmlər, o cümlədən Chlamydomonas Reinhardtii yosunları və siyanobakteriyalar, xloroplastdakı xüsusi hidrogenazlar tərəfindən protonların və elektronların H2 qazını əmələ gətirmək üçün reduksiya edildiyi qaranlıq reaksiyaların ikinci mərhələsini inkişaf etdirdi. Hətta oksigenin mövcudluğunda da H2 qazını səmərəli şəkildə sintez etmək üçün siyanobakteriya hidrazlarının genetik modifikasiyasına cəhdlər edilmişdir. Bioreaktorda geni dəyişdirilmiş yosunlardan istifadə etməklə də səylər göstərilmişdir.

Hidrogenin kimyəvi xassələri

Adi şəraitdə molekulyar Hidrogen nisbətən az aktivdir, birbaşa qeyri-metalların ən aktivi ilə (ftorla, işıqda isə xlorla) birləşir. Lakin qızdırıldıqda bir çox elementlə reaksiya verir.

Hidrogen sadə və mürəkkəb maddələrlə reaksiya verir:

Yüksək temperaturda Hidrogen birbaşa reaksiya verir bəzi metallarla(qələvi, qələvi torpaq və başqaları), ağ kristal maddələr əmələ gətirir - metal hidridlər (Li H, Na H, KH, CaH 2 və s.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Metal hidridlər su ilə asanlıqla parçalanır və müvafiq qələvi və hidrogeni əmələ gətirir:

Ca H 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

1). Oksigenlə Hidrogen suyu əmələ gətirir:

Video "Hidrogenin yanması"

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Normal temperaturda reaksiya çox yavaş, 550°C-dən yuxarı - partlayışla gedir (2 həcm H 2 və 1 həcm O 2 qarışığı adlanır partlayıcı qaz) .

Video "Partlayan qazın partlaması"

Video "Partlayıcı qarışığın hazırlanması və partlaması"

2). Halojenlərlə Hidrogen hidrogen halidləri əmələ gətirir, məsələn:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Eyni zamanda, Hidrogen flüorla (hətta qaranlıqda və - 252 ° C-də) partlayır, xlor və bromla yalnız işıqlandırıldıqda və ya qızdırıldıqda, yodla isə yalnız qızdırıldıqda reaksiya verir.

3). Azotla Hidrogen ammonyak əmələ gətirmək üçün reaksiya verir:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

yalnız katalizatorda və yüksək temperatur və təzyiqlərdə.

4). Qızdırıldıqda Hidrogen güclü reaksiya verir kükürd ilə:

H 2 + S = H 2 S (hidrogen sulfid),

selen və tellur ilə daha çətindir.

5). Təmiz karbonla Hidrogen katalizator olmadan yalnız yüksək temperaturda reaksiya verə bilər:

2H 2 + C (amorf) = CH 4 (metan)

- Hidrogen metal oksidləri ilə əvəzetmə reaksiyasına məruz qalır , bu zaman məhsullarda su əmələ gəlir və metal azalır. Hidrogen - azaldıcı agentin xüsusiyyətlərini nümayiş etdirir:

Hidrogen istifadə olunur bir çox metalların bərpası üçün, çünki oksigeni oksidlərindən ayırır:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O və s.

Hidrogenin tətbiqi

Video "Hidrogendən istifadə"

Hazırda hidrogen böyük miqdarda istehsal olunur. Onun çox böyük bir hissəsi ammonyakın sintezində, yağların hidrogenləşdirilməsində və kömürün, yağların və karbohidrogenlərin hidrogenləşdirilməsində istifadə olunur. Bundan əlavə, hidrogen hidroklor turşusunun, metil spirtinin, siyan turşusunun sintezində, metalların qaynaqlanmasında və döyülməsində, həmçinin közərmə lampalarının istehsalında və qiymətli daşlar. Hidrogen 150 atm-dən çox təzyiq altında silindrlərdə satılır. Onlar tünd yaşıl rəngə boyanıb və qırmızı “Hidrogen” yazısı var.

Hidrogen maye yağları bərk yağlara çevirmək üçün istifadə olunur (hidrogenləşmə), kömür və mazutun hidrogenləşdirilməsi yolu ilə maye yanacaq əldə edilir. Metallurgiyada hidrogen metallar və qeyri-metallar (germanium, silisium, qallium, sirkonium, hafnium, molibden, volfram və s.) əldə etmək üçün oksidlər və ya xloridlər üçün reduksiyaedici maddə kimi istifadə olunur.

Hidrogenin praktiki istifadəsi müxtəlifdir: adətən zond balonlarını doldurmaq üçün istifadə olunur, kimya sənayesində çox vacib məhsulların (ammonyak və s.) istehsalı üçün xammal kimi xidmət edir, qida sənayesində - istehsal üçün bitki yağlarından bərk yağların və s. Hidrogeni oksigendə yandırmaqla əldə edilən yüksək temperatur (2600 °C-ə qədər) odadavamlı metalların, kvarsın və s. əritmək üçün istifadə olunur. Maye hidrogen ən səmərəli reaktiv yanacaqlardan biridir. İllik qlobal hidrogen istehlakı 1 milyon tondan artıqdır.

SİMULYATORLAR

№ 2. hidrogen

TƏKLİF VƏZİFƏLƏRİ

Hidrogen atomu 1-ci xarici (və yalnız) elektron səviyyəsinin elektron formuluna malikdir s 1 . Bir tərəfdən xarici elektron səviyyədə bir elektronun olması baxımından hidrogen atomu qələvi metal atomlarına bənzəyir. Bununla belə, halogenlər kimi, xarici elektron səviyyəni doldurmaq üçün yalnız bir elektron lazımdır, çünki birinci elektron səviyyə 2 elektrondan çox ola bilməz. Belə çıxır ki, hidrogen eyni vaxtda dövri sistemin müxtəlif versiyalarında edilən dövri cədvəlin həm birinci, həm də sondan əvvəlki (yeddinci) qrupuna yerləşdirilə bilər:

Hidrogenin sadə bir maddə kimi xassələri nöqteyi-nəzərindən onun hələ də halogenlərlə daha çox ortaq cəhətləri var. Hidrogen, halogenlər kimi, qeyri-metaldır və onlar kimi iki atomlu molekullar (H 2) əmələ gətirir.

Normal şəraitdə hidrogen qaz halında, az aktiv maddədir. Hidrogenin aşağı aktivliyi molekuldakı hidrogen atomları arasındakı bağların yüksək möhkəmliyi ilə izah olunur ki, onların qırılması ya güclü qızdırma, ya da katalizatorların istifadəsi və ya hər ikisini tələb edir.

Hidrogenin sadə maddələrlə qarşılıqlı təsiri

metallarla

Metallardan hidrogen yalnız qələvi və qələvi torpaq metalları ilə reaksiya verir! Qələvi metallara I qrupun əsas yarımqrupunun metalları (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), qələvi torpaq metallarına isə berilium və maqnezium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Aktiv metallarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, hidrogen oksidləşdirici xüsusiyyətlər nümayiş etdirir, yəni. oksidləşmə vəziyyətini aşağı salır. Bu zaman ion quruluşuna malik qələvi və qələvi torpaq metallarının hidridləri əmələ gəlir. Reaksiya qızdırıldıqda baş verir:

Qeyd etmək lazımdır ki, aktiv metallarla qarşılıqlı əlaqə molekulyar hidrogen H2 oksidləşdirici maddə olduqda yeganə haldır.

qeyri-metallarla

Qeyri-metallardan hidrogen yalnız karbon, azot, oksigen, kükürd, selen və halogenlərlə reaksiya verir!

Karbon qrafit və ya amorf karbon kimi başa düşülməlidir, çünki almaz karbonun son dərəcə inert allotropik modifikasiyasıdır.

Qeyri-metallarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, hidrogen yalnız bir azaldıcı agent funksiyasını yerinə yetirə bilər, yəni yalnız oksidləşmə vəziyyətini artırır:

Hidrogenin mürəkkəb maddələrlə qarşılıqlı təsiri

metal oksidləri ilə

Hidrogen, alüminiuma qədər (daxil olmaqla) metalların aktivlik seriyasında olan metal oksidləri ilə reaksiya vermir, lakin qızdırıldıqda bir çox metal oksidi alüminiumun sağına endirməyə qadirdir:

qeyri-metal oksidləri ilə

Qeyri-metal oksidlərdən hidrogen azot, halogen və karbon oksidləri ilə qızdırıldıqda reaksiya verir. Hidrogenin qeyri-metal oksidləri ilə bütün qarşılıqlı təsirlərindən xüsusilə diqqətəlayiq olan onun karbonmonoksit CO ilə reaksiyasıdır.

CO və H2 qarışığının hətta öz adı var - "sintez qazı", çünki şərtlərdən asılı olaraq ondan metanol, formaldehid və hətta sintetik karbohidrogenlər kimi məşhur sənaye məhsulları əldə edilə bilər:

turşularla

Hidrogen qeyri-üzvi turşularla reaksiya vermir!

Üzvi turşulardan hidrogen yalnız doymamış turşularla, həmçinin hidrogenlə, xüsusən aldehid, keto və ya nitro qrupları ilə reduksiya edə bilən funksional qrupları olan turşularla reaksiya verir.

duzlarla

Nə vaxt sulu məhlullar duzlar, onların hidrogenlə qarşılıqlı təsiri baş vermir. Bununla belə, hidrogen orta və aşağı aktivliyə malik bəzi metalların bərk duzları üzərindən keçdikdə, onların qismən və ya tam reduksiyası mümkündür, məsələn:

Halojenlərin kimyəvi xassələri

Halogenlər deyilir kimyəvi elementlər VIIA qrupu (F, Cl, Br, I, At), eləcə də onların əmələ gətirdiyi sadə maddələr. Burada və mətndə, başqa cür qeyd edilmədiyi təqdirdə, halogenlər sadə maddələr kimi başa düşüləcəkdir.

Bütün halogenlər bu maddələrin aşağı ərimə və qaynama nöqtələrini təyin edən molekulyar quruluşa malikdir. Halojen molekulları diatomikdir, yəni. onların formulunu ümumi formada Hal 2 kimi yazmaq olar.

Yodun qabiliyyəti kimi xüsusi bir fiziki xüsusiyyəti qeyd etmək lazımdır sublimasiya və ya başqa sözlə, sublimasiya. Sublimasiya, bərk vəziyyətdə olan bir maddənin qızdırıldığı zaman ərimədiyi, lakin maye fazadan keçərək dərhal qaz halına keçməsi hadisəsidir.

Hər hansı bir halogen atomunun xarici enerji səviyyəsinin elektron quruluşu ns 2 np 5 formasına malikdir, burada n halogenin yerləşdiyi dövri cədvəl dövrünün sayıdır. Gördüyünüz kimi, halogen atomlarına səkkiz elektronlu xarici təbəqəyə çatmaq üçün yalnız bir elektron lazımdır. Buradan praktikada təsdiqlənmiş sərbəst halogenlərin üstünlük təşkil edən oksidləşdirici xüsusiyyətlərini qəbul etmək məntiqlidir. Məlum olduğu kimi, qeyri-metalların elektronmənfiliyi yarımqrupdan aşağıya doğru hərəkət edərkən azalır və buna görə də halogenlərin aktivliyi ardıcıl olaraq azalır:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogenlərin sadə maddələrlə qarşılıqlı təsiri

Bütün halogenlər yüksək reaktiv maddələrdir və ən sadə maddələrlə reaksiya verirlər. Bununla belə, qeyd etmək lazımdır ki, flüor olduqca yüksək reaktivliyə görə hətta onlarla reaksiya verə bilər sadə maddələr, digər halogenlərin reaksiya verə bilmədiyi. Belə sadə maddələrə oksigen, karbon (almaz), azot, platin, qızıl və bəzi nəcib qazlar (ksenon və kripton) daxildir. Bunlar. əslində, flüor yalnız bəzi nəcib qazlarla reaksiya vermir.

Qalan halogenlər, yəni. xlor, brom və yod da aktiv maddələrdir, lakin flüordan daha az aktivdir. Oksigen, azot, almaz, platin, qızıl və nəcib qazlar şəklində karbondan başqa, demək olar ki, bütün sadə maddələrlə reaksiya verirlər.

Halojenlərin qeyri-metallarla qarşılıqlı təsiri

hidrogen

Bütün halogenlər hidrogenlə qarşılıqlı əlaqədə olduqda əmələ gəlir hidrogen halidləriümumi formul HHal ilə. Bu vəziyyətdə flüorun hidrogenlə reaksiyası hətta qaranlıqda da kortəbii olaraq başlayır və tənliyə uyğun olaraq partlayışla davam edir:

Xlorun hidrogenlə reaksiyası intensiv ultrabənövşəyi şüalanma və ya istiliklə başlaya bilər. Həmçinin partlayışla davam edir:

Brom və yod yalnız qızdırıldıqda hidrogenlə reaksiya verir və eyni zamanda yod ilə reaksiya geri çevrilir:

fosfor

Flüorun fosforla qarşılıqlı təsiri fosforun ən yüksək oksidləşmə vəziyyətinə (+5) oksidləşməsinə səbəb olur. Bu vəziyyətdə fosfor pentaflorid əmələ gəlir:

Xlor və brom fosforla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, həm oksidləşmə vəziyyətində + 3, həm də reaksiya verən maddələrin nisbətindən asılı olaraq +5 oksidləşmə vəziyyətində fosfor halogenidləri əldə etmək mümkündür:

Üstəlik, halda ağ fosfor flüor, xlor və ya maye brom atmosferində reaksiya kortəbii olaraq başlayır.

Fosforun yodla qarşılıqlı təsiri digər halogenlərə nisbətən əhəmiyyətli dərəcədə aşağı oksidləşmə qabiliyyətinə görə yalnız fosfor triodidinin əmələ gəlməsinə səbəb ola bilər:

Boz

Flüor kükürdün ən yüksək oksidləşmə vəziyyətinə +6 oksidləşərək kükürd heksafloridini əmələ gətirir:

Xlor və brom kükürdlə reaksiyaya girərək +1 və +2 oksidləşmə vəziyyətlərində kükürd ehtiva edən birləşmələr əmələ gətirir ki, bu da onun üçün olduqca qeyri-adidir. Bu qarşılıqlı təsirlər çox spesifikdir və kimya üzrə Vahid Dövlət İmtahanından keçmək üçün bu qarşılıqlı təsirlər üçün tənliklər yazmaq bacarığı tələb olunmur. Buna görə də, aşağıdakı üç tənlik daha çox istinad üçün verilmişdir:

Halojenlərin metallarla qarşılıqlı təsiri

Yuxarıda qeyd edildiyi kimi, flüor bütün metallarla, hətta platin və qızıl kimi aşağı aktiv olanlarla reaksiya verə bilir:

Qalan halogenlər platin və qızıldan başqa bütün metallarla reaksiya verir:

Halojenlərin mürəkkəb maddələrlə reaksiyaları

Halojenlərlə əvəzetmə reaksiyaları

Daha aktiv halogenlər, yəni. Dövri cədvəldə daha yüksək olan kimyəvi elementlər daha az aktiv halogenləri əmələ gətirdikləri hidrohalik turşulardan və metal halidlərdən sıxışdırmağa qadirdir:

Eynilə, brom və yod sulfidlərin və ya hidrogen sulfidlərin məhlullarından kükürdü sıxışdırır:

Xlor daha güclü oksidləşdirici maddədir və hidrogen sulfidini sulu məhlulunda kükürd deyil, kükürd turşusuna oksidləşdirir:

Halojenlərin su ilə reaksiyası

Su reaksiya tənliyinə uyğun olaraq flüorda mavi alovla yanır:

Brom və xlor su ilə flüordan fərqli reaksiya verir. Əgər flüor oksidləşdirici maddə kimi çıxış edirdisə, o zaman xlor və brom suda qeyri-mütənasib olur, turşuların qarışığı əmələ gətirir. Bu vəziyyətdə reaksiyalar geri çevrilir:

Yodun su ilə qarşılıqlı təsiri o qədər əhəmiyyətsiz dərəcədə baş verir ki, onu laqeyd etmək olar və reaksiyanın ümumiyyətlə baş vermədiyini güman etmək olar.

Halojenlərin qələvi məhlullarla qarşılıqlı təsiri

Flüor, sulu qələvi məhlulu ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda, yenidən oksidləşdirici agent kimi çıxış edir:

Vahid Dövlət İmtahanından keçmək üçün bu tənliyi yazmaq bacarığı tələb olunmur. Belə bir qarşılıqlı təsirin mümkünlüyü və bu reaksiyada flüorun oksidləşdirici rolu haqqında faktı bilmək kifayətdir.

Flüordan fərqli olaraq, qələvi məhlullardakı digər halogenlər qeyri-mütənasibdir, yəni eyni vaxtda oksidləşmə vəziyyətini artırır və azaldır. Üstəlik, xlor və brom vəziyyətində, temperaturdan asılı olaraq, iki fərqli istiqamətdə axın mümkündür. Xüsusilə, soyuqda reaksiyalar aşağıdakı kimi davam edir:

və qızdırıldıqda:

Yod yalnız ikinci varianta uyğun olaraq qələvilərlə reaksiya verir, yəni. iyotun əmələ gəlməsi ilə, çünki hipoiyodit təkcə qızdırıldıqda deyil, həm də adi temperaturda və hətta soyuqda da sabit deyil.

Təbiətdə yayılma. V. təbiətdə geniş yayılmışdır; onun yer qabığında (litosfer və hidrosferdə) kütləsi 1%, atomların sayına görə isə 16% təşkil edir. V. Yer üzündə ən çox yayılmış maddənin bir hissəsidir - suyun (çəki ilə V. 11,19%), kömür, neft, təbii qazlar, gillər, habelə heyvan və bitki orqanizmlərini təşkil edən birləşmələrin tərkibində (yəni. tərkibində zülallar, nuklein turşuları, yağlar, karbohidratlar və s.). Sərbəst vəziyyətdə V. çox nadir hallarda vulkanik və s təbii qazlar. Atmosferdə az miqdarda sərbəst hidrogen (atomların sayına görə 0,0001%) mövcuddur. Yerə yaxın məkanda radiasiya proton axını şəklində Yerin daxili (“proton”) radiasiya kəmərini əmələ gətirir. Kosmosda V. ən çox yayılmış elementdir. Plazma şəklində Günəşin və əksər ulduzların kütləsinin təxminən yarısını, ulduzlararası mühitin qazlarının və qazlı dumanlıqların əsas hissəsini təşkil edir. V. bir sıra planetlərin atmosferində və kometlərdə sərbəst H2, metan CH4, ammonyak NH3, su H2O, CH, NH, OH, SiH, PH kimi radikallar və s. Proton axını şəklində enerji Günəşin və kosmik şüaların korpuskulyar radiasiyasının bir hissəsidir.

İzotoplar, atom və molekul. Adi vitriol iki sabit izotopun qarışığından ibarətdir: yüngül vitriol və ya protium (1H) və ağır vitriol və ya deuterium (2H və ya D). Təbii birləşmələrdə 1 2H atomunda orta hesabla 6800 1H atomu var. Süni şəkildə radioaktiv izotop istehsal edilmişdir - super ağır V. və ya tritium (3H və ya T), yumşaq β-şüalanma və yarı ömrü T1/2 = 12.262 il. Təbiətdə tritium, məsələn, kosmik şüa neytronlarının təsiri altında atmosfer azotundan əmələ gəlir; atmosferdə əhəmiyyətsiz dərəcədə kiçikdir (V atomlarının ümumi sayının 4-10-15%-i). Son dərəcə qeyri-sabit izotop 4H əldə edildi. 1H, 2H, 3H və 4H izotoplarının kütlə nömrələri müvafiq olaraq 1,2, 3 və 4, protium atomunun nüvəsində yalnız 1 proton, deyterium - 1 proton və 1 neytron, tritium - 1 proton və 2 olduğunu göstərir. neytron, 4H - 1 proton və 3 neytron. V.-nin izotoplarının kütlələrindəki böyük fərq onların fiziki və kimyəvi xassələrində digər elementlərin izotopları ilə müqayisədə daha nəzərə çarpan fərqi müəyyən edir.

V. atomu bütün digər elementlərin atomları arasında ən sadə quruluşa malikdir: o, nüvə və bir elektrondan ibarətdir. Nüvəsi olan elektronun bağlanma enerjisi (ionlaşma potensialı) 13,595 eV-dir. Neytral atom həm də mənfi ion H- yaradaraq ikinci elektron əlavə edə bilər; bu halda ikinci elektronun neytral atomla bağlanma enerjisi (elektron yaxınlığı) 0,78 eV-dir. Kvant mexanikası atomun bütün mümkün enerji səviyyələrini hesablamağa və nəticədə onun atom spektrinin tam şərhini verməyə imkan verir. V atomu digər, daha mürəkkəb atomların enerji səviyyələrinin kvant mexaniki hesablamalarında model atom kimi istifadə olunur. Molekul B. H2 kovalent kimyəvi əlaqə ilə bağlanmış iki atomdan ibarətdir. Dissosiasiya enerjisi (yəni atomlara parçalanma) 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J) təşkil edir. Nüvələrin tarazlıq mövqeyində atomlararası məsafə 0,7414-Å-dir. Yüksək temperaturda molekulyar hidrogen atomlara ayrılır (2000°C-də dissosiasiya dərəcəsi 0,0013, 5000°C-də 0,95-dir). Atom V. müxtəlif kimyəvi reaksiyalarda da əmələ gəlir (məsələn, Zn-nin xlor turşusuna təsiri ilə). Bununla belə, hidrogenin atom halında olması yalnız qısa müddət davam edir, atomlar yenidən H2 molekullarına çevrilir.

Fiziki və Kimyəvi xassələri. V. məlum olan maddələrin ən yüngülüdür (havadan 14,4 dəfə yüngüldür), sıxlığı 0°C-də 0,0899 q/l və 1 atm. Helium müvafiq olaraq -252.6°C və -259.1°C-də qaynayır (mayeləşir) və əriyir (bərkləşir) (yalnız helium daha aşağı ərimə və qaynama nöqtələrinə malikdir). Suyun kritik temperaturu çox aşağıdır (-240°C), ona görə də onun mayeləşməsi böyük çətinliklərlə doludur; kritik təzyiq 12,8 kqf/sm2 (12,8 atm), kritik sıxlıq 0,0312 q/sm3. Bütün qazlardan V. ən böyük istilik keçiriciliyinə malikdir, 0°C və 1 atm-də 0,174 Vt/(m-K) bərabərdir, yəni 4,16-0-4 kal/(s-sm-°C). 0°C və 1 atm-də V.-nin xüsusi istilik tutumu Ср 14.208-103 J/(kq-K), yəni 3.394 kal/(g-°C). V. suda az həll olur (20°C və 1 atm temperaturda 0,0182 ml/q), lakin bir çox metallarda (Ni, Pt, Pd və s.), xüsusilə palladiumda (1 həcm Pd üçün 850 həcm) yaxşı həll olunur. . V.-nin metallarda həll olması onların vasitəsilə diffuziya qabiliyyəti ilə bağlıdır; karbon ərintisi (məsələn, polad) vasitəsilə diffuziya bəzən karbonun karbonla qarşılıqlı təsiri (sözdə dekarbonizasiya) səbəbindən ərintinin məhv edilməsi ilə müşayiət olunur. Maye V. çox yüngül (sıxlığı -253°C-də 0,0708 q/sm3) və mayedir (-253°C-də özlülük 13,8 spuaz).

Əksər birləşmələrdə V. natrium və digər qələvi metallar kimi valentlik (daha dəqiq desək, oksidləşmə vəziyyəti) +1 nümayiş etdirir; adətən 1 qram aparıcı bu metalların analoqu hesab olunur. Mendeleyev sistemi. Bununla belə, metal hidridlərdə B ionu mənfi yüklüdür (oksidləşmə vəziyyəti -1), yəni Na+H-hidridi Na+Cl-xlorid kimi quruluşa malikdir. Bu və bəzi digər faktlar (V. ilə halogenlərin fiziki xassələrinin oxşarlığı, halogenlərin üzvi birləşmələrdə V.-ni əvəz etmək qabiliyyəti) V.-ni də dövri sistemin VII qrupuna aid etməyə əsas verir (ətraflı məlumat üçün elementlərin dövri cədvəlinə baxın). Normal şəraitdə molekulyar V. nisbətən az aktivdir, birbaşa qeyri-metalların ən aktivi ilə (ftorla, işıqda isə xlorla) birləşir. Lakin qızdırıldıqda bir çox elementlə reaksiya verir. Atom V. molekulyar ilə müqayisədə kimyəvi aktivliyi artırmışdır. Oksigenlə V. su əmələ gətirir: H2 + 1/2O2 = H2O 285,937-103 J/mol, yəni 68,3174 kkal/mol istilik (25°C-də və 1 atm) buraxılmaqla. Normal temperaturda reaksiya çox yavaş gedir, 550°C-dən yuxarı olduqda partlayır. Hidrogen-oksigen qarışığının partlayıcı həddi (həcmə görə) 4-dən 94%-ə qədər H2, hidrogen-hava qarışığı üçün isə 4-dən 74%-ə qədər H2 (2 həcm H2 və 1 həcm O2 qarışığı adlanır) partlayan qaz). V. bir çox metalları azaltmaq üçün istifadə olunur, çünki onların oksidlərindən oksigeni çıxarır:

CuO + H2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O və s.
Halojenlərlə V. hidrogen halidləri əmələ gətirir, məsələn:
H2 + Cl2 = 2HCl.

Eyni zamanda V. flüorla (hətta qaranlıqda və -252°C-də) partlayır, xlor və bromla yalnız işıqlandırıldıqda və ya qızdırıldıqda, yodla isə yalnız qızdırıldıqda reaksiya verir. V. azotla reaksiyaya girərək ammonyak əmələ gətirir: 3H2 + N2 = 2NH3 yalnız katalizatorda və yüksək temperatur və təzyiqlərdə. Qızdırıldıqda V. kükürdlə güclü reaksiya verir: H2 + S = H2S (hidrogen sulfid), selen və tellurla daha çətin olur. V. katalizatorsuz təmiz karbonla yalnız yüksək temperaturda reaksiya verə bilər: 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). V. müəyyən metallarla (qələvi, qələvi torpaq və s.) birbaşa reaksiya verir, hidridlər əmələ gətirir: H2 + 2Li = 2LiH. Temperaturdan, təzyiqdən və katalizatordan asılı olaraq müxtəlif üzvi birləşmələrin, məsələn, HCHO, CH3OH və s. əmələ gəldiyi hidrogenin dəm qazı ilə reaksiyaları böyük praktik əhəmiyyət kəsb edir (bax: Dəm qazı). Doymamış karbohidrogenlər hidrogenlə reaksiyaya girərək doymuş olurlar, məsələn: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (bax Hidrogenləşmə).

Onun dövri cədvəldə özünəməxsus mövqeyi var, bu, nümayiş etdirdiyi xüsusiyyətləri əks etdirir və elektron quruluşundan danışır. Ancaq bunların hamısı arasında eyni anda iki hüceyrəni tutan xüsusi bir atom var. Xüsusiyyətlərinə görə tamamilə əks olan iki qrup elementdə yerləşir. Bu hidrogendir. Bu cür xüsusiyyətlər onu unikal edir.

Hidrogen sadəcə bir element deyil, həm də sadə maddədir, həmçinin bir çox mürəkkəb birləşmələrin tərkib hissəsi, biogen və orqanogen elementdir. Buna görə də, onun xüsusiyyətlərini və xüsusiyyətlərini daha ətraflı nəzərdən keçirək.

Hidrogen kimyəvi element kimi

Hidrogen əsas yarımqrupun birinci qrupunun elementi, həmçinin birinci kiçik dövrdə əsas alt qrupun yeddinci qrupudur. Bu dövr yalnız iki atomdan ibarətdir: helium və nəzərdən keçirdiyimiz element. Dövri cədvəldə hidrogenin mövqeyinin əsas xüsusiyyətlərini təsvir edək.

1. Hidrogenin atom nömrəsi 1-dir, elektronların sayı eynidir və buna uyğun olaraq protonların sayı da eynidir. Atom kütləsi - 1,00795. Kütləvi nömrələri 1, 2, 3 olan bu elementin üç izotopu var. Lakin onların hər birinin xassələri çox fərqlidir, çünki hidrogen üçün kütlənin hətta bir artması dərhal ikiqat olur.
2. Onun xarici səthində yalnız bir elektron olması onun həm oksidləşdirici, həm də reduksiyaedici xüsusiyyətlərini uğurla nümayiş etdirməsinə imkan verir. Bundan əlavə, bir elektron bağışladıqdan sonra, donor-akseptor mexanizminə uyğun olaraq kimyəvi bağların formalaşmasında iştirak edən sərbəst orbital ilə qalır.
3. Hidrogen güclü reduksiyaedicidir. Buna görə də onun əsas yeri ən aktiv metallara - qələvilərə başçılıq etdiyi əsas alt qrupun birinci qrupu hesab olunur.
4. Bununla belə, metallar kimi güclü azaldıcı maddələrlə qarşılıqlı əlaqədə olduqda, elektron qəbul edən oksidləşdirici agent də ola bilər. Bu birləşmələrə hidridlər deyilir. Bu xüsusiyyətinə görə, oxşar olduğu halogenlərin alt qrupuna rəhbərlik edir.
5. Çox kiçik atom kütləsinə görə hidrogen ən yüngül element hesab olunur. Bundan əlavə, onun sıxlığı da çox aşağıdır, buna görə də yüngüllük üçün bir etalondur.

Beləliklə, hidrogen atomunun bütün digər elementlərdən fərqli olaraq tamamilə unikal element olduğu aydındır. Nəticə etibarilə, onun xassələri də xüsusidir və nəticədə olanlar sadədir və mürəkkəb maddələrçox vacib. Onları daha ətraflı nəzərdən keçirək.

Sadə maddə

Bu elementdən bir molekul kimi danışırıqsa, onda onun diatomik olduğunu söyləməliyik. Yəni hidrogen (sadə maddə) qazdır. Onun empirik düsturu H2, qrafik düsturu isə tək siqma H-H əlaqəsi vasitəsilə yazılacaq. Atomlar arasında bağ əmələ gəlməsi mexanizmi kovalent qeyri-polyardır.

1. Buxar metanının islahatı.
2. Kömürün qazlaşdırılması - proses kömürün 1000 0 C-ə qədər qızdırılmasını nəzərdə tutur, nəticədə hidrogen və yüksək karbonlu kömür əmələ gəlir.
3. Elektroliz. Bu üsul yalnız sulu məhlullar üçün istifadə edilə bilər müxtəlif duzlar, çünki ərimələr katodda suyun axıdılmasına səbəb olmur.

Hidrogenin alınması üçün laboratoriya üsulları:

1. Metal hidridlərin hidrolizi.
2. Seyreltilmiş turşuların aktiv metallara və orta aktivliyə təsiri.
3. Qələvi və qələvi torpaq metallarının su ilə qarşılıqlı təsiri.

İstehsal olunan hidrogeni toplamaq üçün sınaq borusunu tərs tutmalısınız. Axı, bu qaz, məsələn, karbon qazı ilə eyni şəkildə toplana bilməz. Bu hidrogendir, havadan qat-qat yüngüldür. Tez buxarlanır və böyük miqdarda hava ilə qarışdıqda partlayır. Buna görə də sınaq borusu ters çevrilməlidir. Doldurduqdan sonra rezin tıxacla bağlanmalıdır.

Yığılan hidrogenin saflığını yoxlamaq üçün boyuna yanan bir kibrit gətirməlisiniz. Əl çalmaq sönük və səssizdirsə, bu, qazın təmiz, minimum hava çirkləri ilə olması deməkdir. Yüksək və fit çalırsa, çirklidir, böyük bir nisbətdə xarici komponentlər var.

İstifadə sahələri

Hidrogen yandırıldıqda o qədər böyük miqdarda enerji (istilik) ayrılır ki, bu qaz ən sərfəli yanacaq hesab olunur. Üstəlik, ekoloji cəhətdən təmizdir. Lakin bu günə qədər onun bu sahədə tətbiqi məhduddur. Bu, reaktorlarda, mühərriklərdə və portativ cihazlarda yanacaq kimi istifadə oluna bilən təmiz hidrogenin sintezinin zəif düşünülmüş və həll edilməmiş problemləri ilə bağlıdır. istilik qazanları yaşayış binaları.

Axı bu qazın alınması üsulları kifayət qədər bahadır, ona görə də əvvəlcə xüsusi sintez metodu hazırlamaq lazımdır. Məhsulu əldə etməyə imkan verən biri böyük həcm və minimal xərclə.

Nəzərdən keçirdiyimiz qazdan bir neçə əsas sahə var.

1. Kimyəvi sintezlər. Hidrogenləşdirmə sabun, marqarin və plastik istehsal etmək üçün istifadə olunur. Hidrogenin iştirakı ilə metanol və ammonyak, eləcə də digər birləşmələr sintez olunur.
2. Qida sənayesində - E949 əlavəsi kimi.
3. Aviasiya sənayesi (raket elmi, təyyarə istehsalı).
4. Elektrik enerjisi sənayesi.
5. Meteorologiya.
6. Ekoloji cəhətdən təmiz yanacaq.

Aydındır ki, hidrogen təbiətdə bol olduğu qədər vacibdir. Onun yaratdığı müxtəlif birləşmələr daha böyük rol oynayır.

Hidrogen birləşmələri

Bunlar hidrogen atomları olan mürəkkəb maddələrdir. Belə maddələrin bir neçə əsas növü var.

1. Hidrogen halidləri. Ümumi formula HHal-dır. Onların arasında hidrogen xlorid xüsusi əhəmiyyət kəsb edir. Bu, hidroklor turşusu məhlulu yaratmaq üçün suda həll olunan bir qazdır. Bu turşu demək olar ki, bütün kimyəvi sintezlərdə geniş istifadə olunur. Üstəlik, həm üzvi, həm də qeyri-üzvi. Hidrogen xlorid HCL empirik formuluna malik birləşmədir və ölkəmizdə hər il istehsal olunan ən böyüklərdən biridir. Hidrogen halogenidlərinə hidrogen yodid, hidrogen flüorid və hidrogen bromid də daxildir. Onların hamısı müvafiq turşuları əmələ gətirir.
2. Uçucu Demək olar ki, hamısı kifayət qədərdir zəhərli qazlar. Məsələn, hidrogen sulfid, metan, silan, fosfin və s. Eyni zamanda, onlar çox alovlanırlar.
3. Hidridlər metallarla birləşmələrdir. Onlar duzlar sinfinə aiddir.
4. Hidroksidlər: əsaslar, turşular və amfoter birləşmələr. Onların tərkibində mütləq bir və ya daha çox hidrogen atomu var. Misal: NaOH, K 2, H 2 SO 4 və başqaları.
5. Hidrogen hidroksid. Bu birləşmə daha çox su kimi tanınır. Başqa bir ad hidrogen oksiddir. Empirik düstur belə görünür - H 2 O.
6. Hidrogen peroksid. Bu, formulası H 2 O 2 olan güclü oksidləşdirici maddədir.
7. Çoxlu üzvi birləşmələr: karbohidrogenlər, zülallar, yağlar, lipidlər, vitaminlər, hormonlar, efir yağları və qeyriləri.

Aydındır ki, nəzərdən keçirdiyimiz elementin birləşmələrinin müxtəlifliyi çox böyükdür. Bu, bir daha bunu təsdiqləyir yüksək dəyər təbiət və insanlar üçün, eləcə də bütün canlılar üçün.

- bu ən yaxşı həlledicidir

Yuxarıda qeyd edildiyi kimi, bu maddənin ümumi adı sudur. Kovalent qütb bağları ilə bağlanan iki hidrogen atomundan və bir oksigendən ibarətdir. Su molekulu bir dipoldur, bu onun nümayiş etdirdiyi bir çox xüsusiyyətləri izah edir. Xüsusilə, universal bir həlledicidir.

Demək olar ki, bütün kimyəvi proseslər su mühitində baş verir. Canlı orqanizmlərdə plastik və enerji mübadiləsinin daxili reaksiyaları da hidrogen oksidindən istifadə etməklə həyata keçirilir.

Su haqlı olaraq planetin ən vacib maddəsi hesab olunur. Məlumdur ki, onsuz heç bir canlı orqanizm yaşaya bilməz. Yer üzündə o, üç birləşmə vəziyyətində mövcud ola bilər:

• maye;
• qaz (buxar);
• bərk (buz).

Molekulun tərkibinə daxil olan hidrogenin izotopundan asılı olaraq üç növ su fərqləndirilir.

1. İşıq və ya protium. Kütləvi sayı 1 olan izotop. Formula - H 2 O. Bu, bütün orqanizmlərin istifadə etdiyi adi formadır.
2. Deyteri və ya ağır, formulu D 2 O. Tərkibində 2 H izotop var.
3. Super ağır və ya tritium. Formula T 3 O, izotop - 3 H kimi görünür.

Planetdə təzə protiumlu su ehtiyatları çox vacibdir. Artıq bir çox ölkələrdə bunun çatışmazlığı var. İçməli su istehsal etmək üçün duzlu suyun təmizlənməsi üsulları hazırlanır.

Hidrogen peroksid universal bir vasitədir

Bu birləşmə, yuxarıda qeyd edildiyi kimi, əla oksidləşdirici maddədir. Ancaq güclü nümayəndələrlə o, özünü bərpaçı kimi də apara bilər. Bundan əlavə, açıq bir bakterisid təsir göstərir.

Bu birləşmənin başqa bir adı peroksiddir. Məhz bu formada tibbdə istifadə olunur. Sözügedən birləşmənin kristal hidratının 3% həlli kiçik yaraları dezinfeksiya etmək üçün istifadə olunan tibbi dərmandır. Bununla belə, bunun yaranın sağalma müddətini artırdığı sübut edilmişdir.

Hidrogen peroksid həmçinin raket yanacağında, sənayedə dezinfeksiya və ağartma üçün və müvafiq materialların (məsələn, köpük) istehsalı üçün köpükləndirici kimi istifadə olunur. Bundan əlavə, peroksid akvariumları təmizləməyə, saçları ağartmağa və dişləri ağartmağa kömək edir. Bununla belə, toxumalara zərər verir, buna görə də bu məqsədlər üçün mütəxəssislər tərəfindən tövsiyə edilmir.