Hidrojen, özel özellikleri ve reaksiyonları. Hidrojen nasıl bir maddedir? Hidrojenin kimyasal ve fiziksel özellikleri

15.10.2019

Hidrojen (H) çok hafiftir kimyasal element Ağırlıkça %0,9'u yer kabuğunda, %11,19'u su içeriğine sahiptir.

Hidrojenin özellikleri

Gazlar arasında hafiflik bakımından birincidir. Şu tarihte: normal koşullar tatsız, renksiz ve kesinlikle kokusuzdur. Termosfere girdiğinde düşük ağırlığı nedeniyle uzaya uçar.

Tüm evrende en çok sayıda kimyasal elementtir (toplam madde kütlesinin %75'i). O kadar çok yıldız var ki uzay tamamen ondan oluşuyor. Örneğin Güneş. Ana bileşeni hidrojendir. Isı ve ışık ise bir maddenin çekirdekleri birleştiğinde ortaya çıkan enerjinin sonucudur. Ayrıca uzayda çeşitli boyutlarda, yoğunluklarda ve sıcaklıklarda moleküllerinden oluşan bütün bulutlar vardır.

Fiziki ozellikleri

Yüksek sıcaklık ve basınç, niteliklerini önemli ölçüde değiştirir, ancak normal koşullar altında:

Diğer gazlarla karşılaştırıldığında yüksek ısı iletkenliğine sahiptir,

Toksik değildir ve suda az çözünür,

0°C ve 1 atm'de 0,0899 g/l yoğunluğa sahip,

-252,8°C sıcaklıkta sıvıya dönüşür

-259,1°C'de sertleşir,

Özgül yanma ısısı 120.9.106 J/kg.

Sıvı veya katı duruma dönüşmek için gereklidir yüksek basınç ve çok Düşük sıcaklık. Sıvılaştırılmış halde akışkan ve hafiftir.

Kimyasal özellikler

Basınç altında ve soğuma (-252,87 derece C) üzerine hidrojen elde edilir sıvı hal, herhangi bir analogdan daha hafiftir. İçinde işgal ediyor daha az alan gaz formundan daha fazladır.

Tipik bir metal olmayan maddedir. Laboratuvarlarda metallerin (çinko veya demir gibi) seyreltik asitlerle reaksiyona sokulmasıyla üretilir. Normal koşullar altında aktif değildir ve yalnızca aktif metal olmayan maddelerle reaksiyona girer. Hidrojen, oksijeni oksitlerden ayırabilir ve metalleri bileşiklerden indirgeyebilir. O ve karışımları belirli elementlerle hidrojen bağları oluşturur.

Gaz, etanolde ve birçok metalde, özellikle paladyumda oldukça çözünür. Gümüş onu eritmez. Hidrojen, oksijen veya havada yanma sırasında ve halojenlerle etkileşime girdiğinde oksitlenebilir.

Oksijenle birleşince su oluşur. Sıcaklık normalse reaksiyon yavaş ilerler, 550°C'nin üzerindeyse patlar (patlayıcı gaza dönüşür).

Doğada hidrojen bulmak

Gezegenimizde çok fazla hidrojen olmasına rağmen saf halini bulmak kolay değil. Volkanik patlamalar sırasında, petrol üretimi sırasında ve organik maddenin ayrıştığı yerlerde çok az miktarda bulunabilir.

Toplam miktarın yarısından fazlası su içeren bileşimdedir. Ayrıca yağın, çeşitli killerin, yanıcı gazların, hayvanların ve bitkilerin yapısında da bulunur (her canlı hücrede varlığı atom sayısına göre %50'dir).

Doğada hidrojen döngüsü

Her yıl su kütlelerinde ve toprakta muazzam miktarda (milyarlarca ton) bitki kalıntısı ayrışıyor ve bu ayrışma atmosfere büyük miktarda hidrojen salıyor. Ayrıca bakterilerin neden olduğu herhangi bir fermantasyon, yanma sırasında açığa çıkar ve oksijenle birlikte su döngüsüne katılır.

Hidrojen Uygulamaları

Element, insanlık tarafından faaliyetlerinde aktif olarak kullanılmaktadır, bu nedenle onu endüstriyel ölçekte elde etmeyi öğrendik:

Meteoroloji, kimyasal üretim;

Margarin üretimi;

Roket yakıtı olarak (sıvı hidrojen);

Elektrik jeneratörlerini soğutmak için elektrik enerjisi endüstrisi;

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi.

Sentetik benzin (düşük kaliteli yakıtın kalitesini artırmak için), amonyak, hidrojen klorür, alkoller ve diğer malzemelerin üretiminde çok fazla hidrojen kullanılır. Nükleer enerji izotoplarını aktif olarak kullanır.

"Hidrojen peroksit" ilacı metalurjide, elektronik endüstrisinde, kağıt hamuru ve kağıt üretiminde, keten ve pamuklu kumaşların ağartılmasında, saç boyaları ve kozmetik ürünlerinin üretiminde, polimerlerin üretiminde ve tıpta yaraların tedavisinde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Bu gazın "patlayıcı" doğası ölümcül bir silaha dönüşebilir. hidrojen bombası. Patlamasına büyük miktarda radyoaktif maddenin salınması eşlik eder ve tüm canlılar için yıkıcıdır.

Sıvı hidrojenin ciltle teması şiddetli ve ağrılı donmalara neden olabilir.

Periyodik tabloda sergilediği özellikleri yansıtan ve özellikleri hakkında konuşan kendine özgü bir konumu vardır. elektronik yapı. Ancak bunların arasında aynı anda iki hücreyi işgal eden özel bir atom vardır. Özellikleri bakımından tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu hidrojendir. Bu tür özellikler onu benzersiz kılmaktadır.

Hidrojen sadece bir element değil aynı zamanda basit bir maddedir. bileşen birçok karmaşık bileşikler, biyojenik ve organojenik element. Bu nedenle özelliklerini ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Kimyasal element olarak hidrojen

Hidrojen, ana alt grubun birinci grubunun bir elementi olduğu gibi, ilk küçük periyotta ana alt grubun yedinci grubunun da bir elemanıdır. Bu periyot yalnızca iki atomdan oluşur: helyum ve ele aldığımız element. Periyodik tablodaki hidrojenin konumunun ana özelliklerini açıklayalım.

Hidrojenin atom numarası 1, elektron sayısı aynı ve buna bağlı olarak proton sayısı da aynıdır. Atom kütlesi - 1,00795. Bu elementin kütle numaraları 1, 2, 3 olan üç izotopu vardır. Bununla birlikte, her birinin özellikleri çok farklıdır, çünkü hidrojen için kütlede bir birim bile artış hemen iki katına çıkar.
Dış yüzeyinde yalnızca bir elektron bulunması, hem oksitleyici hem de indirgeyici özellikleri başarıyla sergilemesine olanak tanır. Ayrıca bir elektron verdikten sonra, verici-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda rol alan serbest bir yörüngede kalır.
Hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır. Bu nedenle ana yeri, en çok başkanlık ettiği ana alt grubun ilk grubu olarak kabul edilir. aktif metaller- alkalin.
Bununla birlikte, metaller gibi güçlü indirgeyici maddelerle etkileşime girdiğinde elektron kabul eden bir oksitleyici madde de olabilir. Bu bileşiklere hidritler denir. Bu özelliğine göre benzer olduğu halojenler alt grubunun başında gelir.
Çok küçük atom kütlesi nedeniyle hidrojen en çok kabul edilen ışık elemanı. Ayrıca yoğunluğu da çok düşüktür, dolayısıyla hafiflik açısından da bir ölçüttür.

Böylece hidrojen atomunun diğer tüm elementlerden farklı olarak tamamen benzersiz bir element olduğu açıktır. Dolayısıyla özellikleri de özeldir ve ortaya çıkanlar basit ve karmaşık maddelerçok önemli. Onları daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Basit madde

Bu elementten molekül olarak bahsedersek diatomik olduğunu söylemeliyiz. Yani hidrojen (basit bir madde) bir gazdır. Ampirik formülü H2 olarak, grafik formülü ise tek sigma H-H ilişkisi üzerinden yazılacaktır. Atomlar arasındaki bağ oluşumunun mekanizması polar olmayan kovalenttir.

Buhar metan reformasyonu.
Kömürün gazlaştırılması - süreç, kömürün 1000 0 C'ye ısıtılmasını içerir ve bunun sonucunda hidrojen ve yüksek karbonlu kömür oluşur.
Elektroliz. Bu method eriyikler katotta su tahliyesine yol açmadığından yalnızca çeşitli tuzların sulu çözeltileri için kullanılabilir.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

Metal hidritlerin hidrolizi.
Seyreltik asitlerin aktif metaller ve ortam aktivitesi üzerindeki etkisi.
Alkali ve toprak alkali metallerin su ile etkileşimi.

Üretilen hidrojeni toplamak için test tüpünü baş aşağı tutmalısınız. Sonuçta bu gaz örneğin şu şekilde toplanamaz: karbon dioksit. Bu hidrojendir, havadan çok daha hafiftir. Çabuk buharlaşır ve büyük miktarlarda havayla karıştığında patlar. Bu nedenle test tüpü ters çevrilmelidir. Doldurulduktan sonra lastik tıpa ile kapatılmalıdır.

Toplanan hidrojenin saflığını kontrol etmek için boynunuza yanan bir kibrit getirmelisiniz. Alkış donuk ve sessizse bu, gazın temiz olduğu ve hava kirliliğinin minimum düzeyde olduğu anlamına gelir. Gürültülü ve ıslık sesi çıkarıyorsa kirlidir ve büyük oranda yabancı bileşenler içermektedir.

Kullanım alanları

Hidrojen yakıldığında çok fazla şey açığa çıkar çok sayıda enerji (ısı), bu gazın en karlı yakıt olduğu düşünülür. Üstelik çevre dostudur. Ancak bugüne kadar bu alandaki uygulaması sınırlıdır. Bunun nedeni sentez sorunlarının tam olarak düşünülmemiş ve çözülememiş olmasıdır. saf hidrojen reaktörlerde, motorlarda ve taşınabilir cihazlarda yakıt olarak kullanılmaya uygun olmasının yanı sıra ısıtma kazanları Konut inşaatları.

Sonuçta bu gazı üretme yöntemleri oldukça pahalıdır, bu nedenle öncelikle özel bir sentez yöntemi geliştirmek gerekir. Ürünü büyük miktarlarda ve minimum maliyetle elde etmenizi sağlayacak bir ürün.

Düşündüğümüz gazın kullanıldığı birkaç ana alan var.

Kimyasal sentezler. Hidrojenasyon sabun, margarin ve plastik üretmek için kullanılır. Hidrojen, metanol ve amonyağın yanı sıra diğer bileşiklerin katılımıyla sentezlenir.
Gıda endüstrisinde katkı maddesi olarak E949.
Havacılık endüstrisi (roket bilimi, uçak üretimi).
Elektrik enerjisi endüstrisi.
Meteoroloji.
Çevre dostu yakıt.

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

Hidrojen bileşikleri

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

Hidrojen halojenürler. Genel formül- HHal. Bunlar arasında özellikle önemli olan hidrojen klorürdür. Hidroklorik asit çözeltisi oluşturmak üzere suda çözünen bir gazdır. Bu asit bulur geniş uygulama neredeyse tüm kimyasal sentezlerde. Üstelik hem organik hem de inorganik. Hidrojen klorür, HCL ampirik formülüne sahip bir bileşiktir ve ülkemizde her yıl üretilen en büyük bileşiklerden biridir. Hidrojen halojenürler ayrıca hidrojen iyodür, hidrojen florür ve hidrojen bromürü içerir. Hepsi karşılık gelen asitleri oluşturur.
Uçucu Hemen hepsi oldukça zehirli gazlardır. Örneğin hidrojen sülfür, metan, silan, fosfin ve diğerleri. Aynı zamanda çok yanıcıdırlar.
Hidritler metalli bileşiklerdir. Tuzlar sınıfına aittirler.
Hidroksitler: bazlar, asitler ve amfoterik bileşikler. Mutlaka bir veya daha fazla hidrojen atomu içerirler. Örnek: NaOH, K2, H2S04 ve diğerleri.
Hidrojen hidroksit. Bu bileşik daha çok su olarak bilinir. Diğer adı hidrojen oksittir. Ampirik formül şuna benzer: H 2 O.
Hidrojen peroksit. Bu, formülü H2O2 olan güçlü bir oksitleyici maddedir.
Çeşitli organik bileşikler: hidrokarbonlar, proteinler, yağlar, lipidler, vitaminler, hormonlar, uçucu yağlar ve diğerleri.

Düşündüğümüz elementin bileşik çeşitliliğinin çok büyük olduğu açıktır. Bu bir kez daha teyit ediyor yüksek değer doğa ve insanlar için olduğu kadar tüm canlılar için de.

- bu en iyi çözücüdür

Yukarıda da belirttiğimiz gibi bu maddenin ortak adı sudur. Kovalent polar bağlarla birbirine bağlanan iki hidrojen atomu ve bir oksijenden oluşur. Su molekülü bir dipoldür ve bu onun sergilediği birçok özelliği açıklar. Özellikle evrensel bir çözücüdür.

Neredeyse tüm kimyasal süreçlerin meydana geldiği su ortamındadır. Canlı organizmalarda plastik ve enerji metabolizmasının iç reaksiyonları da hidrojen oksit kullanılarak gerçekleştirilir.

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

sıvı;
gaz (buhar);
katı (buz).

Molekülde bulunan hidrojenin izotopuna bağlı olarak üç tür su ayırt edilir.

Işık veya protium. Kütle numarası 1 olan bir izotop. Formül - H2O. Bu, tüm organizmaların kullandığı olağan formdur.
Döteryum veya ağır, formülü D 2 O'dur. 2 H izotopunu içerir.
Süper ağır veya trityum. Formül T 3 O, izotop - 3 H'ye benziyor.

Gezegendeki tatlı protium suyu rezervleri çok önemlidir. Zaten birçok ülkede bu eksiklik var. İçme suyu üretmek için tuzlu suyun arıtılmasına yönelik yöntemler geliştirilmektedir.

Hidrojen peroksit evrensel bir çözümdür

Bu bileşik yukarıda belirtildiği gibi mükemmel bir oksitleyici maddedir. Ancak güçlü temsilcilerle birlikte restoratör olarak da hareket edebilir. Ayrıca belirgin bir bakteri yok edici etkiye sahiptir.

Bu bileşiğin bir diğer adı peroksittir. Tıpta bu haliyle kullanılmaktadır. Söz konusu bileşiğin %3'lük kristalin hidrat çözeltisi tıbbi tıp Küçük yaraları dezenfekte etmek amacıyla tedavi etmek için kullanılır. Ancak bunun yaranın iyileşme süresini arttırdığı kanıtlanmıştır.

Hidrojen peroksit ayrıca roket yakıtında, endüstride dezenfeksiyon ve ağartma amacıyla ve uygun malzemelerin (örneğin köpük) üretiminde köpük oluşturucu madde olarak kullanılır. Ayrıca peroksit akvaryumların temizlenmesine, saçların beyazlatılmasına ve dişlerin beyazlatılmasına yardımcı olur. Ancak dokulara zarar verdiği için uzmanlar tarafından bu amaçlarla kullanılması önerilmez.

Hidrojen (Latince'den aydınger kağıdı: lat. Hidrojenyum - hidro = “su”, gen = “üreten”; hidrojenyum - “su üreten”; H sembolüyle gösterilir) periyodik element tablosunun ilk elementidir. Doğada yaygın olarak dağıtılır. Hidrojenin en yaygın izotopu olan 1H'nin katyonu (ve çekirdeği) protondur. 1H çekirdeğinin özellikleri, NMR spektroskopisinin organik maddelerin analizinde yaygın olarak kullanılmasını mümkün kılar.

Hidrojenin üç izotopunun kendi isimleri vardır: 1H - protium (H), 2H - döteryum (D) ve 3H - trityum (radyoaktif) (T).

Basit madde hidrojen - H2 - açık renksiz bir gazdır. Hava veya oksijenle karıştığında yanıcı ve patlayıcıdır. Toksik değildir. Etanolde ve bir dizi metalde çözünür: demir, nikel, paladyum, platin.

Hikaye

Asitlerin ve metallerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı 16. ve 16. yüzyılda gözlendi. XVII yüzyıllar kimyanın bir bilim olarak oluşumunun şafağında. Mikhail Vasilyevich Lomonosov da doğrudan izolasyonuna dikkat çekti, ancak bunun flojiston olmadığının kesinlikle farkındaydı. İngiliz fizikçi ve kimyager Henry Cavendish 1766 yılında bu gazı incelemiş ve ona “yanıcı hava” adını vermiştir. Yandığında "yanıcı hava" su üretiyordu ancak Cavendish'in flojiston teorisine bağlılığı onun su üretmesini engelledi. doğru sonuçlar. Fransız kimyager Antoine Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte 1783 yılında özel gazometreler kullanarak suyun sentezini ve ardından su buharını sıcak demirle ayrıştırarak analizini gerçekleştirdi. Böylece “yanıcı havanın” suyun bir parçası olduğunu ve ondan elde edilebileceğini tespit etti.

ismin kökeni

Lavoisier hidrojene Hydrogène adını verdi (eski Yunanca ὕδωρ - su ve γεννάω - doğuruyorum) - "suyu doğurmak". Rusça "hidrojen" adı, 1824'te kimyager M. F. Solovyov tarafından - M. V. Lomonosov'un "oksijen" e benzetilerek önerildi.

Yaygınlık

Evrende
Hidrojen Evrendeki en yaygın elementtir. Tüm atomların yaklaşık %92'sini oluşturur (%8'i helyum atomudur, diğer tüm elementlerin toplam payı %0,1'den azdır). Dolayısıyla hidrojen, yıldızların ve yıldızlararası gazın ana bileşenidir. Yıldız sıcaklıkları koşullarında (örneğin Güneş'in yüzey sıcaklığı ~ 6000 °C), hidrojen plazma formunda bulunur; yıldızlararası uzayda bu element ayrı moleküller, atomlar ve iyonlar formunda bulunur ve oluşabilir Boyut, yoğunluk ve sıcaklık bakımından önemli ölçüde değişen moleküler bulutlar.

Yerkabuğu ve canlı organizmalar
Hidrojenin kütle oranı yerkabuğu%1'i oluşturur - en yaygın onuncu elementtir. Bununla birlikte, doğadaki rolü kütleye göre değil, diğer elementler arasında payı% 17 olan atom sayısına göre belirlenir (atomların payı ~% 52 olan oksijenden sonra ikinci sırada). Bu nedenle Dünya'da meydana gelen kimyasal işlemlerde hidrojenin önemi neredeyse oksijen kadar büyüktür. Dünya üzerinde hem bağlı hem de serbest halde bulunan oksijenin aksine, Dünya üzerindeki hidrojenin hemen hemen tamamı bileşikler halindedir; Atmosferde yalnızca çok az miktarda basit madde formunda hidrojen bulunur (hacimce %0,00005).
Hidrojen hemen hemen tüm organik maddelerin bir parçasıdır ve tüm canlı hücrelerde bulunur. Canlı hücrelerde hidrojen, atom sayısının neredeyse %50'sini oluşturur.

Fiş

Endüstriyel üretim yöntemleri basit maddeler karşılık gelen elementin doğada bulunduğu forma, yani üretimi için hammaddenin ne olabileceğine bağlıdır. Böylece serbest halde bulunan oksijen, fiziksel olarak sıvı havadan ayrıştırılarak elde edilir. Hidrojenin neredeyse tamamı bileşik halinde olduğundan onu elde etmek için kullanırlar. kimyasal yöntemler. Özellikle ayrışma reaksiyonları kullanılabilir. Hidrojen üretmenin bir yolu, suyun elektrik akımıyla ayrıştırılmasıdır.
Hidrojen üretiminin ana endüstriyel yöntemi, bileşime dahil olan metanın su ile reaksiyonudur. doğal gaz. Yüksek sıcaklıkta gerçekleştirilir:
CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Bazen endüstride kullanılan hidrojen üretimine yönelik laboratuvar yöntemlerinden biri, suyun elektrik akımıyla ayrıştırılmasıdır. Tipik olarak hidrojen laboratuvarda çinkonun reaksiyona sokulmasıyla üretilir. hidroklorik asit.

Ders 29

Hidrojen. su

Dersin özeti:

Su. Kimyasal ve fiziksel özellikler

Hidrojen ve suyun doğadaki rolü

Kimyasal element olarak hidrojen

Hidrojen, D.I. Mendeleev'in periyodik tablosunun yeri belirsiz olan tek elementidir. Kimyasal sembolü periyodik tabloda iki kez yazılır: hem IA hem de VIIA gruplarında. Bu, hidrojenin kendisini hem alkali metaller hem de halojenlerle birleştiren bir takım özelliklere sahip olmasıyla açıklanmaktadır (Tablo 14).

Tablo 14

Hidrojenin özelliklerinin alkali metaller ve halojenlerin özellikleriyle karşılaştırılması

Alkali metallerle benzerlikler	Halojenlere benzerlik
Dış enerji seviyesinde hidrojen atomları bir elektron içerir. Hidrojen bir s elementidir	Dış ve tek seviye tamamlanmadan önce, halojen atomları gibi hidrojen atomları da bir elektrondan yoksundur.
Hidrojen indirgeyici özellikler sergiler. Oksidasyonun bir sonucu olarak hidrojen, +1 bileşiklerinde en sık bulunan oksidasyon durumunu alır.	Alkali ve alkalin toprak metalleri içeren bileşiklerde halojenler gibi hidrojenin oksidasyon durumu -1'dir, bu da onun oksitleyici özelliklerini doğrular.
Uzayda metal kristal kafesli katı hidrojenin var olduğu varsayılmaktadır.	Flor ve klor gibi hidrojen de normal koşullar altında bir gazdır. Halojen molekülleri gibi molekülleri diatomiktir ve kovalent polar olmayan bir bağ yoluyla oluşur.

Doğada hidrojen, kütle numaraları 1, 2 ve 3 olan üç izotop formunda bulunur: protium 1 1 H, döteryum 2 1 D ve trityum 3 1 T. İlk ikisi kararlı izotoplardır ve üçüncüsü radyoaktiftir. İÇİNDE doğal karışım Protium baskın izotoptur. H:D:T izotopları arasındaki niceliksel oranlar 1: 1,46 10 -5: 4,00 10 -15'tir.

Hidrojen izotoplarının bileşikleri özellik bakımından birbirinden farklıdır. Örneğin, hafif protium suyunun (H 2 O) kaynama ve donma noktaları sırasıyla - 100 o C ve 0 o C'ye ve döteryum suyunun (D 2 O) - 101,4 o C ve 3,8 o C'ye eşittir. Reaksiyon hızı şunları içerir: hafif su, ağır sudan daha yüksektir.

Evrende hidrojen en yaygın elementtir; Evrenin kütlesinin yaklaşık %75'ini veya tüm atomlarının %90'ından fazlasını oluşturur. Hidrojen, Dünya'nın en önemli jeolojik kabuğu olan hidrosferdeki suyun bir parçasıdır.

Hidrojen, karbonla birlikte tüm organik maddeleri oluşturur, yani Dünya'nın canlı kabuğunun - biyosferin bir parçasıdır. Yer kabuğunda - litosferde - hidrojenin kütle içeriği yalnızca %0,88'dir, yani. tüm elementler arasında 9. sırada yer alır. Hava zarfı Dünya atmosferi, moleküler hidrojene atfedilebilecek toplam hacmin milyonda birinden daha azını içerir. Sadece içinde bulunur üst katmanlar atmosfer.

Hidrojen üretimi ve kullanımı

Hidrojen ilk olarak 16. yüzyılda ortaçağ doktoru ve simyacı Paracelsus tarafından bir demir plakanın sülfürik asit içine daldırılmasıyla elde edildi ve 1766'da İngiliz kimyager Henry Cavendish, hidrojenin yalnızca demirin sülfürik asitle etkileşimi yoluyla üretilmediğini kanıtladı. aynı zamanda diğer asitlerle birlikte diğer metaller. Cavendish ayrıca ilk kez hidrojenin özelliklerini tanımladı.

İÇİNDE laboratuvar koşullar altında hidrojen elde edilir:

1. Metallerin asitle etkileşimi:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2. Alkali ve toprak alkali metallerin su ile etkileşimi

2Na + 2H20 → 2NaOH + H2

Ca + 2H20 → Ca(OH)2 + H2

İÇİNDE endüstri Hidrojen aşağıdaki yollarla elde edilir:

1. Tuzların, asitlerin ve alkalilerin sulu çözeltilerinin elektrolizi. En sık kullanılan çözüm sofra tuzu:

2NaCl + 2H20 →el. akım H 2 + Cl 2 + NaOH

2. Sıcak kok ile su buharının azaltılması:

C + H2O → tCO + H2

Ortaya çıkan karbon monoksit ve hidrojen karışımına denir. su gazı (sentez gazı), ve çeşitli kimyasal ürünlerin (amonyak, metanol vb.) sentezinde yaygın olarak kullanılır. Hidrojeni su gazından ayırmak için karbonmonoksit Su buharı ile ısıtıldığında karbondioksite dönüşür:

CO + H2 → tCO2 + H2

3. Metanın ısıtılması su buharı ve oksijen varlığında. Bu yöntem şu anda ana yöntemdir:

2CH4 + Ö2 + 2H2Ö → t2CO2 + 6H2

Hidrojen yaygın olarak aşağıdaki amaçlarla kullanılır:

1. amonyak ve hidrojen klorürün endüstriyel sentezi;

2. metanol ve sentetik elde edilmesi sıvı yakıtlar ve sentez gazının bileşiminde (2 hacim hidrojen ve 1 hacim CO);

3. Petrol fraksiyonlarının hidro-işlenmesi ve hidrokrakingi;

4. sıvı yağların hidrojenasyonu;

5. metallerin kesilmesi ve kaynaklanması;

6. Oksitlerinden tungsten, molibden ve renyumun elde edilmesi;

7. Yakıt olarak uzay motorları.

8. içinde termonükleer reaktörler Yakıt olarak hidrojen izotopları kullanılır.

Fiziksel ve Kimyasal özellikler hidrojen

Hidrojen renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır. Yoğunluk hayır. 0,09 g/l (havadan 14 kat daha hafif). Hidrojen suda çok az çözünür (100 hacim su başına yalnızca 2 hacim gaz), ancak d-metaller - nikel, platin, paladyum (bir hacim paladyumda 900 hacme kadar hidrojen çözülür) tarafından iyi emilir.

İÇİNDE kimyasal reaksiyonlar Hidrojen hem indirgeyici hem de yükseltgen özellikler gösterir. Çoğu zaman hidrojen indirgeyici bir madde olarak görev yapar.

1. Metal olmayanlarla etkileşim. Hidrojen, ametallerle uçucu hidrojen bileşikleri oluşturur (bkz. Ders 25).

Halojenli reaksiyon hızı ve koşullar flordan iyodine kadar değişir: flor ile hidrojen karanlıkta bile patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer, klor ile reaksiyon oldukça sakin bir şekilde ışıkla çok az ışınlamayla ilerler, brom ve iyot ile reaksiyonlar tersine çevrilebilir ve yalnızca ısıtıldığında meydana gelir:

H2 + F2 → 2HF

H 2 + Cl 2 → hν 2HCl

H 2 + I 2 → t 2HI

Oksijen ile ve kükürt hidrojen hafif ısıtmayla reaksiyona girer. Oksijen ve hidrojenin 1:2 oranındaki karışımına denir patlayıcı gaz:

H 2 + Ö 2 → t H 2 Ö

H 2 + S → t H 2 S

Azot, fosfor ve karbon ile reaksiyon ısıtıldığında meydana gelir, yüksek tansiyon ve bir katalizörün varlığında. Reaksiyonlar tersine çevrilebilir:

3H2 + N2 → kat., p, t2NH3

2H 2 + 3P → kat., p, t3PH 3

H 2 + C → kat., p, t CH 4

2. Karmaşık maddelerle etkileşim. Yüksek sıcaklıklarda hidrojen metalleri oksitlerinden ayırır:

CuO + H 2 → t Cu + H 2 O

3. Şu tarihte: alkali ve toprak alkali metallerle etkileşim Hidrojen oksitleyici özellikler sergiler:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

4. Organik maddelerle etkileşim. Hidrojen birçok organik maddeyle aktif olarak etkileşime girer; bu tür reaksiyonlara hidrojenasyon reaksiyonları denir. Bu tür reaksiyonlar “Organik Kimya” koleksiyonunun III.Bölümünde daha ayrıntılı olarak tartışılacaktır.

Hidrojen(lat. hidrojenyum), H, kimyasal element, ilk sırada seri numarası Mendeleev'in periyodik sisteminde; atom kütlesi 1,00797. Normal koşullar altında V. bir gazdır; rengi, kokusu ve tadı yoktur.

Tarihsel referans. 16. ve 17. yüzyıl kimyagerlerinin eserlerinde. Asitlerin metallere etki etmesi sonucu yanıcı gaz açığa çıkması defalarca dile getirildi. 1766'da Cavendish Açığa çıkan gazı toplayıp inceledi ve buna "yanıcı hava" adını verdi. Teorinin savunucusu olmak filojiston Cavendish bu gazın saf flojiston olduğuna inanıyordu. 1783'te A. Lavoisier suyu analiz edip sentezleyerek bileşiminin karmaşıklığını kanıtladı ve 1787'de "yanıcı havayı" yeni bir kimyasal element (V.) olarak tanımladı ve ona verdi. modern isim hidrojen (Yunanca hyd o r - su ve genna o - doğururum'dan), yani "suyu doğurmak" anlamına gelir; bu kök, V. bileşiklerinin adlarında ve katılımıyla yapılan işlemlerde (örneğin, hidritler, hidrojenasyon) kullanılır. Modern Rus adı "V." 1824'te M. F. Solovyov tarafından önerildi.

Doğada yaygınlık . V. doğada yaygındır, yer kabuğundaki (litosfer ve hidrosfer) içeriği ağırlıkça% 1 ve atom sayısına göre% 16'dır. V., kömür, petrol, doğal gazlar, kil, ayrıca hayvan ve bitki organizmalarını oluşturan bileşiklerin bileşiminde Dünya - su (ağırlıkça% 11,19 V.) üzerindeki en yaygın maddenin bir parçasıdır (yani, bileşimde proteinler, nükleik asitler, yağlar, karbonhidratlar vb.). Serbest durumda V. son derece nadirdir, volkanik ve diğer doğal gazlarda küçük miktarlarda bulunur. Atmosferde az miktarda serbest hidrojen (atom sayısına göre %0,0001) mevcuttur. Dünya'ya yakın uzayda, proton akışı formundaki enerji bir iç (“proton”) oluşturur. Dünyanın radyasyon kuşağı. Uzayda V. en yaygın elementtir. Gibi plazma Güneş'in ve çoğu yıldızın kütlesinin yaklaşık yarısını, yıldızlararası ortamın ve gaz bulutsularının gazlarının büyük kısmını oluşturur. V., birçok gezegenin atmosferinde ve kuyruklu yıldızlarda serbest h2, metan ch4, amonyak nh3, su h2o, ch, nh, oh, sih, ph vb. gibi radikaller formunda bulunur. . Proton akışı biçimindeki enerji, Güneş'in parçacık radyasyonunun ve kozmik ışınların bir parçasıdır.

İzotoplar, atom ve molekül. Sıradan V., iki kararlı izotopun karışımından oluşur: hafif V. veya protium (1 saat) ve ağır V. veya döteryum(2 saat veya gün). Doğal bileşiklerde, 2 saatlik 1 atom başına ortalama 6800 1 saatlik atom bulunur. Yapay olarak radyoaktif bir izotop elde edilir - süper ağır V. veya trityum(3 saat veya T), yumuşak?-radyasyon ve yarı ömür ile 1/2= 12.262 yıl. Doğada trityum, örneğin kozmik ışın nötronlarının etkisi altında atmosferik nitrojenden oluşur; atmosferde ihmal edilebilir düzeydedir (4 10 -15% toplam sayısı atomlar V.). 4 saatte son derece kararsız bir izotop elde edildi. İzotopların kütle numaraları 1 saat, 2 saat, 3 saat ve 4 saat, sırasıyla 1,2, 3 ve 4, bir protium atomunun çekirdeğinin yalnızca 1 proton, döteryum - 1 proton ve 1 nötron, trityum - içerdiğini gösterir. 1 proton ve 2 nötron, 4 saat - 1 proton ve 3 nötron. V. izotoplarının kütlelerindeki büyük fark, fiziksel ve kimyasal özelliklerinde diğer elementlerin izotoplarına göre daha belirgin bir fark belirler.

V. atomu, diğer tüm elementlerin atomları arasında en basit yapıya sahiptir: bir çekirdek ve bir elektrondan oluşur. Bir elektronun çekirdeğe bağlanma enerjisi (iyonlaşma potansiyeli) 13.595'tir. ev. Nötr bir atom ayrıca ikinci bir elektron ekleyerek negatif bir H iyonu oluşturabilir; bu durumda ikinci elektronun nötr bir atomla bağlanma enerjisi (elektron ilgisi) 0,78'dir. ev. Kuantum mekaniği V. atomunun tüm olası enerji seviyelerini hesaplamanıza ve dolayısıyla onun tam bir yorumunu vermenize olanak sağlar. atom spektrumu. V. atomu kuantum mekaniksel hesaplamalarda model atom olarak kullanılır enerji seviyeleri diğerleri, daha fazlası karmaşık atomlar. B.h2 molekülü kovalent bir kimyasal bağla bağlanan iki atomdan oluşur. Ayrışma enerjisi (yani atomlara bozunma) 4,776'dır. ev(1 ev= 1,60210 10 -19 J). Çekirdeklerin denge pozisyonundaki atomlar arası mesafe 0,7414 a'dır. Yüksek sıcaklıklarda moleküler hidrojen atomlara ayrışır (2000°C'de ayrışma derecesi 0,0013, 5000°C'de 0,95). Atomik hidrojen ayrıca çeşitli kimyasal reaksiyonlarla da oluşur (örneğin, zn'nin hidroklorik asit üzerindeki etkisi ile). Ancak V.'nin atom halindeki varlığı yalnızca sürer Kısa bir zaman, atomlar h2 molekülleri halinde yeniden birleşir.

Fiziksel ve kimyasal özellikler . V. bilinen tüm maddelerin en hafifidir (havadan 14,4 kat daha hafif), yoğunluğu 0,0899 g/l 0°C ve 1'de ATM. Helyum sırasıyla -252,6°C ve -259,1°C'de kaynar (sıvılaşır) ve erir (katılaşır) (sadece helyumun erime ve kaynama noktaları daha düşüktür). Kritik sıcaklık V. çok düşüktür (-240°C), dolayısıyla sıvılaşması büyük zorluklarla doludur; kritik basınç 12.8 kgf/cm 2 (12,8 ATM), kritik yoğunluk 0,0312 g/cm 3. Tüm gazlar arasında V., 0°C ve 1°C'de eşit olan en yüksek termal iletkenliğe sahiptir. ATM 0,174 Salı/(M· İLE), yani 4,16 0 -4 cal/(İle· santimetre· °C). Özısı V. 0°C'de ve 1 ATMSp 14.208 10 3 J/(kilogram· İLE), yani 3.394 cal/(G· °C). V. suda az çözünür (0.0182 ml/gr 20°C'de ve 1 ATM), ancak iyi - birçok metalde (ni, pt, pd, vb.), özellikle paladyumda (1 hacim pd başına 850 hacim). V.'nin metallerdeki çözünürlüğü, bunların içinden yayılma yeteneği ile ilgilidir; bir karbon alaşımı (örneğin çelik) yoluyla difüzyona bazen karbonun karbonla etkileşimi nedeniyle (dekarbonizasyon adı verilen) alaşımın tahrip olması eşlik eder. Sıvı V. çok hafiftir (-253°C'de yoğunluk 0,0708) g/cm 3) ve akışkan (-253°C'de viskozite 13,8) şımartmak).

Çoğu bileşikte V., sodyum ve diğerleri gibi +1 değerlik (daha doğrusu oksidasyon durumu) sergiler. alkali metaller; genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir ve 1 gramdır. Mendeleev'in sistemi. Bununla birlikte, metal hidritlerde B iyonu negatif yüklüdür (oksidasyon durumu -1), yani hidrit na + h -, klorür na + cl -'ye benzer şekilde oluşturulmuştur. Bu ve diğer bazı gerçekler (V. ve halojenlerin fiziksel özelliklerinin benzerliği, halojenlerin organik bileşiklerde V.'yi değiştirme yeteneği), V.'yi periyodik tablonun VII. grubunda da sınıflandırmaya zemin hazırlar. Normal koşullar altında, moleküler V. nispeten az aktiftir ve yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ile ve ışıkta klor ile) doğrudan birleşir. Ancak ısıtıldığında birçok elementle reaksiyona girer. Atomik V. moleküler ile karşılaştırıldığında artan kimyasal aktiviteye sahiptir. V. oksijenle su oluşturur: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o, 285.937 10 3 salınımıyla J/mol, yani 68.3174 kcal/molısı (25°C ve 1 ATM). Normal sıcaklıklarda reaksiyon son derece yavaş ilerler, 550°C'nin üzerinde patlar. Hidrojen-oksijen karışımının patlayıcı sınırları (hacimsel olarak) %4 ila %94 h2 ve hidrojen-hava karışımının %4 ila %74 h2'sidir (2 hacim h2 ve 1 hacim O2 karışımına denir) patlayıcı gaz). V., oksitlerinden oksijeni uzaklaştırdığı için birçok metali azaltmak için kullanılır:

cuo +H 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o, vb.

Halojenlerle V. hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

h2 + cl2 = 2hcl.

Aynı zamanda V., flor ile patlıyor (karanlıkta ve -252°C'de bile), yalnızca aydınlatıldığında veya ısıtıldığında klor ve bromla, yalnızca ısıtıldığında ise iyotla reaksiyona giriyor. V. nitrojenle reaksiyona girerek amonyak oluşturur: 3h2 + n2 = 2nh3 yalnızca bir katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda. V. ısıtıldığında kükürt ile kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer: h2 + s = h2s (hidrojen sülfür), selenyum ve tellür ile çok daha zordur. V. katalizör olmadan saf karbonla yalnızca yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girebilir: 2h 2 + C (amorf) = ch 4 (metan). V. bazı metallerle (alkali, alkali toprak vb.) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur: h 2 + 2li = 2lih. Sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak çeşitli organik bileşiklerin oluşturulduğu hidrokarbonların karbon monoksit ile reaksiyonları büyük pratik öneme sahiptir. Doymamış hidrokarbonlar hidrojen ile reaksiyona girerek doymuş olanlara dönüşür. örnek:

c n h 2 n + h 2 = c n h 2 n +2.

V. ve bileşiklerinin kimyadaki rolü son derece büyüktür. V. sözde protik asitlerin asidik özelliklerini belirler. V. sözde bazı unsurlarla oluşma eğilimindedir. hidrojen bağı Birçok organik ve inorganik bileşiğin özellikleri üzerinde belirleyici bir etkiye sahiptir.

Fiş . V'nin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri. - doğal yanıcı gazlar, kok fırını gazı(santimetre. Kok kimyası) Ve petrol rafine edici gazlar katı ve sıvı yakıtların (çoğunlukla kömür) gazlaştırılmasının yanı sıra. V. ayrıca şuradan elde edilir: su elektroliz (ucuz elektriğin olduğu yerlerde). Doğal gazdan hidrojen üretmenin en önemli yöntemleri, başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimidir (dönüşüm): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 ve hidrokarbonların oksijenle eksik oksidasyonu: ch 4 + 1/202 = co + 2h2 . Ortaya çıkan karbon monoksit de dönüşüme uğrar: co + h2o = co2 + h2. Doğal gazdan elde edilen V. en ucuzudur. Enerji üretmenin çok yaygın bir yöntemi, kömürün gazlaştırılmasıyla elde edilen su ve buhar-hava gazlarındandır. İşlem karbon monoksitin dönüşümüne dayanmaktadır. Su gazı %50'ye kadar h2 ve %40'a kadar co içerir; buhar-hava gazında h 2 ve co'ya ek olarak önemli miktar nh3'ün sentezi için ortaya çıkan V. ile birlikte kullanılan n2. V., derin soğutma sırasında V.'ye göre daha kolay sıvılaşan gaz karışımının geri kalan bileşenlerinin çıkarılmasıyla kok fırını gazından ve petrol rafine gazlarından izole edilir. Suyun elektrolizi gerçekleştirilir DC, bir koh veya naoh çözeltisinden geçirilir (çelik ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Laboratuvarlarda V., suyun elektrolizi ve ayrıca çinko ile hidroklorik asit arasındaki reaksiyonla elde edilir. Bununla birlikte, daha sık olarak silindirlerde hazır fabrika V.'yi kullanırlar.

Başvuru . İÇİNDE endüstriyel ölçekli V. 18. yüzyılın sonunda kabul edilmeye başlandı. doldurmak için balonlar. Şu anda V. yaygın olarak kullanılmaktadır. kimyasal endüstri, esas olarak üretim için amonyak. Alkolün önemli bir tüketicisi aynı zamanda metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin (sintin) ve alkol ve karbon monoksitten sentez yoluyla elde edilen diğer ürünlerin üretimidir. V. katı ve ağır sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, hCl sentezinde, petrol ürünlerinin hidro-işleminde, metallerin oksijen-hidrojen aleviyle kaynaklanması ve kesilmesinde (2800°'ye kadar sıcaklık) kullanılır. C) ve içinde atomik hidrojen kaynağı(4000°C'ye kadar). Hidrojen, döteryum ve trityum izotopları nükleer enerjide çok önemli uygulamalar bulmuştur.

Aydınlatılmış.: Nekrasov B.V., Kurs Genel Kimya, 14. baskı, M., 1962; Remi G., Kurs inorganik kimya, çev. German'dan, cilt 1, M., 1963; Egorov A.P., Shereshevsky D.I., Shmanenkov I.V., İnorganik maddelerin genel kimyasal teknolojisi, 4. baskı, M., 1964; Genel kimya teknolojisi. Ed. S. I. Volfkovich, cilt 1, M., 1952; Lebedev V.V., Hidrojen, üretimi ve kullanımı, M., 1958; Nalbandyan A.B., Voevodsky V.V., Hidrojenin oksidasyon ve yanma mekanizması, M. - L., 1949; Kısa kimyasal ansiklopedi, cilt 1, M., 1961, s. 619-24.