Oksigen adalah unsur yang paling melimpah di Bumi. Bersama dengan nitrogen dan sejumlah kecil gas lainnya, oksigen bebas membentuk atmosfer bumi. Kandungannya di udara adalah 20,95% volume atau 23,15% massa. Di kerak bumi, 58% atom adalah atom oksigen terikat (47% massa). Oksigen adalah bagian dari air (cadangan oksigen terikat di hidrosfer sangat besar), batuan, banyak mineral dan garam, dan ditemukan dalam lemak, protein, dan karbohidrat yang membentuk organisme hidup. Hampir semua oksigen bebas di Bumi dibuat dan disimpan sebagai hasil dari proses fotosintesis.
properti fisik.
Oksigen adalah gas yang tidak berwarna, tidak berasa dan tidak berbau, sedikit lebih berat dari udara. Ini sedikit larut dalam air (31 ml oksigen larut dalam 1 liter air pada 20 derajat), tetapi masih lebih baik daripada gas atmosfer lainnya, sehingga air diperkaya dengan oksigen. Kepadatan oksigen dalam kondisi normal adalah 1,429 g/l. Pada suhu -183 0 C dan tekanan 101,325 kPa, oksigen berubah menjadi cair. Oksigen cair memiliki warna kebiruan, ditarik ke dalam medan magnet, dan pada -218,7 ° C, membentuk kristal biru.
Oksigen alami memiliki tiga isotop O 16, O 17, O 18.
Alotropi- kemampuan suatu unsur kimia untuk berada dalam bentuk dua atau lebih zat sederhana yang hanya berbeda dalam jumlah atom dalam molekul, atau dalam strukturnya.
Ozon O 3 - ada di lapisan atas atmosfer pada ketinggian 20-25 km dari permukaan bumi dan membentuk apa yang disebut "lapisan ozon", yang melindungi Bumi dari radiasi ultraviolet Matahari yang berbahaya; ungu pucat, gas beracun dalam jumlah besar dengan bau yang spesifik, tajam, tetapi menyenangkan. Titik lebur adalah -192,7 0 C, titik didih adalah -111,9 0 C. Mari kita larut dalam air lebih baik daripada oksigen.
Ozon adalah oksidator kuat. Aktivitas pengoksidasinya didasarkan pada kemampuan molekul untuk terurai dengan pelepasan atom oksigen:
Ini mengoksidasi banyak zat sederhana dan kompleks. Ini membentuk ozonida dengan beberapa logam, misalnya, kalium ozonida:
K + O 3 \u003d KO 3
Ozon diperoleh dalam perangkat khusus - ozonizers. Di dalamnya, di bawah aksi pelepasan listrik, oksigen molekuler diubah menjadi ozon:
Reaksi serupa terjadi di bawah aksi pelepasan petir.
Penggunaan ozon karena sifat pengoksidasi yang kuat: digunakan untuk memutihkan kain, mendisinfeksi air minum, dan dalam pengobatan sebagai disinfektan.
Menghirup ozon dalam jumlah besar berbahaya: mengiritasi selaput lendir mata dan organ pernapasan.
Sifat kimia.
Dalam reaksi kimia dengan atom unsur lain (kecuali fluor), oksigen hanya menunjukkan sifat pengoksidasi.
Sifat kimia yang paling penting adalah kemampuan untuk membentuk oksida dengan hampir semua unsur. Pada saat yang sama, oksigen bereaksi langsung dengan sebagian besar zat, terutama ketika dipanaskan.
Sebagai hasil dari reaksi ini, sebagai suatu peraturan, oksida terbentuk, lebih jarang peroksida:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
2Ва + 2 = 2Ва
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Oksigen tidak berinteraksi langsung dengan halogen, emas, platinum, oksidanya diperoleh secara tidak langsung. Ketika dipanaskan, belerang, karbon, fosfor terbakar dalam oksigen.
Interaksi oksigen dengan nitrogen dimulai hanya pada suhu 1200 0 C atau dalam pelepasan listrik:
N 2 + O 2 \u003d 2NO
Oksigen bergabung dengan hidrogen untuk membentuk air:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Selama reaksi ini, sejumlah besar panas dilepaskan.
Campuran dua volume hidrogen dengan satu oksigen meledak ketika dinyalakan; itu disebut gas eksplosif.
Banyak logam yang bersentuhan dengan oksigen atmosfer mengalami kerusakan - korosi. Beberapa logam dalam kondisi normal hanya teroksidasi dari permukaan (misalnya, aluminium, kromium). Film oksida yang dihasilkan mencegah interaksi lebih lanjut.
4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3
Zat kompleks dalam kondisi tertentu juga berinteraksi dengan oksigen. Dalam hal ini, oksida terbentuk, dan dalam beberapa kasus, oksida dan zat sederhana.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O
H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
4NH 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
4CH 3 NH 2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O
Saat berinteraksi dengan zat kompleks, oksigen bertindak sebagai zat pengoksidasi. Sifat pentingnya didasarkan pada aktivitas oksidatif oksigen - kemampuan untuk mempertahankan pembakaran zat.
Oksigen juga membentuk senyawa dengan hidrogen - hidrogen peroksida H 2 O 2 - cairan transparan tidak berwarna dengan rasa astringen yang membakar, sangat larut dalam air. Secara kimia, hidrogen peroksida adalah senyawa yang sangat menarik. Stabilitasnya yang rendah adalah karakteristik: ketika berdiri, ia perlahan terurai menjadi air dan oksigen:
H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2
Cahaya, panas, adanya alkali, kontak dengan zat pengoksidasi atau pereduksi mempercepat proses dekomposisi. Derajat oksidasi oksigen dalam hidrogen peroksida = - 1, mis. memiliki nilai antara antara keadaan oksidasi oksigen dalam air (-2) dan dalam molekul oksigen (0), sehingga hidrogen peroksida menunjukkan dualitas redoks. Sifat pengoksidasi hidrogen peroksida jauh lebih menonjol daripada sifat pereduksi, dan mereka muncul dalam media asam, basa dan netral.
H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O
3. Persamaan reaksi dan cara penulisannya
Interaksi hidrogen dengan oksigen, seperti yang didirikan Sir Henry Cavendish, mengarah pada pembentukan air. Mari kita gunakan contoh sederhana ini untuk belajar menulis persamaan reaksi kimia.
Apa yang berasal dari? hidrogen dan oksigen, kita sudah tahu:
H 2 + O 2 → H 2 O
Sekarang kita memperhitungkan bahwa atom-atom unsur kimia dalam reaksi kimia tidak hilang dan tidak muncul dari ketiadaan, tidak berubah menjadi satu sama lain, tetapi gabungkan dalam kombinasi baru untuk membentuk molekul baru. Artinya dalam persamaan reaksi kimia atom-atom dari masing-masing jenis pasti ada bilangan yang sama sebelum reaksi ( kiri dari tanda sama dengan) dan setelah akhir reaksi ( di sebelah kanan dari tanda sama dengan), seperti ini:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Itulah apa itu persamaan reaksi - catatan bersyarat dari reaksi kimia yang sedang berlangsung menggunakan rumus zat dan koefisien.
Ini berarti bahwa dalam reaksi di atas dua tahi lalat hidrogen harus bereaksi dengan oleh satu mol oksigen, dan hasilnya adalah dua tahi lalat air.
Interaksi hidrogen dengan oksigen- bukan proses yang sederhana sama sekali. Ini mengarah pada perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur ini. Untuk memilih koefisien dalam persamaan seperti itu, biasanya menggunakan metode " keseimbangan elektronik".
Ketika air terbentuk dari hidrogen dan oksigen, ini berarti bahwa hidrogen diubah keadaan oksidasinya dari 0 sebelum + aku, sebuah oksigen- dari 0 sebelum II. Pada saat yang sama, beberapa (n) elektron:
Elektron yang menyumbangkan hidrogen berfungsi di sini agen pereduksi, dan elektron penerima oksigen - agen pengoksidasi.
Oksidator dan pereduksi
Sekarang mari kita lihat bagaimana proses memberi dan menerima elektron secara terpisah. Hidrogen, setelah bertemu dengan "perampok" - oksigen, kehilangan semua propertinya - dua elektron, dan keadaan oksidasinya menjadi sama dengan + aku:
H 2 0 2 e= 2Н + I
Telah terjadi persamaan setengah reaksi oksidasi hidrogen.
Dan bandit itu oksigen Tentang 2, setelah mengambil elektron terakhir dari hidrogen malang, sangat senang dengan keadaan oksidasi barunya -II:
O2 + 4 e= 2O II
Ini persamaan setengah reaksi reduksi oksigen.
Tetap menambahkan bahwa baik "bandit" dan "korbannya" telah kehilangan identitas kimianya dan dari zat sederhana - gas dengan molekul diatomik H2 dan Tentang 2 berubah menjadi komponen zat kimia baru - air H2O.
Selanjutnya, kami akan berdebat sebagai berikut: berapa banyak elektron yang diberikan reduktor kepada bandit pengoksidasi, itulah yang dia terima. Jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi..
Jadi kamu perlu menyamakan jumlah elektron pada setengah reaksi pertama dan kedua. Dalam kimia, bentuk kondisional penulisan persamaan setengah reaksi berikut diterima:
2 H 2 0 2 e= 2Н + I |
|
1 O 2 0 + 4 e= 2O II |
Di sini, angka 2 dan 1 di sebelah kiri kurung kurawal adalah faktor yang akan membantu memastikan bahwa jumlah elektron yang diberikan dan diterima adalah sama. Kami memperhitungkan bahwa dalam persamaan setengah reaksi 2 elektron dilepaskan, dan diterima 4. Untuk menyamakan jumlah elektron yang diterima dan yang diberikan, kelipatan persekutuan terkecil dan faktor tambahan ditemukan. Dalam kasus kami, kelipatan persekutuan terkecil adalah 4. Faktor tambahan adalah 2 untuk hidrogen (4: 2 = 2), dan untuk oksigen - 1 (4: 4 = 1)
Pengganda yang dihasilkan akan berfungsi sebagai koefisien persamaan reaksi masa depan:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Hidrogen teroksidasi bukan hanya saat bertemu oksigen. Kira-kira efek yang sama pada hidrogen dan fluor F2, halogen dan "perampok" yang terkenal, dan tampaknya tidak berbahaya nitrogen N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Ini menghasilkan hidrogen fluorida HF atau amonia NH3.
Dalam kedua senyawa, keadaan oksidasi hidrogen menjadi sama + aku, karena dia mendapat pasangan dalam molekul "rakus" untuk barang elektronik orang lain, dengan elektronegativitas tinggi - fluor F dan nitrogen N. Pada nitrogen nilai keelektronegatifan dianggap sama dengan tiga satuan konvensional, dan y fluor secara umum, elektronegativitas tertinggi di antara semua unsur kimia adalah empat unit. Jadi tidak heran mereka meninggalkan atom hidrogen yang buruk tanpa lingkungan elektronik.
Tetapi hidrogen mungkin memulihkan- menerima elektron. Ini terjadi jika logam alkali atau kalsium, yang keelektronegatifannya lebih kecil daripada hidrogen, ikut serta dalam reaksi dengannya.
Senyawa oksigen yang paling terkenal dan paling banyak dipelajari adalah oksidanya H 2 O - air. Air murni adalah cairan yang tidak berwarna, transparan, tidak berbau dan tidak berasa. Pada lapisan yang tebal memiliki warna kebiruan-kehijauan.
Air ada dalam tiga keadaan agregasi: padat - es, cair dan gas - uap air.
Dari semua zat cair dan padat, air memiliki kapasitas panas spesifik tertinggi. Karena fakta ini, air adalah akumulator panas di berbagai organisme.
Pada tekanan normal, titik leleh es adalah 0 0 C (273 0 K), titik didih air adalah +100 0 C (373 0 K). Ini adalah nilai yang sangat tinggi. Pada T 0 +4 0 C, air memiliki densitas rendah sebesar 1 g/ml. Di atas atau di bawah suhu ini, kerapatan air kurang dari 1 g/ml. Fitur ini membedakan air dari semua zat lain, yang kerapatannya meningkat dengan penurunan t 0. Ketika air berpindah dari keadaan cair ke padat, terjadi peningkatan volume: dari setiap 92 volume air cair, 100 volume es terbentuk. Ketika volume meningkat, kepadatan berkurang, oleh karena itu, karena lebih ringan dari air, es selalu mengapung ke permukaan.
Studi tentang struktur air telah menunjukkan bahwa molekul air dibangun seperti segitiga, di atasnya terdapat atom oksigen elektronegatif, dan di sudut basa - hidrogen. Sudut ikatan adalah 104,27. Molekul air bersifat polar - kerapatan elektron bergeser ke atom oksigen. Molekul polar tersebut dapat berinteraksi dengan molekul lain untuk membentuk agregat yang lebih kompleks baik melalui interaksi dipol maupun melalui pembentukan ikatan hidrogen. Fenomena ini disebut asosiasi air. Asosiasi molekul air terutama ditentukan oleh pembentukan ikatan hidrogen di antara mereka. Berat molekul air dalam keadaan uap adalah 18 dan sesuai dengan rumus paling sederhana - H 2 O. Dalam kasus lain, berat molekul air adalah kelipatan delapan belas kali (18).
Polaritas dan ukuran molekul yang kecil menghasilkan sifat hidrasi yang kuat.
Konstanta dielektrik air begitu besar (81) sehingga memiliki efek pengion yang kuat pada zat terlarut di dalamnya, menyebabkan disosiasi asam, garam dan basa.
Molekul air mampu menggabungkan berbagai ion, membentuk hidrat. Senyawa ini dicirikan oleh gesekan spesifik, menyerupai senyawa kompleks.
Salah satu produk adisi yang paling penting adalah ion hidronium - H 3 O, yang terbentuk sebagai hasil dari penambahan ion H + ke pasangan elektron bebas atom oksigen.
Sebagai hasil dari penambahan ini, ion hidronium yang dihasilkan memperoleh muatan +1.
H + + H 2 O H 3 O +
Proses seperti itu dimungkinkan dalam sistem yang mengandung zat yang memisahkan ion hidrogen.
Air, baik dalam keadaan dingin maupun saat dipanaskan, secara aktif berinteraksi dengan banyak logam yang berada dalam rangkaian aktivitas hingga hidrogen. Dalam reaksi ini, oksida atau hidroksida yang sesuai dengannya terbentuk dan hidrogen dipindahkan.:
2 Fe + 3 HOH \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2
2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2
Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H
Air cukup aktif bergabung dengan oksida basa dan asam, membentuk hidroksida yang sesuai:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 - basa
P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4 - asam
Air, yang melekat dalam kasus ini, disebut konstitusional (sebagai lawan kristalisasi dalam hidrat kristal).
Air bereaksi dengan halogen, dalam hal ini campuran asam terbentuk:
H2 + HOH HCl + HClO
Sifat air yang paling penting adalah daya larutnya.
Air adalah pelarut paling umum di alam dan teknologi. Sebagian besar reaksi kimia berlangsung di dalam air. Tetapi mungkin yang paling penting adalah proses biologis dan biokimia yang terjadi pada organisme tumbuhan dan hewan dengan partisipasi protein, lemak, karbohidrat, dan zat lain dalam lingkungan perairan tubuh.
Senyawa hidrogen dengan oksigen yang kedua adalah hidrogen peroksida H 2 O 2.
Rumus struktur H - O - O - H, berat molekul - 34.
nama latin Hidrogeni peroksidum.
Zat ini ditemukan pada tahun 1818 oleh ilmuwan Prancis Louis-Jacques Tenard, yang mempelajari efek berbagai asam mineral pada barium peroksida (BaO 2). Di alam, hidrogen peroksida terbentuk selama proses oksidasi. Cara paling mudah dan modern untuk mendapatkan H 2 O 2 adalah metode elektrolitik, yang digunakan dalam industri. Asam sulfat atau amonium sulfat digunakan sebagai bahan awal.
Telah ditetapkan dengan metode fisikokimia modern bahwa kedua atom oksigen dalam hidrogen peroksida secara langsung terhubung satu sama lain oleh ikatan kovalen nonpolar. ikatan antara atom hidrogen dan oksigen (karena perpindahan elektron umum menuju oksigen) bersifat polar. Oleh karena itu, molekul H 2 O 2 juga bersifat polar. Ikatan hidrogen terjadi antara molekul H2O2, yang mengarah ke asosiasi mereka dengan energi ikatan O–O sebesar 210 kJ, yang jauh lebih kecil daripada energi ikatan H–O (470 kJ).
larutan hidrogen peroksida- cairan tidak berwarna transparan, tidak berbau atau dengan sedikit bau aneh, sedikit reaksi asam. Ini dengan cepat terurai di bawah aksi cahaya, ketika dipanaskan, dalam kontak dengan alkali, zat pengoksidasi dan pereduksi, melepaskan oksigen. Terjadi reaksi: H 2 O 2 \u003d H 2 O + O
Rendahnya stabilitas molekul H 2 O 2 disebabkan oleh rapuhnya ikatan O - O.
Simpan dalam wadah kaca gelap dan di tempat yang sejuk. Di bawah aksi larutan hidrogen peroksida pekat pada kulit, luka bakar terbentuk, dan area yang terbakar terasa sakit.
APLIKASI: dalam pengobatan, larutan hidrogen peroksida 3% digunakan sebagai agen hemostatik, desinfektan dan deodoran untuk mencuci dan membilas dengan stomatitis, radang amandel, penyakit ginekologi, dll.
Dalam kontak dengan enzim katalase (dari darah, nanah, jaringan), oksigen atom bertindak pada saat pelepasan. Aksi H 2 O 2 adalah jangka pendek. Nilai obat terletak pada kenyataan bahwa produk penguraiannya tidak berbahaya bagi jaringan.
HYDROPERITE adalah senyawa kompleks hidrogen peroksida dengan urea. Kandungan hidrogen peroksida sekitar 35%. Digunakan sebagai antiseptik sebagai pengganti hidrogen peroksida.
Salah satu sifat kimia utama H 2 O 2 adalah sifat redoksnya. Bilangan oksidasi oksigen dalam H 2 O 2 adalah -1, yaitu memiliki nilai antara antara derajat oksidasi oksigen dalam air (-2) dan dalam molekul oksigen (0). Oleh karena itu, hidrogen peroksida memiliki sifat sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi, yaitu. menunjukkan dualitas redoks. Perlu dicatat bahwa sifat pengoksidasi H 2 O 2 jauh lebih jelas daripada sifat pereduksi dan mereka muncul dalam media asam, basa dan netral. Sebagai contoh:
2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 \u003d I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O
2 I - - 2ē → I 2 0 1 - in-l
H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 - ok
2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O
Di bawah aksi oksidator kuat, H 2 O 2 menunjukkan sifat pereduksi:
2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4 H 2 O 2 - ok
H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 - in-l
2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 O 2 + 10 H +
Temuan:
1. Oksigen adalah unsur yang paling melimpah di bumi.
Di alam, oksigen terjadi dalam dua modifikasi alotropik: O 2 - dioksigen atau "oksigen biasa" dan O 3 - trioksigen (ozon).
2. Alotropi- pembentukan zat sederhana yang berbeda oleh satu elemen.
3. Modifikasi alotropik oksigen: oksigen dan ozon.
4. Senyawa oksigen dengan hidrogen - air dan hidrogen peroksida .
5. Air ada dalam tiga keadaan agregat: dalam bentuk padat - es, cair dan gas - uap air.
6. Pada T 0 +4 0 C, air memiliki massa jenis sama dengan 1 g/ml.
7. Molekul air dibangun seperti segitiga, di atasnya terdapat atom oksigen elektronegatif, dan di sudut basa - hidrogen.
8. Sudut valensi adalah 104,27
9. Molekul air bersifat polar - kerapatan elektron bergeser ke atom oksigen.
12. Belerang. Karakteristik belerang, berdasarkan posisinya dalam sistem periodik, dari sudut pandang teori struktur atom, kemungkinan keadaan oksidasi, sifat fisik, distribusi di alam, peran biologis, metode persiapan, sifat kimia. . Penggunaan belerang dan senyawanya dalam pengobatan dan perekonomian nasional.
SULFUR:
A) berada di alam
B) peran biologis
B) digunakan dalam pengobatan
Belerang tersebar luas di alam dan terdapat baik dalam keadaan bebas (sulfur asli) maupun dalam bentuk senyawa - FeSe (pirit), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4, dll. Merupakan bagian dari berbagai senyawa yang terkandung di alam. batubara, minyak bumi dan gas alam.
Belerang merupakan salah satu unsur yang penting bagi proses kehidupan, karena itu adalah bagian dari protein. Kandungan belerang dalam tubuh manusia adalah 0,25%. Termasuk dalam asam amino: sistein, glutathione, metionin, dll.
Terutama banyak belerang dalam protein rambut, tanduk, wol. Selain itu, belerang merupakan bagian integral dari zat aktif biologis tubuh: vitamin dan hormon (misalnya, insulin).
Dalam bentuk senyawa belerang terdapat pada jaringan saraf, tulang rawan, tulang dan empedu. Ini terlibat dalam proses redoks tubuh.
Dengan kekurangan belerang dalam tubuh, kerapuhan dan kerapuhan tulang, kerontokan rambut diamati.
Sulfur ditemukan dalam gooseberry, anggur, apel, kubis, bawang, gandum hitam, kacang polong, barley, soba, dan gandum.
Pemegang rekor: kacang polong 190, kedelai 244%.
Hidrogen H adalah elemen paling umum di alam semesta (sekitar 75% massa), di Bumi itu adalah elemen paling umum kesembilan. Senyawa hidrogen alami yang paling penting adalah air.
Hidrogen menempati urutan pertama dalam tabel periodik (Z = 1). Ia memiliki struktur atom yang paling sederhana: inti atom adalah 1 proton, dikelilingi oleh awan elektron yang terdiri dari 1 elektron.
Dalam beberapa kondisi, hidrogen menunjukkan sifat logam (menyumbangkan elektron), di lain - non-logam (menerima elektron).
Isotop hidrogen ditemukan di alam: 1H - protium (inti terdiri dari satu proton), 2H - deuterium (D - inti terdiri dari satu proton dan satu neutron), 3H - tritium (T - inti terdiri dari satu proton dan dua neutron).
Zat sederhana hidrogen
Molekul hidrogen terdiri dari dua atom yang dihubungkan oleh ikatan kovalen non-polar.
properti fisik. Hidrogen adalah gas yang tidak berwarna, tidak beracun, tidak berbau dan tidak berasa. Molekul hidrogen tidak bersifat polar. Oleh karena itu, gaya interaksi antarmolekul dalam gas hidrogen kecil. Ini dimanifestasikan dalam titik didih rendah (-252,6 0С) dan titik leleh (-259,2 0С).
Hidrogen lebih ringan dari udara, D (di udara) = 0,069; sedikit larut dalam air (2 volume H2 larut dalam 100 volume H2O). Oleh karena itu, hidrogen, ketika diproduksi di laboratorium, dapat dikumpulkan dengan metode pemindahan udara atau air.
Mendapatkan hidrogen
Di laboratorium:
1. Aksi asam encer pada logam:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H 2
2. Interaksi logam alkali dan alkali dengan air:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3. Hidrolisis hidrida: hidrida logam mudah terurai oleh air dengan pembentukan alkali dan hidrogen yang sesuai:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2
4. Aksi alkali pada seng atau aluminium atau silikon:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Elektrolisis air. Untuk meningkatkan daya hantar listrik air, ditambahkan elektrolit misalnya NaOH, H 2 SO 4 atau Na 2 SO 4. Di katoda, 2 volume hidrogen terbentuk, di anoda - 1 volume oksigen.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Produksi industri hidrogen
1. Konversi metana dengan uap, Ni 800 °C (termurah):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Secara keseluruhan:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Uap air melalui kokas panas pada 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Karbon monoksida (IV) yang dihasilkan diserap oleh air, dengan cara ini 50% hidrogen industri diperoleh.
3. Dengan memanaskan metana hingga 350 °C dengan adanya katalis besi atau nikel:
CH 4 → C + 2H 2
4. Elektrolisis larutan berair KCl atau NaCl sebagai produk sampingan:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Sifat kimia hidrogen
- Dalam senyawa, hidrogen selalu monovalen. Ini memiliki keadaan oksidasi +1, tetapi dalam hidrida logam adalah -1.
- Molekul hidrogen terdiri dari dua atom. Munculnya ikatan di antara mereka dijelaskan oleh pembentukan pasangan elektron umum H: H atau H 2
- Karena generalisasi elektron ini, molekul H2 lebih stabil secara energi daripada atom individunya. Untuk memecah molekul menjadi atom dalam 1 mol hidrogen, perlu mengeluarkan energi 436 kJ: H 2 \u003d 2H, H ° \u003d 436 kJ / mol
- Ini menjelaskan aktivitas molekul hidrogen yang relatif rendah pada suhu biasa.
- Dengan banyak non-logam, hidrogen membentuk senyawa gas seperti RN 4, RN 3, RN 2, RN.
1) Membentuk hidrogen halida dengan halogen:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Pada saat yang sama, ia meledak dengan fluor, bereaksi dengan klorin dan bromin hanya ketika diterangi atau dipanaskan, dan dengan yodium hanya ketika dipanaskan.
2) Dengan oksigen:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
dengan pelepasan panas. Pada suhu biasa, reaksi berlangsung lambat, di atas 550 ° C - dengan ledakan. Campuran 2 volume H 2 dan 1 volume O 2 disebut gas eksplosif.
3) Saat dipanaskan, ia bereaksi keras dengan belerang (jauh lebih sulit dengan selenium dan telurium):
H 2 + S → H 2 S (hidrogen sulfida),
4) Dengan nitrogen dengan pembentukan amonia hanya pada katalis dan pada suhu dan tekanan tinggi:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) Dengan karbon pada suhu tinggi:
2H 2 + C → CH 4 (metana)
6) Membentuk hidrida dengan logam alkali dan alkali tanah (hidrogen adalah zat pengoksidasi):
H2 + 2Li → 2LiH
dalam hidrida logam, ion hidrogen bermuatan negatif (keadaan oksidasi -1), yaitu, hidrida Na + H - dibangun seperti klorida Na + Cl -
Dengan zat kompleks:
7) Dengan oksida logam (digunakan untuk memulihkan logam):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) dengan karbon monoksida (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sintesis - gas (campuran hidrogen dan karbon monoksida) sangat penting secara praktis, karena, tergantung pada suhu, tekanan dan katalis, berbagai senyawa organik terbentuk, misalnya, HCHO, CH 3 OH dan lainnya.
9) Hidrokarbon tak jenuh bereaksi dengan hidrogen, berubah menjadi jenuh:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
Cairan
Hidrogen(lat. Hidrogenium; dilambangkan dengan simbol H) adalah unsur pertama dari sistem periodik unsur. Tersebar luas di alam. Kation (dan inti) dari isotop hidrogen 1 H yang paling umum adalah proton. Sifat-sifat inti 1 H memungkinkan penggunaan spektroskopi NMR secara luas dalam analisis zat organik.
Tiga isotop hidrogen memiliki nama sendiri: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D) dan 3 H - tritium (radioaktif) (T).
Zat sederhana hidrogen - H 2 - adalah gas ringan yang tidak berwarna. Dalam campuran dengan udara atau oksigen, mudah terbakar dan meledak. Tidak beracun. Larut dalam etanol dan sejumlah logam: besi, nikel, paladium, platinum.
Cerita
Pelepasan gas yang mudah terbakar selama interaksi asam dan logam diamati pada abad ke-16 dan ke-17 pada awal pembentukan kimia sebagai ilmu. Mikhail Vasilyevich Lomonosov juga secara langsung menunjuk ke isolasinya, tetapi sudah pasti menyadari bahwa ini bukan phlogiston. Fisikawan dan kimiawan Inggris Henry Cavendish mempelajari gas ini pada tahun 1766 dan menyebutnya "udara yang mudah terbakar". Ketika dibakar, "udara yang mudah terbakar" menghasilkan air, tetapi kepatuhan Cavendish pada teori flogiston mencegahnya menarik kesimpulan yang benar. Ahli kimia Prancis Antoine Lavoisier, bersama dengan insinyur J. Meunier, menggunakan gasometer khusus, pada tahun 1783 melakukan sintesis air, dan kemudian analisisnya, menguraikan uap air dengan besi panas-merah. Dengan demikian, ia menetapkan bahwa "udara yang mudah terbakar" adalah bagian dari air dan dapat diperoleh darinya.
asal nama
Lavoisier memberi nama hidrogne menjadi hidrogen, yang berarti "mengandung air". Nama Rusia "hidrogen" diusulkan oleh ahli kimia M.F. Solovyov pada tahun 1824 - dengan analogi dengan "oksigen" Slomonosov.
Prevalensi
Hidrogen adalah unsur paling melimpah di alam semesta. Ini menyumbang sekitar 92% dari semua atom (8% adalah atom helium, bagian dari semua elemen lain yang diambil bersama-sama kurang dari 0,1%). Dengan demikian, hidrogen adalah komponen utama bintang dan gas antarbintang. Dalam kondisi suhu bintang (misalnya, suhu permukaan Matahari ~ 6000 °C), hidrogen ada dalam bentuk plasma; di ruang antarbintang, elemen ini ada dalam bentuk molekul individu, atom, dan ion dan dapat membentuk awan molekuler yang bervariasi secara signifikan dalam ukuran, kepadatan, dan suhu.
Kerak bumi dan organisme hidup
Fraksi massa hidrogen di kerak bumi adalah 1% - ini adalah elemen kesepuluh yang paling umum. Namun, perannya di alam tidak ditentukan oleh massa, tetapi oleh jumlah atom, yang bagiannya di antara unsur-unsur lain adalah 17% (tempat kedua setelah oksigen, proporsi atomnya ~ 52%). Oleh karena itu, pentingnya hidrogen dalam proses kimia yang terjadi di Bumi hampir sama pentingnya dengan oksigen. Tidak seperti oksigen, yang ada di Bumi dalam keadaan terikat dan bebas, hampir semua hidrogen di Bumi berbentuk senyawa; hanya sejumlah kecil hidrogen dalam bentuk zat sederhana yang ditemukan di atmosfer (0,00005% volume).
Hidrogen adalah konstituen dari hampir semua zat organik dan hadir di semua sel hidup. Dalam sel hidup, berdasarkan jumlah atom, hidrogen menyumbang hampir 50%.
Resi
Metode industri untuk memperoleh zat sederhana tergantung pada bentuk di mana elemen yang sesuai ditemukan di alam, yaitu, apa yang bisa menjadi bahan baku untuk produksinya. Jadi, oksigen, yang tersedia dalam keadaan bebas, diperoleh secara fisik - dengan isolasi dari udara cair. Hampir semua hidrogen berbentuk senyawa, sehingga digunakan metode kimia untuk mendapatkannya. Secara khusus, reaksi dekomposisi dapat digunakan. Salah satu cara untuk menghasilkan hidrogen adalah dengan reaksi penguraian air oleh arus listrik.
Metode industri utama untuk memproduksi hidrogen adalah reaksi dengan air metana, yang merupakan bagian dari gas alam. Ini dilakukan pada suhu tinggi (mudah untuk memverifikasi bahwa ketika metana dilewatkan bahkan melalui air mendidih, tidak ada reaksi yang terjadi):
CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 165 kJ
Di laboratorium, untuk mendapatkan zat sederhana, tidak harus menggunakan bahan baku alami, tetapi zat awal dipilih yang lebih mudah untuk mengisolasi zat yang diperlukan. Misalnya, di laboratorium, oksigen tidak diperoleh dari udara. Hal yang sama berlaku untuk produksi hidrogen. Salah satu metode laboratorium untuk memproduksi hidrogen, yang kadang-kadang digunakan dalam industri, adalah penguraian air oleh arus listrik.
Hidrogen biasanya diproduksi di laboratorium dengan mereaksikan seng dengan asam klorida.
Dalam industri
1. Elektrolisis larutan garam dalam air:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2. Melewati uap air di atas kokas panas pada suhu sekitar 1000 °C:
H2O+C? H2 + CO
3.Dari gas alam.
Konversi uap:
CH4 + H2O? CO + 3H 2 (1000 °C)
Oksidasi katalitik dengan oksigen:
2CH4 + O2? 2CO + 4H2
4. Cracking dan reformasi hidrokarbon dalam proses penyulingan minyak.
Di laboratorium
1.Aksi asam encer pada logam. Untuk melakukan reaksi seperti itu, seng dan asam klorida encer paling sering digunakan:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Interaksi kalsium dengan air:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3.Hidrolisis hidrida:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Tindakan alkali pada seng atau aluminium:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Dengan bantuan elektrolisis. Selama elektrolisis larutan alkali atau asam dalam air, hidrogen dilepaskan di katoda, misalnya:
2H 3 O + + 2e → H 2 + 2H 2 O
Properti fisik
Hidrogen dapat eksis dalam dua bentuk (modifikasi) - dalam bentuk orto- dan para-hidrogen. Dalam molekul ortohidrogen Hai-H 2 (mp. 259.10 ° C, bp. 252.56 ° C) putaran nuklir diarahkan dengan cara yang sama (paralel), sedangkan parahidrogen p-H 2 (mp. 259.32 ° C, bp. 252.89 ° C) - berlawanan satu sama lain (anti-paralel). Campuran kesetimbangan Hai-H2 dan p-H2 pada suhu tertentu disebut hidrogen kesetimbangan e-H2.
Modifikasi hidrogen dapat dipisahkan dengan adsorpsi pada karbon aktif pada suhu nitrogen cair. Pada suhu yang sangat rendah, keseimbangan antara ortohidrogen dan parahidrogen hampir seluruhnya bergeser ke arah yang terakhir. Pada 80 K, rasio aspeknya kira-kira 1:1. Parahidrogen yang terdesorbsi diubah menjadi ortohidrogen pada saat pemanasan hingga pembentukan campuran kesetimbangan pada suhu kamar (orto-para: 75:25). Tanpa katalis, transformasi terjadi secara perlahan (dalam kondisi medium antarbintang - dengan waktu karakteristik hingga waktu kosmologis), yang memungkinkan untuk mempelajari sifat-sifat modifikasi individu.
Hidrogen adalah gas yang paling ringan, 14,5 kali lebih ringan dari udara. Jelas, semakin kecil massa molekul, semakin tinggi kecepatannya pada suhu yang sama. Sebagai yang paling ringan, molekul hidrogen bergerak lebih cepat daripada molekul gas lainnya dan dengan demikian dapat mentransfer panas dari satu benda ke benda lain lebih cepat. Oleh karena itu, hidrogen memiliki konduktivitas termal tertinggi di antara zat-zat gas. Konduktivitas termalnya sekitar tujuh kali lebih tinggi dari udara.
Molekul hidrogen adalah diatomik - H 2. Dalam kondisi normal, itu adalah gas yang tidak berwarna, tidak berbau dan tidak berasa. Massa jenis 0,08987 g/l (n.o.), titik didih 252,76 °C, panas spesifik pembakaran 120,9×10 6 J/kg, sedikit larut dalam air — 18,8 ml/l. Hidrogen sangat larut dalam banyak logam (Ni, Pt, Pd, dll.), terutama dalam paladium (850 volume per 1 volume Pd). Terkait dengan kelarutan hidrogen dalam logam adalah kemampuannya untuk berdifusi melalui mereka; difusi melalui paduan karbon (misalnya, baja) kadang-kadang disertai dengan penghancuran paduan karena interaksi hidrogen dengan karbon (yang disebut dekarbonisasi). Praktis tidak larut dalam perak.
hidrogen cair ada dalam kisaran suhu yang sangat sempit dari 252,76 hingga 259,2 °C. Ini adalah cairan tidak berwarna, sangat ringan (densitas pada -253 °C 0,0708 g / cm 3) dan cairan (viskositas pada -253 °C 13,8 celcius). Parameter kritis hidrogen sangat rendah: suhu -240,2 °C dan tekanan 12,8 atm. Ini menjelaskan kesulitan dalam mencairkan hidrogen. Dalam keadaan cair, hidrogen kesetimbangan terdiri dari 99,79% para-H 2 , 0,21% orto-H 2 .
Hidrogen padat, titik leleh 259.2 °C, kerapatan 0,0807 g/cm3 (pada 262 °C) — massa seperti salju, kristal heksagonal, grup ruang P6/mmc, parameter sel sebuah=3,75 c=6.12. Pada tekanan tinggi, hidrogen menjadi logam.
isotop
Hidrogen terjadi dalam bentuk tiga isotop, yang memiliki nama individu: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D), 3 H - tritium (radioaktif) (T).
Protium dan deuterium merupakan isotop stabil dengan nomor massa 1 dan 2. Kandungannya di alam masing-masing adalah 99,9885 ± 0,0070% dan 0,0115 ± 0,0070%. Rasio ini mungkin sedikit berbeda tergantung pada sumber dan metode produksi hidrogen.
Isotop hidrogen 3 H (tritium) tidak stabil. Waktu paruhnya adalah 12,32 tahun. Tritium ditemukan di alam dalam jumlah yang sangat kecil.
Literatur juga menyediakan data tentang isotop hidrogen dengan nomor massa 4–7 dan waktu paruh 10–22–10–23 detik.
Hidrogen alami terdiri dari molekul H2 dan HD (deuterohidrogen) dengan perbandingan 3200:1. Kandungan deuterium hidrogen D 2 murni bahkan lebih sedikit. Rasio konsentrasi HD dan D2 adalah sekitar 6400:1.
Dari semua isotop unsur kimia, sifat fisika dan kimia isotop hidrogen paling berbeda satu sama lain. Ini disebabkan oleh perubahan relatif terbesar dalam massa atom.
|
Suhu |
Suhu |
tiga kali lipat |
kritis |
Kepadatan |
|
Deuterium dan tritium juga memiliki modifikasi orto dan para: p-D2, Hai-D2, p-T2, Hai-T2 . Hidrogen heteroisotopik (HD, HT, DT) tidak memiliki modifikasi orto dan para.
Sifat kimia
Fraksi molekul hidrogen terdisosiasi
Molekul hidrogen H 2 cukup kuat, dan agar hidrogen dapat bereaksi, banyak energi yang harus dikeluarkan:
H 2 \u003d 2H - 432 kJ
Oleh karena itu, pada suhu biasa, hidrogen hanya bereaksi dengan logam yang sangat aktif, seperti kalsium, membentuk kalsium hidrida:
Ca + H 2 \u003d CaH 2
dan dengan satu-satunya non-logam - fluor, membentuk hidrogen fluorida:
Hidrogen bereaksi dengan sebagian besar logam dan non-logam pada suhu tinggi atau di bawah pengaruh lain, seperti pencahayaan:
O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O
Itu dapat "mengambil" oksigen dari beberapa oksida, misalnya:
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O
Persamaan tertulis mencerminkan sifat pereduksi hidrogen.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
Membentuk hidrogen halida dengan halogen:
F 2 + H 2 → 2HF, reaksi berlangsung dengan ledakan dalam gelap dan pada suhu berapa pun,
Cl 2 + H 2 → 2HCl, reaksi berlangsung dengan ledakan, hanya dalam cahaya.
Ini berinteraksi dengan jelaga pada pemanasan yang kuat:
C + 2H 2 → CH 4
Interaksi dengan logam alkali dan alkali tanah
Saat berinteraksi dengan logam aktif, hidrogen membentuk hidrida:
2Na + H2 → 2NaH
Ca + H 2 → CaH 2
Mg + H2 → MgH2
hidrida- zat padat seperti garam, mudah terhidrolisis:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Interaksi dengan oksida logam (biasanya d-elemen)
Oksida direduksi menjadi logam:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O
WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Hidrogenasi senyawa organik
Hidrogen molekuler banyak digunakan dalam sintesis organik untuk mereduksi senyawa organik. Proses-proses ini disebut reaksi hidrogenasi. Reaksi-reaksi ini dilakukan dengan adanya katalis pada tekanan dan suhu tinggi. Katalis dapat berupa homogen (misalnya katalis Wilkinson) atau heterogen (misalnya nikel Raney, paladium pada karbon).
Jadi, khususnya, selama hidrogenasi katalitik dari senyawa tak jenuh, seperti alkena dan alkuna, senyawa jenuh, alkana, terbentuk.
Geokimia hidrogen
Hidrogen bebas H2 relatif jarang dalam gas terestrial, tetapi dalam bentuk air dibutuhkan bagian yang sangat penting dalam proses geokimia.
Hidrogen dapat hadir dalam mineral dalam bentuk ion amonium, ion hidroksil, dan air kristal.
Di atmosfer, hidrogen terus diproduksi sebagai hasil dari penguraian air oleh radiasi matahari. Memiliki massa kecil, molekul hidrogen memiliki laju gerakan difusi yang tinggi (mendekati kecepatan kosmik kedua) dan, masuk ke lapisan atas atmosfer, dapat terbang ke luar angkasa.
Fitur sirkulasi
Hidrogen, ketika dicampur dengan udara, membentuk campuran eksplosif - yang disebut gas eksplosif. Gas ini paling eksplosif ketika rasio volume hidrogen dan oksigen adalah 2:1, atau hidrogen dan udara kira-kira 2:5, karena udara mengandung sekitar 21% oksigen. Hidrogen juga merupakan bahaya kebakaran. Hidrogen cair dapat menyebabkan radang dingin yang parah jika bersentuhan dengan kulit.
Konsentrasi eksplosif hidrogen dengan oksigen terjadi dari 4% hingga 96% volume. Ketika dicampur dengan udara dari 4% menjadi 75(74)% volume.
Ekonomi
Biaya hidrogen dalam pengiriman grosir besar berkisar antara $2-5 per kg.
Aplikasi
Atom hidrogen digunakan untuk pengelasan atom hidrogen.
Industri kimia
- Dalam produksi amonia, metanol, sabun dan plastik
- Dalam produksi margarin dari minyak nabati cair
- Terdaftar sebagai suplemen makanan E949(membungkus gas)
industri makanan
Industri penerbangan
Hidrogen sangat ringan dan selalu naik di udara. Dahulu kala, kapal udara dan balon diisi dengan hidrogen. Tapi di usia 30-an. abad ke-20 ada beberapa bencana, di mana kapal udara meledak dan terbakar. Saat ini, kapal udara diisi dengan helium, meskipun biayanya jauh lebih tinggi.
Bahan bakar
Hidrogen digunakan sebagai bahan bakar roket.
Penelitian sedang berlangsung tentang penggunaan hidrogen sebagai bahan bakar untuk mobil dan truk. Mesin hidrogen tidak mencemari lingkungan dan hanya mengeluarkan uap air.
Sel bahan bakar hidrogen-oksigen menggunakan hidrogen untuk secara langsung mengubah energi reaksi kimia menjadi energi listrik.
"hidrogen cair"(“LW”) adalah keadaan agregasi hidrogen cair, dengan berat jenis rendah 0,07 g/cm³ dan sifat kriogenik dengan titik beku 14,01 K (−259,14 °C) dan titik didih 20,28 K (−252,87 °C). Ini adalah cairan tidak berwarna, tidak berbau yang, ketika dicampur dengan udara, bersifat eksplosif dengan kisaran mudah terbakar 4-75%. Rasio spin isomer dalam hidrogen cair adalah: 99,79% - parahidrogen; 0,21% - ortohidrogen. Koefisien muai hidrogen ketika mengubah keadaan agregasi menjadi gas adalah 848:1 pada 20°C.
Seperti gas lainnya, mencairkan hidrogen mengurangi volumenya. Setelah pencairan, "ZHV" disimpan dalam wadah berinsulasi termal di bawah tekanan. Hidrogen cair hidrogen cair, LH2, LH 2) banyak digunakan dalam industri, sebagai bentuk penyimpanan gas, dan dalam industri luar angkasa, sebagai bahan bakar roket.
Cerita
Penggunaan pendinginan buatan pertama yang didokumentasikan pada tahun 1756 adalah oleh ilmuwan Inggris William Cullen, Gaspard Monge adalah orang pertama yang memperoleh keadaan cair oksida belerang pada tahun 1784, Michael Faraday adalah orang pertama yang mendapatkan amonia cair, penemu Amerika Oliver Evans adalah pertama yang mengembangkan kompresor pendingin pada tahun 1805, Jacob Perkins adalah orang pertama yang mematenkan mesin pendingin pada tahun 1834 dan John Gorey adalah orang pertama di AS yang mematenkan AC pada tahun 1851. Werner Siemens mengusulkan konsep pendinginan regeneratif pada tahun 1857, Carl Linde mematenkan peralatan untuk memproduksi udara cair menggunakan "efek ekspansi Joule-Thomson" yang mengalir dan pendinginan regeneratif pada tahun 1876. Pada tahun 1885, fisikawan dan kimiawan Polandia Zygmund Wroblewski menerbitkan suhu kritis hidrogen 33 K, tekanan kritis 13,3 atm. dan titik didih pada 23 K. Hidrogen pertama kali dicairkan oleh James Dewar pada tahun 1898 menggunakan pendinginan regeneratif dan penemuannya, bejana Dewar. Sintesis pertama dari isomer stabil hidrogen cair, parahidrogen, dilakukan oleh Paul Harteck dan Karl Bonhoeffer pada tahun 1929.
Spin isomer hidrogen
Hidrogen pada suhu kamar terutama terdiri dari isomer spin, ortohidrogen. Setelah produksi, hidrogen cair berada dalam keadaan metastabil dan harus diubah menjadi bentuk parahidrogennya untuk menghindari reaksi eksotermik eksplosif yang terjadi ketika berubah pada suhu rendah. Konversi ke fase parahidrogen biasanya dilakukan dengan menggunakan katalis seperti oksida besi, kromium oksida, karbon aktif, asbes berlapis platinum, logam tanah jarang, atau dengan menggunakan aditif uranium atau nikel.
Penggunaan
Hidrogen cair dapat digunakan sebagai bentuk penyimpanan bahan bakar untuk mesin pembakaran internal dan sel bahan bakar. Berbagai kapal selam (proyek "212A" dan "214", Jerman) dan konsep transportasi hidrogen telah dibuat menggunakan bentuk agregat hidrogen ini (lihat misalnya "DeepC" atau "BMW H2R"). Karena kedekatan desain, pembuat peralatan di "ZHV" dapat menggunakan atau hanya memodifikasi sistem yang menggunakan gas alam cair ("LNG"). Namun, karena kepadatan energi volumetrik yang lebih rendah, pembakaran membutuhkan volume hidrogen yang lebih besar daripada gas alam. Jika hidrogen cair digunakan sebagai pengganti "CNG" di mesin reciprocating, biasanya diperlukan sistem bahan bakar yang lebih besar. Dengan injeksi langsung, peningkatan kerugian di saluran masuk mengurangi pengisian silinder.
Hidrogen cair juga digunakan untuk mendinginkan neutron dalam eksperimen hamburan neutron. Massa neutron dan inti hidrogen hampir sama, sehingga pertukaran energi selama tumbukan elastis adalah yang paling efisien.
Keuntungan
Keuntungan menggunakan hidrogen adalah "emisi nol" dari aplikasinya. Produk interaksinya dengan udara adalah air.
Hambatan
Satu liter "ZHV" beratnya hanya 0,07 kg. Artinya, berat jenisnya adalah 70,99 g/L pada 20 K. Hidrogen cair memerlukan teknologi penyimpanan kriogenik seperti wadah berinsulasi termal khusus dan memerlukan penanganan khusus, yang umum untuk semua bahan kriogenik. Dalam hal ini dekat dengan oksigen cair, tetapi membutuhkan lebih banyak perawatan karena bahaya kebakaran. Bahkan dalam wadah yang terisolasi, sulit untuk menyimpannya pada suhu rendah yang diperlukan untuk membuatnya tetap cair (biasanya menguap pada tingkat 1% per hari). Saat menanganinya, Anda juga harus mengikuti tindakan pencegahan keselamatan biasa saat bekerja dengan hidrogen - hidrogen cukup dingin untuk mencairkan udara, yang mudah meledak.
Bahan bakar roket
Hidrogen cair adalah komponen umum bahan bakar roket, yang digunakan untuk percepatan jet kendaraan peluncuran dan pesawat ruang angkasa. Pada sebagian besar mesin roket propelan cair, hidrogen pertama kali digunakan untuk mendinginkan nosel dan bagian lain dari mesin secara regeneratif sebelum dicampur dengan oksidator dan dibakar untuk menghasilkan daya dorong. Mesin bertenaga H 2 /O 2 modern yang digunakan mengkonsumsi campuran bahan bakar yang kaya hidrogen, yang menghasilkan beberapa hidrogen yang tidak terbakar di knalpot. Selain meningkatkan impuls spesifik mesin dengan mengurangi berat molekul, ini juga mengurangi erosi nosel dan ruang bakar.
Hambatan seperti itu untuk penggunaan "ZHV" di area lain, seperti sifat kriogenik dan kepadatan rendah, juga menjadi penghalang untuk digunakan dalam kasus ini. Untuk tahun 2009, hanya ada satu kendaraan peluncuran (LV "Delta-4"), yang seluruhnya merupakan roket hidrogen. Pada dasarnya, "ZHV" digunakan baik di tingkat atas roket, atau di blok, yang melakukan sebagian besar pekerjaan meluncurkan muatan ke ruang angkasa dalam ruang hampa. Sebagai salah satu upaya untuk meningkatkan densitas bahan bakar jenis ini, ada usulan untuk menggunakan hidrogen seperti lumpur, yaitu bentuk semi-beku "ZHV".
