Fysiske egenskaper til hydrogen. Egenskaper og bruksområder for hydrogen. Hydrogens kjemiske egenskaper: egenskaper og bruksområde Reagerer hydrogen med vann

Hydrogen er en gass, det er på første plass i det periodiske systemet. Navnet på dette elementet, utbredt i naturen, er oversatt fra latin som "genererende vann." Så hvilke fysiske og kjemiske egenskaper ved hydrogen kjenner vi til?

Hydrogen: generell informasjon

Under normale forhold har hydrogen ingen smak, ingen lukt, ingen farge.

Ris. 1. Formel for hydrogen.

Siden et atom har ett elektronisk energinivå, som kan inneholde maksimalt to elektroner, kan atomet for en stabil tilstand enten akseptere ett elektron (oksidasjonstilstand -1) eller gi fra seg ett elektron (oksidasjonstilstand +1), og vise en konstant valens I Dette er grunnen til at symbolet for grunnstoffet hydrogen er plassert ikke bare i gruppe IA (hovedundergruppen til gruppe I) sammen med alkalimetallene, men også i gruppe VIIA (hovedundergruppen til gruppe VII) sammen med halogenene . Halogenatomer mangler også ett elektron for å fylle det ytre nivået, og de, som hydrogen, er ikke-metaller. Hydrogen viser en positiv oksidasjonstilstand i forbindelser der det er assosiert med mer elektronegative ikke-metalliske elementer, og en negativ oksidasjonstilstand i forbindelser med metaller.

Ris. 2. Plasseringen av hydrogen i det periodiske system.

Hydrogen har tre isotoper, som hver har sitt eget navn: protium, deuterium, tritium. Mengden av sistnevnte på jorden er ubetydelig.

Kjemiske egenskaper av hydrogen

I det enkle stoffet H2 er bindingen mellom atomene sterk (bindingsenergi 436 kJ/mol), derfor er aktiviteten til molekylært hydrogen lav. Under normale forhold reagerer det bare med svært reaktive metaller, og det eneste ikke-metallet som hydrogen reagerer med er fluor:

F2+H2=2HF (hydrogenfluorid)

Hydrogen reagerer med andre enkle (metaller og ikke-metaller) og komplekse (oksider, uspesifiserte organiske forbindelser) stoffer enten ved bestråling og økt temperatur, eller i nærvær av en katalysator.

Hydrogen brenner i oksygen og frigjør en betydelig mengde varme:

2H2+O2=2H20

En blanding av hydrogen og oksygen (2 volumer hydrogen og 1 volum oksygen) eksploderer voldsomt ved antenning og kalles derfor detonerende gass. Ved arbeid med hydrogen skal sikkerhetsforskrifter følges.

Ris. 3. Eksplosiv gass.

I nærvær av katalysatorer kan gassen reagere med nitrogen:

3H2+N2=2NH3

– denne reaksjonen ved høye temperaturer og trykk produserer ammoniakk i industrien.

Ved høye temperaturer er hydrogen i stand til å reagere med svovel, selen og tellur. og ved vekselvirkning med alkali- og jordalkalimetaller skjer det dannelse av hydrider: 4.3. Totalt mottatte vurderinger: 152.

DEFINISJON

Hydrogen– det første grunnstoffet i det periodiske system for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev. Symbol - N.

Atommasse - 1 amu. Hydrogenmolekylet er diatomisk - H2.

Den elektroniske konfigurasjonen av hydrogenatomet er 1s 1. Hydrogen tilhører s-elementfamilien. I sine forbindelser viser den oksidasjonstilstander -1, 0, +1. Naturlig hydrogen består av to stabile isotoper - protium 1H (99,98%) og deuterium 2H (D) (0,015%) - og den radioaktive isotopen tritium 3H (T) (spormengder, halveringstid - 12,5 år) .

Kjemiske egenskaper av hydrogen

Under normale forhold viser molekylært hydrogen relativt lav reaktivitet, noe som forklares av den høye styrken til bindinger i molekylet. Når det oppvarmes, samhandler det med nesten alle enkle stoffer dannet av elementer i hovedundergruppene (unntatt edelgasser, B, Si, P, Al). I kjemiske reaksjoner kan det virke både som et reduksjonsmiddel (oftere) og et oksidasjonsmiddel (sjeldnere).

Hydrogen utstillinger egenskapene til reduksjonsmidlet(H20-2e → 2H+) i følgende reaksjoner:

1. Reaksjoner av interaksjon med enkle stoffer - ikke-metaller. Hydrogen reagerer med halogener, dessuten reaksjonen av interaksjon med fluor under normale forhold, i mørket, med en eksplosjon, med klor - under belysning (eller UV-bestråling) i henhold til en kjedemekanisme, med brom og jod bare ved oppvarming; oksygen(en blanding av oksygen og hydrogen i et volumforhold på 2:1 kalles "eksplosiv gass"), grå, nitrogen Og karbon:

H2 + Hal2 = 2HHal;

2H2 + O2 = 2H20 + Q (t);

H2 + S = H2S (t = 150 - 30°C);

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 50°C, p, kat = Fe, Pt);

2H2 + C ↔ CH4 (t, p, kat).

2. Reaksjoner av interaksjon med komplekse stoffer. Hydrogen reagerer med oksider av lavaktive metaller, og den er i stand til å redusere bare metaller som er i aktivitetsserien til høyre for sink:

CuO + H2 = Cu + H20 (t);

Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20 (t);

WO3 + 3H2 = W + 3H20 (t).

Hydrogen reagerer med ikke-metalloksider:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300 C, p = 250 – 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Hydrogen går inn i hydrogeneringsreaksjoner med organiske forbindelser av klassen cykloalkaner, alkener, arener, aldehyder og ketoner, etc. Alle disse reaksjonene utføres med oppvarming, under trykk, ved bruk av platina eller nikkel som katalysatorer:

CH2 = CH2 + H2 ↔ CH3-CH3;

C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;

C3H6 + H2 ↔ C3H8;

CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;

CH3-CO-CH3 + H2 ↔ CH3-CH(OH)-CH3.

Hydrogen som et oksidasjonsmiddel(H 2 +2e → 2H -) vises i reaksjoner med alkali- og jordalkalimetaller. I dette tilfellet dannes hydrider - krystallinske ioniske forbindelser der hydrogen viser en oksidasjonstilstand på -1.

2Na +H2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).

Fysiske egenskaper til hydrogen

Hydrogen er en lett, fargeløs, luktfri gass med tetthet ved omgivelsesforhold. – 0,09 g/l, 14,5 ganger lettere enn luft, t koke = -252,8C, t pl = -259,2C. Hydrogen er dårlig løselig i vann og organiske løsemidler; det er svært løselig i noen metaller: nikkel, palladium, platina.

I følge moderne kosmokjemi er hydrogen det vanligste grunnstoffet i universet. Hovedformen for eksistens av hydrogen i det ytre rom er individuelle atomer. Hydrogen er det 9. mest tallrike grunnstoffet på jorden blant alle grunnstoffer. Hovedmengden hydrogen på jorden er i bundet tilstand - i sammensetningen av vann, olje, naturgass, kull, etc. Hydrogen finnes sjelden i form av et enkelt stoff - i sammensetningen av vulkanske gasser.

Hydrogenproduksjon

Det finnes laboratorie- og industrielle metoder for å produsere hydrogen. Laboratoriemetoder inkluderer interaksjon av metaller med syrer (1), samt interaksjon av aluminium med vandige løsninger av alkalier (2). Blant industrielle metoder for produksjon av hydrogen spiller elektrolyse av vandige løsninger av alkalier og salter (3) og metankonvertering (4) en viktig rolle:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na +3 H2 (2);

2NaCl + 2H20 = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening

Når 23,8 g metallisk tinn reagerte med et overskudd av saltsyre, ble hydrogen frigjort i en mengde tilstrekkelig til å oppnå 12,8 g metallisk kobber Bestem oksidasjonstilstanden til tinn i den resulterende forbindelsen.

Løsning

Basert på den elektroniske strukturen til tinnatomet (...5s 2 5p 2), kan vi konkludere med at tinn er karakterisert ved to oksidasjonstilstander - +2, +4. Basert på dette lager vi ligninger for mulige reaksjoner:

Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1);

Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2);

CuO + H2 = Cu + H20 (3).

La oss finne mengden kobberstoff:

v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 mol.

I følge ligning 3, mengden hydrogenstoff:

v(H2) = v(Cu) = 0,2 mol.

Når vi kjenner massen til tinn, finner vi mengden av stoffet:

v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 mol.

La oss sammenligne mengdene av tinn- og hydrogenstoffer i henhold til ligning 1 og 2 og i henhold til betingelsene for problemet:

v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (ligning 1);

v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (ligning 2);

v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (problemtilstand).

Derfor reagerer tinn med saltsyre i henhold til ligning 1 og oksidasjonstilstanden til tinn er +2.

Svar

Oksydasjonstilstanden til tinn er +2.

EKSEMPEL 2

Trening

Gassen frigjort ved påvirkning av 2,0 g sink pr. 18,7 ml 14,6% saltsyre (oppløsningstetthet 1,07 g/ml) ble ført gjennom ved oppvarming over 4,0 g kobber(II)oksyd. Hva er massen til den resulterende faste blandingen?

Løsning

Når sink reagerer med saltsyre, frigjøres hydrogen:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (1),

som ved oppvarming reduserer kobber(II)oksid til kobber(2):

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

La oss finne mengden av stoffer i den første reaksjonen:

m(HCl-løsning) = 18,7. 1,07 = 20,0 g;

m(HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 g;

v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 mol;

v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol.

Sink er mangelvare, så mengden hydrogen som frigjøres er:

v(H2) = v(Zn) = 0,031 mol.

I den andre reaksjonen er hydrogen mangelvare fordi:

v(SuO) = 4,0/80 = 0,05 mol.

Som et resultat av reaksjonen vil 0,031 mol CuO bli til 0,031 mol Cu, og massetapet vil være:

m(СuО) – m(Сu) = 0,031×80 – 0,031×64 = 0,50 g.

Massen til den faste blandingen av CuO og Cu etter å ha passert hydrogen vil være:

4,0-0,5 = 3,5 g.

Svar

Massen av den faste blandingen av CuO og Cu er 3,5 g.

Hydrogen er et enkelt stoff H2 (dihydrogen, diprotium, lett hydrogen).

Kort hydrogenkarakteristikk:

Ikke-metall.
Fargeløs gass, vanskelig å gjøre flytende.
Dårlig løselig i vann.
Det løser seg bedre i organiske løsemidler.
Kjemisorpsjon av metaller: jern, nikkel, platina, palladium.
Sterkt reduksjonsmiddel.
Samvirker (ved høye temperaturer) med ikke-metaller, metaller, metalloksider.
Atomisk hydrogen H0, oppnådd fra termisk dekomponering av H2, har den største reduserende evnen.
Hydrogenisotoper:
- 1H - protium
- 2 H - deuterium (D)
- 3 H - tritium (T)
Relativ molekylvekt = 2,016
Relativ tetthet av fast hydrogen (t=-260°C) = 0,08667
Relativ tetthet av flytende hydrogen (t=-253°C) = 0,07108
Overtrykk (nr.) = 0,08988 g/l
smeltetemperatur = -259,19°C
kokepunkt = -252,87°C
Volumetrisk hydrogenløselighetskoeffisient:
- (t=0°C) = 2,15;
- (t=20°C) = 1,82;
- (t=60°C) = 1,60;

1. Termisk dekomponering av hydrogen(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Interaksjon av hydrogen med ikke-metaller:

H2+F2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 + Cl 2 = 2 HCl (når brent eller utsatt for lys ved romtemperatur):
- Cl2 = 2Cl 0
- Cl 0 + H 2 = HCl + H 0
- H 0 + Cl 2 = HCl + Cl 0
H2+Br2 = 2HBr (t=350-500°C, platinakatalysator)
H2+I2 = 2HI (t=350-500°C, platinakatalysator)
H 2 + O 2 = 2 H 2 O:
- H 2 + O 2 = 2OH 0
- OH 0 + H 2 = H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 = OH 0 + O 0
- O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
H2+S = H2S (t=150..200°C)
3H2+N2 = 2NH3 (t=500°C, jernkatalysator)
2H2+C(koks) = CH4 (t=600°C, platinakatalysator)
H2+2C(koks) = C2H2 (t=1500..2000°C)
H2 +2C(koks)+N2 = 2HCN (t mer enn 1800°C)

3. Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer:

4H2+(Fe II Fe2III)O4 = 3Fe+4H2O (t mer enn 570°C)
H 2 + Ag 2 SO 4 = 2 Ag + H 2 SO 4 (t mer enn 200°C)
4H2 +2Na2SO4 = Na2S + 4H2O (t = 550-600°C, katalysator Fe2O3)
3H2+2BC13 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
H2 +2EuCl3 = 2EuCl2 +2HCl (t = 270°C)
4H 2 + CO 2 = CH 4 + 2 H 2 O (t = 200°C, CuO 2-katalysator)
H2 +CaC2 = Ca+C2H2 (t over 2200°C)
H 2 + BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t til 0°C, løsning)

4. Deltagelse av hydrogen i redoksreaksjoner:

2H 0 (Zn, fortynnet HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
8H 0 (Al, kons. KOH)+KNO3 = NH3+KOH+2H2O
2H0 (Zn, fortynnet HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
2H 0 (Al)+NaOH(kons.)+Ag2S = 2Ag↓+H2O+NaHS
2H0 (Zn, fortynnet H2SO4) + C2N2 = 2HCN

Hydrogenforbindelser

D 2 - dideuterium:

Tungt hydrogen.
Fargeløs gass, vanskelig å gjøre flytende.
Dideutherium er inneholdt i naturlig hydrogen ved 0,012-0,016 % (i vekt).
I en gassblanding av dideuterium og protium skjer isotoputveksling ved høye temperaturer.
Lite løselig i vanlig og tungt vann.
Med vanlig vann er isotoputvekslingen ubetydelig.
Kjemiske egenskaper ligner på lett hydrogen, men dideuterium er mindre reaktivt.
Relativ molekylvekt = 4,028
Relativ tetthet av flytende dideuterium (t=-253°C) = 0,17
smeltetemperatur = -254,5°C
kokepunkt = -249,49°C

T 2 - ditritium:

Supertungt hydrogen.
Fargeløs radioaktiv gass.
Halveringstid 12,34 år.
I naturen dannes ditritium som et resultat av bombardement av 14 N-kjerner av nøytroner fra kosmisk stråling; spor av ditritium er funnet i naturlige farvann.
Ditritium produseres i en atomreaktor ved å bombardere litium med langsomme nøytroner.
Relativ molekylvekt = 6,032
smeltetemperatur = -252,52°C
kokepunkt = -248,12°C

HD - deuteriumhydrogen:

Fargeløs gass.
Løser seg ikke i vann.
Kjemiske egenskaper som ligner H2.
Relativ molekylvekt = 3,022
Relativ tetthet av fast deuteriumhydrogen (t=-257°C) = 0,146
Overtrykk (nr.) = 0,135 g/l
smeltetemperatur = -256,5°C
kokepunkt = -251,02°C

Hydrogenoksider

H 2 O - vann:

Fargeløs væske.
I henhold til isotopsammensetningen av oksygen består vann av H 2 16 O med urenheter H 2 18 O og H 2 17 O
I henhold til hydrogenisotopsammensetningen består vann av 1 H 2 O med en blanding av HDO.
Flytende vann gjennomgår protolyse (H 3 O + og OH -):
- H3O+ (oksoniumkation) er den sterkeste syren i vandig løsning;
- OH - (hydroksidion) er den sterkeste basen i vandig løsning;
- Vann er den svakeste konjugerte protolytten.
Med mange stoffer danner vann krystallinske hydrater.
Vann er et kjemisk aktivt stoff.
Vann er et universelt flytende løsningsmiddel for uorganiske forbindelser.
Relativ molekylvekt av vann = 18,02
Relativ tetthet av fast vann (is) (t=0°C) = 0,917
Relativ tetthet av flytende vann:
- (t=0°C) = 0,999841
- (t=20°C) = 0,998203
- (t=25°C) = 0,997044
- (t=50°C) = 0,97180
- (t=100°C) = 0,95835
tetthet (n.s.) = 0,8652 g/l
smeltepunkt = 0°C
kokepunkt = 100°C
Ionisk produkt av vann (25°C) = 1,008·10 -14

1. Termisk dekomponering av vann:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (over 1000°C)

D 2 O - deuteriumoksid:

Tungt vann.
Fargeløs hygroskopisk væske.
Viskositeten er høyere enn for vann.
Blandes med vanlig vann i ubegrensede mengder.
Isotopisk utveksling produserer semi-tungt vann HDO.
Løsemiddelkraften er lavere enn vanlig vann.
De kjemiske egenskapene til deuteriumoksid ligner de kjemiske egenskapene til vann, men alle reaksjoner går langsommere.
Tungtvann finnes i naturlig vann (masseforhold til vanlig vann 1:5500).
Deuteriumoksid oppnås ved gjentatt elektrolyse av naturlig vann, hvor tungtvann samler seg i elektrolyttrestene.
Relativ molekylvekt for tungtvann = 20,03
Relativ tetthet av flytende tungtvann (t=11,6°C) = 1,1071
Relativ tetthet av flytende tungtvann (t=25°C) = 1,1042
smeltetemperatur = 3,813°C
kokepunkt = 101,43°C

T 2 O - tritiumoksid:

Super tungt vann.
Fargeløs væske.
Viskositeten er høyere og oppløsningsevnen er lavere enn vanlig og tungt vann.
Blandes med vanlig og tungt vann i ubegrensede mengder.
Isotopisk utveksling med vanlig og tungt vann fører til dannelsen av HTO, DTO.
De kjemiske egenskapene til supertungt vann ligner de kjemiske egenskapene til vann, men alle reaksjoner går enda langsommere enn i tungtvann.
Spor av tritiumoksid finnes i naturlig vann og atmosfære.
Supertungt vann oppnås ved å føre tritium over varmt kobberoksid CuO.
Relativ molekylvekt for supertungt vann = 22,03
smeltepunkt = 4,5°C

Hydrogen ble oppdaget i andre halvdel av 1700-tallet av den engelske vitenskapsmannen innen fysikk og kjemi G. Cavendish. Han klarte å isolere stoffet i sin rene tilstand, begynte å studere det og beskrev dets egenskaper.

Dette er historien om oppdagelsen av hydrogen. Under forsøkene slo forskeren fast at det er en brennbar gass, hvis forbrenning i luften produserer vann. Dette førte til bestemmelsen av den kvalitative sammensetningen av vann.

Hva er hydrogen

Den franske kjemikeren A. Lavoisier annonserte først hydrogen som et enkelt stoff i 1784, siden han bestemte at molekylet inneholder atomer av samme type.

Navnet på det kjemiske elementet på latin høres ut som hydrogenium (les "hydrogenium"), som betyr "vanngivende." Navnet refererer til forbrenningsreaksjonen som produserer vann.

Kjennetegn på hydrogen

Betegnelse på hydrogen N. Mendeleev tildelte det første atomnummeret til dette kjemiske elementet, og plasserte det i hovedundergruppen til den første gruppen og den første perioden og betinget i hovedundergruppen til den syvende gruppen.

Atomvekten (atommassen) til hydrogen er 1,00797. Molekylvekten til H2 er 2a. e. Den molare massen er numerisk lik den.

Det er representert av tre isotoper som har et spesielt navn: det vanligste protium (H), tungt deuterium (D), radioaktivt tritium (T).

Det er det første elementet som kan deles helt opp i isotoper på en enkel måte. Det er basert på den høye forskjellen i masse av isotoper. Prosessen ble først utført i 1933. Dette forklares med at det først i 1932 ble oppdaget en isotop med masse 2.

Fysiske egenskaper

Under normale forhold er det enkle stoffet hydrogen i form av diatomiske molekyler en gass, fargeløs, smakløs og luktfri. Lite løselig i vann og andre løsemidler.

Krystallisasjonstemperatur - 259,2 o C, kokepunkt - 252,8 o C. Diameteren til hydrogenmolekyler er så liten at de har evnen til å sakte diffundere gjennom en rekke materialer (gummi, glass, metaller). Denne egenskapen brukes når det er nødvendig å rense hydrogen fra gassformige urenheter. Når n. u. hydrogen har en tetthet på 0,09 kg/m3.

Er det mulig å omdanne hydrogen til et metall analogt med elementene i den første gruppen? Forskere har funnet ut at hydrogen, under forhold når trykket nærmer seg 2 millioner atmosfærer, begynner å absorbere infrarøde stråler, noe som indikerer polariseringen av molekylene til stoffet. Kanskje, ved enda høyere trykk, vil hydrogen bli et metall.

Dette er interessant: det er en antagelse om at på de gigantiske planetene, Jupiter og Saturn, finnes hydrogen i form av et metall. Det antas at metallisk fast hydrogen også er tilstede i jordens kjerne, på grunn av det ultrahøye trykket som skapes av jordkappen.

Kjemiske egenskaper

Både enkle og komplekse stoffer inngår kjemisk interaksjon med hydrogen. Men den lave aktiviteten til hydrogen må økes ved å skape passende forhold - øke temperaturen, bruke katalysatorer, etc.

Ved oppvarming reagerer enkle stoffer som oksygen (O 2), klor (Cl 2), nitrogen (N 2), svovel (S) med hydrogen.

Hvis du tenner rent hydrogen i enden av et gassutløpsrør i luft, vil det brenne jevnt, men knapt merkbart. Hvis du plasserer gassutløpsrøret i en atmosfære av rent oksygen, vil forbrenningen fortsette med dannelse av vanndråper på karets vegger, som et resultat av reaksjonen:

Forbrenningen av vann er ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme. Det er en eksoterm sammensatt reaksjon der hydrogen oksideres av oksygen for å danne oksidet H 2 O. Det er også en redoksreaksjon der hydrogen oksideres og oksygen reduseres.

Reaksjonen med Cl 2 skjer på samme måte for å danne hydrogenklorid.

Samspillet mellom nitrogen og hydrogen krever høy temperatur og høyt trykk, samt tilstedeværelse av en katalysator. Resultatet er ammoniakk.

Som et resultat av reaksjonen med svovel dannes hydrogensulfid, hvis gjenkjennelse lettes av den karakteristiske lukten av råtne egg.

Oksydasjonstilstanden til hydrogen i disse reaksjonene er +1, og i hydridene beskrevet nedenfor - 1.

Ved reaksjon med noen metaller dannes det hydrider, for eksempel natriumhydrid - NaH. Noen av disse komplekse forbindelsene brukes som drivstoff for raketter, så vel som i termonukleær kraft.

Hydrogen reagerer også med stoffer fra komplekskategorien. For eksempel med kobber(II)oksid, formel CuO. For å utføre reaksjonen føres kobberhydrogen over oppvarmet pulverisert kobber(II)oksid. Under interaksjonen endrer reagenset farge og blir rødbrun, og vanndråper legger seg på de kalde veggene i reagensrøret.

Hydrogen oksideres under reaksjonen, og danner vann, og kobber reduseres fra oksid til et enkelt stoff (Cu).

Bruksområder

Hydrogen er av stor betydning for mennesker og brukes på en rekke områder:

I kjemisk produksjon er det råvarer, i andre næringer er det drivstoff. Petrokjemiske og oljeraffineringsbedrifter kan ikke klare seg uten hydrogen.
I elkraftindustrien fungerer dette enkle stoffet som et kjølemiddel.
I jernholdig og ikke-jernholdig metallurgi spiller hydrogen rollen som et reduksjonsmiddel.
Dette bidrar til å skape et inert miljø når du pakker produkter.
Farmasøytisk industri - bruker hydrogen som reagens i produksjonen av hydrogenperoksid.
Værballonger er fylt med denne lette gassen.
Dette elementet er også kjent som en drivstoffredusering for rakettmotorer.

Forskere spår enstemmig at hydrogendrivstoff vil ta ledelsen i energisektoren.

Kvittering i industrien

I industrien produseres hydrogen ved elektrolyse, som utsettes for klorider eller hydroksider av alkalimetaller oppløst i vann. Det er også mulig å få hydrogen direkte fra vann ved hjelp av denne metoden.

Omdannelsen av koks eller metan med vanndamp brukes til disse formålene. Nedbryting av metan ved høye temperaturer gir også hydrogen. Flytendegjøring av koksovnsgass ved fraksjoneringsmetoden brukes også til industriell produksjon av hydrogen.

Fås i laboratoriet

I laboratoriet brukes et Kipp-apparat for å produsere hydrogen.

Reagensene er salt- eller svovelsyre og sink. Reaksjonen gir hydrogen.

Finne hydrogen i naturen

Hydrogen er mer vanlig enn noe annet grunnstoff i universet. Hovedtyngden av stjerner, inkludert solen, og andre kosmiske kropper er hydrogen.

I jordskorpen er det bare 0,15 %. Det er tilstede i mange mineraler, i alle organiske stoffer, så vel som i vann, som dekker 3/4 av overflaten på planeten vår.

Spor av rent hydrogen kan finnes i den øvre atmosfæren. Det finnes også i en rekke brennbare naturgasser.

Gassformig hydrogen er det minst tette, og flytende hydrogen er det tetteste stoffet på planeten vår. Ved hjelp av hydrogen kan du endre klangfargen på stemmen din hvis du inhalerer den og snakker mens du puster ut.

Den kraftigste hydrogenbomben er basert på spaltningen av det letteste atomet.

Væske

Hydrogen(lat. Hydrogenium; angitt med symbolet H) er det første elementet i det periodiske systemet av grunnstoffer. Utbredt i naturen. Kationen (og kjernen) til den vanligste isotopen av hydrogen, 1 H, er protonet. Egenskapene til 1H-kjernen gjør det mulig å bruke NMR-spektroskopi i stor utstrekning ved analyse av organiske stoffer.

Tre isotoper av hydrogen har sine egne navn: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D) og 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Det enkle stoffet hydrogen - H 2 - er en lett fargeløs gass. Når det blandes med luft eller oksygen, er det brannfarlig og eksplosivt. Ikke giftig. Løselig i etanol og en rekke metaller: jern, nikkel, palladium, platina.

Historie

Frigjøring av brennbar gass under samspillet mellom syrer og metaller ble observert på 1500- og 1600-tallet ved begynnelsen av dannelsen av kjemi som vitenskap. Mikhail Vasilyevich Lomonosov påpekte også direkte dens isolasjon, men han var allerede definitivt klar over at det ikke var flogiston. Den engelske fysikeren og kjemikeren Henry Cavendish undersøkte denne gassen i 1766 og kalte den «brennbar luft». Når den ble brent, produserte den "brennbare luften" vann, men Cavendishs tilslutning til flogistonteorien hindret ham i å trekke de riktige konklusjonene. Den franske kjemikeren Antoine Lavoisier, sammen med ingeniøren J. Meunier, ved bruk av spesielle gasometre, utførte i 1783 syntesen av vann, og deretter analysen, og dekomponerte vanndamp med varmt jern. Dermed slo han fast at "brennbar luft" er en del av vann og kan fås fra det.

opprinnelse til navnet

Lavoisier ga hydrogen navnet hydrogène - "føde vann." Det russiske navnet "hydrogen" ble foreslått av kjemikeren M. F. Soloviev i 1824 - analogt med Slomonosovs "oksygen".

Utbredelse

Hydrogen er det mest tallrike grunnstoffet i universet. Det utgjør omtrent 92% av alle atomer (8% er heliumatomer, andelen av alle andre elementer kombinert er mindre enn 0,1%). Dermed er hydrogen hovedbestanddelen av stjerner og interstellar gass. Under forhold med stjernetemperaturer (for eksempel overflatetemperaturen til solen er ~ 6000 °C), eksisterer hydrogen i form av plasma; i det interstellare rommet eksisterer dette elementet i form av individuelle molekyler, atomer og ioner og kan dannes molekylære skyer som varierer betydelig i størrelse, tetthet og temperatur.

Jordskorpen og levende organismer

Massefraksjonen av hydrogen i jordskorpen er 1 % - det er det tiende mest tallrike grunnstoffet. Imidlertid bestemmes dens rolle i naturen ikke av massen, men av antall atomer, hvorav andelen blant andre elementer er 17% (andre plass etter oksygen, hvorav andelen atomer er ~ 52%). Derfor er betydningen av hydrogen i kjemiske prosesser som skjer på jorden nesten like stor som oksygen. I motsetning til oksygen, som finnes på jorden i både bundet og fri tilstand, er nesten alt hydrogen på jorden i form av forbindelser; Bare en svært liten mengde hydrogen i form av et enkelt stoff er inneholdt i atmosfæren (0,00005 volum%).

Hydrogen er en del av nesten alle organiske stoffer og finnes i alle levende celler. I levende celler står hydrogen for nesten 50 % av antall atomer.

Kvittering

Industrielle metoder for å produsere enkle stoffer avhenger av formen som det tilsvarende elementet finnes i naturen, det vil si hva som kan være råstoffet for produksjonen. Dermed oppnås oksygen, som er tilgjengelig i fri tilstand, fysisk - ved separasjon fra flytende luft. Nesten alt hydrogen er i form av forbindelser, så kjemiske metoder brukes for å oppnå det. Spesielt kan dekomponeringsreaksjoner brukes. En måte å produsere hydrogen på er gjennom dekomponering av vann ved hjelp av elektrisk strøm.

Den viktigste industrielle metoden for å produsere hydrogen er reaksjonen av metan, som er en del av naturgass, med vann. Det utføres ved høy temperatur (det er lett å verifisere at når metan passerer selv gjennom kokende vann, skjer det ingen reaksjon):

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 -165 kJ

I laboratoriet, for å oppnå enkle stoffer, bruker de ikke nødvendigvis naturlige råvarer, men velger de utgangsmaterialene som det er lettere å isolere det nødvendige stoffet fra. For eksempel i laboratoriet hentes ikke oksygen fra luften. Det samme gjelder produksjon av hydrogen. En av laboratoriemetodene for å produsere hydrogen, som noen ganger brukes i industrien, er nedbryting av vann ved elektrisk strøm.

Vanligvis produseres hydrogen i laboratoriet ved å reagere sink med saltsyre.

I industrien

1. Elektrolyse av vandige saltløsninger:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2. Passere vanndamp over varm koks ved en temperatur på ca. 1000 °C:

H2O+C? H2+CO

3. Fra naturgass.

Steam-konvertering:

CH4 + H20? CO + 3H 2 (1000 °C)

Katalytisk oksidasjon med oksygen:

2CH4 + O2? 2CO + 4H2

4. Krakking og reformering av hydrokarboner under oljeraffinering.

I laboratoriet

1.Effekten av fortynnede syrer på metaller. For å utføre denne reaksjonen brukes sink og fortynnet saltsyre oftest:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interaksjon mellom kalsium og vann:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse av hydrider:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Effekt av alkalier på sink eller aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2

5.Ved hjelp av elektrolyse. Under elektrolysen av vandige løsninger av alkalier eller syrer frigjøres hydrogen ved katoden, for eksempel:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

Fysiske egenskaper

Hydrogen kan eksistere i to former (modifikasjoner) - i form av orto- og para-hydrogen. I et ortohydrogenmolekyl o-H 2 (smp. -259,10 °C, bp -252,56 °C) kjernefysiske spinn er rettet identisk (parallell), og for parahydrogen s-H 2 (smeltepunkt -259,32 °C, kokepunkt -252,89 °C) - motsatte av hverandre (antiparallell). Likevektsblanding o-H 2 og s-H 2 ved en gitt temperatur kalles likevektshydrogen e-H2.

Hydrogenmodifikasjoner kan separeres ved adsorpsjon på aktivt karbon ved flytende nitrogentemperatur. Ved svært lave temperaturer er likevekten mellom ortohydrogen og parahydrogen nesten fullstendig forskjøvet mot sistnevnte. Ved 80 K er forholdet mellom former omtrent 1:1. Ved oppvarming omdannes desorbert parahydrogen til ortohydrogen inntil det dannes en blanding som er i likevekt ved romtemperatur (orto-para: 75:25). Uten en katalysator skjer transformasjonen sakte (under forhold til det interstellare mediet - med karakteristiske tider opp til kosmologiske), noe som gjør det mulig å studere egenskapene til individuelle modifikasjoner.

Hydrogen er den letteste gassen, den er 14,5 ganger lettere enn luft. Jo mindre massen til molekylene er, jo høyere hastighet er det åpenbart ved samme temperatur. Som de letteste molekylene beveger hydrogenmolekyler seg raskere enn molekylene til noen annen gass og kan dermed overføre varme fra en kropp til en annen raskere. Det følger at hydrogen har den høyeste varmeledningsevnen blant gassformige stoffer. Dens termiske ledningsevne er omtrent syv ganger høyere enn den termiske ledningsevnen til luft.

Hydrogenmolekylet er diatomisk - H2. Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Tetthet 0,08987 g/l (n.s.), kokepunkt −252,76 °C, spesifikk forbrenningsvarme 120,9×10 6 J/kg, lett løselig i vann - 18,8 ml/l. Hydrogen er svært løselig i mange metaller (Ni, Pt, Pd, etc.), spesielt i palladium (850 volumer per 1 volum Pd). Løseligheten av hydrogen i metaller er relatert til dets evne til å diffundere gjennom dem; Diffusjon gjennom en karbonlegering (for eksempel stål) er noen ganger ledsaget av ødeleggelse av legeringen på grunn av samspillet mellom hydrogen og karbon (såkalt dekarbonisering). Praktisk talt uløselig i sølv.

Flytende hydrogen eksisterer i et veldig smalt temperaturområde fra -252,76 til -259,2 °C. Det er en fargeløs væske, veldig lett (tetthet ved -253 °C 0,0708 g/cm3) og flytende (viskositet ved -253 °C 13,8 spuaz). De kritiske parameterne for hydrogen er svært lave: temperatur -240,2 °C og trykk 12,8 atm. Dette forklarer vanskelighetene med å gjøre hydrogen flytende. I flytende tilstand består likevektshydrogen av 99,79 % para-H2, 0,21 % orto-H2.

Fast hydrogen, smeltepunkt -259,2 °C, tetthet 0,0807 g/cm 3 (ved -262 °C) - snølignende masse, heksagonale krystaller, romgruppe P6/mmc, celleparametere en=3,75 c=6.12. Ved høyt trykk omdannes hydrogen til en metallisk tilstand.

Isotoper

Hydrogen forekommer i form av tre isotoper, som har individuelle navn: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D), 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Protium og deuterium er stabile isotoper med massenummer 1 og 2. Innholdet i naturen er henholdsvis 99,9885 ± 0,0070 % og 0,0115 ± 0,0070 %. Dette forholdet kan variere litt avhengig av kilden og metoden for å produsere hydrogen.

Hydrogenisotopen 3H (tritium) er ustabil. Halveringstiden er 12,32 år. Tritium forekommer naturlig i svært små mengder.

Litteraturen gir også data om hydrogenisotoper med massetall på 4 - 7 og halveringstider på 10 -22 - 10 -23 s.

Naturlig hydrogen består av H 2 og HD (deuteriumhydrogen) molekyler i forholdet 3200:1. Innholdet av rent deuteriumhydrogen D 2 er enda mindre. Forholdet mellom konsentrasjonene av HD og D 2 er omtrent 6400:1.

Av alle isotoper av kjemiske elementer er de fysiske og kjemiske egenskapene til hydrogenisotopene mest forskjellige fra hverandre. Dette skyldes den største relative endringen i atommasser.

Temperatur smelting, K	Temperatur kokende, K	Trippel punktum, K/kPa	Kritisk punktum, K/kPa	Tetthet væske/gass, kg/m³

Deuterium og tritium har også orto- og para-modifikasjoner: s-D 2, o-D 2, s-T 2, o-T 2. Heteroisotophydrogen (HD, HT, DT) har ikke orto- og para-modifikasjoner.

Kjemiske egenskaper

Fraksjon av dissosierte hydrogenmolekyler

Hydrogenmolekylene H2 er ganske sterke, og for at hydrogen skal reagere, må det brukes mye energi:

H2 = 2H - 432 kJ

Derfor, ved vanlige temperaturer, reagerer hydrogen bare med svært aktive metaller, som kalsium, og danner kalsiumhydrid:

Ca + H 2 = CaH 2

og med det eneste ikke-metallet - fluor, danner hydrogenfluorid:

Hydrogen reagerer med de fleste metaller og ikke-metaller ved høye temperaturer eller under andre påvirkninger, for eksempel belysning:

O2 + 2H2 = 2H20

Det kan "ta bort" oksygen fra noen oksider, for eksempel:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Den skrevne ligningen gjenspeiler de reduserende egenskapene til hydrogen.

N2 + 3H2 → 2NH3

Danner hydrogenhalogenider med halogener:

F 2 + H 2 → 2HF, reaksjonen skjer eksplosivt i mørket og ved hvilken som helst temperatur,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reaksjonen fortsetter eksplosivt, bare i lys.

Det samhandler med sot under høy varme:

C + 2H 2 → CH 4

Interaksjon med alkali- og jordalkalimetaller

Ved interaksjon med aktive metaller danner hydrogen hydrider:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Hydrider- saltlignende, faste stoffer, lett hydrolyserte:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Interaksjon med metalloksider (vanligvis d-elementer)

Oksider reduseres til metaller:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe203 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

WO3 + 3H2 → W + 3H20

Hydrogenering av organiske forbindelser

Molekylært hydrogen er mye brukt i organisk syntese for reduksjon av organiske forbindelser. Disse prosessene kalles hydrogeneringsreaksjoner. Disse reaksjonene utføres i nærvær av en katalysator ved forhøyet trykk og temperatur. Katalysatoren kan enten være homogen (f.eks. Wilkinson Catalyst) eller heterogen (f.eks. Raney-nikkel, palladium på karbon).

Spesielt under den katalytiske hydrogeneringen av umettede forbindelser som alkener og alkyner, dannes det mettede forbindelser - alkaner.

Geokjemi av hydrogen

Fri hydrogen H2 er relativt sjelden i landbaserte gasser, men i form av vann tar det en ekstremt viktig del i geokjemiske prosesser.

Hydrogen kan være tilstede i mineraler i form av ammoniumion, hydroksylion og krystallinsk vann.

I atmosfæren produseres hydrogen kontinuerlig som følge av nedbryting av vann ved solstråling. Med lav masse har hydrogenmolekyler en høy diffusjonsbevegelseshastighet (den er nær den andre kosmiske hastigheten), og når de kommer inn i de øvre lagene av atmosfæren, kan de fly ut i verdensrommet.

Funksjoner av behandling

Hydrogen, når det blandes med luft, danner en eksplosiv blanding - den såkalte detonerende gassen. Denne gassen er mest eksplosiv når volumforholdet mellom hydrogen og oksygen er 2:1, eller hydrogen og luft er ca. 2:5, siden luft inneholder ca. 21 % oksygen. Hydrogen er også en brannfare. Flytende hydrogen kan forårsake alvorlige frostskader hvis det kommer i kontakt med huden.

Eksplosive konsentrasjoner av hydrogen og oksygen forekommer fra 4 % til 96 % av volum. Blandet med luft fra 4 % til 75(74) % etter volum.

Økonomi

Kostnaden for hydrogen for store engrosforsyninger varierer fra $2-5 per kg.

applikasjon

Atomisk hydrogen brukes til atomisk hydrogensveising.

Kjemisk industri

I produksjon av ammoniakk, metanol, såpe og plast
Ved produksjon av margarin fra flytende vegetabilske oljer
Registrert som kosttilskudd E949(gass for emballasje)

Mat industri

Luftfartsindustrien

Hydrogen er veldig lett og stiger alltid opp i luften. En gang i tiden ble luftskip og ballonger fylt med hydrogen. Men på 30-tallet. XX århundre Det var flere katastrofer der luftskip eksploderte og brant. I dag er luftskip fylt med helium, til tross for betydelig høyere pris.

Brensel

Hydrogen brukes som rakettdrivstoff.

Det pågår forskning på bruk av hydrogen som drivstoff for biler og lastebiler. Hydrogenmotorer forurenser ikke miljøet og avgir kun vanndamp.

Hydrogen-oksygen brenselceller bruker hydrogen til å direkte konvertere energien til en kjemisk reaksjon til elektrisk energi.

"Flytende hydrogen"("LH") er den flytende tilstanden til hydrogen, med en lav spesifikk tetthet på 0,07 g/cm³ og kryogene egenskaper med et frysepunkt på 14,01 K (−259,14 °C) og et kokepunkt på 20,28 K (−252,87 °C) ). Det er en fargeløs, luktfri væske, som når den blandes med luft er klassifisert som eksplosiv med et brennbarhetsområde på 4-75 %. Spinnforholdet mellom isomerer i flytende hydrogen er: 99,79 % - parahydrogen; 0,21 % - ortohydrogen. Ekspansjonskoeffisienten for hydrogen ved endring av aggregeringstilstanden til gass er 848:1 ved 20°C.

Som med enhver annen gass, fører flytendegjøring av hydrogen til en reduksjon i volumet. Etter flytendegjøring lagres flytende væske i termisk isolerte beholdere under trykk. Flytende hydrogen Flytende hydrogen, LH2, LH 2) brukes aktivt i industrien, som en form for gasslagring, og i romindustrien, som rakettdrivstoff.

Historie

Den første dokumenterte bruken av kunstig kjøling ble utført av den engelske vitenskapsmannen William Cullen i 1756, Gaspard Monge var den første som oppnådde en flytende svoveloksid i 1784, Michael Faraday var den første som skaffet flytende ammoniakk, den amerikanske oppfinneren Oliver Evans var den første som utviklet en kjølekompressor i 1805, Jacob Perkins var den første som patenterte kjølemaskin i 1834 og John Gorey var den første som patenterte et klimaanlegg i USA i 1851. Werner Siemens foreslo konseptet med regenerativ kjøling i 1857, Karl Linde patenterte utstyr for å produsere flytende luft ved å bruke en kaskade "Joule-Thomson ekspansjonseffekt" og regenerativ kjøling i 1876. I 1885 publiserte den polske fysikeren og kjemikeren Zygmunt Wroblewski den kritiske temperaturen på hydrogen 33 K, det kritiske trykket 13,3 atm. og kokepunkt ved 23 K. Hydrogen ble først flytendegjort av James Dewar i 1898 ved bruk av regenerativ kjøling og hans oppfinnelse, Dewar-kolben. Den første syntesen av en stabil isomer av flytende hydrogen, parahydrogen, ble utført av Paul Harteck og Carl Bonhoeffer i 1929.

Spinn isomerer av hydrogen

Hydrogen ved romtemperatur består først og fremst av en spinnisomer, ortohydrogen. Etter produksjon er flytende hydrogen i en metastabil tilstand og må omdannes til parahydrogenformen for å unngå den eksplosive eksoterme reaksjonen som oppstår når den endres ved lave temperaturer. Omdannelse til parahydrogenfasen oppnås vanligvis ved bruk av katalysatorer som jernoksid, kromoksid, aktivert karbon, platinabelagt asbest, sjeldne jordmetaller eller ved bruk av uran- eller nikkeltilsetningsstoffer.

Bruk

Flytende hydrogen kan brukes som en form for drivstofflagring for forbrenningsmotorer og brenselceller. Ulike ubåter (prosjektene "212A" og "214", Tyskland) og hydrogentransportkonsepter er laget ved å bruke denne aggregatformen for hydrogen (se for eksempel "DeepC" eller "BMW H2R"). På grunn av nærheten til designene, kan skaperne av LHV-utstyr bruke eller bare modifisere systemer som bruker flytende naturgass (LNG). På grunn av den lavere volumetriske energitettheten krever imidlertid forbrenning et større volum hydrogen enn naturgass. Hvis flytende hydrogen brukes i stedet for "CNG" i stempelmotorer, kreves vanligvis et mer voluminøst drivstoffsystem. Med direkte injeksjon reduserer økte tap i inntakskanalen sylinderfyllingen.

Flytende hydrogen brukes også til å kjøle ned nøytroner i nøytronspredningseksperimenter. Massene til nøytronet og hydrogenkjernen er nesten like, så utvekslingen av energi under en elastisk kollisjon er mest effektiv.

Fordeler

Fordelen med å bruke hydrogen er "nullutslippene" av bruken. Produktet av dets interaksjon med luft er vann.

Hindringer

En liter "ZhV" veier bare 0,07 kg. Det vil si at dens egenvekt er 70,99 g/l ved 20 K. Flytende hydrogen krever kryogen lagringsteknologi, for eksempel spesielle termisk isolerte beholdere og krever spesiell håndtering, som er typisk for alle kryogene materialer. Den er i så henseende nær flytende oksygen, men krever større forsiktighet på grunn av brannfaren. Selv med isolerte beholdere er det vanskelig å holde det ved de lave temperaturene som kreves for å holde det flytende (det fordamper vanligvis med en hastighet på 1 % per dag). Når du håndterer det, må du også følge de vanlige sikkerhetsreglene når du arbeider med hydrogen - det er kaldt nok til å gjøre luften flytende, som er eksplosiv.

Rakettdrivstoff

Flytende hydrogen er en vanlig komponent i rakettdrivstoff, som brukes til å drive frem bæreraketter og romfartøyer. I de fleste rakettmotorer med flytende hydrogen brukes den først til regenerativt avkjøling av dysen og andre motordeler før den blandes med et oksidasjonsmiddel og brennes for å produsere skyvekraft. Moderne motorer som bruker H 2 /O 2-komponenter bruker en drivstoffblanding som er overanriket på hydrogen, noe som fører til en viss mengde uforbrent hydrogen i eksosen. I tillegg til å øke den spesifikke impulsen til motoren ved å redusere molekylvekten, reduserer dette også erosjon av dysen og forbrenningskammeret.

Slike hindringer for bruk av LH i andre områder, som kryogen natur og lav tetthet, er også en begrensende faktor for bruk i dette tilfellet. Fra og med 2009 er det bare én bærerakett (Delta-4 bærerakett), som utelukkende er en hydrogenrakett. I utgangspunktet brukes "ZhV" enten på de øvre stadiene av raketter eller på blokker, som utfører en betydelig del av arbeidet med å skyte nyttelasten ut i rommet i et vakuum. Som et av tiltakene for å øke tettheten til denne typen drivstoff, er det forslag om å bruke slamlignende hydrogen, det vil si en halvfrossen form for "flytende hydrogen".