Hydrogenforbindelser i naturen. Fysiske og kjemiske egenskaper til hydrogen

Hydrogen er et kjemisk grunnstoff med symbolet H og atomnummer 1. Har en standard atomvekt rundt 1.008 er hydrogen det letteste grunnstoffet i det periodiske systemet. Dens monatomiske form (H) er det mest utbredte kjemikaliet i universet, og utgjør omtrent 75 % av den totale massen til en baryon. Stjerner består for det meste av hydrogen i plasmatilstanden. Den vanligste isotopen av hydrogen, kalt protium (dette navnet brukes sjelden, symbol 1H), har ett proton og ingen nøytroner. Det utbredte utseendet til atomært hydrogen skjedde først i rekombinasjonstiden. Ved standard temperaturer og trykk er hydrogen en fargeløs, luktfri, smakløs, ikke-giftig, ikke-metallisk, brennbar diatomisk gass med molekylformelen H2. Siden hydrogen lett danner kovalente bindinger med de fleste ikke-metalliske elementer, eksisterer det meste av hydrogenet på jorden i molekylære former som vann eller organiske forbindelser. Hydrogen spiller en spesielt viktig rolle i syre-basereaksjoner fordi de fleste syrebaserte reaksjoner involverer utveksling av protoner mellom løselige molekyler. I ioniske forbindelser kan hydrogen ha form av en negativ ladning (dvs. anion) og er kjent som et hydrid, eller som en positivt ladet (dvs. kation) art, betegnet med symbolet H+. Hydrogenkationen beskrives som bygd opp av et enkelt proton, men de faktiske hydrogenkationene i ioniske forbindelser er alltid mer komplekse. Som det eneste nøytrale atomet som Schrödinger-ligningen kan løses analytisk for, har hydrogen (nemlig studiet av energien og bindingen til dets atom) spilt en nøkkelrolle i utviklingen av kvantemekanikk. Hydrogengass ble først produsert kunstig på begynnelsen av 1500-tallet ved omsetning av syrer med metaller. I 1766-81. Henry Cavendish var den første som anerkjente at hydrogengass er et diskret stoff, og at det produserer vann ved forbrenning, derav navnet: hydrogen på gresk betyr "vannprodusent". Industriell produksjon av hydrogen er hovedsakelig forbundet med dampkonvertering av naturgass og, sjeldnere, med mer energikrevende metoder som vannelektrolyse. Mest hydrogen brukes i nærheten av der det produseres, med de to vanligste bruksområdene er prosessering av fossilt brensel (f.eks. hydrocracking) og ammoniakkproduksjon, hovedsakelig for gjødselmarkedet. Hydrogen er et problem innen metallurgi fordi det kan sprø mange metaller, noe som gjør det vanskelig å designe rørledninger og lagertanker.

Eiendommer

Forbrenning

Hydrogengass (dihydrogen eller molekylært hydrogen) er en brennbar gass som vil brenne i luft over et meget bredt spekter av konsentrasjoner fra 4 % til 75 % i volum. Forbrenningsentalpien er 286 kJ/mol:

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

Hydrogengass danner eksplosive blandinger med luft i konsentrasjoner fra 4-74 % og med klor i konsentrasjoner opp til 5,95 %. Eksplosive reaksjoner kan være forårsaket av gnister, varme eller sollys. Selvantennelsestemperaturen til hydrogen, den spontane antennelsestemperaturen i luft, er 500 °C (932 °F). Rene hydrogen-oksygenflammer sender ut ultrafiolett stråling og er med en høy oksygenblanding nesten usynlige for det blotte øye, noe som fremgår av den svake skyen fra romfergen hovedmotor sammenlignet med den svært synlige skyen til romfergen solid rakettforsterker, som bruker en ammoniumperkloratkompositt. En flammedetektor kan være nødvendig for å oppdage en lekkasje av brennende hydrogen; slike lekkasjer kan være svært farlige. Hydrogenflammen under andre forhold er blå, og ligner den blå flammen til naturgass. Senkingen av luftskipet Hindenburg er et beryktet eksempel på hydrogenforbrenning, og saken er fortsatt under diskusjon. Den synlige oransje flammen i denne hendelsen ble forårsaket av eksponering for en blanding av hydrogen og oksygen kombinert med karbonforbindelser fra luftskipets hud. H2 reagerer med hvert oksiderende element. Hydrogen kan reagere spontant ved romtemperatur med klor og fluor og danne tilsvarende hydrogenhalogenider, hydrogenklorid og hydrogenfluorid, som også er potensielt farlige syrer.

Elektronenerginivåer

Grunntilstandsenerginivået til et elektron i et hydrogenatom er -13,6 eV, som tilsvarer et ultrafiolett foton med en bølgelengde på omtrent 91 nm. Energinivåene til hydrogen kan beregnes ganske nøyaktig ved å bruke Bohr-modellen av atomet, som konseptualiserer elektronet som et "orbital" proton, lik jordens bane rundt solen. Imidlertid holdes atomelektronet og protonet sammen av den elektromagnetiske kraften, og planetene og himmelobjekter holdt av tyngdekraften. På grunn av diskretiseringen av vinkelmomentum postulert i tidlig kvantemekanikk av Bohr, kan elektronet i Bohrs modell bare okkupere visse tillatte avstander fra protonet, og dermed bare visse tillatte energier. En mer nøyaktig beskrivelse av hydrogenatomet kommer fra en rent kvantemekanisk behandling som bruker Schrödinger-ligningen, Dirac-ligningen eller til og med Feynmans integrerte krets for å beregne stil et elektron rundt et proton. Mest komplekse metoder prosesseringer gjør det mulig å oppnå små effekter av den spesielle relativitetsteorien og vakuumpolarisering. I kvante maskinering, elektronet i grunntilstandshydrogenatomet har ikke noe dreiemoment i det hele tatt, noe som illustrerer hvordan en "planetbane" skiller seg fra bevegelsen til et elektron.

Elementære molekylære former

Det er to forskjellige spin-isomerer av diatomiske hydrogenmolekyler som er forskjellige i det relative spinnet til kjernene deres. I ortohydrogenformen er spinnene til de to protonene parallelle og danner en tripletttilstand med et molekylært spinnkvantetall på 1 (1/2 + 1/2); i parahydrogenformen er spinnene antiparallelle og danner en singlett med et molekylært spinnkvantetall på 0 (1/2 1/2). Ved standard temperatur og trykk inneholder hydrogengass omtrent 25 % av para-formen og 75 % av orto-formen, også kjent som "normalformen". Likevektsforholdet mellom ortohydrogen og parahydrogen avhenger av temperatur, men fordi ortoformen er en eksitert tilstand og har høyere energi enn paraformen, er den ustabil og kan ikke renses. Ved svært lave temperaturer består likevektstilstanden nesten utelukkende av para-formen. De termiske egenskapene til væske- og gassfasene til rent parahydrogen skiller seg betydelig fra de til normal form på grunn av forskjeller i rotasjonsvarmekapasiteter, som diskuteres mer detaljert i hydrogenspinnisomerer. Orto/par-skillet forekommer også i andre hydrogenholdige molekyler eller funksjonelle grupper som vann og metylen, men dette har liten betydning for deres termiske egenskaper. Den ukatalyserte interkonverteringen mellom para og orto H2 øker med økende temperatur; derfor inneholder raskt kondensert H2 store mengder av den ortogonale høyenergiformen, som meget sakte omdannes til para-formen. Orto/para-forholdet i kondensert H2 er en viktig faktor ved fremstilling og lagring av flytende hydrogen: omdannelsen fra orto til damp er eksoterm og produserer nok varme til å fordampe noe av hydrogenvæsken, noe som resulterer i tap av flytende materiale. Katalysatorer for orto-para-konvertering som jernoksid, aktivert karbon, platinisert asbest, sjeldne jordarter, uranforbindelser, kromoksid eller noen nikkelforbindelser brukes i hydrogenkjøling.

Faser

Hydrogengass

flytende hydrogen

slam hydrogen

fast hydrogen

metallisk hydrogen

Tilkoblinger

Kovalente og organiske forbindelser

Mens H2 ikke er veldig reaktivt under standardforhold, danner det forbindelser med de fleste grunnstoffer. Hydrogen kan danne forbindelser med elementer som er mer elektronegative, som halogener (f.eks. F, Cl, Br, I) eller oksygen; i disse forbindelsene tar hydrogen delvis positiv ladning. Når det er bundet til fluor, oksygen eller nitrogen, kan hydrogen delta i form av en middels sterk ikke-kovalent binding med hydrogenet til andre lignende molekyler, et fenomen som kalles hydrogenbinding, som er avgjørende for stabiliteten til mange biologiske molekyler. Hydrogen danner også forbindelser med mindre elektronegative elementer som metaller og metalloider, hvor det tar på seg en delvis negativ ladning. Disse forbindelsene er ofte kjent som hydrider. Hydrogen danner en lang rekke forbindelser med karbon, kalt hydrokarboner, og et enda større utvalg av forbindelser med heteroatomer, som på grunn av deres vanlige assosiasjon med levende ting kalles organiske forbindelser. Studiet av deres egenskaper er bekymringen for organisk kjemi, og deres studie i sammenheng med levende organismer er kjent som biokjemi. Etter noen definisjoner må "organiske" forbindelser kun inneholde karbon. Imidlertid inneholder de fleste også hydrogen, og siden det er karbon-hydrogen-bindingen som gir denne klassen av forbindelser det meste av deres spesifikke kjemiske egenskaper, karbon-hydrogen-bindinger kreves i noen definisjoner av ordet "organisk" i kjemi. Millioner av hydrokarboner er kjent, og de er vanligvis dannet av komplekse syntetiske veier som sjelden involverer elementært hydrogen.

hydrider

Hydrogenforbindelser kalles ofte hydrider. Begrepet "hydrid" antyder at H-atomet har fått en negativ eller anionisk karakter, betegnet H-, og brukes når hydrogen danner en forbindelse med et mer elektropositivt element. Eksistensen av et hydrid anion, foreslått av Gilbert N. Lewis i 1916 for gruppe 1 og 2 saltholdige hydrider, ble demonstrert av Moers i 1920 ved elektrolyse av smeltet litiumhydrid (LiH), som ga en støkiometrisk mengde hydrogen per anode. For andre hydrider enn gruppe 1 og 2 metaller er begrepet misvisende gitt den lave elektronegativiteten til hydrogen. Et unntak i gruppe 2-hydrider er BeH2, som er polymer. I litiumaluminiumhydrid bærer AlH-4-anionet hydridsentre som er godt festet til Al(III). Selv om hydrider kan dannes i nesten alle hovedgruppeelementer, varierer antallet og kombinasjonen av mulige forbindelser sterkt; for eksempel er over 100 binære boranhydrider og bare ett binært aluminiumhydrid kjent. Binært indiumhydrid er ennå ikke identifisert, selv om det eksisterer store komplekser. I uorganisk kjemi kan hydrider også tjene som brodannende ligander som forbinder to metallsentre i et koordinasjonskompleks. Denne funksjonen er spesielt karakteristisk for gruppe 13-elementer, spesielt i boraner (borhydrider) og aluminiumkomplekser, samt i grupperte karboraner.

Protoner og syrer

Oksidasjon av hydrogen fjerner elektronet og gir H+, som ikke inneholder noen elektroner og ingen kjerne, som vanligvis består av et enkelt proton. Dette er grunnen til at H+ ofte omtales som et proton. Dette synet er sentralt i diskusjonen om syrer. I følge Bronsted-Lowry-teorien er syrer protondonorer og baser er protonakseptorer. Det nakne protonet, H+, kan ikke eksistere i løsning eller i ioniske krystaller på grunn av dets uimotståelige tiltrekning til andre atomer eller molekyler med elektroner. Bortsett fra de høye temperaturene forbundet med plasmaer, kan slike protoner ikke fjernes fra elektronskyene til atomer og molekyler og vil forbli festet til dem. Imidlertid brukes begrepet "proton" noen ganger metaforisk for å referere til positivt ladet eller kationisk hydrogen knyttet til andre arter på denne måten, og som sådan betegnes "H+" uten at det betyr at noen individuelle protoner eksisterer fritt som en art. For å unngå utseendet til et nakent "solvatisert proton" i løsning, antas sure vandige løsninger noen ganger å inneholde en mindre usannsynlig fiktiv art kalt "hydroniumion" (H 3 O+). Men selv i dette tilfellet blir slike solvatiserte hydrogenkationer mer realistisk oppfattet som organiserte klynger som danner arter nær H 9O+4. Andre oksoniumioner finnes når vann er i en sur løsning med andre løsemidler. Til tross for at den er eksotisk på jorden, er en av de vanligste ionene i universet H+3, kjent som protonert molekylært hydrogen eller trihydrogenkationen.

isotoper

Hydrogen har tre naturlig forekommende isotoper, betegnet 1H, 2H og 3H. Andre svært ustabile kjerner (4H til 7H) har blitt syntetisert i laboratoriet, men har ikke blitt observert i naturen. 1H er den vanligste isotopen av hydrogen, med en overflod på over 99,98%. Siden kjernen til denne isotopen består av bare ett proton, får den det beskrivende, men sjelden brukte formelle navnet protium. 2H, den andre stabile isotopen av hydrogen, er kjent som deuterium og inneholder ett proton og ett nøytron i kjernen. Det antas at alt deuterium i universet ble produsert i løpet av det store smellet og har eksistert siden. Deuterium er det ikke radioaktivt element og utgjør ingen betydelig giftighetsfare. Vann anriket på molekyler som inkluderer deuterium i stedet for normalt hydrogen kalles tungtvann. Deuterium og dets forbindelser brukes som en ikke-radioaktiv markør i kjemiske eksperimenter og i løsemidler for 1H-NMR-spektroskopi. Tungtvann brukes som nøytronmoderator og kjølevæske for atomreaktorer. Deuterium er også et potensielt drivstoff for kommersiell kjernefysisk fusjon. 3H er kjent som tritium og inneholder ett proton og to nøytroner i kjernen. Det er radioaktivt, forfaller til helium-3 via beta-forfall med en halveringstid på 12,32 år. Den er så radioaktiv at den kan brukes i lysende maling, noe som gjør den nyttig for å lage klokker med lysende skiver, for eksempel. Glasset hindrer en liten mengde stråling fra å slippe ut. Ikke et stort nummer av tritium dannes naturlig ved samspillet mellom kosmiske stråler og atmosfæriske gasser; tritium har også blitt frigjort under atomvåpentesting. Den brukes i kjernefysiske fusjonsreaksjoner som en indikator på isotopgeokjemi og i spesialiserte selvdrevne belysningsenheter. Tritium har også blitt brukt i kjemiske og biologiske merkeeksperimenter som en radioaktiv etikett. Hydrogen er det eneste grunnstoffet som har forskjellige navn for sine isotoper, som er mye brukt i dag. Under tidlig læring radioaktivitet fikk ulike tunge radioaktive isotoper egne navn, men slike navn brukes ikke lenger, med unntak av deuterium og tritium. Symbolene D og T (i stedet for 2H og 3H) brukes noen ganger for deuterium og tritium, men det tilsvarende symbolet for protium P er allerede brukt for fosfor og dermed ikke tilgjengelig for protium. I sine nomenklaturretningslinjer tillater International Union of Pure and Applied Chemistry at alle symbolene fra D, T, 2H og 3H brukes, selv om 2H og 3H er foretrukket. Det eksotiske atomet muonium (symbol Mu), som består av et antimuon og et elektron, regnes også noen ganger som en lett radioisotop av hydrogen på grunn av masseforskjellen mellom antimuonet og elektronet, som ble oppdaget i 1960. I løpet av myonets levetid, 2,2 μs, kan muonium komme inn i forbindelser som muoniumklorid (MuCl) eller natriummuonid (NaMu), på samme måte som henholdsvis hydrogenklorid og natriumhydrid.

Historie

Oppdagelse og bruk

I 1671 oppdaget og beskrev Robert Boyle reaksjonen mellom jernspon og fortynnede syrer som resulterer i hydrogengass. I 1766 var Henry Cavendish den første som gjenkjente hydrogengass som et diskret stoff, og kalte gassen "brennbar luft" på grunn av metall-syre-reaksjonen. Han antydet at "brennbar luft" faktisk var identisk med et hypotetisk stoff kalt "phlogiston" og fant igjen i 1781 at gassen produserte vann når den ble brent. Det antas at det var han som oppdaget hydrogen som grunnstoff. I 1783 ga Antoine Lavoisier grunnstoffet navnet hydrogen (fra det greske ὑδρο-hydro som betyr "vann" og -γενής gener som betyr "skaper") da han og Laplace reproduserte Cavendishs data om at vann ble dannet når hydrogen ble brent. Lavoisier produserte hydrogen for sine massekonserveringseksperimenter ved å reagere en strøm av damp med metallisk jern gjennom en glødelampe oppvarmet i en brann. Den anaerobe oksidasjonen av jern av vannprotoner ved høy temperatur kan skjematisk representeres av et sett av følgende reaksjoner:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe203 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Mange metaller, som zirkonium, gjennomgår en lignende reaksjon med vann for å produsere hydrogen. Hydrogen ble først flytende av James Dewar i 1898 ved bruk av regenerativ kjøling og hans oppfinnelse, vakuumkolben. Året etter produserte han fast hydrogen. Deuterium ble oppdaget i desember 1931 av Harold Urey og tritium ble fremstilt i 1934 av Ernest Rutherford, Mark Oliphant og Paul Harteck. Tungtvann, som består av deuterium i stedet for vanlig hydrogen, ble oppdaget av Yureys gruppe i 1932. François Isaac de Rivaz bygde den første "Rivaz"-motoren, en forbrenningsmotor drevet av hydrogen og oksygen, i 1806. Edward Daniel Clark oppfant hydrogengassrøret i 1819. Döbereiners stål (den første fullverdige lighteren) ble oppfunnet i 1823. Den første hydrogenballongen ble oppfunnet av Jacques Charles i 1783. Hydrogen ga fremveksten av den første pålitelige formen for flytrafikk etter Henri Giffards oppfinnelse i 1852 av det første hydrogenløftede luftskipet. Den tyske grev Ferdinand von Zeppelin fremmet ideen om stive luftskip løftet opp i luften av hydrogen, som senere ble kalt zeppeliner; den første av disse fløy for første gang i 1900. Regelmessige ruteflyvninger begynte i 1910 og ved starten av første verdenskrig i august 1914 hadde de fraktet 35 000 passasjerer uten større hendelser. Under krigen ble hydrogenluftskip brukt som observasjonsplattformer og bombefly. Den første non-stop transatlantiske flyturen ble foretatt av det britiske luftskipet R34 i 1919. Regelmessig passasjertjeneste ble gjenopptatt på 1920-tallet, og oppdagelsen av heliumreserver i USA skulle forbedre flysikkerheten, men den amerikanske regjeringen nektet å selge gass til dette formålet, så H2 ble brukt i luftskipet Hindenburg, som ble ødelagt i Milanbrann i New Jersey 6. mai 1937. Hendelsen ble overført direkte på radio og tatt opp på video. Det ble antatt at årsaken til antenningen var en hydrogenlekkasje, men etterfølgende forskning indikerer at det aluminiserte stoffbelegget ble antent av statisk elektrisitet. Men på dette tidspunktet hadde hydrogens rykte som løftegass allerede blitt skadet. Samme år gikk den første hydrogenkjølte turbogeneratoren med hydrogengass som kjølevæske i rotoren og statoren i drift i 1937 i Dayton, Ohio, av Dayton Power & Light Co; på grunn av den termiske ledningsevnen til hydrogengass, er det den vanligste gassen for bruk i dette feltet i dag. Nikkel-hydrogen-batteriet ble først brukt i 1977 ombord på US Navigation Technology Satellite 2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey og Mars Global Surveyor er utstyrt med nikkel-hydrogen-batterier. I den mørke delen av sin bane er Hubble-romteleskopet også drevet av nikkel-hydrogen-batterier, som endelig ble skiftet ut i mai 2009, mer enn 19 år etter oppskytingen og 13 år etter at de ble designet.

Rolle i kvanteteori

På grunn av sin enkle atomstruktur med bare et proton og et elektron, har hydrogenatomet, sammen med lysspekteret som er skapt fra eller absorbert av det, vært sentralt i utviklingen av atomstrukturteori. I tillegg førte studiet av den tilsvarende enkelheten til hydrogenmolekylet og det tilsvarende H+2-kationen til en forståelse av naturen til den kjemiske bindingen, som snart fulgte den fysiske behandlingen av hydrogenatomet i kvantemekanikk i midten av 2020. En av de første kvanteeffektene som ble tydelig observert (men ikke forstått på den tiden) var Maxwells observasjon som involverte hydrogen et halvt århundre før det fantes en fullstendig kvantemekanisk teori. Maxwell bemerket at den spesifikke varmekapasiteten til H2 irreversibelt avviker fra en diatomisk gass under romtemperatur og begynner å ligne mer og mer på den spesifikke varmekapasiteten til en monoatomisk gass ved kryogene temperaturer. I følge kvanteteorien oppstår denne oppførselen fra avstanden mellom (kvantiserte) rotasjonsenerginivåer, som er spesielt spredt i H2 på grunn av dens lave masse. Disse nivåene med stor avstand forhindrer en lik deling av termisk energi i rotasjonsbevegelse i hydrogen ved lave temperaturer. Kiselalgergasser, som er sammensatt av tyngre atomer, har ikke så vidt spredte nivåer og har ikke samme effekt. Antihydrogen er antimaterialanalogen til hydrogen. Den består av et antiproton med et positron. Antihydrogen er den eneste typen antimaterieatom som ble oppnådd fra og med 2015.

Å være i naturen

Hydrogen er det mest utbredte kjemiske elementet i universet, og utgjør 75% av normal materie etter masse og over 90% av antall atomer. (Det meste av universets masse er imidlertid ikke i form av dette kjemiske elementet, men antas å ha ennå uoppdagede masseformer som mørk materie og mørk energi.) Dette grunnstoffet finnes i stor overflod i stjerner og gassgiganter. H2 molekylære skyer er assosiert med stjernedannelse. Hydrogen spiller en viktig rolle i å slå på stjerner gjennom proton-protonreaksjonen og kjernefysisk fusjon av CNO-syklusen. Over hele verden forekommer hydrogen hovedsakelig i atom- og plasmatilstander med egenskaper som er ganske forskjellige fra molekylært hydrogen. Som et plasma er elektronet og protonet til hydrogen ikke bundet til hverandre, noe som resulterer i svært høy elektrisk ledningsevne og høy emissivitet (genererer lys fra solen og andre stjerner). Ladede partikler er sterkt påvirket av magnetiske og elektriske felt. For eksempel, i solvinden, samhandler de med jordens magnetosfære, og skaper Birkeland-strømmer og nordlys. Hydrogen er i en nøytral atomtilstand i det interstellare mediet. Den store mengden nøytralt hydrogen som finnes i flyktige Liman-alfa-systemer antas å dominere universets kosmologiske baryontetthet opp til rødforskyvning z = 4. I normale forhold på jorden eksisterer elementært hydrogen som en diatomisk gass, H2. Imidlertid er hydrogengass svært sjelden i jordens atmosfære (1 ppm i volum) på grunn av sin lett vekt, som gjør at den lettere kan overvinne jordens tyngdekraft enn tyngre gasser. Imidlertid er hydrogen det tredje mest tallrike grunnstoffet på jordens overflate, og eksisterer først og fremst i form av kjemiske forbindelser som hydrokarboner og vann. Hydrogengass produseres av noen bakterier og alger og er en naturlig komponent i fløyten, det samme er metan, som er en stadig viktigere kilde til hydrogen. En molekylær form kalt protonert molekylært hydrogen (H+3) finnes i det interstellare mediet, hvor det genereres ved ionisering av molekylært hydrogen fra kosmiske stråler. Dette ladede ionet har også blitt observert i den øvre atmosfæren på planeten Jupiter. Ionet er relativt stabilt i miljøet på grunn av dets lave temperatur og tetthet. H+3 er et av de mest tallrike ionene i universet og spiller en fremtredende rolle i kjemien til det interstellare mediet. Nøytral triatomisk hydrogen H3 kan bare eksistere i en eksitert form og er ustabil. Derimot er det positive molekylære hydrogenionet (H+2) et sjeldent molekyl i universet.

Hydrogenproduksjon

H2 produseres i kjemiske og biologiske laboratorier, ofte som et biprodukt av andre reaksjoner; i industrien for hydrogenering av umettede substrater; og i naturen som et middel til å fortrenge reduserende ekvivalenter i biokjemiske reaksjoner.

Dampreformering

Hydrogen kan produseres på flere måter, men økonomisk sett innebærer de viktigste prosessene fjerning av hydrogen fra hydrokarboner, da om lag 95 % av hydrogenproduksjonen i 2000 kom fra dampreformering. Kommersielt produseres store volumer hydrogen vanligvis ved dampreformering av naturgass. Ved høye temperaturer (1000-1400 K, 700-1100 °C eller 1300-2000 °F) reagerer damp (damp) med metan for å produsere karbonmonoksid og H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Denne reaksjonen er best lavtrykk, men det kan likevel utføres med høye trykk(2,0 MPa, 20 atm eller 600 tommer kvikksølv). Dette er fordi høytrykks H2 er det mest populære produktet og overhetingsrensesystemer under trykk yter bedre ved høyere trykk. Produktblandingen er kjent som "syntesegass" fordi den ofte brukes direkte til å produsere metanol og relaterte forbindelser. Andre hydrokarboner enn metan kan brukes til å produsere syntesegass med ulike produktforhold. En av de mange komplikasjonene til denne svært optimaliserte teknologien er dannelsen av koks eller karbon:

CH4 -> C + 2 H2

Derfor bruker dampreformering vanligvis et overskudd av H2O. Ytterligere hydrogen kan utvinnes fra dampen ved å bruke karbonmonoksid gjennom en vanngassskiftreaksjon, spesielt ved bruk av en jernoksidkatalysator. Denne reaksjonen er også en vanlig industriell kilde til karbondioksid:

CO + H2O → CO2 + H2

Andre viktige metoder for H2 inkluderer delvis oksidasjon av hydrokarboner:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Og kullreaksjonen, som kan tjene som et forspill til skiftreaksjonen beskrevet ovenfor:

C + H2O → CO + H2

Noen ganger produseres og forbrukes hydrogen i samme industrielle prosess, uten separasjon. I Haber-prosessen for produksjon av ammoniakk genereres hydrogen fra naturgass. Elektrolyse saltvannsløsningå produsere klor resulterer også i dannelsen av hydrogen som et biprodukt.

metallsyre

I laboratoriet lages H2 vanligvis ved å reagere fortynnede ikke-oksiderende syrer med visse reaktive metaller som sink med et Kipp-apparat.

Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2

Aluminium kan også produsere H2 når det behandles med baser:

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

Vannelektrolyse er en enkel måte å produsere hydrogen på. En lavspenningsstrøm flyter gjennom vannet og oksygengass genereres ved anoden mens hydrogengass genereres ved katoden. Vanligvis er katoden laget av platina eller et annet inert metall ved produksjon av hydrogen for lagring. Hvis imidlertid gassen skal brennes in situ, er tilstedeværelsen av oksygen ønskelig for å fremme forbrenningen, og derfor vil begge elektrodene være laget av inerte metaller. (For eksempel oksiderer jern og reduserer derfor mengden oksygen som frigjøres). Den teoretiske maksimale virkningsgraden (elektrisitet brukt i forhold til energiverdien til produsert hydrogen) er i området 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

En legering av aluminium og gallium i form av granulat tilsatt vann kan brukes til å produsere hydrogen. Denne prosessen produserer også alumina, men det kostbare galliumet, som hindrer oksidhud i å danne seg på pellets, kan gjenbrukes. Dette har viktige potensielle implikasjoner for økonomien i hydrogen, siden hydrogen kan produseres lokalt og ikke trenger å transporteres.

Termokjemiske egenskaper

Det er mer enn 200 termokjemiske sykluser som kan brukes til å separere vann, omtrent et dusin av disse syklusene, for eksempel jernoksidsyklusen, cerium(IV)oksidsyklusen, cerium(III)oksidsyklusen, sink-sinkoksidet syklusen, svoveljodsyklusen, kobbersyklusen og klor- og svovelhybridsyklusen er under forskning og testing for å produsere hydrogen og oksygen fra vann og varme uten bruk av elektrisitet. En rekke laboratorier (inkludert de i Frankrike, Tyskland, Hellas, Japan og USA) utvikler termokjemiske metoder for å produsere hydrogen fra solenergi og vann.

Anaerob korrosjon

Under anaerobe forhold blir jern- og stållegeringer sakte oksidert av vannprotoner mens de reduseres i molekylært hydrogen (H2). Anaerob korrosjon av jern fører først til dannelse av jernhydroksid (grønn rust) og kan beskrives ved følgende reaksjon: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. I sin tur, under anaerobe forhold, kan jernhydroksid (Fe (OH) 2) oksideres av vannprotoner for å danne magnetitt og molekylært hydrogen. Denne prosessen er beskrevet av Shikorra-reaksjonen: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 jernhydroksid → magnesium + vann + hydrogen. Godt krystallisert magnetitt (Fe3O4) er termodynamisk mer stabil enn jernhydroksid (Fe(OH)2). Denne prosessen skjer under anaerob korrosjon av jern og stål i anoksisk grunnvann og når jordsmonn gjenvinnes under grunnvannsspeilet.

Geologisk opprinnelse: serpentiniseringsreaksjon

I fravær av oksygen (O2) under dype geologiske forhold som råder langt fra jordens atmosfære, dannes hydrogen (H2) under serpentinisering ved anaerob oksidasjon av vannprotoner (H+) av jernsilikat (Fe2+) tilstede i krystallgitteret til fayalitt ( Fe2SiO4, minal olivin-kjertel). Den tilsvarende reaksjonen som fører til dannelse av magnetitt (Fe3O4), kvarts (SiO2) og hydrogen (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalitt + vann → magnetitt + kvarts + hydrogen. Denne reaksjonen ligner mye på Shikorra-reaksjonen observert i anaerob oksidasjon av jernhydroksid i kontakt med vann.

Dannelse i transformatorer

Av alle farlige gasser som produseres i krafttransformatorer, hydrogen er det vanligste og genereres i de fleste feil; dermed er dannelsen av hydrogen et tidlig tegn på alvorlige problemer i livssyklusen til en transformator.

applikasjoner

Forbruk i ulike prosesser

Det trengs store mengder H2 i petroleums- og kjemisk industri. Den største bruken av H2 er til prosessering («oppgradering») av fossilt brensel og til produksjon av ammoniakk. I petrokjemiske anlegg brukes H2 til hydrodealkylering, hydrodesulfurisering og hydrokrakking. H2 har flere andre viktige bruksområder. H2 brukes som et hydrogeneringsmiddel, spesielt for å øke metningsnivået av umettede fettstoffer og oljer (finnes i varer som margarin), og i metanolproduksjon. Det er også en kilde til hydrogen i produksjonen av saltsyre. H2 brukes også som reduksjonsmiddel for metallmalm. Hydrogen er svært løselig i mange sjeldne jordartsmetaller og overgangsmetaller og er løselig i både nanokrystallinske og amorfe metaller. Løseligheten av hydrogen i metaller avhenger av lokale forvrengninger eller urenheter i krystallgitteret. Dette kan være nyttig når hydrogen renses ved å passere gjennom varme palladiumskiver, men den høye løseligheten til gassen er et metallurgisk problem som gjør mange metaller sprø, noe som kompliserer utformingen av rørledninger og lagertanker. I tillegg til å bli brukt som reagens, har H2 et bredt spekter av bruksområder innen fysikk og ingeniørfag. Den brukes som beskyttelsesgass i sveisemetoder som atomisk hydrogensveising. H2 brukes som rotorkjølevæske i elektriske generatorer i kraftverk fordi den har den høyeste varmeledningsevnen av noen gass. Flytende H2 brukes i kryogen forskning, inkludert forskning på superledning. Fordi H2 er lettere enn luft, med litt over 1/14 av luftens tetthet, ble den en gang mye brukt som løftegass i ballonger og luftskip. I nyere applikasjoner brukes hydrogen rent eller blandet med nitrogen (noen ganger kalt formingsgass) som sporgass for umiddelbar lekkasjedeteksjon. Hydrogen brukes i bilindustrien, kjemisk industri, energi, romfart og telekommunikasjon. Hydrogen er et tillatt mattilsetningsstoff (E 949) som tillater matlekkasjetesting, blant annet antioksidantegenskaper. Sjeldne isotoper av hydrogen har også spesifikke bruksområder. Deuterium (hydrogen-2) brukes i kjernefysisk fisjon som en langsom nøytronmoderator og i kjernefysiske fusjonsreaksjoner. Deuteriumforbindelser brukes innen kjemi og biologi i studiet av isotopeffektene av reaksjonen. Tritium (hydrogen-3), produsert i atomreaktorer, brukes til fremstilling av hydrogenbomber, som isotopmarkør i biologiske vitenskaper, og som strålingskilde i lysende maling. Trippelpunktstemperaturen til likevektshydrogen er det definerende faste punktet på ITS-90 temperaturskalaen ved 13,8033 Kelvin.

Kjølemedium

Hydrogen brukes ofte i kraftverk som kjølemiddel i generatorer på grunn av en rekke gunstige egenskaper som er et direkte resultat av dets lette diatomiske molekyler. Disse inkluderer lav tetthet, lav viskositet og den høyeste spesifikke varmekapasiteten og varmeledningsevnen til enhver gass.

Energibærer

Hydrogen er ikke en energiressurs, bortsett fra i den hypotetiske sammenhengen med kommersielle fusjonskraftverk som bruker deuterium eller tritium, en teknologi som for tiden er langt fra moden. Solens energi kommer fra kjernefysisk fusjon av hydrogen, men denne prosessen er vanskelig å oppnå på jorden. Elementært hydrogen fra solenergi, biologisk eller elektriske kilder krever mer energi for å produsere det enn det tar å brenne det, så i disse tilfellene fungerer hydrogenet som en energibærer, i likhet med et batteri. Hydrogen kan fås fra fossile kilder (som metan), men disse kildene er uttømmelige. Energitettheten per volumenhet av både flytende hydrogen og komprimert gassformig hydrogen ved et hvilket som helst praktisk oppnåelig trykk er betydelig mindre enn konvensjonelle energikilder, selv om energitettheten per masseenhet drivstoff er høyere. Elementært hydrogen har imidlertid blitt mye diskutert i energisammenheng som en mulig fremtidig energibærer for hele økonomien. For eksempel kan CO2-binding etterfulgt av karbonfangst og -lagring gjøres ved produksjonspunktet for H2 fra fossilt brensel. Hydrogen som brukes i transport vil brenne relativt rent, med noe NOx-utslipp, men ingen karbonutslipp. Infrastrukturkostnaden knyttet til en full omlegging til hydrogenøkonomi vil imidlertid være betydelig. Brenselceller kan gjøre hydrogen og oksygen direkte til elektrisitet mer effektivt enn forbrenningsmotorer.

halvlederindustrien

Hydrogen brukes til å mette de dinglende bindingene av amorft silisium og amorft karbon, noe som bidrar til å stabilisere egenskapene til materialet. Det er også en potensiell elektrondonor i forskjellige oksidmaterialer, inkludert ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 og SrZrO3.

biologiske reaksjoner

H2 er et produkt av en viss anaerob metabolisme og produseres av flere mikroorganismer, vanligvis gjennom reaksjoner katalysert av jern- eller nikkelholdige enzymer kalt hydrogenaser. Disse enzymene katalyserer en reversibel redoksreaksjon mellom H2 og dens to protoner og to elektronkomponenter. Dannelsen av hydrogengass skjer ved å overføre reduserende ekvivalenter produsert ved fermentering av pyruvat til vann. Den naturlige syklusen for hydrogenproduksjon og -forbruk av organismer kalles hydrogensyklusen. Vannsplitting, prosessen der vann brytes ned til dets protoner, elektroner og oksygen, skjer i lysreaksjoner i alle fotosyntetiske organismer. Noen slike organismer, inkludert algen Chlamydomonas Reinhardtii og cyanobakterier, har utviklet et andre stadium i mørkereaksjoner der protoner og elektroner reduseres til å danne H2-gass av spesialiserte hydrogenaser i kloroplasten. Det er gjort forsøk på å genetisk modifisere cyanobakterielle hydraser for å effektivt syntetisere H2-gass selv i nærvær av oksygen. Det er også gjort innsats med å bruke genmodifiserte alger i en bioreaktor.

Kjemiske egenskaper av hydrogen

Under normale forhold er molekylært hydrogen relativt inaktivt, og kombineres direkte med bare de mest aktive ikke-metallene (med fluor, og i lyset også med klor). Men når den varmes opp, reagerer den med mange elementer.

Hydrogen reagerer med enkle og komplekse stoffer:

Ved høy temperatur reagerer hydrogen direkte med noen metaller(alkalisk, jordalkali og andre), danner hvite krystallinske stoffer - metallhydrider (Li H, Na H, KH, CaH 2, etc.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metallhydrider spaltes lett av vann med dannelse av tilsvarende alkali og hydrogen:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

1). Med oksygen Hydrogen danner vann:

Video "Forbrenning av hydrogen"

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

Ved vanlige temperaturer går reaksjonen ekstremt sakte, over 550 ° C - med en eksplosjon (en blanding av 2 volumer H 2 og 1 volum O 2 kalles eksplosiv gass) .

Video "Eksplosjon av eksplosiv gass"

Video "Forberedelse og eksplosjon av en eksplosiv blanding"

2). Med halogener Hydrogen danner hydrogenhalogenider, for eksempel:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Hydrogen eksploderer med fluor (selv i mørket og ved -252°C), reagerer kun med klor og brom når det er opplyst eller oppvarmet, og med jod kun når det varmes opp.

3). Med nitrogen Hydrogen reagerer med dannelse av ammoniakk:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

bare på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk.

fire). Ved oppvarming reagerer hydrogen kraftig med svovel:

H 2 + S \u003d H 2 S (hydrogensulfid),

mye vanskeligere med selen og tellur.

5). med rent karbon Hydrogen kan reagere uten katalysator bare ved høye temperaturer:

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

- Hydrogen går inn i en substitusjonsreaksjon med metalloksider mens det dannes vann i produktene og metallet reduseres. Hydrogen - viser egenskapene til et reduksjonsmiddel:

Hydrogen brukes for utvinning av mange metaller, siden det tar bort oksygen fra oksidene deres:

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

Påføring av hydrogen

Video "Bruk av hydrogen"

For tiden produseres hydrogen i enorme mengder. En svært stor del av det brukes til syntese av ammoniakk, hydrogenering av fett og hydrogenering av kull, oljer og hydrokarboner. I tillegg brukes hydrogen til syntese av saltsyre, metylalkohol, blåsyre, i sveising og smiing av metaller, samt til fremstilling av glødelamper og dyrebare steiner. Hydrogen selges i sylindere under trykk over 150 atm. De er malt mørkegrønne og leveres med rød inskripsjon "Hydrogen".

Hydrogen brukes til å omdanne flytende fett til fast fett (hydrogenering), for å produsere flytende drivstoff ved å hydrogenere kull og fyringsolje. I metallurgi brukes hydrogen som et reduksjonsmiddel for oksider eller klorider for å produsere metaller og ikke-metaller (germanium, silisium, gallium, zirkonium, hafnium, molybden, wolfram, etc.).

Den praktiske anvendelsen av hydrogen er mangfoldig: den er vanligvis fylt med ballonger, i den kjemiske industrien tjener den som et råmateriale for produksjon av mange svært viktige produkter (ammoniakk, etc.), i næringsmiddelindustrien - for produksjon av faste stoffer fett fra vegetabilske oljer osv. Høy temperatur (opptil 2600 °C), oppnådd ved å brenne hydrogen i oksygen, brukes til å smelte ildfaste metaller, kvarts osv. Flytende hydrogen er et av de mest effektive jetdrivstoffene. Det årlige verdensforbruket av hydrogen overstiger 1 million tonn.

SIMULATORER

nr. 2. Hydrogen

OPPGAVER FOR FORSTERKNING

Hydrogenatomet har den elektroniske formelen til det ytre (og eneste) elektroniske nivå 1 s en . På den ene siden, ved tilstedeværelsen av ett elektron i det ytre elektroniske nivået, ligner hydrogenatomet på alkalimetallatomer. Men, akkurat som halogener, mangler det bare ett elektron for å fylle det eksterne elektroniske nivået, siden ikke mer enn 2 elektroner kan lokaliseres på det første elektroniske nivået. Det viser seg at hydrogen kan plasseres samtidig i både den første og den nest siste (syvende) gruppen i det periodiske systemet, noe som noen ganger gjøres i forskjellige versjoner av det periodiske systemet:

Med tanke på egenskapene til hydrogen som et enkelt stoff, har det likevel mer til felles med halogener. Hydrogen, så vel som halogener, er et ikke-metall og danner diatomiske molekyler (H 2) på samme måte som dem.

Under normale forhold er hydrogen en gassformig, inaktiv substans. Den lave aktiviteten til hydrogen forklares av den høye styrken til bindingen mellom hydrogenatomene i molekylet, som krever enten sterk oppvarming eller bruk av katalysatorer, eller begge deler samtidig, for å bryte den.

Interaksjon av hydrogen med enkle stoffer

med metaller

Av metaller reagerer hydrogen kun med alkali og jordalkali! Alkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), og jordalkalimetaller er metaller i hovedundergruppen av gruppe II, bortsett fra beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba , Ra)

Ved interaksjon med aktive metaller utviser hydrogen oksiderende egenskaper, dvs. senker oksidasjonstilstanden. I dette tilfellet dannes hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaksjonen fortsetter ved oppvarming:

Det skal bemerkes at interaksjon med aktive metaller er det eneste tilfellet når molekylært hydrogen H2 er et oksidasjonsmiddel.

med ikke-metaller

Av ikke-metaller reagerer hydrogen kun med karbon, nitrogen, oksygen, svovel, selen og halogener!

Karbon skal forstås som grafitt eller amorft karbon, siden diamant er en ekstremt inert allotrop modifikasjon av karbon.

Når det samhandler med ikke-metaller, kan hydrogen bare utføre funksjonen til et reduksjonsmiddel, det vil si at det bare kan øke oksidasjonstilstanden:

Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer

med metalloksider

Hydrogen reagerer ikke med metalloksider som er i aktivitetsserien av metaller opp til aluminium (inklusive), men det er i stand til å redusere mange metalloksider til høyre for aluminium ved oppvarming:

med ikke-metalloksider

Av ikke-metalloksider reagerer hydrogen når det varmes opp med oksider av nitrogen, halogener og karbon. Av alle interaksjonene mellom hydrogen og ikke-metalloksider, bør dens reaksjon med karbonmonoksid CO bemerkes spesielt.

Blandingen av CO og H 2 har til og med sitt eget navn - "syntesegass", siden, avhengig av forholdene, kan slike etterspurte industriprodukter som metanol, formaldehyd og til og med syntetiske hydrokarboner oppnås fra den:

med syrer

Hydrogen reagerer ikke med uorganiske syrer!

Av de organiske syrene reagerer hydrogen bare med umettede syrer, samt med syrer som inneholder funksjonelle grupper som kan reduseres med hydrogen, spesielt aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.

med salter

Når vandige løsninger salter, deres interaksjon med hydrogen fortsetter ikke. Men når hydrogen føres over faste salter av noen metaller med middels og lav aktivitet, er deres delvis eller fullstendig reduksjon mulig, for eksempel:

Kjemiske egenskaper til halogener

Halogener kalles kjemiske elementer VIIA-grupper (F, Cl, Br, I, At), samt de enkle stoffene de danner. Med mindre annet er angitt, vil halogener heretter forstås som enkle stoffer.

Alle halogener har en molekylær struktur, noe som fører til lave smelte- og kokepunkter for disse stoffene. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. formelen deres kan skrives i generell form som Hal 2 .

Det bør bemerkes en slik spesifikk fysisk egenskap av jod som dens evne til sublimering eller med andre ord, sublimering. sublimering, kaller de fenomenet der et stoff i fast tilstand ikke smelter når det varmes opp, men omgås væskefasen og går umiddelbart over i gassform.

Den elektroniske strukturen til det ytre energinivået til et atom av et hvilket som helst halogen har formen ns 2 np 5, hvor n er periodenummeret til det periodiske systemet der halogenet befinner seg. Som du kan se mangler bare ett elektron fra det ytre skallet med åtte elektroner til halogenatomene. Fra dette er det logisk å anta de overveiende oksiderende egenskapene til frie halogener, noe som også bekreftes i praksis. Som du vet, avtar elektronegativiteten til ikke-metaller når du beveger deg nedover undergruppen, og derfor reduseres aktiviteten til halogener i serien:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaksjon av halogener med enkle stoffer

Alle halogener er svært reaktive og reagerer med de fleste enkle stoffer. Det skal imidlertid bemerkes at fluor, på grunn av sin ekstremt høye reaktivitet, kan reagere selv med de enkle stoffer som andre halogener ikke kan reagere med. Slike enkle stoffer inkluderer oksygen, karbon (diamant), nitrogen, platina, gull og noen edle gasser (xenon og krypton). De. faktisk, fluor reagerer ikke bare med enkelte edelgasser.

De resterende halogenene, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive enn fluor. De reagerer med nesten alle enkle stoffer bortsett fra oksygen, nitrogen, karbon i form av diamant, platina, gull og edle gasser.

Interaksjon av halogener med ikke-metaller

hydrogen

Alle halogener reagerer med hydrogen for å dannes hydrogenhalogenider med den generelle formelen HHal. Samtidig begynner reaksjonen av fluor med hydrogen spontant selv i mørket og fortsetter med en eksplosjon i samsvar med ligningen:

Reaksjonen av klor med hydrogen kan initieres ved intens ultrafiolett bestråling eller oppvarming. Også lekkasjer ved en eksplosjon:

Brom og jod reagerer med hydrogen bare ved oppvarming, og samtidig er reaksjonen med jod reversibel:

fosfor

Samspillet mellom fluor og fosfor fører til oksidasjon av fosfor til høyeste oksidasjonstilstand (+5). I dette tilfellet oppstår dannelsen av fosforpentafluorid:

Når klor og brom interagerer med fosfor, er det mulig å oppnå fosforhalogenider både i + 3 oksidasjonstilstand og i + 5 oksidasjonstilstand, som avhenger av proporsjonene av reaktantene:

I mellomtiden i saken hvitt fosfor i en atmosfære av fluor, klor eller flytende brom starter reaksjonen spontant.

Interaksjonen mellom fosfor og jod kan føre til dannelse av kun fosfortrijodid på grunn av den betydelig lavere oksidasjonsevnen enn andre halogener:

grå

Fluor oksiderer svovel til høyeste oksidasjonstilstand +6, og danner svovelheksafluorid:

Klor og brom reagerer med svovel, og danner forbindelser som inneholder svovel i oksidasjonstilstander som er ekstremt uvanlige for det +1 og +2. Disse interaksjonene er veldig spesifikke, og for å bestå eksamen i kjemi er det ikke nødvendig å kunne skrive ned likningene til disse interaksjonene. Derfor er følgende tre ligninger gitt snarere for veiledning:

Samspill mellom halogener og metaller

Som nevnt ovenfor er fluor i stand til å reagere med alle metaller, også slike inaktive som platina og gull:

De resterende halogenene reagerer med alle metaller unntatt platina og gull:

Reaksjoner av halogener med komplekse stoffer

Substitusjonsreaksjoner med halogener

Mer aktive halogener, dvs. de kjemiske elementene som er plassert høyere i det periodiske systemet, er i stand til å fortrenge mindre aktive halogener fra hydrohalogenidsyrene og metallhalogenidene de danner:

På samme måte fortrenger brom og jod svovel fra løsninger av sulfider og/eller hydrogensulfid:

Klor er et sterkere oksidasjonsmiddel og oksiderer hydrogensulfid i den vandige løsningen ikke til svovel, men til svovelsyre:

Interaksjon av halogener med vann

Vann brenner i fluor med en blå flamme i samsvar med reaksjonsligningen:

Brom og klor reagerer annerledes med vann enn fluor. Hvis fluor fungerte som et oksidasjonsmiddel, er klor og brom uforholdsmessig i vann og danner en blanding av syrer. I dette tilfellet er reaksjonene reversible:

Samspillet mellom jod og vann fortsetter i en så ubetydelig grad at det kan neglisjeres og vurderes at reaksjonen ikke fortsetter i det hele tatt.

Interaksjon av halogener med alkaliske løsninger

Fluor, når det interagerer med en vandig løsning av alkali, fungerer igjen som et oksidasjonsmiddel:

Evnen til å skrive denne ligningen er ikke nødvendig for å bestå eksamen. Det er nok å vite fakta om muligheten for en slik interaksjon og den oksiderende rollen til fluor i denne reaksjonen.

I motsetning til fluor er de resterende halogenene uforholdsmessige i alkaliløsninger, det vil si at de samtidig øker og reduserer oksidasjonstilstanden. Samtidig, når det gjelder klor og brom, avhengig av temperaturen, er strømning i to forskjellige retninger mulig. Spesielt i kulde fortsetter reaksjonene som følger:

og ved oppvarming:

Jod reagerer med alkalier utelukkende i henhold til det andre alternativet, dvs. med dannelsen av jodat, fordi hypojoditt er ustabil ikke bare ved oppvarming, men også ved vanlige temperaturer og til og med i kulde.

distribusjon i naturen. V. er vidt distribuert i naturen, dens innhold i jordskorpen (litosfæren og hydrosfæren) er 1% av massen og 16% av antall atomer. V. er en del av det vanligste stoffet på jorden - vann (11,19% av V. etter masse), i sammensetningen av forbindelsene som utgjør kull, olje, naturgasser, leire, samt dyre- og planteorganismer (dvs. , i sammensetningen proteiner, nukleinsyrer, fett, karbohydrater, etc.). I fri tilstand er V. ekstremt sjelden, den finnes i små mengder i vulkansk og annet naturgasser. Ubetydelige mengder fri V. (0,0001 % av antall atomer) er tilstede i atmosfæren. I det nære jordrommet danner V. i form av en strøm av protoner det indre (“proton”) strålingsbeltet til jorden. I rommet er V. det vanligste elementet. I form av plasma utgjør den omtrent halvparten av massen til Solen og de fleste stjerner, hoveddelen av gassene i det interstellare mediet og gass-tåkene. V. finnes i atmosfæren til en rekke planeter og i kometer i form av fritt H2, metan CH4, ammoniakk NH3, vann H2O, radikaler som CH, NH, OH, SiH, PH, etc. I form av en strøm av protoner er V. en del av den korpuskulære strålingen til solen og kosmiske stråler.

Isotoper, atom og molekyl. Vanlig V. består av en blanding av to stabile isotoper: lett V., eller protium (1H), og tung V., eller deuterium (2H, eller D). I naturlige forbindelser av V. er det i gjennomsnitt 6800 1H-atomer per 1 2H-atom. En radioaktiv isotop er kunstig oppnådd - supertung B., eller tritium (3H, eller T), med myk β-stråling og en halveringstid T1 / 2 = 12.262 år. I naturen dannes tritium for eksempel fra atmosfærisk nitrogen under påvirkning av kosmiske strålenøytroner; det er ubetydelig i atmosfæren (4-10-15% av det totale antallet luftatomer). En ekstremt ustabil 4H-isotop er oppnådd. Massetallene til isotopene 1H, 2H, 3H og 4H, henholdsvis 1,2, 3 og 4, indikerer at kjernen til protiumatomet inneholder kun 1 proton, deuterium - 1 proton og 1 nøytron, tritium - 1 proton og 2 nøytroner, 4H - 1 proton og 3 nøytroner. Den store forskjellen i massene av isotoper av hydrogen forårsaker en mer merkbar forskjell i deres fysiske og kjemiske egenskaper enn når det gjelder isotoper av andre grunnstoffer.

Atomet V. har den enkleste strukturen blant atomene til alle andre grunnstoffer: det består av en kjerne og ett elektron. Bindingsenergien til et elektron med en kjerne (ioniseringspotensial) er 13.595 eV. Det nøytrale atomet V. kan også feste et andre elektron, og danner et negativt ion H-; i dette tilfellet er bindingsenergien til det andre elektronet med det nøytrale atomet (elektronaffinitet) 0,78 eV. Kvantemekanikk gjør det mulig å beregne alle mulige energinivåer til atomet, og følgelig gi en fullstendig tolkning av dets atomspekter. V-atomet brukes som modellatom i kvantemekaniske beregninger av energinivåene til andre, mer komplekse atomer. B. H2-molekylet består av to atomer forbundet med en kovalent kjemisk binding. Dissosiasjonsenergien (dvs. henfall til atomer) er 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Den interatomiske avstanden ved likevektsposisjonen til kjernene er 0,7414-Å. Ved høye temperaturer dissosieres molekylær V. til atomer (dissosiasjonsgraden ved 2000°C er 0,0013; ved 5000°C er den 0,95). Atomic V. dannes også i forskjellige kjemiske reaksjoner (for eksempel ved virkningen av Zn på saltsyre). Imidlertid varer eksistensen av V. i atomtilstand bare kort tid, atomene rekombinerer til H2-molekyler.

Fysisk og Kjemiske egenskaper. V. - den letteste av alle kjente stoffer (14,4 ganger lettere enn luft), tetthet 0,0899 g / l ved 0 ° C og 1 atm. V. koker (flytendegjør) og smelter (størkner) ved henholdsvis -252,6°C og -259,1°C (bare helium har lavere smelte- og kokepunkt). Den kritiske temperaturen til V. er veldig lav (-240 ° C), så flytendegjøringen er forbundet med store vanskeligheter; kritisk trykk 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), kritisk tetthet 0,0312 g/cm3. Av alle gasser har V. den høyeste varmeledningsevnen, lik 0,174 W / (m-K) ved 0 ° C og 1 atm, dvs. 4,16-0-4 cal / (s-cm- ° C). Den spesifikke varmekapasiteten til V. ved 0 ° C og 1 atm Cp 14.208-103 j / (kg-K), dvs. 3.394 cal / (g- ° C). V. lett løselig i vann (0,0182 ml / g ved 20 ° C og 1 atm), men godt - i mange metaller (Ni, Pt, Pd, etc.), spesielt i palladium (850 volumer per 1 volum Pd) . V.s løselighet i metaller er forbundet med dens evne til å diffundere gjennom dem; diffusjon gjennom en karbonholdig legering (for eksempel stål) er noen ganger ledsaget av ødeleggelse av legeringen på grunn av samspillet mellom stål og karbon (den såkalte dekarboniseringen). Flytende vann er veldig lett (tetthet ved -253°C 0,0708 g/cm3) og flytende (viskositet ved -253°C 13,8 celsius).

I de fleste forbindelser viser V. en valens (mer presist, en oksidasjonstilstand) på +1, som natrium og andre alkalimetaller; vanligvis regnes han som en analog av disse metallene, posisjon 1 gr. Mendeleevs systemer. I metallhydrider er imidlertid B.-ionet negativt ladet (oksidasjonstilstand -1), det vil si at Na + H-hydridet er bygget opp som Na + Cl- klorid. Dette og noen andre fakta (nærheten til de fysiske egenskapene til V. og halogener, halogeners evne til å erstatte V. i organiske forbindelser) gir grunn til å tillegge V. også til gruppe VII i det periodiske systemet (for flere detaljer, se det periodiske systemet av grunnstoffer). Under normale forhold er molekylær V. relativt inaktiv, og kombineres direkte med bare de mest aktive av ikke-metallene (med fluor og i lys med klor). Men når den varmes opp, reagerer den med mange elementer. Atomic V. har økt kjemisk aktivitet sammenlignet med molekylær V.. V. danner vann med oksygen: H2 + 1 / 2O2 = H2O med frigjøring av 285.937-103 J / mol, dvs. 68.3174 kcal / mol varme (ved 25 ° C og 1 atm). Ved vanlige temperaturer går reaksjonen ekstremt sakte, over 550 ° C - med en eksplosjon. Eksplosjonsgrensene for hydrogen-oksygenblandingen er (volum) fra 4 til 94% H2, og hydrogen-luftblandingen - fra 4 til 74% H2 (en blanding av 2 volumer H2 og 1 volum O2 kalles eksplosiv gass). V. brukes til å redusere mange metaller, da det tar bort oksygen fra oksidene deres:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, etc.
V. danner hydrogenhalogenider med halogener, for eksempel:
H2 + Cl2 = 2HCl.

Samtidig eksploderer den med fluor (selv i mørket og ved -252°C), reagerer med klor og brom kun ved belysning eller oppvarming, og med jod kun ved oppvarming. V. interagerer med nitrogen for å danne ammoniakk: 3H2 + N2 = 2NH3 kun på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk. Ved oppvarming reagerer V. kraftig med svovel: H2 + S = H2S (hydrogensulfid), mye vanskeligere med selen og tellur. V. kan reagere med rent karbon uten katalysator bare ved høye temperaturer: 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). V. reagerer direkte med noen metaller (alkali, jordalkali, etc.), og danner hydrider: H2 + 2Li = 2LiH. Av stor praktisk betydning er reaksjonene mellom karbonmonoksid og karbonmonoksid, hvor det, avhengig av temperatur, trykk og katalysator, dannes forskjellige organiske forbindelser, som HCHO, CH3OH og andre (se Karbonmonoksid). Umettede hydrokarboner reagerer med hydrogen og blir mettet, for eksempel: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (se Hydrogenering).

I det periodiske systemet har den sin egen spesifikke posisjon, som gjenspeiler egenskapene den viser og snakker om dens elektroniske struktur. Men blant alle er det ett spesielt atom som okkuperer to celler samtidig. Det er plassert i to grupper av elementer som er helt motsatte i deres manifesterte egenskaper. Dette er hydrogen. Disse funksjonene gjør den unik.

Hydrogen er ikke bare et element, men også et enkelt stoff, så vel som en integrert del av mange komplekse forbindelser, et biogent og organogent element. Derfor vurderer vi dens egenskaper og egenskaper mer detaljert.

Hydrogen som et kjemisk grunnstoff

Hydrogen er et element i den første gruppen i hovedundergruppen, så vel som den syvende gruppen i hovedundergruppen i den første lille perioden. Denne perioden består av bare to atomer: helium og grunnstoffet vi vurderer. La oss beskrive hovedtrekkene ved posisjonen til hydrogen i det periodiske systemet.

1. Serienummeret til hydrogen er 1, antall elektroner er det samme, henholdsvis antall protoner er det samme. Atommassen er 1,00795. Det er tre isotoper av dette elementet med massenummer 1, 2, 3. Egenskapene til hver av dem er imidlertid svært forskjellige, siden en økning i massen selv med en for hydrogen umiddelbart er det dobbelte.
2. Det faktum at den inneholder bare ett elektron på yttersiden, gjør at den kan vise både oksiderende og reduserende egenskaper. I tillegg, etter donasjonen av et elektron, forblir det en fri orbital, som deltar i dannelsen av kjemiske bindinger i henhold til donor-akseptor-mekanismen.
3. Hydrogen er et sterkt reduksjonsmiddel. Derfor anses den første gruppen i hovedundergruppen for å være dens hovedsted, hvor den leder de mest aktive metallene - alkali.
4. Men når det interagerer med sterke reduksjonsmidler, som for eksempel metaller, kan det også være et oksidasjonsmiddel som aksepterer et elektron. Disse forbindelsene kalles hydrider. På dette grunnlaget leder den undergruppen av halogener, som den ligner.
5. På grunn av sin svært lille atommasse regnes hydrogen som det letteste grunnstoffet. I tillegg er densiteten også veldig lav, så den er også målestokken for letthet.

Dermed er det åpenbart at hydrogenatomet er et helt unikt, i motsetning til alle andre grunnstoffer. Følgelig er dens egenskaper også spesielle, og de dannede er enkle og komplekse stoffer veldig viktig. La oss vurdere dem videre.

enkelt stoff

Hvis vi snakker om dette elementet som et molekyl, må vi si at det er diatomisk. Det vil si at hydrogen (en enkel substans) er en gass. Den empiriske formelen vil bli skrevet som H 2, og den grafiske - gjennom en enkelt sigma-binding H-H. Mekanismen for bindingsdannelse mellom atomer er kovalent ikke-polar.

1. Dampreformering av metan.
2. Kullforgassing - prosessen involverer oppvarming av kull til 1000 0 C, noe som resulterer i dannelse av hydrogen og høykarbonkull.
3. Elektrolyse. Denne metoden kan kun brukes til vandige løsninger ulike salter, siden smelter ikke fører til vannutslipp ved katoden.

Laboratoriemetoder for å produsere hydrogen:

1. Hydrolyse av metallhydrider.
2. Virkningen av fortynnede syrer på aktive metaller og middels aktivitet.
3. Interaksjon av alkali- og jordalkalimetaller med vann.

For å samle det resulterende hydrogenet, er det nødvendig å holde reagensrøret snudd opp ned. Denne gassen kan tross alt ikke samles opp på samme måte som for eksempel karbondioksid. Dette er hydrogen, det er mye lettere enn luft. Den fordamper raskt, og eksploderer når den blandes med luft i store mengder. Derfor må røret snus. Etter å ha fylt den, må den lukkes med en gummipropp.

For å sjekke renheten til det oppsamlede hydrogenet, bør du ta med en tent fyrstikk til halsen. Hvis bomullen er døv og stille, er gassen ren, med minimale luftforurensninger. Er det høyt og plystrer, er det skittent, med en stor andel fremmedkomponenter.

Bruksområder

Når hydrogen brennes frigjøres en så stor mengde energi (varme) at denne gassen regnes som det mest lønnsomme drivstoffet. I tillegg er det miljøvennlig. Imidlertid er bruken i dette området begrenset. Dette skyldes de dårlig gjennomtenkte og uløste problemene med å syntetisere rent hydrogen, som ville være egnet for bruk som brensel i reaktorer, motorer og bærbare enheter, samt varmekjeler boligbygg.

Tross alt er metodene for å oppnå denne gassen ganske dyre, så først er det nødvendig å utvikle en spesiell metode for syntese. En som lar deg motta produktet inn stort volum og til minimal kostnad.

Det er flere hovedområder der gassen vi vurderer brukes på.

1. Kjemiske synteser. Basert på hydrogenering oppnås såper, margariner og plast. Med deltakelse av hydrogen syntetiseres metanol og ammoniakk, så vel som andre forbindelser.
2. I næringsmiddelindustrien - som tilsetning E949.
3. Luftfartsindustri (rakettbygging, flybygging).
4. Kraftindustri.
5. Meteorologi.
6. Drivstoff av en miljøvennlig type.

Naturligvis er hydrogen like viktig som det er rikelig i naturen. En enda større rolle spilles av de forskjellige forbindelsene som dannes av den.

Hydrogenforbindelser

Dette er komplekse stoffer som inneholder hydrogenatomer. Det finnes flere hovedtyper av slike stoffer.

1. Hydrogenhalogenider. Den generelle formelen er HHal. Av spesiell betydning blant dem er hydrogenklorid. Det er en gass som løses opp i vann for å danne en saltsyreløsning. Denne syren er mye brukt i nesten alle kjemiske synteser. Og både organisk og uorganisk. Hydrogenklorid er en forbindelse som har den empiriske formelen HCL og er en av de største når det gjelder produksjon i landet vårt årlig. Hydrogenhalogenider inkluderer også hydrogenjodid, hydrogenfluorid og hydrogenbromid. Alle danner de tilsvarende syrene.
2. Flyktige Nesten alle av dem er ganske giftige gasser. For eksempel hydrogensulfid, metan, silan, fosfin og andre. Imidlertid er de svært brannfarlige.
3. Hydrider er forbindelser med metaller. De tilhører klassen av salter.
4. Hydroksider: baser, syrer og amfotere forbindelser. Deres sammensetning inkluderer nødvendigvis hydrogenatomer, ett eller flere. Eksempel: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 og andre.
5. Hydrogenhydroksid. Denne forbindelsen er bedre kjent som vann. Et annet navn for hydrogenoksid. Den empiriske formelen ser slik ut - H 2 O.
6. Hydrogenperoksid. Dette er det sterkeste oksidasjonsmidlet, hvis formel er H 2 O 2.
7. Tallrike organiske forbindelser: hydrokarboner, proteiner, fett, lipider, vitaminer, hormoner, essensielle oljer og andre.

Det er klart at variasjonen av forbindelser av elementet vi vurderer er veldig stor. Dette bekrefter det nok en gang Høy verdi for naturen og mennesket, så vel som for alle levende vesener.

er det beste løsningsmidlet

Som nevnt ovenfor er det vanlige navnet for dette stoffet vann. Består av to hydrogenatomer og ett oksygen, forbundet med kovalente polare bindinger. Vannmolekylet er en dipol, noe som forklarer mange av dets egenskaper. Spesielt det faktum at det er et universelt løsemiddel.

Det er i vannmiljøet at nesten alle kjemiske prosesser finner sted. Interne reaksjoner av plast og energimetabolisme i levende organismer utføres også ved hjelp av hydrogenoksid.

Vann anses å være det viktigste stoffet på planeten. Det er kjent at ingen levende organisme kan leve uten den. På jorden er den i stand til å eksistere i tre aggregeringstilstander:

• væske;
• gass ​​(damp);
• fast (is).

Avhengig av isotopen av hydrogen som er en del av molekylet, er det tre typer vann.

1. Lys eller protium. En isotop med massetall 1. Formelen er H 2 O. Dette er den vanlige formen som alle organismer bruker.
2. Deuterium eller tung, formelen er D 2 O. Inneholder isotopen 2 H.
3. Supertung eller tritium. Formelen ser ut som T 3 O, isotopen er 3 H.

Reservene av ferskt protiumvann på planeten er svært viktige. Det mangler allerede i mange land. Det utvikles metoder for å behandle saltvann for å få drikkevann.

Hydrogenperoksid er et universelt middel

Denne forbindelsen, som nevnt ovenfor, er et utmerket oksidasjonsmiddel. Men med sterke representanter kan den også oppføre seg som en reduksjon. I tillegg har den en uttalt bakteriedrepende effekt.

Et annet navn for denne forbindelsen er peroksid. Det er i denne formen det brukes i medisin. En 3% løsning av det krystallinske hydratet av den aktuelle forbindelsen er et medisinsk medikament som brukes til å behandle små sår for å dekontaminere dem. Det er imidlertid bevist at i dette tilfellet øker sårtilhelingen over tid.

Hydrogenperoksid brukes også i rakettdrivstoff, i industrien for desinfeksjon og bleking, som et skummiddel for produksjon av passende materialer (skum, for eksempel). I tillegg hjelper peroksid med å rense akvarier, bleke hår og bleke tenner. Men samtidig skader det vevet, derfor anbefales det ikke av spesialister for dette formålet.