Hidrogenul (H) este un element chimic foarte ușor, cu un conținut de 0,9% în masă în scoarța terestră și 11,19% în apă.

Caracterizarea hidrogenului

În ceea ce privește ușurința, este primul dintre gaze. În condiții normale, este insipid, incolor și absolut inodor. Când intră în termosferă, zboară în spațiu datorită greutății sale reduse.

În întregul univers, este cel mai numeros element chimic (75% din masa totală a substanțelor). Atât de mult încât multe stele din spațiul cosmic sunt compuse în întregime din el. De exemplu, Soarele. Componenta sa principală este hidrogenul. Iar căldura și lumina sunt rezultatul eliberării de energie în timpul fuziunii nucleelor ​​materialului. De asemenea, în spațiu există nori întregi ai moleculelor sale de diferite dimensiuni, densități și temperaturi.

Proprietăți fizice

Temperatura ridicată și presiunea îi schimbă semnificativ calitățile, dar în condiții normale:

Are o conductivitate termică ridicată în comparație cu alte gaze,

Netoxic și slab solubil în apă

Cu o densitate de 0,0899 g / l la 0 ° C și 1 atm.,

Se transformă într-un lichid la -252,8°C

Devine solidă la -259,1°C.,

Căldura specifică de ardere este de 120,9,106 J/kg.

Este nevoie de presiune mare și temperaturi foarte scăzute pentru a deveni lichid sau solid. Când este lichefiat, este fluid și ușor.

Proprietăți chimice

Sub presiune și răcire (-252,87 gr. C), hidrogenul capătă o stare lichidă, care este mai ușoară ca greutate decât orice analog. În ea, ocupă mai puțin spațiu decât în ​​formă gazoasă.

El este un non-metal tipic. În laboratoare, se obține prin reacția metalelor (cum ar fi zincul sau fierul) cu acizi diluați. În condiții normale, este inactiv și reacționează numai cu nemetale active. Hidrogenul poate separa oxigenul de oxizi și poate reduce metalele din compuși. Ea și amestecurile sale formează legături de hidrogen cu anumite elemente.

Gazul este foarte solubil în etanol și în multe metale, în special paladiu. Argintul nu îl dizolvă. Hidrogenul poate fi oxidat în timpul arderii în oxigen sau în aer și atunci când interacționează cu halogenii.

Când este combinat cu oxigenul, se formează apă. Dacă temperatura este normală, atunci reacția este lentă, dacă este peste 550 ° C - cu o explozie (se transformă în gaz exploziv).

Găsirea hidrogenului în natură

Deși există mult hidrogen pe planeta noastră, nu este ușor să-l găsim în forma sa pură. Puține se pot găsi în timpul erupțiilor vulcanice, în timpul extracției petrolului și în locul de descompunere a materiei organice.

Mai mult de jumătate din cantitatea totală se află în compoziția cu apă. De asemenea, este inclus în structura uleiului, diverse argile, gaze combustibile, animale și plante (prezența în fiecare celulă vie este de 50% din numărul de atomi).

Ciclul hidrogenului în natură

În fiecare an, o cantitate uriașă (miliarde de tone) de rămășițe vegetale se descompun în corpurile de apă și sol, iar această descompunere stropește o masă uriașă de hidrogen în atmosferă. De asemenea, este eliberat în timpul oricărei fermentații cauzate de bacterii, ardere și, împreună cu oxigenul, participă la ciclul apei.

Aplicații pentru hidrogen

Elementul este utilizat în mod activ de umanitate în activitățile sale, așa că am învățat cum să-l obținem la scară industrială pentru:

Meteorologie, producție chimică;

producția de margarină;

Ca combustibil pentru rachete (hidrogen lichid);

Industria energetică pentru răcirea generatoarelor electrice;

Sudarea si taierea metalelor.

Masa de hidrogen este utilizată în producția de benzină sintetică (pentru a îmbunătăți calitatea combustibilului de calitate scăzută), amoniac, acid clorhidric, alcooli și alte materiale. Energia nucleară își folosește în mod activ izotopii.

Preparatul „peroxid de hidrogen” este utilizat pe scară largă în metalurgie, industria electronică, producția de celuloză și hârtie, la albirea țesăturilor de in și bumbac, la fabricarea vopselelor de păr și a produselor cosmetice, a polimerilor și în medicina pentru tratarea rănilor.

Natura „explozivă” a acestui gaz poate deveni o armă mortală - o bombă cu hidrogen. Explozia sa este însoțită de eliberarea unei cantități uriașe de substanțe radioactive și este dăunătoare tuturor viețuitoarelor.

Contactul hidrogenului lichid și pielea amenință cu degerături severe și dureroase.

distribuţie în natură. V. este larg răspândit în natură, conținutul său în scoarța terestră (litosferă și hidrosferă) este de 1% din masă și 16% din numărul de atomi. V. face parte din cea mai comună substanță de pe Pământ - apa (11,19% din V. în masă), în compoziția compușilor care formează cărbunele, petrolul, gazele naturale, argila, precum și organismele animale și vegetale (i.e. , în compoziție proteine, acizi nucleici, grăsimi, carbohidrați etc.). În stare liberă, V. este extrem de rar, se găsește în cantități mici în gazele vulcanice și alte gaze naturale. În atmosferă sunt prezente cantități neglijabile de V. liber (0,0001% din numărul de atomi). În spațiul apropiat al Pământului, V. sub forma unui flux de protoni formează centura de radiații internă („protoni”) a Pământului. În spațiu, V. este cel mai comun element. Sub formă de plasmă, reprezintă aproximativ jumătate din masa Soarelui și a majorității stelelor, cea mai mare parte a gazelor din mediul interstelar și a nebuloaselor gazoase. V. este prezent în atmosfera unui număr de planete și în comete sub formă de H2 liber, metan CH4, amoniac NH3, apă H2O, radicali precum CH, NH, OH, SiH, PH etc. Sub forma unui flux de protoni, V. face parte din radiația corpusculară a Soarelui și a razelor cosmice.

Izotopi, atom și moleculă. V. obișnuit constă dintr-un amestec de doi izotopi stabili: V. ușor sau protiu (1H) și V. greu sau deuteriu (2H sau D). În compușii naturali ai V., există în medie 6.800 de atomi 1H per 1 atom de 2H. S-a obținut artificial un izotop radioactiv - B. supergreu, sau tritiu (3H, sau T), cu radiație β moale și un timp de înjumătățire T1 / 2 = 12,262 ani. În natură, tritiul se formează, de exemplu, din azotul atmosferic sub acțiunea neutronilor razelor cosmice; este neglijabil în atmosferă (4-10-15% din numărul total de atomi de aer). S-a obţinut un izotop 4H extrem de instabil. Numerele de masă ale izotopilor 1H, 2H, 3H și 4H, respectiv 1,2, 3 și 4, indică faptul că nucleul atomului de proțiu conține doar 1 proton, deuteriu - 1 proton și 1 neutron, tritiu - 1 proton și 2 neutroni, 4H - 1 proton și 3 neutroni. Diferența mare a maselor izotopilor hidrogenului provoacă o diferență mai vizibilă în proprietățile lor fizice și chimice decât în ​​cazul izotopilor altor elemente.

Atomul V. are cea mai simplă structură dintre atomii tuturor celorlalte elemente: este format dintr-un nucleu și un electron. Energia de legare a unui electron cu nucleu (potențial de ionizare) este de 13,595 eV. Atomul neutru V. poate atasa si un al doilea electron, formand un ion negativ H-; în acest caz, energia de legare a celui de-al doilea electron cu atomul neutru (afinitatea electronilor) este de 0,78 eV. Mecanica cuantică face posibilă calcularea tuturor nivelurilor de energie posibile ale atomului V. și, în consecință, a oferi o interpretare completă a spectrului său atomic. Atomul V este folosit ca atom model în calculele mecanice cuantice ale nivelurilor de energie ale altor atomi mai complecși. Molecula B. H2 este formată din doi atomi legați printr-o legătură chimică covalentă. Energia de disociere (adică dezintegrarea în atomi) este de 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Distanța interatomică la poziția de echilibru a nucleelor ​​este de 0,7414-Å. La temperaturi ridicate, moleculara V. se disociază în atomi (gradul de disociere la 2000°C este 0,0013; la 5000°C este 0,95). V. atomic se formează și în diferite reacții chimice (de exemplu, prin acțiunea Znului asupra acidului clorhidric). Cu toate acestea, existența lui V. în stare atomică durează doar puțin timp, atomii se recombină în molecule de H2.

Proprietati fizice si chimice. V. - cea mai ușoară dintre toate substanțele cunoscute (de 14,4 ori mai ușoară decât aerul), densitate 0,0899 g/l la 0 ° C și 1 atm. V. fierbe (se lichefiază) și se topește (se solidifică) la -252,6°C și respectiv -259,1°C (doar heliul are puncte de topire și de fierbere mai mici). Temperatura critică a lui V. este foarte scăzută (-240 ° C), deci lichefierea lui este asociată cu mari dificultăți; presiune critică 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), densitate critică 0,0312 g/cm3. Dintre toate gazele, V. are cea mai mare conductivitate termică, egală cu 0,174 W / (m-K) la 0 ° C și 1 atm, adică 4,16-0-4 cal / (s-cm- ° C). Capacitatea termică specifică a lui V. la 0 ° C și 1 atm Cp 14,208-103 j / (kg-K), adică 3,394 cal / (g- ° C). V. ușor solubil în apă (0,0182 ml / g la 20 ° C și 1 atm), dar bine - în multe metale (Ni, Pt, Pd etc.), în special în paladiu (850 volume per 1 volum de Pd) . Solubilitatea lui V. în metale este asociată cu capacitatea sa de a difuza prin ele; difuzia printr-un aliaj carbonic (de exemplu, oțel) este uneori însoțită de distrugerea aliajului din cauza interacțiunii oțelului cu carbonul (așa-numita decarbonizare). Apa lichidă este foarte ușoară (densitate la -253°C 0,0708 g/cm3) și fluidă (vâscozitate la -253°C 13,8 centigrade).

În majoritatea compușilor, V. prezintă o valență (mai precis, o stare de oxidare) de +1, ca sodiul și alte metale alcaline; de obicei, el este considerat un analog al acestor metale, rubrica 1 gr. sistemele lui Mendeleev. Cu toate acestea, în hidrurile metalice, ionul B. este încărcat negativ (starea de oxidare -1), adică hidrura de Na + H- este construită ca Na + Cl- clorura. Acestea și alte fapte (apropierea proprietăților fizice ale V. și halogenii, capacitatea halogenilor de a înlocui V. în compușii organici) dau motive pentru a atribui V. și grupei VII a sistemului periodic (pentru mai multe detalii, vezi sistemul periodic de elemente). În condiții normale, moleculara V. este relativ inactivă, combinându-se direct doar cu cele mai active dintre nemetale (cu fluor, iar la lumină cu clor). Cu toate acestea, atunci când este încălzit, reacționează cu multe elemente. V. atomic are o activitate chimică crescută în comparație cu V. molecular. V. formează apă cu oxigen: H2 + 1 / 2O2 = H2O cu degajare de 285,937-103 J / mol, adică 68,3174 kcal / mol de căldură (la 25 ° C și 1 atm). La temperaturi obișnuite, reacția decurge extrem de lent, peste 550 ° C - cu o explozie. Limitele explozive ale amestecului hidrogen-oxigen sunt (în volum) de la 4 la 94% H2, iar amestecul hidrogen-aer - de la 4 la 74% H2 (un amestec de 2 volume de H2 și 1 volum de O2 se numește exploziv). gaz). V. este folosit pentru a reduce multe metale, deoarece ia oxigenul din oxizii lor:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O etc.
V. formează halogenuri de hidrogen cu halogeni, de exemplu:
H2 + CI2 = 2HCI.

În același timp, explodează cu fluor (chiar și pe întuneric și la -252°C), reacționează cu clorul și bromul doar când este iluminat sau încălzit și cu iod doar când este încălzit. V. interacționează cu azotul pentru a forma amoniac: 3H2 + N2 = 2NH3 numai pe catalizator și la temperaturi și presiuni ridicate. La incalzire, V. reactioneaza viguros cu sulful: H2 + S = H2S (hidrogen sulfurat), mult mai greu cu seleniul si telurul. V. poate reacționa cu carbonul pur fără catalizator numai la temperaturi ridicate: 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). V. reacţionează direct cu unele metale (alcaline, alcalino-pământoase etc.), formând hidruri: H2 + 2Li = 2LiH. De mare importanță practică sunt reacțiile monoxidului de carbon cu monoxidul de carbon, în care, în funcție de temperatură, presiune și catalizator, se formează diverși compuși organici, precum HCHO, CH3OH și alții (vezi Monoxid de carbon). Hidrocarburile nesaturate reacţionează cu hidrogenul, devenind saturate, de exemplu: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (vezi Hidrogenarea).

Cel mai comun element chimic din univers este hidrogenul. Acesta este un fel de punct de referință, deoarece în tabelul periodic numărul său atomic este egal cu unu. Omenirea speră să poată afla mai multe despre acesta ca fiind unul dintre cele mai posibile vehicule în viitor. Hidrogenul este cel mai simplu, mai ușor, cel mai comun element, este abundent peste tot - șaptezeci și cinci la sută din masa totală a materiei. Este în orice stea, în special în o mulțime de hidrogen în giganții gazosi. Rolul său în reacțiile de fuziune stelară este cheie. Fără hidrogen, nu există apă, ceea ce înseamnă că nu există viață. Toată lumea își amintește că o moleculă de apă conține un atom de oxigen și doi atomi din ea sunt hidrogen. Aceasta este formula binecunoscută H2O.

Cum îl folosim

Hidrogenul a fost descoperit în 1766 de Henry Cavendish în timp ce analiza reacția de oxidare a unui metal. După câțiva ani de observație, a realizat că în procesul de ardere a hidrogenului se formează apă. Anterior, oamenii de știință au izolat acest element, dar nu l-au considerat independent. În 1783, hidrogenului i s-a dat numele de hidrogen (tradus din grecescul „hydro” – apă, și „genă” – pentru a da naștere). Elementul care generează apa este hidrogenul. Este un gaz a cărui formulă moleculară este H 2 . Dacă temperatura este apropiată de temperatura camerei și presiunea este normală, acest element este imperceptibil. Hidrogenul nici măcar nu poate fi captat de simțurile umane - este insipid, incolor, inodor. Dar sub presiune și la o temperatură de -252,87 C (foarte rece!) Acest gaz se lichefiază. Așa se depozitează, deoarece sub formă de gaz ocupă mult mai mult spațiu. Este hidrogenul lichid care este folosit ca combustibil pentru rachete.

Hidrogenul poate deveni solid, metalic, dar pentru aceasta este nevoie de presiune ultra-înaltă, iar asta fac acum cei mai importanți oameni de știință, fizicieni și chimiști. Deja acum acest element servește drept combustibil alternativ pentru transport. Aplicația sa este similară cu modul în care funcționează un motor cu ardere internă: atunci când hidrogenul este ars, o mare parte din energia sa chimică este eliberată. S-a dezvoltat practic și o metodă de creare a unei celule de combustibil pe baza acesteia: atunci când este combinată cu oxigenul, are loc o reacție și prin aceasta se formează apă și electricitate. Este posibil ca transportul să „trece” în curând în loc de benzină la hidrogen - o mulțime de producători auto sunt interesați să creeze materiale combustibile alternative și există unele succese. Dar un motor pur cu hidrogen este încă în viitor, există multe dificultăți. Cu toate acestea, avantajele sunt de așa natură încât crearea unui rezervor de combustibil cu hidrogen solid este în plină desfășurare, iar oamenii de știință și inginerii nu se vor retrage.

Informatii de baza

Hidrogenul (lat.) - hidrogenul, primul număr de serie din tabelul periodic, este desemnat H. Atomul de hidrogen are o masă de 1,0079, este un gaz care în condiții normale nu are gust, miros, nici culoare. Chimiștii din secolul al XVI-lea au descris un anumit gaz combustibil, denotându-l în diferite moduri. Dar s-a dovedit pentru toată lumea în aceleași condiții - când acidul acționează asupra metalului. Hidrogenul, chiar și de către Cavendish însuși, timp de mulți ani a fost numit pur și simplu „aer combustibil”. Abia în 1783, Lavoisier a dovedit că apa are o compoziție complexă, prin sinteză și analiză, iar patru ani mai târziu a dat „aerului combustibil” numele modern. Rădăcina acestui cuvânt compus este utilizată pe scară largă atunci când este necesar să se numească compușii de hidrogen și orice procese la care participă. De exemplu, hidrogenare, hidrură și altele asemenea. Iar numele rusesc a fost propus în 1824 de M. Solovyov.

În natură, distribuția acestui element nu are egal. În litosfera și hidrosfera scoarței terestre, masa acesteia este de unu la sută, dar atomii de hidrogen sunt de până la șaisprezece procente. Cea mai comună apă de pe Pământ și 11,19% din greutate în ea este hidrogen. De asemenea, este prezent cu siguranță în aproape toți compușii care alcătuiesc petrolul, cărbunele, toate gazele naturale, argila. Există hidrogen în toate organismele plantelor și animalelor - în compoziția proteinelor, grăsimilor, acizilor nucleici, carbohidraților și așa mai departe. Starea liberă pentru hidrogen nu este tipică și nu apare aproape niciodată - există foarte puțin din ea în gazele naturale și vulcanice. O cantitate foarte neglijabilă de hidrogen în atmosferă - 0,0001%, din punct de vedere al numărului de atomi. Pe de altă parte, fluxuri întregi de protoni reprezintă hidrogenul în spațiul din apropierea Pământului, care alcătuiește centura interioară de radiații a planetei noastre.

Spaţiu

În spațiu, niciun element nu este atât de comun ca hidrogenul. Volumul hidrogenului din compoziția elementelor Soarelui este mai mult de jumătate din masa sa. Majoritatea stelelor formează hidrogen sub formă de plasmă. Partea principală a diferitelor gaze ale nebuloaselor și a mediului interstelar constă, de asemenea, din hidrogen. Este prezent în comete, în atmosfera unui număr de planete. Desigur, nu în forma sa pură, fie ca H2 liber, fie ca metan CH4, fie ca amoniac NH3, chiar și ca apă H2O. Foarte des există radicali CH, NH, SiN, OH, PH și altele asemenea . Ca flux de protoni, hidrogenul face parte din radiația solară corpusculară și razele cosmice.

În hidrogenul obișnuit, un amestec de doi izotopi stabili este hidrogen ușor (sau protium 1 H) și hidrogen greu (sau deuteriu - 2 H sau D). Există și alți izotopi: tritiu radioactiv - 3 H sau T, în caz contrar - hidrogen supergreu. Și, de asemenea, foarte instabil 4 N. În natură, un compus de hidrogen conține izotopi în astfel de proporții: există 6800 de atomi de proțiu per atom de deuteriu. Tritiul se formează în atmosferă din azot, care este afectat de neutronii razelor cosmice, dar neglijabil. Ce înseamnă numerele de masă ale izotopilor? Numărul indică faptul că nucleul de protium are un singur proton, în timp ce deuteriul are nu numai un proton, ci și un neutron în nucleul unui atom. Tritiul are doi neutroni în nucleu pentru un proton. Dar 4 N conține trei neutroni pe proton. Prin urmare, proprietățile fizice și chimice ale izotopilor de hidrogen sunt foarte diferite în comparație cu izotopii tuturor celorlalte elemente - diferența de mase este prea mare.

Structură și proprietăți fizice

Din punct de vedere al structurii, atomul de hidrogen este cel mai simplu în comparație cu toate celelalte elemente: un nucleu - un electron. Potențial de ionizare - energia de legare a nucleului cu electronul - 13,595 electron volți (eV). Tocmai din cauza simplității acestei structuri atomul de hidrogen este un model convenabil în mecanica cuantică atunci când este necesar să se calculeze nivelurile de energie ale atomilor mai complecși. În molecula de H 2, există doi atomi care sunt legați printr-o legătură covalentă chimică. Energia de dezintegrare este foarte mare. Hidrogenul atomic se poate forma în reacții chimice, cum ar fi zincul și acidul clorhidric. Cu toate acestea, interacțiunea cu hidrogenul practic nu are loc - starea atomică a hidrogenului este foarte scurtă, atomii se recombină imediat în molecule de H 2.

Din punct de vedere fizic, hidrogenul este mai ușor decât toate substanțele cunoscute - de peste paisprezece ori mai ușor decât aerul (amintiți-vă că zburați baloane în vacanță - au înăuntru doar hidrogen). Cu toate acestea, heliul poate fierbe, lichefia, topi, solidifica și doar heliul fierbe și se topește la temperaturi mai scăzute. Este greu de lichefiat, ai nevoie de o temperatură sub -240 de grade Celsius. Dar are o conductivitate termică foarte mare. Aproape că nu se dizolvă în apă, dar metalul interacționează perfect cu hidrogenul - se dizolvă în aproape toate, cel mai bine în paladiu (850 de volume sunt cheltuite pe un volum de hidrogen). Hidrogenul lichid este ușor și fluid, iar atunci când este dizolvat în metale, deseori distruge aliajele datorită interacțiunii cu carbonul (oțel, de exemplu), are loc difuzia, decarbonizarea.

Proprietăți chimice

În compuși, în cea mai mare parte, hidrogenul prezintă o stare de oxidare (valență) de +1, ca sodiul și alte metale alcaline. El este considerat analogul lor, fiind în fruntea primului grup al sistemului Mendeleev. Dar ionul de hidrogen din hidrurile metalice este încărcat negativ, cu o stare de oxidare de -1. De asemenea, acest element este aproape de halogeni, care chiar sunt capabili să-l înlocuiască în compuși organici. Aceasta înseamnă că hidrogenul poate fi atribuit și celui de-al șaptelea grup al sistemului Mendeleev. În condiții normale, moleculele de hidrogen nu diferă ca activitate, combinându-se doar cu cele mai active nemetale: este bine cu fluor, iar dacă este ușor, cu clor. Dar atunci când este încălzit, hidrogenul devine diferit - reacționează cu multe elemente. Hidrogenul atomic, în comparație cu hidrogenul molecular, este foarte activ din punct de vedere chimic, astfel încât apa se formează în legătură cu oxigenul, iar pe parcurs se eliberează energie și căldură. La temperatura camerei, această reacție este foarte lentă, dar când este încălzită peste cinci sute cincizeci de grade, se obține o explozie.

Hidrogenul este folosit pentru a reduce metalele, deoarece ia oxigenul din oxizii lor. Cu fluor, hidrogenul formează o explozie chiar și în întuneric și la minus două sute cincizeci și două de grade Celsius. Clorul și bromul excită hidrogenul numai atunci când sunt încălzite sau iluminate, iar iodul numai când sunt încălzite. Hidrogenul și azotul formează amoniac (așa se fac majoritatea îngrășămintelor). Când este încălzit, interacționează foarte activ cu sulful și se obține hidrogen sulfurat. Cu teluriu și seleniu este dificil să provoace o reacție de hidrogen, dar cu carbonul pur reacția are loc la temperaturi foarte ridicate, și se obține metan. Cu monoxidul de carbon, hidrogenul formează diverși compuși organici, presiunea, temperatura, catalizatorii influențează aici și toate acestea au o mare importanță practică. În general, rolul hidrogenului, precum și al compușilor săi, este excepțional de mare, deoarece conferă proprietăți acide acizilor protici. Legăturile de hidrogen se formează cu multe elemente, afectând proprietățile compușilor anorganici și organici.

Obținerea și utilizarea

Hidrogenul se obține la scară industrială din gaze naturale - combustibile, cuptor de cocs, gaze de rafinare a petrolului. Poate fi obținut și prin electroliză acolo unde electricitatea nu este prea scumpă. Cu toate acestea, cea mai importantă metodă de producere a hidrogenului este reacția catalitică a hidrocarburilor, în principal metan, cu vaporii de apă, atunci când se obține conversia. Metoda de oxidare a hidrocarburilor cu oxigen este de asemenea utilizată pe scară largă. Extragerea hidrogenului din gaze naturale este cea mai ieftină cale. Celelalte două sunt utilizarea gazului cuptorului de cocs și a gazului de rafinărie - hidrogenul este eliberat atunci când celelalte componente sunt lichefiate. Sunt mai ușor de lichefiat, iar pentru hidrogen, după cum ne amintim, ai nevoie de -252 de grade.

Peroxidul de hidrogen este foarte popular. Tratamentul cu această soluție este folosit foarte des. Formula moleculară H 2 O 2 este puțin probabil să fie numită de toate acele milioane de oameni care vor să fie blonde și să-și deschidă părul, precum și de cei care iubesc curățenia în bucătărie. Chiar și cei care tratează zgârieturile de la jocul cu un pisoi de multe ori nu își dau seama că folosesc tratament cu hidrogen. Dar toată lumea știe povestea: din 1852, hidrogenul a fost folosit de multă vreme în aeronautică. Dirijabilul inventat de Henry Giffard se baza pe hidrogen. Se numeau zeppelini. Zeppelinurile au fost forțate să iasă din cer de dezvoltarea rapidă a construcției de avioane. În 1937, a avut loc un accident major când dirijabilul Hindenburg a ars. După acest incident, zeppelinurile nu au mai fost folosite niciodată. Dar la sfârșitul secolului al XVIII-lea, distribuția baloanelor umplute cu hidrogen era omniprezentă. Pe lângă producția de amoniac, astăzi hidrogenul este necesar pentru fabricarea alcoolului metilic și a altor alcooli, benzină, păcură grea hidrogenată și combustibili solizi. Nu puteți face fără hidrogen la sudare, la tăierea metalelor - poate fi oxigen-hidrogen și atom-hidrogen. Iar tritiul și deuteriul dau viață energiei nucleare. După cum ne amintim, aceștia sunt izotopi ai hidrogenului.

Neumyvakin

Hidrogenul ca element chimic este atât de bun încât nu s-a putut abține să nu aibă propriile sale ventilatoare. Ivan Pavlovich Neumyvakin - doctor în științe medicale, profesor, laureat al Premiului de Stat și multe alte titluri și premii, printre acestea. Ca doctor în medicină tradițională, a fost numit cel mai bun vindecător popular din Rusia. El a fost cel care a dezvoltat multe metode și principii de a oferi îngrijiri medicale astronauților în zbor. El a creat un spital unic - un spital la bordul unei nave spațiale. Totodată a fost coordonatorul de stat al direcției de medicină cosmetică. Spațiu și cosmetică. Pasiunea lui pentru hidrogen nu are ca scop să câștige bani mari, așa cum se întâmplă acum în medicina casnică, ci dimpotrivă, să învețe oamenii cum să vindece orice dintr-un remediu de un ban, fără vizite suplimentare la farmacii.

El promovează tratamentul cu un medicament care este prezent în fiecare casă. Acesta este peroxid de hidrogen. Puteți critica Neumyvakin cât de mult doriți, el va insista în continuare pe cont propriu: da, într-adevăr, literalmente totul poate fi vindecat cu peroxid de hidrogen, deoarece saturează celulele interne ale corpului cu oxigen, distruge toxinele, normalizează acidul și alcalinul echilibru, iar de aici se regenereaza tesuturile, intregul organism este intinerit.organism. Nimeni nu a văzut încă pe cineva vindecat cu peroxid de hidrogen, cu atât mai puțin examinat, dar Neumyvakin susține că, folosind acest remediu, puteți scăpa complet de bolile virale, bacteriene și fungice, puteți preveni dezvoltarea tumorilor și ateroscleroza, puteți învinge depresia, puteți întineri organismul. și să nu vă îmbolnăviți niciodată de SARS și răceli.

Panaceu

Ivan Pavlovich este sigur că, cu utilizarea corectă a acestui medicament simplu și cu toate instrucțiunile simple, puteți învinge multe boli, inclusiv pe cele foarte grave. Lista lor este uriașă: de la boala parodontală și amigdalita la infarct miocardic, accident vascular cerebral și diabet. Asemenea fleacuri precum sinuzita sau osteocondroza zboară departe de primele ședințe de tratament. Chiar și tumorile canceroase se sperie și fug de peroxid de hidrogen, deoarece sistemul imunitar este stimulat, viața organismului și apărarea acestuia sunt activate.

Chiar și copiii pot fi tratați în acest fel, cu excepția faptului că este mai bine ca femeile însărcinate să se abțină de la utilizarea peroxidului de hidrogen pentru moment. De asemenea, această metodă nu este recomandată persoanelor cu organe transplantate din cauza posibilei incompatibilități tisulare. Doza trebuie respectată cu strictețe: de la o picătură la zece, adăugând una în fiecare zi. De trei ori pe zi (treizeci de picături dintr-o soluție de peroxid de hidrogen de trei procente pe zi, wow!) cu jumătate de oră înainte de mese. Puteți introduce soluția intravenos și sub supravegherea unui medic. Uneori, peroxidul de hidrogen este combinat pentru un efect mai eficient cu alte medicamente. În interiorul soluției se utilizează numai în formă diluată - cu apă curată.

În exterior

Compresele și clătirile erau foarte populare chiar înainte ca profesorul Neumyvakin să-și creeze metodele. Toată lumea știe că, la fel ca și compresele cu alcool, peroxidul de hidrogen nu poate fi folosit în forma sa pură, deoarece vor rezulta arsuri ale țesuturilor, dar verucile sau infecțiile fungice sunt lubrifiate local și cu o soluție puternică - până la cincisprezece procente.

Cu erupții cutanate, cu dureri de cap, se efectuează și proceduri în care este implicat peroxidul de hidrogen. Compresa trebuie făcută cu o cârpă de bumbac înmuiată într-o soluție de două lingurițe de peroxid de hidrogen de trei procente și cincizeci de miligrame de apă pură. Acoperiți țesătura cu folie și înfășurați cu lână sau un prosop. Durata compresei este de la un sfert de oră la o oră și jumătate dimineața și seara până la recuperare.

Opinia medicilor

Părerile sunt împărțite, nu toată lumea admiră proprietățile peroxidului de hidrogen, în plus, nu numai că nu le cred, ci râd de ele. Printre medici se numără cei care l-au susținut pe Neumyvakin și chiar au preluat dezvoltarea teoriei sale, dar sunt în minoritate. Majoritatea medicilor consideră un astfel de plan de tratament nu numai ineficient, dar adesea fatal.

Într-adevăr, nu există încă în mod oficial un singur caz dovedit când un pacient ar fi vindecat cu peroxid de hidrogen. În același timp, nu există informații despre deteriorarea sănătății în legătură cu utilizarea acestei metode. Dar se pierde timp prețios, iar o persoană care a primit una dintre bolile grave și s-a bazat complet pe panaceul lui Neumyvakin riscă să întârzie la începerea adevăratului său tratament tradițional.

Hidrogenul este un element chimic cu simbolul H și numărul atomic 1. Cu o greutate atomică standard de aproximativ 1,008, hidrogenul este cel mai ușor element din tabelul periodic. Forma sa monoatomică (H) este cea mai abundentă substanță chimică din univers, reprezentând aproximativ 75% din masa totală a unui barion. Stelele sunt compuse în mare parte din hidrogen în stare de plasmă. Cel mai comun izotop al hidrogenului, numit protium (acest nume este rar folosit, simbolul 1H), are un proton și nici un neutron. Apariția pe scară largă a hidrogenului atomic a avut loc pentru prima dată în epoca recombinării. La temperaturi și presiuni standard, hidrogenul este un gaz biatomic incolor, inodor, fără gust, netoxic, nemetalic, inflamabil, cu formula moleculară H2. Deoarece hidrogenul formează cu ușurință legături covalente cu majoritatea elementelor nemetalice, cea mai mare parte a hidrogenului de pe Pământ există în forme moleculare, cum ar fi apa sau compuși organici. Hidrogenul joacă un rol deosebit de important în reacțiile acido-bazice, deoarece majoritatea reacțiilor pe bază de acid implică schimbul de protoni între moleculele solubile. În compușii ionici, hidrogenul poate lua forma unei sarcini negative (adică, anion) și este cunoscut ca o hidrură sau ca o specie încărcată pozitiv (adică, cationi), notat cu simbolul H+. Cationul de hidrogen este descris ca fiind alcătuit dintr-un proton simplu, dar cationii efectivi de hidrogen din compușii ionici sunt întotdeauna mai complexi. Fiind singurul atom neutru pentru care ecuația Schrödinger poate fi rezolvată analitic, hidrogenul (și anume, studiul energiei și legării atomului său) a jucat un rol cheie în dezvoltarea mecanicii cuantice. Hidrogenul gazos a fost produs pentru prima dată artificial la începutul secolului al XVI-lea prin reacția acizilor cu metalele. În 1766-81. Henry Cavendish a fost primul care a recunoscut că hidrogenul gazos este o substanță discretă și că produce apă atunci când este ars, de unde și numele: în greacă, hidrogen înseamnă „producător de apă”. Producția industrială de hidrogen este asociată în principal cu conversia cu abur a gazelor naturale și, mai rar, cu metode mai consumatoare de energie, cum ar fi electroliza apei. Majoritatea hidrogenului este folosit în apropierea locului în care este produs, cele mai frecvente două utilizări fiind procesarea combustibililor fosili (de exemplu, hidrocracarea) și producția de amoniac, în principal pentru piața îngrășămintelor. Hidrogenul este o preocupare în metalurgie, deoarece poate fragiliza multe metale, ceea ce face dificilă proiectarea conductelor și a rezervoarelor de stocare.

Proprietăți

Combustie

Hidrogenul gazos (dihidrogen sau hidrogen molecular) este un gaz inflamabil care va arde în aer într-un interval foarte larg de concentrații de la 4% la 75% în volum. Entalpia de ardere este de 286 kJ/mol:

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

Hidrogenul gazos formează amestecuri explozive cu aerul în concentrații de la 4-74% și cu clorul în concentrații de până la 5,95%. Reacțiile explozive pot fi cauzate de scântei, căldură sau lumina soarelui. Temperatura de autoaprindere a hidrogenului, temperatura de aprindere spontană în aer, este de 500 °C (932 °F). Flăcările de hidrogen-oxigen pur emit radiații ultraviolete și, cu un amestec ridicat de oxigen, sunt aproape invizibile cu ochiul liber, așa cum demonstrează pluma slabă a motorului principal al navetei spațiale în comparație cu penarul extrem de vizibil al rachetei de amplificare solide a navetei spațiale, care utilizează un compozit de perclorat de amoniu. Poate fi necesar un detector de flacără pentru a detecta o scurgere de hidrogen care arde; astfel de scurgeri pot fi foarte periculoase. Flacăra de hidrogen în alte condiții este albastră și seamănă cu flacăra albastră a gazului natural. Scufundarea dirijabilului Hindenburg este un exemplu notoriu de ardere a hidrogenului, iar cazul este încă în discuție. Flacăra portocalie vizibilă din acest incident a fost cauzată de expunerea la un amestec de hidrogen și oxigen combinat cu compuși de carbon din pielea aeronavei. H2 reacționează cu fiecare element oxidant. Hidrogenul poate reacționa spontan la temperatura camerei cu clorul și fluorul pentru a forma halogenuri de hidrogen corespunzătoare, acid clorhidric și acid fluorhidric, care sunt, de asemenea, acizi potențial periculoși.

Nivelurile de energie a electronilor

Nivelul de energie al unui electron într-un atom de hidrogen este de -13,6 eV, ceea ce este echivalent cu un foton ultraviolet cu o lungime de undă de aproximativ 91 nm. Nivelurile de energie ale hidrogenului pot fi calculate destul de precis folosind modelul Bohr al atomului, care conceptualizează electronul ca un proton „orbital”, similar cu orbita Soarelui a Pământului. Cu toate acestea, electronul atomic și protonul sunt ținute împreună prin forța electromagnetică, în timp ce planetele și obiectele cerești sunt ținute împreună prin gravitație. Datorită discretizării momentului unghiular postulată în mecanica cuantică timpurie de către Bohr, electronul din modelul lui Bohr poate ocupa doar anumite distanțe admisibile față de proton și, prin urmare, doar anumite energii admisibile. O descriere mai precisă a atomului de hidrogen provine dintr-un tratament pur mecanic cuantic care utilizează ecuația Schrödinger, ecuația Dirac sau chiar circuitul integrat Feynman pentru a calcula distribuția probabilității densității unui electron în jurul unui proton. Cele mai complexe metode de procesare permit obținerea unor efecte mici de relativitate specială și polarizare în vid. În prelucrarea cuantică, electronul din atomul de hidrogen din starea fundamentală nu are deloc cuplu, ilustrând modul în care o „orbita planetară” diferă de mișcarea unui electron.

Forme moleculare elementare

Există doi izomeri de spin diferiți ai moleculelor de hidrogen biatomic care diferă în spinul relativ al nucleelor ​​lor. În forma ortohidrogenului, spinii celor doi protoni sunt paraleli și formează o stare triplet cu un număr cuantic de spin molecular de 1 (1/2 + 1/2); în forma parahidrogenului, spinii sunt antiparaleli și formează un singlet cu un număr cuantic de spin molecular de 0 (1/2 1/2). La temperatura și presiunea standard, hidrogenul gazos conține aproximativ 25% din forma para și 75% din forma orto, cunoscută și sub numele de „forma normală”. Raportul de echilibru dintre ortohidrogen și parahidrogen depinde de temperatură, dar deoarece forma orto este o stare excitată și are o energie mai mare decât forma para, este instabilă și nu poate fi purificată. La temperaturi foarte scăzute, starea de echilibru constă aproape exclusiv din forma para. Proprietățile termice ale fazelor lichide și gazoase ale parahidrogenului pur diferă semnificativ de cele ale formei normale datorită diferențelor de capacități termice de rotație, care este discutată mai detaliat în izomerii de spin a hidrogenului. Distincția orto/pereche apare și în alte molecule sau grupări funcționale care conțin hidrogen, cum ar fi apa și metilen, dar acest lucru este de puțină importanță pentru proprietățile lor termice. Interconversia necatalizată dintre para și orto H2 crește odată cu creșterea temperaturii; astfel, H2 condensat rapid conține cantități mari de formă ortogonală de înaltă energie, care este convertită foarte lent în forma para. Raportul orto/para în H2 condensat este un factor important în prepararea și stocarea hidrogenului lichid: conversia din orto în para este exotermă și oferă suficientă căldură pentru a vaporiza o parte din hidrogenul lichid, rezultând pierderea materialului lichefiat. La răcirea cu hidrogen se folosesc catalizatori pentru conversia orto-para, cum ar fi oxidul de fier, cărbunele activ, azbest platinizat, pământurile rare, compușii de uraniu, oxidul de crom sau unii compuși de nichel.

faze

Hidrogen gazos

hidrogen lichid

hidrogen nămol

hidrogen solid

hidrogen metalic

Conexiuni

Compuși covalenti și organici

Deși H2 nu este foarte reactiv în condiții standard, formează compuși cu majoritatea elementelor. Hidrogenul poate forma compuși cu elemente care sunt mai electronegative, cum ar fi halogeni (de exemplu, F, Cl, Br, I) sau oxigen; în acești compuși, hidrogenul capătă o sarcină pozitivă parțială. Atunci când este legat de fluor, oxigen sau azot, hidrogenul poate participa sub forma unei legături necovalente de rezistență medie cu hidrogenul altor molecule similare, un fenomen numit legături de hidrogen, care este critic pentru stabilitatea multor molecule biologice. Hidrogenul formează, de asemenea, compuși cu elemente mai puțin electronegative, cum ar fi metalele și metaloizii, unde primește o sarcină negativă parțială. Acești compuși sunt adesea cunoscuți ca hidruri. Hidrogenul formează o mare varietate de compuși cu carbon, numiți hidrocarburi, și o varietate și mai mare de compuși cu heteroatomi, care, datorită asocierii lor comune cu viețuitoarele, se numesc compuși organici. Studiul proprietăților lor este preocuparea chimiei organice, iar studiul lor în contextul organismelor vii este cunoscut sub numele de biochimie. După unele definiții, compușii „organici” trebuie să conțină doar carbon. Cu toate acestea, majoritatea conțin și hidrogen și, deoarece legătura carbon-hidrogen este cea care conferă acestei clase de compuși o mare parte din caracteristicile lor chimice specifice, legăturile carbon-hidrogen sunt necesare în unele definiții ale cuvântului „organic” în chimie. Milioane de hidrocarburi sunt cunoscute și sunt de obicei formate din căi sintetice complexe care rareori implică hidrogenul elementar.

hidruri

Compușii cu hidrogen sunt adesea numiți hidruri. Termenul „hidrură” sugerează că atomul de H a căpătat un caracter negativ sau anionic, notat H-, și este folosit atunci când hidrogenul formează un compus cu un element mai electropozitiv. Existența unui anion hidrură, propus de Gilbert N. Lewis în 1916 pentru hidrurile care conțin sare din grupa 1 și 2, a fost demonstrată de Moers în 1920 prin electroliza hidrurii de litiu (LiH) topit, producând o cantitate stoechiometrică de hidrogen per anod. Pentru hidruri, altele decât metalele din grupa 1 și 2, termenul este înșelător, având în vedere electronegativitatea scăzută a hidrogenului. O excepție din grupul 2 hidruri este BeH2, care este polimeric. În hidrura de litiu-aluminiu, anionul AlH-4 poartă centrii de hidrură atașați ferm de Al(III). Deși hidrurile se pot forma în aproape toate elementele grupului principal, numărul și combinația de compuși posibili variază foarte mult; de exemplu, se cunosc peste 100 de hidruri de boran binare și doar o hidrură de aluminiu binară. Hidrura de indiu binară nu a fost încă identificată, deși există complexe mari. În chimia anorganică, hidrurile pot servi și ca liganzi de legătură care leagă doi centri metalici într-un complex de coordonare. Această funcție este caracteristică în special elementelor din grupa 13, în special în borani (hidruri de bor) și complexe de aluminiu, precum și în carboranii grupați.

Protoni și acizi

Oxidarea hidrogenului îi îndepărtează electronul și dă H+, care nu conține electroni și nici nucleu, care de obicei este format dintr-un proton. Acesta este motivul pentru care H+ este adesea denumit proton. Acest punct de vedere este esențial pentru discuția despre acizi. Conform teoriei Bronsted-Lowry, acizii sunt donatori de protoni, iar bazele sunt acceptori de protoni. Protonul gol, H+, nu poate exista în soluție sau în cristale ionice din cauza atracției sale irezistibile față de alți atomi sau molecule cu electroni. Cu excepția temperaturilor ridicate asociate cu plasmele, astfel de protoni nu pot fi îndepărtați din norii de electroni ai atomilor și moleculelor și vor rămâne atașați de ei. Cu toate acestea, termenul „proton” este uneori folosit metaforic pentru a se referi la hidrogenul încărcat pozitiv sau cationic atașat la alte specii în acest mod și, ca atare, este desemnat „H+”, fără a însemna că protonii individuali există liber ca specie. Pentru a evita apariția unui „proton solvat” gol în soluție, se crede uneori că soluțiile apoase acide conțin o specie fictivă mai puțin probabilă numită „ion de hidroniu” (H3O+). Cu toate acestea, chiar și în acest caz, astfel de cationi de hidrogen solvat sunt percepuți mai realist ca grupuri organizate care formează specii apropiate de H 9O+4. Alți ioni de oxoniu se găsesc atunci când apa este într-o soluție acidă cu alți solvenți. În ciuda faptului că este exotic pe Pământ, unul dintre cei mai comuni ioni din univers este H+3, cunoscut sub numele de hidrogen molecular protonat sau cationul trihidrogen.

izotopi

Hidrogenul are trei izotopi care apar în mod natural, denumiți 1H, 2H și 3H. Alți nuclei foarte instabili (4H la 7H) au fost sintetizați în laborator, dar nu au fost observați în natură. 1H este cel mai comun izotop al hidrogenului, cu o abundență de peste 99,98%. Deoarece nucleul acestui izotop este format dintr-un singur proton, i se dă numele formal descriptiv, dar rar folosit protium. 2H, celălalt izotop stabil al hidrogenului, este cunoscut sub numele de deuteriu și conține un proton și un neutron în nucleu. Se crede că tot deuteriul din univers a fost produs în timpul Big Bang-ului și a existat de atunci până în prezent. Deuteriul nu este un element radioactiv și nu prezintă un pericol semnificativ de toxicitate. Apa îmbogățită în molecule care includ deuteriu în loc de hidrogen normal se numește apă grea. Deuteriul și compușii săi sunt utilizați ca etichetă neradioactivă în experimente chimice și în solvenți pentru spectroscopia 1H-RMN. Apa grea este folosită ca moderator de neutroni și lichid de răcire pentru reactoarele nucleare. Deuteriul este, de asemenea, un potențial combustibil pentru fuziunea nucleară comercială. 3H este cunoscut sub numele de tritiu și conține un proton și doi neutroni în nucleu. Este radioactiv, se descompune în heliu-3 prin descompunere beta, cu un timp de înjumătățire de 12,32 ani. Este atât de radioactiv încât poate fi folosit în vopsea luminoasă, făcându-l util în realizarea de ceasuri cu cadrane luminoase, de exemplu. Sticla previne scăparea unei cantități mici de radiații. O cantitate mică de tritiu este produsă în mod natural prin interacțiunea razelor cosmice cu gazele atmosferice; tritiu a fost, de asemenea, eliberat în timpul testării armelor nucleare. Este utilizat în reacțiile de fuziune nucleară ca indicator al geochimiei izotopilor și în dispozitive specializate de iluminat cu autoalimentare. Tritiul a fost, de asemenea, utilizat în experimentele de etichetare chimică și biologică ca etichetă radioactivă. Hidrogenul este singurul element care are denumiri diferite pentru izotopii săi care sunt de uz curent astăzi. În timpul studiului timpuriu al radioactivității, diverșilor izotopi radioactivi grei li s-au dat nume proprii, dar astfel de denumiri nu mai sunt folosite, cu excepția deuteriului și a tritiului. Simbolurile D și T (în loc de 2H și 3H) sunt uneori folosite pentru deuteriu și tritiu, dar simbolul corespunzător pentru protium P este deja folosit pentru fosfor și, prin urmare, nu este disponibil pentru proțiu. În ghidurile sale de nomenclatură, Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată permite utilizarea oricărui simbol din D, T, 2H și 3H, deși sunt preferate 2H și 3H. Atomul exotic muonium (simbolul Mu), constând dintr-un antimuon și un electron, este de asemenea considerat uneori un radioizotop ușor de hidrogen datorită diferenței de masă dintre antimuon și electron, care a fost descoperită în 1960. Pe durata de viață a muonului, 2,2 μs, muoniul poate intra în compuși precum clorura de muoniu (MuCl) sau muonura de sodiu (NaMu), în mod similar cu hidrogenul clorhidric și respectiv hidrura de sodiu.

Poveste

Descoperire și utilizare

În 1671, Robert Boyle a descoperit și descris reacția dintre pilitura de fier și acizii diluați care are ca rezultat hidrogenul gazos. În 1766, Henry Cavendish a fost primul care a recunoscut gazul hidrogen ca o substanță discretă, denumind gazul „aer inflamabil” din cauza reacției metal-acid. El a sugerat că „aerul inflamabil” era de fapt identic cu o substanță ipotetică numită „flogiston” și a descoperit din nou în 1781 că gazul producea apă atunci când era ars. Se crede că el a fost cel care a descoperit hidrogenul ca element. În 1783, Antoine Lavoisier a dat elementului denumirea de hidrogen (din grecescul ὑδρο-hydro care înseamnă „apă” și gene -γενής înseamnă „creator”) când el și Laplace au reprodus datele lui Cavendish conform cărora apa s-a format atunci când a fost ars hidrogenul. Lavoisier a produs hidrogen pentru experimentele sale de conservare a masei prin reacția unui curent de abur cu fier metalic printr-o lampă cu incandescență încălzită într-un foc. Oxidarea anaerobă a fierului de către protonii de apă la temperatură ridicată poate fi reprezentată schematic printr-un set de următoarele reacții:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Multe metale, cum ar fi zirconiul, suferă o reacție similară cu apa pentru a produce hidrogen. Hidrogenul a fost pentru prima dată lichefiat de James Dewar în 1898 folosind refrigerarea regenerativă și invenția sa, balonul cu vid. În anul următor, el a produs hidrogen solid. Deuteriul a fost descoperit în decembrie 1931 de Harold Uray, iar tritiul a fost preparat în 1934 de Ernest Rutherford, Mark Oliphant și Paul Harteck. Apa grea, care este formată din deuteriu în loc de hidrogen obișnuit, a fost descoperită de grupul lui Yurey în 1932. François Isaac de Rivaz a construit primul motor „Rivaz”, un motor cu ardere internă alimentat cu hidrogen și oxigen, în 1806. Edward Daniel Clark a inventat tubul de gaz cu hidrogen în 1819. Oțelul lui Döbereiner (prima brichetă cu drepturi depline) a fost inventat în 1823. Primul balon cu hidrogen a fost inventat de Jacques Charles în 1783. Hidrogenul a oferit ascensiunea primei forme sigure de trafic aerian după inventarea de către Henri Giffard a primei aeronave cu hidrogen în 1852. Contele german Ferdinand von Zeppelin a promovat ideea aeronavelor rigide ridicate în aer de hidrogen, care mai târziu au fost numite Zeppelin; primul dintre acestea a zburat pentru prima dată în 1900. Zborurile regulate au început în 1910 și până la izbucnirea Primului Război Mondial în august 1914 transportaseră 35.000 de pasageri fără incidente majore. În timpul războiului, dirijabilele cu hidrogen au fost folosite ca platforme de observare și bombardiere. Primul zbor transatlantic non-stop a fost realizat de dirijabilul britanic R34 în 1919. Serviciul obișnuit de pasageri a fost reluat în anii 1920, iar descoperirea rezervelor de heliu în Statele Unite trebuia să îmbunătățească siguranța aviației, dar guvernul SUA a refuzat să vândă gaz în acest scop, așa că H2 a fost folosit în dirijabilul Hindenburg, care a fost distrus în Incendiu de la Milano din New Jersey, 6 mai 1937. Incidentul a fost transmis în direct la radio și filmat. S-a presupus pe scară largă că cauza aprinderii a fost o scurgere de hidrogen, cu toate acestea, cercetările ulterioare indică faptul că stratul de țesătură aluminizat a fost aprins de electricitate statică. Dar până în acest moment, reputația hidrogenului ca gaz de ridicare fusese deja deteriorată. În același an, primul turbogenerator răcit cu hidrogen cu hidrogen gaz ca lichid de răcire în rotor și stator a intrat în funcțiune în 1937 în Dayton, Ohio, de către Dayton Power & Light Co; datorită conductivității termice a hidrogenului gazos, acesta este cel mai comun gaz utilizat în acest domeniu astăzi. Bateria cu nichel-hidrogen a fost folosită pentru prima dată în 1977 la bordul satelitului US Navigation Technology Satellite 2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey și Mars Global Surveyor sunt echipate cu baterii nichel-hidrogen. În partea întunecată a orbitei sale, telescopul spațial Hubble este alimentat și de baterii cu nichel-hidrogen, care au fost înlocuite în cele din urmă în mai 2009, la mai bine de 19 ani de la lansare și la 13 ani după ce au fost proiectate.

Rolul în teoria cuantică

Datorită structurii sale atomice simple de numai un proton și un electron, atomul de hidrogen, împreună cu spectrul de lumină creat din sau absorbit de acesta, a fost esențial pentru dezvoltarea teoriei structurii atomice. În plus, studiul simplității corespunzătoare a moleculei de hidrogen și a cationului H+2 corespunzător a condus la înțelegerea naturii legăturii chimice, care a urmat în curând tratamentul fizic al atomului de hidrogen în mecanica cuantică la mijlocul anului 2020. Unul dintre primele efecte cuantice care a fost observat în mod clar (dar neînțeles la acel moment) a fost observația lui Maxwell care implică hidrogen cu jumătate de secol înainte de a exista o teorie mecanică cuantică completă. Maxwell a observat că capacitatea termică specifică a H2 se îndepărtează ireversibil de la un gaz diatomic sub temperatura camerei și începe să semene din ce în ce mai mult cu capacitatea termică specifică a unui gaz monoatomic la temperaturi criogenice. Conform teoriei cuantice, acest comportament rezultă din distanțarea nivelurilor de energie de rotație (cuantificate), care sunt mai ales larg distanțate în H2 datorită masei sale scăzute. Aceste niveluri larg distanțate împiedică o împărțire egală a energiei termice în mișcare de rotație în hidrogen la temperaturi scăzute. Gazele de diatomee, care sunt compuse din atomi mai grei, nu au niveluri atât de distanțate și nu prezintă același efect. Antihidrogenul este analogul antimaterial al hidrogenului. Este format dintr-un antiproton cu un pozitron. Antihidrogenul este singurul tip de atom de antimaterie care a fost obținut din 2015.

Fiind în natură

Hidrogenul este cel mai abundent element chimic din univers, alcătuind 75% din masa normală și peste 90% din numărul de atomi. (Totuși, cea mai mare parte a masei universului nu este sub forma acestui element chimic, dar se crede că are forme de masă încă nedescoperite, cum ar fi materia întunecată și energia întunecată.) Acest element se găsește în mare abundență în stele și giganții gazoși. Norii moleculari H2 sunt asociați cu formarea stelelor. Hidrogenul joacă un rol vital în aprinderea stelelor prin reacția proton-proton și fuziunea nucleară a ciclului CNO. În întreaga lume, hidrogenul apare în principal în stări atomice și plasmatice cu proprietăți destul de diferite de cele ale hidrogenului molecular. Ca plasmă, electronul și protonul hidrogenului nu sunt legați împreună, rezultând o conductivitate electrică foarte mare și o emisivitate ridicată (generând lumină de la Soare și alte stele). Particulele încărcate sunt puternic afectate de câmpurile magnetice și electrice. De exemplu, în vântul solar, ei interacționează cu magnetosfera Pământului, creând curenți Birkeland și aurora. Hidrogenul se află într-o stare atomică neutră în mediul interstelar. Se crede că cantitatea mare de hidrogen neutru găsită în sistemele evanescente Liman-alfa domină densitatea barionică cosmologică a Universului până la deplasarea spre roșu z = 4. În condiții normale pe Pământ, hidrogenul elementar există ca gaz diatomic, H2. Cu toate acestea, hidrogenul gazos este foarte rar în atmosfera pământului (1 ppm în volum) datorită greutății sale reduse, ceea ce îi permite să sfideze gravitația pământului mai ușor decât gazele mai grele. Cu toate acestea, hidrogenul este al treilea element cel mai abundent de pe suprafața Pământului, existând în primul rând sub formă de compuși chimici precum hidrocarburile și apa. Hidrogenul gazos este produs de unele bacterii și alge și este o componentă naturală a flautului, la fel ca metanul, care este o sursă din ce în ce mai importantă de hidrogen. O formă moleculară numită hidrogen molecular protonat (H+3) se găsește în mediul interstelar, unde este generată prin ionizarea hidrogenului molecular din razele cosmice. Acest ion încărcat a fost observat și în atmosfera superioară a planetei Jupiter. Ionul este relativ stabil în mediu datorită temperaturii și densității scăzute. H+3 este unul dintre cei mai abundenți ioni din univers și joacă un rol proeminent în chimia mediului interstelar. Hidrogenul triatomic neutru H3 poate exista doar sub formă excitată și este instabil. În schimb, ionul molecular pozitiv de hidrogen (H+2) este o moleculă rară în univers.

Producția de hidrogen

H2 este produs în laboratoare chimice și biologice, adesea ca produs secundar al altor reacții; în industrie pentru hidrogenarea substraturilor nesaturate; iar în natură ca mijloc de înlocuire a echivalenţilor reducători în reacţiile biochimice.

Reformarea cu abur

Hidrogenul poate fi produs în mai multe moduri, dar din punct de vedere economic cele mai importante procese presupun îndepărtarea hidrogenului din hidrocarburi, întrucât aproximativ 95% din producția de hidrogen în anul 2000 provenea din reformarea cu abur. Din punct de vedere comercial, volume mari de hidrogen sunt de obicei produse prin reformarea cu abur a gazului natural. La temperaturi ridicate (1000-1400 K, 700-1100 °C sau 1300-2000 °F) aburul (aburul) reacționează cu metanul pentru a produce monoxid de carbon și H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Această reacție funcționează cel mai bine la presiuni scăzute, dar poate fi efectuată în continuare la presiuni ridicate (2,0 MPa, 20 atm sau 600 inchi de mercur). Acest lucru se datorează faptului că H2 de înaltă presiune este cel mai popular produs, iar sistemele de curățare cu supraîncălzire sub presiune funcționează mai bine la presiuni mai mari. Amestecul de produse este cunoscut sub numele de „gaz de sinteză” deoarece este adesea folosit direct pentru a produce metanol și compuși înrudiți. Hidrocarburile, altele decât metanul, pot fi utilizate pentru a produce gaz de sinteză cu diferite rapoarte de produs. Una dintre numeroasele complicații ale acestei tehnologii extrem de optimizate este formarea de cocs sau carbon:

CH4 → C + 2H2

Prin urmare, reformarea cu abur utilizează de obicei un exces de H2O. Hidrogen suplimentar poate fi recuperat din abur folosind monoxid de carbon printr-o reacție de schimbare a gazului de apă, în special folosind un catalizator de oxid de fier. Această reacție este, de asemenea, o sursă industrială comună de dioxid de carbon:

CO + H2O → CO2 + H2

Alte metode importante pentru H2 includ oxidarea parțială a hidrocarburilor:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Și reacția cărbunelui, care poate servi drept preludiu la reacția de schimbare descrisă mai sus:

C + H2O → CO + H2

Uneori, hidrogenul este produs și consumat în același proces industrial, fără separare. În procesul Haber pentru producerea amoniacului, hidrogenul este generat din gazul natural. Electroliza soluției de sare pentru a produce clor produce, de asemenea, hidrogen ca produs secundar.

acid metalic

În laborator, H2 este de obicei produs prin reacția acizilor neoxidanți diluați cu anumite metale reactive, cum ar fi zincul, cu un aparat Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

De asemenea, aluminiul poate produce H2 atunci când este tratat cu baze:

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

Electroliza apei este o modalitate simplă de a produce hidrogen. Un curent de joasă tensiune trece prin apă și oxigenul gazos este generat la anod, în timp ce hidrogenul gazos este generat la catod. De obicei, catodul este realizat din platină sau alt metal inert în producerea de hidrogen pentru stocare. Dacă, totuși, gazul urmează să fie ars in situ, prezența oxigenului este de dorit pentru a promova arderea și, prin urmare, ambii electrozi vor fi fabricați din metale inerte. (De exemplu, fierul se oxidează și, prin urmare, reduce cantitatea de oxigen eliberată). Eficiența maximă teoretică (electricitatea utilizată în raport cu valoarea energetică a hidrogenului produs) este în intervalul 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Un aliaj de aluminiu și galiu sub formă de granule adăugate în apă poate fi folosit pentru a produce hidrogen. Acest proces produce și alumină, dar galiul scump, care împiedică formarea pielii de oxid pe pelete, poate fi reutilizat. Acest lucru are implicații potențiale importante pentru economia hidrogenului, deoarece hidrogenul poate fi produs local și nu trebuie să fie transportat.

Proprietăți termochimice

Există mai mult de 200 de cicluri termochimice care pot fi folosite pentru a separa apa, aproximativ o duzină dintre aceste cicluri, cum ar fi ciclul oxidului de fier, ciclul oxidului de ceriu (IV), ciclul oxidului de ceriu (III), oxidul de zinc-zinc. ciclul, ciclul iodului cu sulf, ciclul cuprului și ciclul hibrid al clorului și al sulfului sunt în curs de cercetare și testare pentru a produce hidrogen și oxigen din apă și căldură fără utilizarea energiei electrice. Un număr de laboratoare (inclusiv cele din Franța, Germania, Grecia, Japonia și SUA) dezvoltă metode termochimice pentru producerea hidrogenului din energie solară și apă.

Coroziunea anaerobă

În condiții anaerobe, aliajele de fier și oțel sunt lent oxidate de protonii de apă, în timp ce sunt reduse în hidrogen molecular (H2). Coroziunea anaerobă a fierului duce mai întâi la formarea hidroxidului de fier (rugina verde) și poate fi descrisă prin următoarea reacție: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. La rândul său, în condiții anaerobe, hidroxidul de fier (Fe (OH) 2) poate fi oxidat de protonii de apă pentru a forma magnetit și hidrogen molecular. Acest proces este descris de reacția Shikorra: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 hidroxid de fier → magneziu + apă + hidrogen. Magnetita bine cristalizată (Fe3O4) este termodinamic mai stabilă decât hidroxidul de fier (Fe(OH)2). Acest proces are loc în timpul coroziunii anaerobe a fierului și oțelului în apele subterane anoxice și atunci când solurile sunt recuperate sub pânza freatică.

Origine geologică: reacție de serpentinizare

În absența oxigenului (O2) în condiții geologice profunde care predomină departe de atmosfera Pământului, hidrogenul (H2) se formează în timpul serpentinizării prin oxidare anaerobă de către protonii de apă (H+) ai silicatului de fier (Fe2+) prezenți în rețeaua cristalină a fayalitei ( Fe2SiO4, glandă minală de olivină). Reacția corespunzătoare care duce la formarea magnetitului (Fe3O4), cuarțului (SiO2) și hidrogenului (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalită + apă → magnetit + cuarț + hidrogen. Această reacție seamănă foarte mult cu reacția Shikorra observată în oxidarea anaerobă a hidroxidului de fier în contact cu apa.

Formarea în transformatoare

Dintre toate gazele periculoase produse în transformatoarele de putere, hidrogenul este cel mai frecvent și este generat în majoritatea defecțiunilor; astfel, formarea hidrogenului este un semn precoce al unor probleme serioase în ciclul de viață al unui transformator.

Aplicații

Consumul în diverse procese

Sunt necesare cantități mari de H2 în industria petrolieră și chimică. Cea mai mare utilizare a H2 este pentru prelucrarea (“upgrading”) combustibililor fosili și pentru producerea de amoniac. În uzinele petrochimice, H2 este utilizat în hidrodealchilare, hidrodesulfurare și hidrocracare. H2 are mai multe alte utilizări importante. H2 este utilizat ca agent de hidrogenare, în special pentru a crește nivelul de saturație al grăsimilor și uleiurilor nesaturate (găsete în articole precum margarina) și în producția de metanol. Este, de asemenea, o sursă de hidrogen în producția de acid clorhidric. H2 este, de asemenea, utilizat ca agent reducător pentru minereurile metalice. Hidrogenul este foarte solubil în multe pământuri rare și metale de tranziție și este solubil atât în ​​metale nanocristaline, cât și amorfe. Solubilitatea hidrogenului în metale depinde de distorsiunile locale sau de impuritățile din rețeaua cristalină. Acest lucru poate fi util atunci când hidrogenul este purificat prin trecerea prin discuri fierbinți de paladiu, dar solubilitatea ridicată a gazului este o problemă metalurgică care fragilizează multe metale, complicând proiectarea conductelor și a rezervoarelor de stocare. Pe lângă faptul că este folosit ca reactiv, H2 are o gamă largă de aplicații în fizică și inginerie. Este folosit ca gaz de protecție în metode de sudare, cum ar fi sudarea atomică cu hidrogen. H2 este folosit ca lichid de răcire a rotorului în generatoarele electrice din centralele electrice, deoarece are cea mai mare conductivitate termică dintre toate gazele. H2 lichid este utilizat în cercetarea criogenică, inclusiv în cercetarea supraconductivității. Deoarece H2 este mai ușor decât aerul, la puțin peste 1/14 din densitatea aerului, a fost odată folosit pe scară largă ca gaz de ridicare în baloane și avioane. În aplicațiile mai noi, hidrogenul este utilizat pur sau amestecat cu azot (uneori numit gaz de formare) ca gaz trasor pentru detectarea instantanee a scurgerilor. Hidrogenul este utilizat în industria auto, chimică, energetică, aerospațială și de telecomunicații. Hidrogenul este un aditiv alimentar permis (E 949) care permite testarea scurgerilor de alimente, printre alte proprietăți antioxidante. Izotopii rari ai hidrogenului au, de asemenea, utilizări specifice. Deuteriul (hidrogen-2) este utilizat în aplicațiile de fisiune nucleară ca moderator de neutroni lent și în reacțiile de fuziune nucleară. Compușii de deuteriu sunt utilizați în domeniul chimiei și biologiei în studiul efectelor izotopice ale reacției. Tritiul (hidrogen-3), produs în reactoare nucleare, este folosit la fabricarea bombelor cu hidrogen, ca marker izotop în științele biologice și ca sursă de radiații în vopselele luminoase. Temperatura punctului triplu a hidrogenului de echilibru este punctul fix definitoriu pe scara de temperatură ITS-90 la 13,8033 Kelvin.

Mediu de răcire

Hidrogenul este utilizat în mod obișnuit în centralele electrice ca agent frigorific în generatoare datorită unui număr de proprietăți favorabile care sunt rezultatul direct al moleculelor sale biatomice ușoare. Acestea includ densitatea scăzută, vâscozitatea scăzută și cea mai mare capacitate specifică de căldură și conductivitate termică a oricărui gaz.

Purtător de energie

Hidrogenul nu este o resursă energetică, decât în ​​contextul ipotetic al centralelor comerciale de fuziune care utilizează deuteriu sau tritiu, o tehnologie în prezent departe de a fi matură. Energia Soarelui provine din fuziunea nucleară a hidrogenului, dar acest proces este greu de realizat pe Pământ. Hidrogenul elementar din surse solare, biologice sau electrice necesită mai multă energie pentru a-l produce decât este nevoie pentru a-l arde, astfel încât în ​​aceste cazuri hidrogenul funcționează ca un purtător de energie, similar unei baterii. Hidrogenul poate fi obținut din surse fosile (cum ar fi metanul), dar aceste surse sunt epuizabile. Densitatea de energie pe unitatea de volum atât a hidrogenului lichid, cât și a hidrogenului gazos comprimat la orice presiune practic realizabilă este semnificativ mai mică decât sursele de energie convenționale, deși densitatea de energie pe unitatea de masă de combustibil este mai mare. Cu toate acestea, hidrogenul elementar a fost discutat pe scară largă în contextul energetic ca un posibil viitor transportator de energie la nivelul întregii economii. De exemplu, sechestrarea CO2 urmată de captarea și stocarea carbonului ar putea fi realizată la punctul de producere a H2 din combustibili fosili. Hidrogenul folosit în transport va arde relativ curat, cu unele emisii de NOx, dar fără emisii de carbon. Cu toate acestea, costul infrastructurii asociat cu o conversie completă la o economie cu hidrogen va fi semnificativ. Pilele de combustie pot transforma hidrogenul și oxigenul direct în electricitate mai eficient decât motoarele cu ardere internă.

industria semiconductoarelor

Hidrogenul este folosit pentru a satura legăturile suspendate ale siliciului amorf și carbonului amorf, ceea ce ajută la stabilizarea proprietăților materialului. Este, de asemenea, un potențial donor de electroni în diferite materiale de oxid, inclusiv ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 și SrZrO3.

reactii biologice

H2 este un produs al unui metabolism anaerob și este produs de mai multe microorganisme, de obicei prin reacții catalizate de enzime care conțin fier sau nichel numite hidrogenaze. Aceste enzime catalizează o reacție redox reversibilă între H2 și cei doi protoni și doi electroni ai săi. Crearea hidrogenului gazos are loc prin transferul echivalenților reducători produși prin fermentarea piruvatului în apă. Ciclul natural de producere și consum de hidrogen de către organisme se numește ciclul hidrogenului. Diviziunea apei, procesul prin care apa este descompusă în protoni, electroni și oxigen, are loc în reacțiile luminoase în toate organismele fotosintetice. Unele astfel de organisme, inclusiv algele Chlamydomonas Reinhardtii și cianobacteriile, au evoluat într-o a doua etapă în reacții întunecate în care protonii și electronii sunt reduși pentru a forma gaz H2 prin hidrogenaze specializate din cloroplast. Au fost făcute încercări de modificare genetică a hidrazelor cianobacteriene pentru a sintetiza eficient H2 gaz chiar și în prezența oxigenului. De asemenea, s-au făcut eforturi folosind alge modificate genetic într-un bioreactor.

/mol (eV)

Configuratie electronica 1s 1 Proprietăți chimice raza covalentă 32 seara Raza ionică 54 (−1 e) pm Electronegativitatea
(după Pauling) 2,20 Potențialul electrodului Stări de oxidare 1, −1 Proprietățile termodinamice ale unei substanțe simple Densitate
substante 0,0000899 (la 273 (0 °C)) /cm³ Capacitate de căldură molară 14,235 J/(mol) Conductivitate termică 0,1815 W /( ) Temperatură de topire 14,01 Căldura de topire 0,117 kJ/mol Temperatura de fierbere 20,28 Căldura de evaporare 0,904 kJ/mol Volumul molar 14,1 cm³/mol Rețeaua cristalină a unei substanțe simple Structură cu zăbrele hexagonal Parametrii rețelei a=3,780 c=6,167 raport c/a 1,631 Debye temperatura 110

H	1
1,00794
1s 1
Hidrogen

Hidrogen este primul element din Tabelul Periodic al Elementelor. Distribuit pe scară largă în natură. Cationul (și nucleul) celui mai comun izotop al hidrogenului 1 H este protonul. Proprietățile nucleului 1 H fac posibilă utilizarea pe scară largă a spectroscopiei RMN în analiza substanțelor organice.

Istoria hidrogenului

Eliberarea de gaz combustibil în timpul interacțiunii acizilor și metalelor a fost observată în secolele al XVI-lea și al XVII-lea, în zorii formării chimiei ca știință. M. V. Lomonosov a subliniat direct izolarea sa, dar și-a dat deja seama cu siguranță că acesta nu era flogiston. Fizicianul și chimistul englez G. Cavendish a investigat în 1766 acest gaz și l-a numit „aer combustibil”. Când era ars, „aerul combustibil” producea apă, dar aderarea lui Cavendish la teoria flogistului l-a împiedicat să tragă concluziile corecte. Chimistul francez A. Lavoisier, împreună cu inginerul J. Meunier, folosind contoare speciale de gaz, în 1783. a efectuat sinteza apei, apoi analiza acesteia, descompunând vaporii de apă cu fier înroșit. Astfel, a stabilit că „aerul combustibil” face parte din apă și poate fi obținut din aceasta.

Originea numelui hidrogen

Lavoisier a numit hidrogen hidrogen (din ὕδωρ - „apă” și γενναω - „Eu nasc”) - „Nașterea apei”. Denumirea rusă „hidrogen” a fost propusă de chimistul M.F. Soloviev în 1824, prin analogie cu „oxigenul” lui Lomonosov.

Prevalența hidrogenului

În Univers

Hidrogenul este cel mai abundent element din univers. Reprezintă aproximativ 92% din toți atomii (8% sunt atomi de heliu, ponderea tuturor celorlalte elemente combinate este mai mică de 0,1%). Astfel, hidrogenul este componenta principală a stelelor și a gazului interstelar. În condițiile temperaturilor stelare (de exemplu, temperatura suprafeței Soarelui este de ~6000 °C), hidrogenul există sub formă de plasmă, în spațiul interstelar acest element există sub formă de molecule, atomi și ioni individuali și poate forma molecule. nori care diferă semnificativ ca mărime, densitate și temperatură.

Scoarța terestră și organismele vii

Fracția de masă a hidrogenului din scoarța terestră este de 1% - acesta este al zecelea element cel mai comun. Cu toate acestea, rolul său în natură este determinat nu de masă, ci de numărul de atomi, a căror pondere între alte elemente este de 17% (locul al doilea după oxigen, a cărui fracțiune de atomi este de ~52%). Prin urmare, importanța hidrogenului în procesele chimice care au loc pe Pământ este aproape la fel de mare ca cea a oxigenului. Spre deosebire de oxigen, care există pe Pământ atât în ​​stare legată, cât și în stare liberă, aproape tot hidrogenul de pe Pământ este sub formă de compuși; doar o cantitate foarte mică de hidrogen sub formă de substanță simplă se găsește în atmosferă (0,00005% în volum).

Hidrogenul este un constituent al aproape tuturor substanțelor organice și este prezent în toate celulele vii. În celulele vii, după numărul de atomi, hidrogenul reprezintă aproape 50%.

Obținerea de hidrogen

Metodele industriale de obținere a substanțelor simple depind de forma în care se găsește elementul corespunzător în natură, adică care poate fi materia primă pentru producerea acestuia. Deci, oxigenul, care este disponibil în stare liberă, este obținut printr-o metodă fizică - prin izolarea de aerul lichid. Aproape tot hidrogenul este sub formă de compuși, așa că pentru obținerea acestuia se folosesc metode chimice. În special, pot fi utilizate reacții de descompunere. Una dintre modalitățile de producere a hidrogenului este reacția de descompunere a apei prin curent electric.

Principala metodă industrială de producere a hidrogenului este reacția cu apa a metanului, care face parte din gazul natural. Se efectuează la o temperatură ridicată (este ușor de verificat că atunci când metanul este trecut chiar și prin apă clocotită, nu are loc nicio reacție):

In laborator, pentru obtinerea unor substante simple se folosesc nu neaparat materii prime naturale, ci se aleg acele substante initiale din care se izoleaza mai usor substanta necesara. De exemplu, în laborator, oxigenul nu se obține din aer. Același lucru este valabil și pentru producția de hidrogen. Una dintre metodele de laborator pentru producerea hidrogenului, care este uneori folosită în industrie, este descompunerea apei prin curent electric.

Hidrogenul este produs de obicei în laborator prin reacția zincului cu acid clorhidric.

Obținerea de hidrogen în industrie

1. Electroliza soluțiilor apoase de săruri:
2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + CI2

2. Trecerea vaporilor de apă peste cocs fierbinte la o temperatură de aproximativ 1000°C:
H2O + ⇄ H2 + CO

3.De la gaze naturale.

Conversie la abur:
CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C)
Oxidarea catalitică cu oxigen:
2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Cracarea și reformarea hidrocarburilor în procesul de rafinare a petrolului.

Obținerea hidrogenului în laborator

1. Acțiunea acizilor diluați asupra metalelor. Pentru a efectua o astfel de reacție, zincul și acidul clorhidric diluat sunt cel mai adesea utilizate:
+2HCI → ZnCI2 +H2

2. Interacțiunea calciului cu apa: |
+ 2H2O → Ca (OH)2 + H2

3. Hidroliza hidrurilor:
NaH + H2O → NaOH + H2

4. Acțiunea alcalinelor asupra zincului sau aluminiului:
2 + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2
+ 2KOH + 2H2O → K2 + H2

5.Utilizarea electrolizei. În timpul electrolizei soluțiilor apoase de alcalii sau acizi, hidrogenul este eliberat la catod, de exemplu:
2H3O + +2e - → H2 +2H2O

Informații suplimentare despre hidrogen

Bioreactor pentru producerea hidrogenului

Proprietățile fizice ale hidrogenului

Spectrul de emisie de hidrogen

Spectrul de emisie a hidrogenului

Modificările de hidrogen pot fi separate prin adsorbție pe cărbune activ la temperatura azotului lichid. La temperaturi foarte scăzute, echilibrul dintre ortohidrogen și parahidrogen este aproape în întregime mutat către acesta din urmă. La 80 K, raportul de aspect este de aproximativ 1:1. Parahidrogenul desorbit este transformat în ortohidrogen la încălzire până la formarea unui amestec de echilibru la temperatura camerei (orto-para: 75:25). Fără catalizator, transformarea se desfășoară lent (în condițiile mediului interstelar, cu timpi caracteristici până la timpi cosmologici), ceea ce face posibilă studierea proprietăților modificărilor individuale.

Hidrogenul este cel mai ușor gaz, este de 14,5 ori mai ușor decât aerul. Evident, cu cât masa moleculelor este mai mică, cu atât viteza lor este mai mare la aceeași temperatură. Fiind cele mai ușoare, moleculele de hidrogen se mișcă mai repede decât moleculele oricărui alt gaz și astfel pot transfera căldura de la un corp la altul mai repede. Rezultă că hidrogenul are cea mai mare conductivitate termică dintre substanțele gazoase. Conductivitatea sa termică este de aproximativ șapte ori mai mare decât cea a aerului.

Molecula de hidrogen este diatomică - H 2. În condiții normale, este un gaz incolor, inodor și fără gust. Densitate 0,08987 g/l (n.o.), punct de fierbere −252,76 °C, căldură specifică de ardere 120,9 10 6 J/kg, puțin solubil în apă — 18,8 ml/l. Hidrogenul este foarte solubil în multe metale (, , etc.), în special în paladiu (850 volume per 1 volum de Pd). Legat de solubilitatea hidrogenului în metale este capacitatea acestuia de a difuza prin ele; difuzia printr-un aliaj carbonic (de exemplu, oțel) este uneori însoțită de distrugerea aliajului din cauza interacțiunii hidrogenului cu carbonul (așa-numita decarbonizare). Practic insolubil în argint.

Diagrama de fază a hidrogenului

Hidrogenul lichid există într-un interval de temperatură foarte îngust de la -252,76 la -259,2 °C. Este un lichid incolor, foarte ușor (densitate la -253 °C 0,0708 g/cm 3) și fluid (vâscozitate la -253 °C 13,8 centigrade). Parametrii critici ai hidrogenului sunt foarte scazuti: temperatura -240,2 °C si presiune 12,8 atm. Aceasta explică dificultățile în lichefierea hidrogenului. În stare lichidă, hidrogenul de echilibru este format din 99,79% para-H2, 0,21% orto-H2.

Hidrogen solid, punct de topire -259,2 °C, densitate 0,0807 g/cm3 (la -262 °C) - masă asemănătoare zăpezii, cristale hexagonale, grup spațial P6/mmc, parametrii celulei A=3,75 c=6,12. La presiune mare, hidrogenul devine metalic.

izotopi

Hidrogenul apare sub forma a trei izotopi, care au denumiri individuale: 1 H - protiu (H), 2 H - deuteriu (D), 3 H - tritiu (radioactiv) (T).

Protiul și deuteriul sunt izotopi stabili cu numere de masă 1 și 2. Conținutul lor în natură este de 99,9885 ± 0,0070% și, respectiv, 0,0115 ± 0,0070%. Acest raport poate varia ușor în funcție de sursa și metoda de producere a hidrogenului.

Izotopul hidrogenului 3H (tritiu) este instabil. Timpul său de înjumătățire este de 12,32 ani. Tritiul se găsește în natură în cantități foarte mici.

Literatura oferă, de asemenea, date despre izotopii de hidrogen cu numere de masă 4–7 și timpi de înjumătățire 10–22–10–23 s.

Hidrogenul natural constă din molecule H 2 și HD (deuterohidrogen) într-un raport de 3200:1. Conținutul de hidrogen de deuteriu pur D 2 este și mai mic. Raportul de concentrație al HD și D 2 este de aproximativ 6400:1.

Dintre toți izotopii elementelor chimice, proprietățile fizice și chimice ale izotopilor de hidrogen diferă cel mai mult unul de celălalt. Acest lucru se datorează celei mai mari modificări relative a maselor de atomi.

	Temperatura topire, K	Temperatura fierbere, K	Triplu punct, K/kPa	critic punct, K/kPa	Densitate lichid/gaz, kg/m³
H2	13.95	20,39	13,96 /7,3	32,98 /1,31	70,811 /1,316
HD	16,60	22,13	16,60 /12,8	35,91 /1,48	114,80 /1,802
HT		22,92	17,63 /17,7	37,13 /1,57	158,62 /2,310
D2	18,62	23,67	18,73 /17,1	38,35 /1,67	162,50 /2,230
DT		24.38	19,71 /19,4	39,42 /1,77	211,54 /2,694
T2		25,04	20,62 /21,6	40,44 /1,85	260,17 /3,136

Deuteriul și tritiul au, de asemenea, modificări orto și para: p-D2, o-D2, p-T2, o-T2. Hidrogenul heteroizotopic (HD, HT, DT) nu prezintă modificări orto și para.

Proprietăți chimice

Moleculele de hidrogen H 2 sunt destul de puternice și, pentru ca hidrogenul să reacționeze, trebuie cheltuită multă energie:

H 2 \u003d 2H - 432 kJ

Prin urmare, la temperaturi obișnuite, hidrogenul reacționează numai cu metale foarte active, cum ar fi calciul, formând hidrură de calciu:

H 2 \u003d CaH 2

și cu singurul nemetal - fluor, formând fluorură de hidrogen:

F 2 +H 2 \u003d 2HF

Hidrogenul reacționează cu majoritatea metalelor și nemetalelor la temperaturi ridicate sau sub alte influențe, cum ar fi iluminarea:

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

Poate „lua” oxigenul de la unii oxizi, de exemplu:

CuO + H 2 \u003d + H 2 O

Ecuația scrisă reflectă proprietățile reducătoare ale hidrogenului.

N2 + 3H2 → 2NH3

Formează halogenuri de hidrogen cu halogeni:

F 2 + H 2 → 2HF, reacția se desfășoară cu o explozie în întuneric și la orice temperatură, Cl 2 + H 2 → 2HCl, reacția se desfășoară cu o explozie, numai la lumină.

Interacționează cu funinginea la încălzire puternică:

2H2→CH4

Interacțiune cu metale alcaline și alcalino-pământoase

Când interacționează cu metalele active, hidrogenul formează hidruri:

2 +H 2 → 2NaH +H 2 → CaH 2 +H 2 → MgH 2

hidruri- substanțe solide asemănătoare sărurilor, ușor hidrolizabile:

CaH2 + 2H2O → Ca (OH)2 + 2H2

Interacțiunea cu oxizii metalici (de obicei elemente d)

Oxizii se reduc la metale:

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

Hidrogenarea compușilor organici

Hidrogenul molecular este utilizat pe scară largă în sinteza organică pentru reducerea compușilor organici. Aceste procese sunt numite reactii de hidrogenare. Aceste reacții sunt efectuate în prezența unui catalizator la presiune și temperatură ridicate. Catalizatorul poate fi fie omogen (de exemplu, catalizatorul Wilkinson), fie eterogen (de exemplu, nichel Raney, paladiu pe carbon).

Astfel, în special, în timpul hidrogenării catalitice a compușilor nesaturați, cum ar fi alchene și alchine, se formează compuși saturați, alcani.

Geochimia hidrogenului

Hidrogenul liber H 2 este relativ rar în gazele terestre, dar sub formă de apă joacă un rol excepțional de important în procesele geochimice.

Hidrogenul poate fi prezent în minerale sub formă de ion de amoniu, ion hidroxil și apă cristalină.

În atmosferă, hidrogenul este produs continuu ca urmare a descompunerii apei prin radiația solară. Având o masă mică, moleculele de hidrogen au o rată mare de mișcare de difuzie (este aproape de a doua viteză cosmică) și, ajungând în straturile superioare ale atmosferei, pot zbura în spațiul cosmic.

Caracteristicile circulației

Aplicarea hidrogenului

Hidrogenul atomic este utilizat pentru sudarea cu hidrogen atomic.

Industria chimica

În producția de amoniac, metanol, săpun și materiale plastice

industria alimentară

În producția de margarină din uleiuri vegetale lichide.
Înregistrat ca supliment alimentar E949(gaz de ambalare)

Industria aviatica

Hidrogenul este foarte ușor și se ridică mereu în aer. Pe vremuri, dirijabilele și baloanele erau pline cu hidrogen. Dar în anii 30. secolul XX au avut loc mai multe accidente când dirijabilele au explodat și au ars. În zilele noastre, dirijabilele sunt pline cu heliu.

Combustibil

Hidrogenul este folosit ca combustibil pentru rachete. Sunt în desfășurare cercetări privind utilizarea hidrogenului ca combustibil pentru mașini și camioane. Motoarele cu hidrogen nu poluează mediul și emit doar vapori de apă.

Pilele de combustibil cu hidrogen-oxigen folosesc hidrogenul pentru a transforma direct energia unei reacții chimice în energie electrică.

Hidrogen, hidrogeniu, N (1)
Ca aer combustibil (inflamabil), hidrogenul este cunoscut de mult timp. A fost obținut prin acțiunea acizilor asupra metalelor, arderea și exploziile gazelor explozive au fost observate de Paracelsus, Boyle, Lemery și alți oameni de știință din secolele XVI-XVIII. Odată cu răspândirea teoriei flogistului, unii chimiști au încercat să facă hidrogen ca „flogiston liber”. Disertația lui Lomonosov „Despre strălucirea metalică” descrie producția de hidrogen prin acțiunea „alcoolilor acizi” (de exemplu, „alcoolul clorhidric”, adică acidul clorhidric) asupra fierului și a altor metale; omul de știință rus a fost primul (1745) care a prezentat ipoteza că hidrogenul („vapori combustibili” - vapor inflammabilis) este un flogist. Cavendish, care a studiat în detaliu proprietățile hidrogenului, a prezentat o ipoteză similară în 1766. El a numit hidrogenul „aer inflamabil” obținut din „metale” (aerul inflamabil din metale) și credea, ca orice flogistică, că atunci când este dizolvat în acizi. , metalul îți pierde flogistul. Lavoisier, care în 1779 a studiat compoziția apei prin sinteza și descompunerea ei, numită hidrogen Hidrogină (hidrogen), sau Hidrogen (hidrogen), din greacă. gidor - apa si gainome - produc, nasc.

Comisia de nomenclatură din 1787 a adoptat cuvântul producție Hidrogen din gennao, nasc. În Tabelul Corpurilor Simple al lui Lavoisier, hidrogenul (Hidrogenul) este menționat printre cele cinci (lumină, căldură, oxigen, azot, hidrogen) „corpuri simple aparținând tuturor celor trei regnuri ale naturii și care ar trebui considerate ca elemente ale corpurilor”; ca sinonime vechi pentru denumirea de Hidrogen, Lavoisier numește gaz combustibil (Gaz inflamabil), baza gazului combustibil. În literatura chimică rusă de la sfârșitul secolului al XVIII-lea și începutul secolului al XIX-lea. există două feluri de denumiri pentru hidrogen: flogistice (gaz combustibil, aer combustibil, aer inflamabil, aer inflamabil) și antiflogistice (ființă creatoare de apă, ființă creatoare de apă, gaz generator de apă, hidrogen gazos, hidrogen). Ambele grupuri de cuvinte sunt traduceri ale numelor franceze pentru hidrogen.

Izotopii de hidrogen au fost descoperiți în anii 1930 și au câștigat rapid o mare importanță în știință și tehnologie. La sfârșitul anului 1931, Urey, Breckwedd și Murphy au examinat reziduul după evaporarea prelungită a hidrogenului lichid și au găsit hidrogen greu cu o greutate atomică de 2. Acest izotop a fost numit deuteriu (Deuterium, D) din greacă - altul, al doilea. . Patru ani mai târziu, în apă supusă electrolizei prelungite, a fost descoperit un izotop și mai greu de hidrogen 3H, care se numea tritiu (Tritium, T), din greacă - al treilea.