- Pavadinimas - H (vandenilis);
- Lotyniškas pavadinimas – Hydrogenium;
- Laikotarpis - I;
- Grupė - 1 (Ia);
- Atominė masė - 1,00794;
- Atominis skaičius – 1;
- Atomo spindulys = 53 pm;
- Kovalentinis spindulys = 32 pm;
- Elektronų pasiskirstymas - 1s 1;
- lydymosi temperatūra = -259,14 °C;
- virimo temperatūra = -252,87 ° C;
- Elektronegatyvumas (Pauling / Alpred ir Rohov) = 2,02 / -;
- Oksidacijos būsena: +1; 0; -1;
- Tankis (n. At.) = 0,0000899 g / cm 3;
- Molinis tūris = 14,1 cm 3 / mol.
Dvejetainiai vandenilio ir deguonies junginiai:
Vandenilį („vandens gimdymą“) 1766 m. atrado anglų mokslininkas G. Cavendishas. Tai paprasčiausias elementas gamtoje – vandenilio atomas turi branduolį ir vieną elektroną, tikriausiai todėl vandenilis yra gausiausias elementas Visatoje (sudaro daugiau nei pusę daugumos žvaigždžių masės).
Apie vandenilį galime pasakyti, kad „ritė maža, bet brangi“. Nepaisant savo „paprastumo“, vandenilis suteikia energijos visoms gyvoms būtybėms Žemėje – Saulėje vyksta nuolatinė termobranduolinė reakcija, kurios metu iš keturių vandenilio atomų susidaro vienas helio atomas, šį procesą lydi milžiniško energijos kiekio išsiskyrimas. (daugiau informacijos žr. Branduolinė sintezė).
Žemės plutoje vandenilio masės dalis yra tik 0,15%. Tuo tarpu didžioji dauguma (95%) visų Žemėje žinomų cheminių medžiagų turi vieną ar daugiau vandenilio atomų.
Junginiuose su nemetalais (HCl, H 2 O, CH 4 ...) vandenilis atiduoda savo vienintelį elektroną labiau elektroneigiamiems elementams, kurių oksidacijos būsena yra +1 (dažniau), sudarydamas tik kovalentinius ryšius (žr. obligacija).
Junginiuose su metalais (NaH, CaH 2 ...) vandenilis, priešingai, paima kitą elektroną į savo vienintelę s-orbitalę, tokiu būdu bandydamas užbaigti savo elektroninį sluoksnį, kurio oksidacijos būsena yra -1 (rečiau), dažniau susidaro joninis ryšys (žr. Joninis ryšys), kadangi vandenilio atomo ir metalo atomo elektronegatyvumo skirtumas gali būti gana didelis.
H 2
Dujinėje būsenoje vandenilis yra dviatomių molekulių pavidalu, sudarančių nepolinį kovalentinį ryšį.
Vandenilio molekulės turi:
- didelis mobilumas;
- didelis patvarumas;
- mažas poliarizavimas;
- mažas dydis ir svoris.
Vandenilio dujų savybės:
- lengviausios gamtoje dujos, bespalvės ir bekvapės;
- blogai tirpsta vandenyje ir organiniuose tirpikliuose;
- nedideliais kiekiais tirpsta skystuose ir kietuose metaluose (ypač platinoje ir paladyje);
- sunkiai suskystinamas (dėl mažo poliarizavimo);
- turi didžiausią šilumos laidumą iš visų žinomų dujų;
- kaitinamas, jis reaguoja su daugeliu nemetalų, parodydamas redukuojančios medžiagos savybes;
- kambario temperatūroje reaguoja su fluoru (įvyksta sprogimas): H 2 + F 2 = 2HF;
- reaguoja su metalais ir susidaro hidridai, pasižymintys oksidacinėmis savybėmis: H 2 + Ca = CaH 2;
Junginiuose vandenilis savo redukuojančiosiomis savybėmis pasireiškia daug stipriau nei oksiduojančios. Vandenilis yra stipriausias reduktorius po anglies, aliuminio ir kalcio. Vandenilio redukuojančios savybės plačiai naudojamos pramonėje metalų ir nemetalų (paprastų medžiagų) gamyboje iš oksidų ir galidų.
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
Vandenilio reakcijos su paprastomis medžiagomis
Vandenilis perima elektroną ir atlieka tam tikrą vaidmenį reduktorius, reakcijose:
- su deguonies(uždegant arba esant katalizatoriui), santykiu 2:1 (vandenilis: deguonis), susidaro sprogios deguonies vandenilio dujos: 2H 2 0 + O 2 = 2H 2 +1 O + 572 kJ
- su pilka(kai kaitinama iki 150 °C-300 °C): H 2 0 + S ↔ H 2 +1 S
- su chloro(uždegus arba apšvitinus UV spinduliais): H 2 0 + Cl 2 = 2H +1 Cl
- su fluoras: H20 + F2 = 2H +1 F
- su azoto(kai kaitinama esant katalizatoriams arba esant aukštam slėgiui): 3H 2 0 + N 2 ↔ 2NH 3 +1
Vandenilis atiduoda elektroną, vaidindamas tam tikrą vaidmenį oksidatorius, reaguojant su šarminis ir šarminių žemių metalai, kuriuose susidaro metalų hidridai – į druskas panašūs joniniai junginiai, turintys hidrido jonų H – yra nestabilios baltos spalvos kristalinės medžiagos.
Ca + H 2 = CaH 2 -1 2Na + H 2 0 = 2NaH -1
Neįprasta, kad vandenilio oksidacijos būsena yra -1. Reaguodami su vandeniu hidridai suyra, vandenį redukuodami į vandenilį. Kalcio hidrido reakcija su vandeniu yra tokia:
CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 = 2H 2 0 + Ca (OH) 2
Vandenilio reakcijos su sudėtingomis medžiagomis
- esant aukštai temperatūrai, vandenilis redukuoja daugelį metalų oksidų: ZnO + H 2 = Zn + H 2 O
- metilo alkoholis gaunamas vykstant vandenilio reakcijai su anglies monoksidu (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
- hidrinimo reakcijose vandenilis reaguoja su daugeliu organinių medžiagų.
Vandenilio ir jo junginių cheminių reakcijų lygtys plačiau nagrinėjamos puslapyje „Vandenis ir jo junginiai – cheminių reakcijų, kuriose dalyvauja vandenilis, lygtys“.
Vandenilio panaudojimas
- branduolinėje energetikoje naudojami vandenilio izotopai - deuteris ir tritis;
- chemijos pramonėje vandenilis naudojamas daugelio organinių medžiagų, amoniako, vandenilio chlorido sintezei;
- maisto pramonėje vandenilis naudojamas kietų riebalų gamyboje hidrinant augalinius aliejus;
- aukšta vandenilio degimo temperatūra deguonyje (2600 ° C) naudojama metalų suvirinimui ir pjovimui;
- kai kurių metalų gamyboje kaip reduktorius naudojamas vandenilis (žr. aukščiau);
- kadangi vandenilis yra lengvos dujos, jis naudojamas aeronautikoje kaip balionų, oro balionų, dirižablių užpildas;
- kaip kuras, vandenilis naudojamas mišinyje su CO.
Pastaruoju metu mokslininkai daug dėmesio skiria alternatyvių atsinaujinančios energijos šaltinių paieškai. Viena iš perspektyvių sričių – „vandenilio“ energetika, kurioje kaip kuras naudojamas vandenilis, kurio degimo produktas yra paprastas vanduo.
Vandenilio gamybos metodai
Pramoniniai vandenilio gamybos metodai:
- metano pavertimas (katalizinis vandens garų redukavimas) vandens garais aukštoje temperatūroje (800 °C) ant nikelio katalizatoriaus: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
- anglies monoksido pavertimas garais (t = 500 °C) ant katalizatoriaus Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
- terminis metano skilimas: CH 4 = C + 2H 2;
- kietojo kuro dujinimas (t = 1000 ° C): C + H 2 O = CO + H 2;
- vandens elektrolizė (labai brangus būdas, kai gaunamas labai grynas vandenilis): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:
- metalų (dažniausiai cinko) poveikis druskos rūgštimi arba praskiesta sieros rūgštimi: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
- vandens garų sąveika su karštomis geležies drožlėmis: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.
Pradedant nagrinėti chemines ir fizines vandenilio savybes, reikia pažymėti, kad įprastoje būsenoje šis cheminis elementas yra dujinės formos. Bespalvės vandenilio dujos yra bekvapės ir beskoniai. Pirmą kartą šis cheminis elementas vandeniliu buvo pavadintas po to, kai mokslininkas A. Lavoisier atliko eksperimentus su vandeniu, pagal kurių rezultatus pasaulio mokslas sužinojo, kad vanduo yra daugiakomponentis skystis, kuriam priklauso ir vandenilis. Šis įvykis įvyko 1787 m., tačiau dar gerokai iki tos datos vandenilis mokslininkams buvo žinomas kaip „degiosios dujos“.
Vandenilis gamtoje
Mokslininkų teigimu, vandenilio yra žemės plutoje ir vandenyje (apie 11,2 % viso vandens tūrio). Šios dujos yra daugelio mineralų, kuriuos žmonija šimtmečius išgauna iš žemės gelmių, dalis. Vandenilio savybės iš dalies būdingos naftai, gamtinėms dujoms ir moliui, gyvūnų ir augalų organizmams. Tačiau gryna forma, ty nesusijusios su kitais periodinės lentelės cheminiais elementais, šios dujos gamtoje yra labai retos. Šios dujos gali išsiskirti į žemės paviršių ugnikalnio išsiveržimų metu. Laisvo vandenilio atmosferoje yra nedideli kiekiai.
Cheminės vandenilio savybės
Kadangi vandenilio cheminės savybės nėra vienodos, šis cheminis elementas priklauso ir I Mendelejevo sistemos grupei, ir VII sistemos grupei. Būdamas pirmosios grupės atstovas, vandenilis iš tikrųjų yra šarminis metalas, kurio oksidacijos būsena daugumoje junginių, kuriems jis priklauso, yra +1. Toks pat valentingumas būdingas natriui ir kitiems šarminiams metalams. Dėl šių cheminių savybių vandenilis laikomas elementu, panašiu į šiuos metalus.
Jei mes kalbame apie metalų hidridus, tai vandenilio jonas turi neigiamą valentiškumą - jo oksidacijos būsena yra -1. Na + H- yra pastatytas pagal tą pačią schemą kaip Na + Cl- chloridas. Šis faktas yra priežastis, dėl kurios vandenilis priskiriamas VII Mendelejevo sistemos grupei. Vandenilis, būdamas molekulės būsenoje, su sąlyga, kad jis būna įprastoje aplinkoje, yra neaktyvus ir gali jungtis tik su nemetalais, kurie jam yra aktyvesni. Šie metalai apima fluorą, esant šviesai, vandenilis susijungia su chloru. Jei vandenilis kaitinamas, jis tampa aktyvesnis, pradėdamas reakcijas su daugeliu Mendelejevo periodinės sistemos elementų.
Atominis vandenilis pasižymi aktyvesnėmis cheminėmis savybėmis nei molekulinis vandenilis. Deguonies molekulės su vandeniu - H2 + 1 / 2O2 = H2O. Kai vandenilis sąveikauja su halogenais, susidaro vandenilio halogenidai H2 + Cl2 = 2HCl, o vandenilis patenka į šią reakciją nesant šviesos ir esant pakankamai aukštai neigiamai temperatūrai - iki -252 ° С. Vandenilio cheminės savybės leidžia jį panaudoti daugelio metalų redukcijai, nes reaguodamas vandenilis sugeria deguonį iš metalų oksidų, pavyzdžiui, CuO + H2 = Cu + H2O. Vandenilis dalyvauja formuojant amoniaką, sąveikaudamas su azotu reakcijoje 3H2 + N2 = 2NH3, tačiau su sąlyga, kad naudojamas katalizatorius, padidinama temperatūra ir slėgis.
Energinga reakcija vyksta, kai vandenilis sąveikauja su siera reakcijoje H2 + S = H2S, kurios rezultatas yra vandenilio sulfidas. Vandenilio sąveika su telūru ir selenu yra šiek tiek mažiau aktyvi. Jei katalizatoriaus nėra, tada jis reaguoja su gryna anglimi, vandeniliu tik su sąlyga, kad susidaro aukšta temperatūra. 2H2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas). Vandenilio aktyvumo su kai kuriais šarmais ir kitais metalais procese gaunami hidridai, pavyzdžiui, H2 + 2Li = 2LiH.
Vandenilio fizinės savybės
Vandenilis yra labai lengva cheminė medžiaga. Bent jau mokslininkai teigia, kad šiuo metu nėra lengvesnės medžiagos už vandenilį. Jo masė yra 14,4 karto lengvesnė už orą, tankis 0,0899 g / l 0 ° C temperatūroje. Esant -259,1 ° C temperatūrai, vandenilis gali ištirpti - tai labai kritinė temperatūra, kuri nėra būdinga daugumos cheminių junginių transformacijai iš vienos būsenos į kitą. Tik toks elementas kaip helis šiuo atžvilgiu viršija fizines vandenilio savybes. Vandenilį suskystinti sunku, nes jo kritinė temperatūra yra (-240 °C). Vandenilis yra labiausiai šilumą gaminančios žmonijai žinomos dujos. Visos aukščiau aprašytos savybės yra svarbiausios fizinės vandenilio savybės, kurias žmonės naudoja konkretiems tikslams. Taip pat šios savybės yra aktualiausios šiuolaikiniam mokslui.
Periodinėje lentelėje ji turi savo apibrėžtą padėties vietą, kuri atspindi jos pasireiškiančias savybes ir byloja apie jos elektroninę struktūrą. Tačiau tarp visų yra vienas ypatingas atomas, kuris vienu metu užima dvi ląsteles. Jis yra dviejose elementų grupėse, kurios yra visiškai priešingos pagal pasireiškiančias savybes. Tai vandenilis. Šios savybės daro jį unikaliu.
Vandenilis yra ne tik elementas, bet ir paprasta medžiaga, taip pat daugelio sudėtingų junginių komponentas, biogeninis ir organogeninis elementas. Todėl mes išsamiau apsvarstysime jo savybes ir savybes.
Vandenilis kaip cheminis elementas
Vandenilis yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės elementas, taip pat septintoji pagrindinio pogrupio grupė pirmuoju mažuoju periodu. Šis laikotarpis susideda tik iš dviejų atomų: helio ir elemento, kurį mes svarstome. Apibūdinkime pagrindinius vandenilio padėties periodinėje lentelėje ypatumus.
- Vandenilio eilės skaičius yra 1, elektronų skaičius yra toks pat, protonų skaičius yra toks pat. Atominė masė yra 1,00795. Yra trys šio elemento izotopai, kurių masės skaičiai yra 1, 2, 3. Tačiau kiekvieno iš jų savybės labai skiriasi, nes vandenilio masės padidėjimas net vienu vienu iš karto yra dvigubas.
- Tai, kad jo išorėje yra tik vienas elektronas, leidžia sėkmingai parodyti ir oksiduojančias, ir redukuojančias savybes. Be to, po elektrono donorystės jis turi laisvą orbitą, kuri dalyvauja formuojant cheminius ryšius donoro-akceptoriaus mechanizmu.
- Vandenilis yra galingas reduktorius. Todėl jo pagrindinė vieta laikoma pirmąja pagrindinio pogrupio grupe, kur jai vadovauja aktyviausi metalai - šarmai.
- Tačiau sąveikaujant su stipriais reduktoriais, tokiais kaip, pavyzdžiui, metalai, jis taip pat gali būti oksidatorius, priimantis elektroną. Šie junginiai vadinami hidridais. Šiuo pagrindu jis vadovauja halogenų pogrupiui, su kuriuo jis yra panašus.
- Dėl labai mažos atominės masės vandenilis laikomas lengviausiu elementu. Be to, jo tankis taip pat labai mažas, todėl jis taip pat yra lengvumo etalonas.
Taigi akivaizdu, kad vandenilio atomas yra visiškai unikalus, skirtingai nei visi kiti elementai. Vadinasi, ir jo savybės yra ypatingos, o susidarančios paprastos ir sudėtingos medžiagos yra labai svarbios. Apsvarstykime juos toliau.
Paprasta medžiaga
Jei mes kalbame apie šį elementą kaip apie molekulę, tai reikia pasakyti, kad jis yra diatominis. Tai yra, vandenilis (paprasta medžiaga) yra dujos. Jo empirinė formulė bus parašyta kaip H 2, o grafinė formulė – per vieną sigmos ryšį H-H. Ryšio tarp atomų susidarymo mechanizmas yra kovalentinis nepolinis.
- Metano reformavimas garais.
- Anglies dujinimas – procesas apima anglies kaitinimą iki 1000 0 C, todėl susidaro vandenilis ir daug anglies turinčios anglys.
- Elektrolizė. Šis metodas gali būti naudojamas tik įvairių druskų vandeniniams tirpalams, nes dėl lydalo katodo vanduo neišleidžiamas.
Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:
- Metalo hidridų hidrolizė.
- Praskiestų rūgščių poveikis aktyviems metalams ir vidutinis aktyvumas.
- Šarminių ir šarminių žemių metalų sąveika su vandeniu.
Norint surinkti susidariusį vandenilį, vamzdis turi būti laikomas aukštyn kojomis. Juk šių dujų negalima surinkti taip, kaip, pavyzdžiui, anglies dvideginio. Tai vandenilis, jis daug lengvesnis už orą. Greitai išgaruoja, o susimaišęs su oru dideliais kiekiais sprogsta. Todėl vamzdis turi būti apverstas. Užpildžius jį reikia uždaryti guminiu kamščiu.
Norėdami patikrinti surinkto vandenilio grynumą, prie kaklo turėtumėte neštis degtuką. Jei medvilnė yra nuobodu ir tyli, tada dujos yra švarios, su minimaliomis oro priemaišomis. Jei jis garsus ir švilpia, jis yra nešvarus, jame yra daug pašalinių komponentų.
Naudojimo sritys
Deginant vandeniliui išsiskiria tiek energijos (šilumos), kad šios dujos laikomos pelningiausiu kuru. Be to, jis yra nekenksmingas aplinkai. Tačiau iki šiol jo taikymas šioje srityje yra ribotas. Taip yra dėl neapgalvotų ir neišspręstų gryno vandenilio sintezės problemų, kurios būtų tinkamos naudoti kaip kuras reaktoriuose, varikliuose ir nešiojamuose įrenginiuose, taip pat gyvenamųjų namų šildymo katiluose.
Juk šių dujų gavimo būdai gana brangūs, todėl pirmiausia reikia sukurti specialų sintezės metodą. Toks, kuris leis jums gauti produktą dideliais kiekiais ir minimaliomis sąnaudomis.
Yra kelios pagrindinės sritys, kuriose mūsų svarstomos dujos pritaikomos.
- Cheminės sintezės. Hidrinant gaunamas muilas, margarinas ir plastikas. Dalyvaujant vandeniliui, sintetinamas metanolis ir amoniakas, taip pat kiti junginiai.
- Maisto pramonėje - kaip priedas E949.
- Aviacijos pramonė (raketų gamyba, lėktuvų statyba).
- Elektros energijos pramonė.
- Meteorologija.
- Ekologiškas kuras.
Akivaizdu, kad vandenilis yra toks pat svarbus kaip ir gamtoje. Dar didesnį vaidmenį atlieka įvairūs jo suformuoti junginiai.
Vandenilio junginiai
Tai sudėtingos medžiagos, turinčios vandenilio atomų. Yra keletas pagrindinių tokių medžiagų tipų.
- Vandenilio halogenidai. Bendra formulė yra HHal. Ypač svarbus tarp jų yra vandenilio chloridas. Tai dujos, kurios ištirpsta vandenyje ir susidaro druskos rūgšties tirpalas. Ši rūgštis plačiai naudojama beveik visose cheminėse sintezėse. Ir organinių, ir neorganinių. Vandenilio chloridas yra junginys, kurio empirinė formulė HCL ir yra vienas didžiausių pagal gamybą mūsų šalyje kasmet. Vandenilio halogenidai taip pat apima vandenilio jodidą, vandenilio fluoridą ir vandenilio bromidą. Visi jie sudaro atitinkamas rūgštis.
- Lakios Beveik visos jos yra gana nuodingos dujos. Pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, metanas, silanas, fosfinas ir kt. Be to, jis yra labai degus.
- Hidridai yra junginiai su metalais. Jie priklauso druskų klasei.
- Hidroksidai: bazės, rūgštys ir amfoteriniai junginiai. Jie būtinai apima vandenilio atomus, vieną ar daugiau. Pavyzdys: NaOH, K 2, H 2 SO 4 ir kt.
- Vandenilio hidroksidas. Šis junginys geriau žinomas kaip vanduo. Kitas vandenilio oksido pavadinimas. Empirinė formulė atrodo taip - H2O.
- Vandenilio peroksidas. Tai stipriausias oksidatorius, kurio formulė yra Н 2 О 2.
- Daugybė organinių junginių: angliavandeniliai, baltymai, riebalai, lipidai, vitaminai, hormonai, eteriniai aliejai ir kt.
Akivaizdu, kad mūsų svarstomo elemento junginių įvairovė yra labai didelė. Tai dar kartą patvirtina jo didelę reikšmę gamtai ir žmogui, taip pat visoms gyvoms būtybėms.
yra geriausias tirpiklis
Kaip minėta pirmiau, bendras šios medžiagos pavadinimas yra vanduo. Susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, sujungtų kovalentiniais poliniais ryšiais. Vandens molekulė yra dipolis, o tai paaiškina daugelį jos savybių. Visų pirma, tai yra universalus tirpiklis.
Būtent vandens aplinkoje vyksta beveik visi cheminiai procesai. Vandenilio oksido pagalba taip pat atliekamos vidinės plastinės ir energijos apykaitos reakcijos gyvuose organizmuose.
Vanduo laikomas svarbiausia medžiaga planetoje. Yra žinoma, kad joks gyvas organizmas negali gyventi be jo. Žemėje jis gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis:
- skystis;
- dujos (garai);
- kietas (ledas).
Priklausomai nuo vandenilio izotopo, kuris yra molekulės dalis, yra trys vandens tipai.
- Lengvas arba protas. Izotopas, kurio masės skaičius yra 1. Formulė – H 2 O. Tai įprasta visų organizmų forma.
- Deuteris arba sunkusis, jo formulė yra D 2 O. Sudėtyje yra izotopas 2 H.
- Super sunkus arba tritis. Formulė atrodo kaip T 3 O, izotopas yra 3 N.
Gėlo protiumo vandens atsargos planetoje yra labai svarbios. Jau dabar daugelyje šalių jo trūksta. Kuriami sūraus vandens apdorojimo metodai, siekiant gauti geriamąjį vandenį.
Vandenilio peroksidas yra universali priemonė
Šis junginys, kaip minėta aukščiau, yra puikus oksidatorius. Tačiau su stipriais atstovais jis gali elgtis ir kaip restauratorius. Be to, jis turi ryškų baktericidinį poveikį.
Kitas šio junginio pavadinimas yra peroksidas. Būtent tokia forma jis naudojamas medicinoje. Aptariamo junginio 3% kristalinio hidrato tirpalas yra medicininis vaistas, naudojamas mažoms žaizdoms gydyti, siekiant jas dezinfekuoti. Tačiau buvo įrodyta, kad tokiu atveju laikui bėgant žaizdų gijimas didėja.
Vandenilio peroksidas taip pat naudojamas raketų kurui, pramonėje dezinfekcijai ir balinimui, kaip putojantis agentas gaminant atitinkamas medžiagas (pvz., putas). Be to, peroksidas padeda išvalyti akvariumus, balinti plaukus ir balinti dantis. Tačiau kartu tai pažeidžia audinius, todėl specialistų šiems tikslams nerekomenduojama.
Vandenilis yra dujos, būtent jis yra pirmoje vietoje periodinėje lentelėje. Šio gamtoje plačiai paplitusio elemento pavadinimas iš lotynų kalbos išverstas kaip „vandens generavimas“. Taigi, kokias fizines ir chemines vandenilio savybes mes žinome?
Vandenilis: bendra informacija
Įprastomis sąlygomis vandenilis yra beskonis, bekvapis ir bespalvis.
Ryžiai. 1. Vandenilio formulė.
Kadangi atomas turi vieną energetinį elektroninį lygmenį, kuriame gali išsidėstyti daugiausiai du elektronai, pastovioje būsenoje atomas gali priimti vieną elektroną (oksidacijos laipsnis -1) ir atiduoti vieną elektroną (oksidacijos laipsnis +1). pastovus valentingumas I Štai kodėl elemento vandenilio simbolis dedamas ne tik į IA grupę (pagrindinis I grupės pogrupis) kartu su šarminiais metalais, bet ir į VIIA grupę (pagrindinis VII grupės pogrupis) kartu. su halogenais. Halogeno atomams taip pat trūksta vieno elektrono, kuris užpildytų išorinį lygį, ir, kaip ir vandenilis, jie yra nemetalai. Vandenilis turi teigiamą oksidacijos būseną junginiuose, kur jis yra susijęs su daugiau elektroneigiamų nemetalinių elementų, ir neigiamą oksidacijos būseną junginiuose su metalais.
Ryžiai. 2. Vandenilio vieta periodinėje lentelėje.
Vandenilis turi tris izotopus, kurių kiekvienas turi savo pavadinimą: protiumas, deuteris, tritis. Pastarųjų skaičius Žemėje yra nereikšmingas.
Cheminės vandenilio savybės
Paprastoje medžiagoje H 2 ryšys tarp atomų yra stiprus (surišimo energija 436 kJ/mol), todėl molekulinio vandenilio aktyvumas mažas. Normaliomis sąlygomis jis sąveikauja tik su labai aktyviais metalais, o vienintelis nemetalas, su kuriuo reaguoja vandenilis, yra fluoras:
F 2 + H 2 = 2HF (vandenilio fluoridas)
Vandenilis reaguoja su kitomis paprastomis (metalai ir nemetalai) ir sudėtingomis (oksidai, neapibrėžti organiniai junginiai) medžiagomis arba apšvitinus ir pakilus temperatūrai, arba esant katalizatoriui.
Vandenilis dega deguonimi, išskirdamas didelį šilumos kiekį:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Vandenilio ir deguonies mišinys (2 tūriai vandenilio ir 1 tūris deguonies), užsiliepsnojęs, stipriai sprogsta, todėl vadinamas detonuojančiomis dujomis. Dirbant su vandeniliu, reikia laikytis saugos taisyklių.
Ryžiai. 3. Vandenilio deguonies dujos.
Esant katalizatoriams, dujos gali reaguoti su azotu:
3H2 + N2 = 2NH3
- pagal šią reakciją aukštesnėje temperatūroje ir slėgyje pramonėje gaunamas amoniakas.
Aukštos temperatūros sąlygomis vandenilis gali reaguoti su siera, selenu, telūru. o sąveikaujant su šarminiais ir šarminiais žemės metalais susidaro hidridai: 4.3. Iš viso gautų įvertinimų: 152.
Pramoniniai paprastų medžiagų gavimo būdai priklauso nuo to, kokia forma atitinkamas elementas randamas gamtoje, tai yra, kokios gali būti žaliavos jo gamybai. Taigi deguonis, kuris yra laisvas, gaunamas fiziniu būdu - atskiriant nuo skysto oro. Beveik visas vandenilis yra junginių pavidalo, todėl jam gauti naudojami cheminiai metodai. Visų pirma, gali būti naudojamos skilimo reakcijos. Vienas iš vandenilio gamybos būdų yra vandens skilimo reakcija veikiant elektros srovei.
Pagrindinis pramoninis vandenilio gamybos būdas yra metano reakcija su vandeniu, kuris yra gamtinių dujų dalis. Atliekama aukštoje temperatūroje (nesunku įsitikinti, kad metanas praleidžiamas net per verdantį vandenį, nevyksta jokios reakcijos):
CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
Laboratorijoje paprastoms medžiagoms gauti nebūtinai naudojamos natūralios žaliavos, o parenkamos tokios pradinės medžiagos, iš kurių lengviau išskirti reikiamą medžiagą. Pavyzdžiui, laboratorijoje deguonis negaunamas iš oro. Tas pats pasakytina ir apie vandenilio gamybą. Vienas iš laboratorinių vandenilio gamybos būdų, kuris kartais naudojamas pramonėje, yra vandens skaidymas elektros srove.
Dažniausiai laboratorijoje vandenilis susidaro sąveikaujant cinkui su druskos rūgštimi.
Pramonėje
1.Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė:
2NaCl + 2H 2O → H2 + 2NaOH + Cl 2
2.Vandens garų perleidimas per karštą koksą maždaug 1000 ° C temperatūroje:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.Gamtinių dujų.
Konvertavimas garais: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalizinis oksidavimas deguonimi: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Angliavandenilių krekingas ir riformingas naftos perdirbimo procese.
Laboratorijoje
1.Praskiestų rūgščių poveikis metalams. Tokiai reakcijai atlikti dažniausiai naudojamas cinkas ir druskos rūgštis:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Kalcio sąveika su vandeniu:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3.Hidridų hidrolizė:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Šarmų poveikis cinkui arba aliuminiui:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
5.Elektrolizės būdu. Elektrolizės metu vandeniniams šarmų ar rūgščių tirpalams katode išsiskiria vandenilis, pavyzdžiui:
2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O
- Bioreaktorius vandenilio gamybai
Fizinės savybės
Dujinis vandenilis gali egzistuoti dviejų formų (modifikacijų) – orto – ir para-vandenilio pavidalu.
Ortovandenilio molekulėje (mp -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) - priešingos viena kitai (antilygiagrečiai).
Allotropines vandenilio formas galima atskirti adsorbuojant ant aktyviosios anglies skysto azoto temperatūroje. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyra tarp ortovandenilio ir paravandenilio beveik visiškai pasislenka pastarojo link. 80 K temperatūroje formų santykis yra maždaug 1:1. Desorbuotas paravandenilis kaitinant paverčiamas ortovandeniliu, kol susidaro mišinio pusiausvyra kambario temperatūroje (orto-pora: 75:25). Be katalizatoriaus transformacija vyksta lėtai, todėl galima ištirti atskirų alotropinių formų savybes. Vandenilio molekulė yra dviatomė - Н₂. Normaliomis sąlygomis tai bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Vandenilis yra lengviausios dujos, jo tankis daug kartų mažesnis nei oro. Akivaizdu, kad kuo mažesnė molekulių masė, tuo didesnis jų greitis toje pačioje temperatūroje. Kaip lengviausia, vandenilio molekulės juda greičiau nei bet kurių kitų dujų molekulės ir todėl gali greičiau perduoti šilumą iš vieno kūno į kitą. Iš to išplaukia, kad vandenilis turi didžiausią šilumos laidumą tarp dujinių medžiagų. Jo šilumos laidumas yra maždaug septynis kartus didesnis nei oro šilumos laidumas.
Cheminės savybės
Vandenilio molekulės H₂ yra gana stiprios, o tam, kad vandenilis reaguotų, reikia išeikvoti daug energijos: H 2 = 2H - 432 kJ Todėl įprastoje temperatūroje vandenilis reaguoja tik su labai aktyviais metalais, pavyzdžiui, su kalciu. susidaro kalcio hidridas: Ca + H 2 = CaH 2 ir su vieninteliu nemetalu - fluoru, susidaro vandenilio fluoridas: F 2 + H 2 = 2HF Su dauguma metalų ir nemetalų vandenilis reaguoja aukštesnėje temperatūroje arba veikiant kitokiam poveikiui, pavyzdžiui, esant apšvietimui. Jis gali „atimti“ deguonį iš kai kurių oksidų, pavyzdžiui: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Užrašyta lygtis atspindi redukcijos reakciją. Redukcijos reakcijos – tai procesai, kurių metu iš junginio paimamas deguonis; medžiagos, kurios paima deguonį, vadinamos reduktoriais (o pačios yra oksiduojamos). Be to, bus pateiktas kitas sąvokų „oksidacija“ ir „redukcija“ apibrėžimas. Ir šis apibrėžimas, istoriškai pirmasis, išlaiko savo reikšmę ir šiuo metu, ypač organinėje chemijoje. Redukcijos reakcija yra priešinga oksidacijos reakcijai. Abi šios reakcijos visada vyksta vienu metu kaip vienas procesas: oksiduojant (redukuojant) vienai medžiagai būtinai vienu metu turi vykti ir kitos redukcija (oksidacija).
N 2 + 3H 2 → 2 NH3
Susidaro su halogenais vandenilio halogenidai:
F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija vyksta sprogimu tamsoje ir bet kokioje temperatūroje, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija vyksta sprogimu, tik šviesoje.
Stipriai kaitinant reaguoja su suodžiais:
C + 2H 2 → CH 4
Sąveika su šarminiais ir šarminių žemių metalais
Vandenilis susidaro su aktyviais metalais hidridai:
Na + H2 → 2 NaH Ca + H2 → CaH 2 Mg + H2 → MgH 2
Hidridai- sūrios, kietos medžiagos, lengvai hidrolizuojamos:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2
Sąveika su metalų oksidais (dažniausiai d-elementais)
Oksidai redukuojami į metalus:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Organinių junginių hidrinimas
Kai vandenilis veikia nesočiuosius angliavandenilius esant nikelio katalizatoriui ir aukštesnėje temperatūroje, įvyksta reakcija hidrinimas:
CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3
Vandenilis redukuoja aldehidus į alkoholius:
CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.
Vandenilio geochemija
Vandenilis yra pagrindinė visatos statybinė medžiaga. Tai labiausiai paplitęs elementas, iš jo visi elementai susidaro dėl termobranduolinių ir branduolinių reakcijų.
Laisvasis vandenilis H 2 yra gana retas sausumos dujose, tačiau vandens pavidalu jis atlieka itin svarbų vaidmenį geocheminiuose procesuose.
Vandenilis gali būti mineralų dalis amonio jonų, hidroksilo jonų ir kristalinio vandens pavidalu.
Atmosferoje vandenilis nuolat susidaro dėl vandens skaidymo saulės spindulių poveikio. Jis migruoja į viršutinius atmosferos sluoksnius ir pabėga į kosmosą.
Taikymas
- Vandenilio energija
Atominis vandenilis naudojamas atominiam vandeniliniam suvirinimui.
Maisto pramonėje vandenilis registruojamas kaip maisto priedas E949 kaip dujų pakavimas.
Gydymo ypatumai
Susimaišęs su oru, vandenilis sudaro sprogstamą mišinį – vadinamąsias sprogiąsias dujas. Šios dujos yra sprogiausios, kai vandenilio ir deguonies tūrio santykis yra 2:1 arba vandenilio ir oro santykis yra maždaug 2:5, nes ore yra apie 21% deguonies. Vandenilis taip pat yra pavojingas gaisrui. Patekęs ant odos skystas vandenilis gali stipriai nušalti.
Sprogios vandenilio koncentracijos su deguonimi susidaro nuo 4% iki 96% tūrio. Sumaišius su oru nuo 4% iki 75 (74)% tūrio.
Vandenilio naudojimas
Chemijos pramonėje vandenilis naudojamas amoniako, muilo ir plastikų gamyboje. Maisto pramonėje margarinas gaminamas iš skystų augalinių aliejų naudojant vandenilį. Vandenilis yra labai lengvas ir visada kyla ore. Kartą dirižabliai ir oro balionai buvo pripildyti vandenilio. Tačiau 30-aisiais. XX amžiuje. įvyko keletas siaubingų nelaimių, nes dirižablis sprogo ir sudegė. Šiais laikais dirižabliai pripildyti helio dujų. Vandenilis taip pat naudojamas kaip raketų kuras. Vandenilis kada nors gali būti plačiai naudojamas kaip automobilių ir sunkvežimių kuras. Vandenilio varikliai neteršia aplinkos ir išskiria tik vandens garus (tačiau pati vandenilio gamyba sukelia tam tikrą aplinkos taršą). Mūsų saulė daugiausia sudaryta iš vandenilio. Saulės šiluma ir šviesa yra branduolinės energijos išsiskyrimo iš vandenilio branduolių sintezės rezultatas.
Vandenilio kaip kuro naudojimas (ekonominis efektyvumas)
Svarbiausia medžiagų, naudojamų kaip kuras, savybė yra jų šilumingumas. Iš bendrosios chemijos kurso žinoma, kad vandenilio ir deguonies sąveikos reakcija vyksta išsiskiriant šilumai. Jei standartinėmis sąlygomis paimtume 1 mol H 2 (2 g) ir 0,5 mol O 2 (16 g) ir pradėtume reakciją, tai pagal lygtį
H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O
pasibaigus reakcijai susidaro 1 mol H 2 O (18 g), kurio energija išsiskiria 285,8 kJ / mol (palyginimui: acetileno degimo šiluma yra 1300 kJ / mol, propano - 2200 kJ / mol). ). 1 m³ vandenilio sveria 89,8 g (44,9 mol). Todėl norint gauti 1 m³ vandenilio, bus sunaudota 12832,4 kJ energijos. Atsižvelgdami į tai, kad 1 kWh = 3600 kJ, gauname 3,56 kWh elektros energijos. Žinant 1 kWh elektros tarifą ir 1 m³ dujų kainą, galima daryti išvadą, kad patartina pereiti prie vandenilio kuro.
Pavyzdžiui, 3 kartos eksperimentinis modelis Honda FCX su 156 litrų vandenilio baku (su 25 MPa slėgiu turi 3,12 kg vandenilio) nuvažiuoja 355 km. Atitinkamai iš 3,12 kg H2 gaunama 123,8 kWh. Energijos sąnaudos 100 km sieks 36,97 kWh. Žinant elektros sąnaudas, dujų ar benzino sąnaudas, jų sąnaudas automobiliui 100 km, nesunku apskaičiuoti neigiamą ekonominį automobilio perjungimo prie vandenilio kuro poveikį. Tarkime (Rusija 2008), 10 centų už kWh elektros energijos lemia tai, kad 1 m³ vandenilio kainuoja 35,6 cento, o atsižvelgiant į vandens skaidymo efektyvumą 40-45 centai, tiek pat kWh nuo deginti benziną kainuoja 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / L * 80 centų / L = 34 centai mažmeninėmis kainomis, o vandenilio atveju mes paskaičiavome idealų variantą, neįskaitant transportavimo, įrangos nusidėvėjimo ir tt Metanui, kurio degimo energija yra apie 39 MJ už m³ rezultatas bus nuo dviejų iki keturių kartų mažesnis dėl kainų skirtumo (1 m³ Ukrainoje kainuoja 179 USD, o Europoje 350 USD). Tai yra, ekvivalentiškas metano kiekis kainuos 10-20 centų.
Tačiau nereikia pamiršti, kad deginant vandenilį gauname gryną vandenį, iš kurio jis buvo išgaunamas. Tai yra, mes turime atsinaujinančią sandėlis energija, nekenkianti aplinkai, skirtingai nei dujos ar benzinas, kurie yra pirminiai energijos šaltiniai.
Php 377 eilutėje Įspėjimas: reikalauti (http: //www..php): nepavyko atidaryti srauto: tinkamo įvynioklio nepavyko rasti /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php eilutėje 377 Fatal klaida: reikalauti (): Nepavyko atidaryti reikalingas "http: //www..php" (include_path = ".. php 377 eilutėje
