• Betegnelse - H (hydrogen);
• Latinsk navn - Hydrogenium;
• Periode - I;
• Gruppe - 1 (la);
• Atommasse - 1,00794;
• Atomnummer - 1;
• Atomradius = 53 pm;
• Kovalent radius = 32 pm;
• Elektronfordeling - 1s 1;
• smeltetemperatur = -259,14°C;
• kokepunkt = -252,87°C;
• Elektronegativitet (ifølge Pauling/ifølge Alpred og Rochow) = 2,02/-;
• Oksidasjonstilstand: +1; 0; -1;
• Densitet (antall) = 0,0000899 g/cm3;
• Molar volum = 14,1 cm 3 /mol.

Binære forbindelser av hydrogen med oksygen:

Hydrogen («å føde vann») ble oppdaget av den engelske forskeren G. Cavendish i 1766. Det er det enkleste grunnstoffet i naturen - et hydrogenatom har en kjerne og ett elektron, og det er sannsynligvis grunnen til at hydrogen er det mest tallrike grunnstoffet i universet (som står for mer enn halvparten av massen til de fleste stjerner).

Om hydrogen kan vi si at "spolen er liten, men dyr." Til tross for sin "enkelhet", gir hydrogen energi til alle levende vesener på jorden - en kontinuerlig termonukleær reaksjon finner sted på solen hvor ett heliumatom dannes fra fire hydrogenatomer, denne prosessen er ledsaget av frigjøring av en kolossal mengde energi (for flere detaljer, se Nuclear Fusion).

I jordskorpen massefraksjonen av hydrogen er bare 0,15 %. I mellomtiden er det overveldende antallet (95%) av alle kjente på jorden kjemikalier inneholder ett eller flere hydrogenatomer.

I forbindelser med ikke-metaller (HCl, H 2 O, CH 4 ...) gir hydrogen fra seg sitt eneste elektron til mer elektronegative elementer, og viser en oksidasjonstilstand på +1 (oftere), og danner bare kovalente bindinger(Se Kovalent binding).

I forbindelser med metaller (NaH, CaH 2 ...) aksepterer hydrogen, tvert imot, et annet elektron i sin eneste s-orbital, og prøver dermed å fullføre det elektroniske laget, og viser en oksidasjonstilstand på -1 (sjeldnere), danner ofte en ionisk binding (se Ionebinding), fordi forskjellen i elektronegativitet til hydrogenatomet og metallatomet kan være ganske stor.

H 2

I gassform eksisterer hydrogen i form av diatomiske molekyler, og danner en ikke-polar kovalent binding.

Hydrogenmolekyler har:

• stor mobilitet;
• stor styrke;
• lav polariserbarhet;
• liten størrelse og vekt.

Egenskaper til hydrogengass:

• den letteste gassen i naturen, fargeløs og luktfri;
• dårlig løselig i vann og organiske løsemidler;
• løses i små mengder i flytende og faste metaller (spesielt platina og palladium);
• vanskelig å gjøre flytende (på grunn av dens lave polariserbarhet);
• har den høyeste varmeledningsevnen av alle kjente gasser;
• når det oppvarmes, reagerer det med mange ikke-metaller, og viser egenskapene til et reduksjonsmiddel;
• ved romtemperatur reagerer det med fluor (det oppstår en eksplosjon): H 2 + F 2 = 2HF;
• reagerer med metaller for å danne hydrider, og viser oksiderende egenskaper: H 2 + Ca = CaH 2;

I forbindelser viser hydrogen sine reduserende egenskaper mye sterkere enn sine oksiderende egenskaper. Hydrogen er det kraftigste reduksjonsmidlet etter kull, aluminium og kalsium. De reduserende egenskapene til hydrogen er mye brukt i industrien for produksjon av metaller og ikke-metaller ( enkle stoffer) fra oksider og gallider.

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Reaksjoner av hydrogen med enkle stoffer

Hydrogen aksepterer et elektron, og spiller en rolle reduksjonsmiddel, i reaksjoner:

• Med oksygen(når tent eller i nærvær av en katalysator), i forholdet 2:1 (hydrogen:oksygen) dannes en eksplosiv detonasjonsgass: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Med grå(ved oppvarming til 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Med klor(når tent eller bestrålt med UV-stråler): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Med fluor: H20+F2 = 2H+1F
• Med nitrogen(ved oppvarming i nærvær av katalysatorer eller ved høyt trykk): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Hydrogen donerer et elektron, og spiller en rolle oksidasjonsmiddel, i reaksjoner med alkalisk Og jordalkali metaller for å danne metallhydrider - saltlignende ioniske forbindelser som inneholder H-hydridioner - disse er ustabile hvite krystallinske stoffer.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Det er ikke typisk at hydrogen har en oksidasjonstilstand på -1. Når de reagerer med vann, brytes hydridene ned og reduserer vann til hydrogen. Reaksjonen av kalsiumhydrid med vann er som følger:

CaH2-1 +2H2+10 = 2H20 +Ca(OH)2

Reaksjoner av hydrogen med komplekse stoffer

• ved høye temperaturer reduserer hydrogen mange metalloksider: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• metylalkohol oppnås ved omsetning av hydrogen med karbonmonoksid (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• I hydrogeneringsreaksjoner reagerer hydrogen med mange organiske stoffer.

Ligningene for kjemiske reaksjoner av hydrogen og dets forbindelser diskuteres mer detaljert på siden "Hydrogen og dets forbindelser - ligninger av kjemiske reaksjoner som involverer hydrogen."

Anvendelser av hydrogen

• V kjernekraft hydrogenisotoper brukes - deuterium og tritium;
• i den kjemiske industrien brukes hydrogen til syntese av mange organiske stoffer, ammoniakk, hydrogenklorid;
• i næringsmiddelindustrien brukes hydrogen til produksjon av fast fett gjennom hydrogenering av vegetabilske oljer;
• for sveising og skjæring av metaller brukes den høye forbrenningstemperaturen til hydrogen i oksygen (2600°C);
• i produksjonen av noen metaller brukes hydrogen som reduksjonsmiddel (se ovenfor);
• siden hydrogen er en lett gass, brukes den i luftfart som fyllstoff for ballonger, aerostater og luftskip;
• Hydrogen brukes som drivstoff blandet med CO.

I i det siste Forskere legger mye vekt på søket etter alternative kilder til fornybar energi. Et av de lovende områdene er "hydrogen" energi, der hydrogen brukes som drivstoff, hvis forbrenningsprodukt er vanlig vann.

Metoder for å produsere hydrogen

Industrielle metoder for å produsere hydrogen:

• metankonvertering (katalytisk reduksjon av vanndamp) med vanndamp ved høy temperatur (800°C) på en nikkelkatalysator: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
• omdannelse av karbonmonoksid med vanndamp (t=500°C) på en Fe 2 O 3 katalysator: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
• termisk dekomponering av metan: CH 4 = C + 2H 2;
• gassifisering av fast brensel (t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• elektrolyse av vann (en svært kostbar metode som produserer veldig rent hydrogen): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoriemetoder for å produsere hydrogen:

• virkning på metaller (vanligvis sink) med saltsyre eller fortynnet svovelsyre: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• interaksjon av vanndamp med varmt jernspon: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Vann fra brann! Det virker utrolig, men det er et faktum. Og dette faktum ble først etablert (1781-1782) av den engelske vitenskapsmannen Henry Cavendish. Han brente en fargeløs, smakløs og luktfri gass i et lukket kar, som på den tiden ble kalt "brennbar luft", og oppdaget at forbrenningsproduktet var vann. Til å begynne med trodde Cavendish ikke på resultatet som ble oppnådd, men etter å ha utført en rekke presise eksperimenter med å brenne «brennbar luft», ble han overbevist om at forbrenningsproduktet bare var vann, «som verken hadde smak eller lukt, og når det ble fordampet til tørrhet. , etterlot ikke den minste merkbare rest.»

Det skal bemerkes at selv før Cavendish, observerte den fremragende engelske naturforskeren D. Priestley utseendet av fuktighet under forbrenningen og eksplosjonen av en blanding av "brennbar luft", men... tok ikke behørig hensyn til det.

Til tross for at "brennbar luft" var kjent for den middelalderske tyske legen og naturforskeren Paracelsus (1500-tallet), og den berømte engelske kjemikeren, fysikeren og filosofen Robert Boyle i 1660 klarte ikke bare å oppnå "brennbar luft" fra svovelsyre og jern , men også å samle den i et fartøy, som de ikke hadde vært i stand til før den enkle (elementære) naturen til denne gassen ble etablert først i 1783.

I år gjennomførte den franske forskeren Antoine Laurent Lavoisier, som ønsket å teste Cavendishs eksperimenter, nøyaktige studier for å studere forbrenningsproduktet til «brennbar luft». De bekreftet Cavendish sine eksperimenter - produktet av forbrenning av "brennbar luft" var bare vann. Lavoisier beviste dette ikke bare ved å brenne "brennbar luft", men også ved å dekomponere produktene fra forbrenningen. Riktignok var grunnen til å analysere vannet letingen etter en billig måte å produsere hydrogen på, utført av Lavoisier på instruksjoner fra det franske vitenskapsakademiet i forbindelse med begynnelsen av utviklingen av luftfart.

På grunn av dens evne til å produsere vann, ble "brennbar luft" senere kalt hydrogen. Det vitenskapelige navnet på hydrogen - "hydrogenium" kommer fra de greske ordene "hidor" - vann og "genao" - jeg føder, jeg produserer. Dermed gjenspeiler navnet på hydrogen dens hovedegenskap - evnen til å danne vann ved forbrenning.

Hydrogenatomer har minst vekt blant alle atomene til andre kjemiske elementer, og derfor inntar hydrogen førsteplassen i det periodiske systemet til D.I.

Hydrogen er et av de vanligste elementene i naturen, det finnes overalt i universet - på solen, stjerner, i tåker, i verdensrommet. På jorden finnes hoveddelen av hydrogen i bundet tilstand i form av ulike forbindelser, hovedsakelig på jordoverflaten i form av vann. Den totale mengden hydrogen i jordskorpen når 1 % av vekten av jordskorpen.

I det interstellare rommet finnes hydrogenatomer flere hundre ganger oftere enn atomer av alle andre grunnstoffer til sammen. Hydrogen dominerer over andre grunnstoffer i atmosfæren til stjerner og er det viktigste integrert del solatmosfære.

Betydningen av hydrogen i universet er ekstremt stor, det spiller en spesiell rolle, og er et "kosmisk drivstoff" som gir energi til stjernene, inkludert solen.

I soldypet, der temperaturen når 20 millioner grader og stoffet er under trykk på åtte milliarder atmosfærer, mister hydrogenatomer elektroner og kjernene til slike atomer (protoner) får hastigheter som kjernereaksjoner skjer med. Kjernereaksjoner som skjer ved svært høye temperaturer kalles termonukleære reaksjoner. En termonukleær reaksjon der kjernen til et nytt kjemisk grunnstoff dannes av 4 hydrogenkjerner - helium , og er en kilde til solenergi.

Utdannelse helium fra hydrogen, som den tyske forskeren Bethe viste, forekommer på solen på en mye mer kompleks måte, men det endelige resultatet av reaksjonen gir det samme resultatet: i stedet for 4 hydrogenkjerner, vises en kjerne helium . Energien som frigjøres under denne reaksjonen gir strålingen av den enorme mengden varme og lys som solen har gitt i mange milliarder år. For å forestille seg mengden energi som sendes ut av solen, er det nok å si at for å generere slik energi vil det kreve 180 000 000 milliarder kraftverk med kapasiteten til Volzhskaya vannkraftstasjon.

Hydrogen i fri tilstand finnes på jorden i vulkanske gasser; en liten mengde hydrogen frigjøres av planter. I atmosfæren, selv i de øvre lagene, er hydrogen inneholdt i små mengder, som ikke overstiger 0,00005 volum%.

I sin rene form er hydrogen en gass 14,45 ganger lettere enn luft, fargeløs, luktfri og smakløs. Ikke giftig. Hydrogen diffunderer og diffunderer raskere enn alle andre gasser og er den beste varmelederen (den termiske ledningsevnen til hydrogen er 7 ganger større enn luftens).

I naturen forekommer hydrogen i form av tre isotoper: vanlig hydrogen, tungt og supertungt hydrogen. Tungt hydrogen finnes i vanlig hydrogen i små mengder. For hver 5 tusen atomer med vanlig hydrogen er det 1 atom tungt hydrogen. Fra det greske ordet "deuteros", som betyr andre, tung hydrogen, som den andre isotopen av hydrogen, kalles deuterium. I analogi med protonet kalles kjernen til dette atomet deuteron; det kalles ofte deuteron.

Deuterium betegnes enten med den latinske bokstaven D, eller den kjemiske betegnelsen på hydrogen beholdes og, som indikerer massenummeret med tallet 2, skrives de H 2 .

Deuterium skiller seg fra vanlig hydrogen i strukturen til kjernen. Deuteriumkjernen består av et proton og et nøytron, så massen til et deuteriumatom er 2 ganger massen til et vanlig hydrogenatom. En slik skarp avvik i massene av isotoper av det samme kjemiske elementet er det eneste tilfellet blant de kjente isotoper av forskjellige grunnstoffer. Vanlig hydrogen, hvis atomer er de enkleste (består av ett proton og ett elektron), fra ordet "protos" - enkel - kalles noen ganger protium.

Vann der protium er erstattet med deuterium kalles tungt. Den skiller seg fra den vanlige i egenskapene. Således fryser tungtvann ikke ved 0°C, som vanlig vann, men ved +3,8°C, koker ikke ved 100°C, men ved 101,4°C, og har en høyere tetthet (1,1056) enn vanlig vann; Livet er umulig i tungt vann. Vanlig vann inneholder alltid en innblanding av tungt. Mengden er liten og utgjør 0,02% av den totale massen. Imidlertid kan den, samlet fra hele kloden, fylle et reservoar som er like stort som volumet til Svartehavet.

Tungtvann brukes til produksjon av kjernekraft i atomreaktorer som et nøytronmodererende stoff.

Å skaffe tungtvann i sin rene form er en lang og kostbar prosess basert på elektrolyse (nedbrytning ved elektrisk strøm) av vann, der molekyler av «vanlig» vann brytes ned først, mens tungtvann samler seg i restene. I Vest-Europa Produksjonen av tungtvann i industriell skala ble først utført av tyskerne under andre verdenskrig i det okkuperte Norge, som hadde billig vannkraft. Tungtvann var ment å lage en ny type våpen (atombombe), som kommandoen til de fascistiske hærene stolte på siste håp. 28. februar 1943 sprengte norske patrioter sammen med britiske fallskjermjegere et tungtvannsverksted. De påfølgende angrepene på anlegget fra britisk luftfart tvang den fascistiske kommandoen til å transportere utstyr og den akkumulerte vannforsyningen til Tyskland. Den 20. februar 1945 sprengte norske jagere fra motstandshæren skipet og ødela 16 kubikkmeter sammen med utstyret. m tungtvann.

En tredje "supertung" isotop er også kjent. Tritium - denne isotopen kalles fra det latinske ordet "tritium" - tredje. Det kan oppnås kunstig som følge av kjernefysiske reaksjoner, for eksempel når du "skyter" nøytroner mot lettmetallatomer litium . Kjernene til tritiumatomer inneholder to nøytroner og ett proton. I naturen er forekomsten av tritium ubetydelig. Det er ett tritiumatom for hver milliard milliard atomer med vanlig hydrogen. Tritium er en radioaktiv isotop av hydrogen. Den avgir beta-partikler og blir til en isotop helium med en atomvekt på 3. Halveringstiden til tritium er ca. 12,5 år.

En gruppe italienske fysikere, etter å ha studert flere tusen bilder av kjernefysiske reaksjoner, oppdaget den fjerde "broren" i familien av hydrogenatomer (atomvekten er 4). Hvor vanskelig var oppgaven med å oppdage" supertung"hydrogen, sier at levetiden er lik 0,00000000001 brøkdeler av et sekund.

I tillegg til vanlige hydrogenmolekyler som består av to atomer, antas det at det er mulig å få et triatomisk molekyl - hisonium. Det er mulig at hisonium er like kortvarig som " supertung"hydrogen.

Den praktiske bruken av hydrogen er variert. Siden den er den letteste gassen, brukes den til å fylle skjellene til ballonger, værballonger, stratosfæriske ballonger og andre luftfartskjøretøyer. Historien til luftfart, som starter med en 18 cc varmluftsballong. m, skapt av den franske fysikeren Charles, til de gigantiske kontrollerte luftskipene til den tyske designeren Zeppelin, er uløselig knyttet til hydrogen. Imidlertid begrenset brennbarheten til hydrogen og dets lett antennelighet fra tilfeldige og vanskelig å eliminere årsaker (lynutladninger, gnister under elektrifisering ved friksjon, etc.) mulighetene for bruk i luftfart.

Fra en klar og skyfri himmel på de mest uventede stedene i USA under andre verdenskrig falt bomber, eksplosjoner ble hørt og branner flammet opp. Men selv den amerikanske pressen, grådig etter sensasjon, forble taus om disse mystiske raidene, uten alarmsignaler og fiendtlige fly i luften. For bare noen få år siden ble det rapportert at disse mystiske bombingene ble utført av ballonger som ble skutt opp fra de japanske øyene. Mer enn tusen slike ballonger ble skutt opp.

I kjemisk industri fungerer hydrogen som et utgangsmateriale for produksjon av ulike stoffer(ammoniakk, fast fett, etc.). Høy forbrenningstemperatur av hydrogen (opptil 2500°C) i oksygen brukes med spesielle brennere for smelting av kvarts, ildfaste metaller, skjæring av stålplater, etc.

Ideen om en forbrenningsmotor som bruker hydrogen som drivstoff er veldig fristende på grunn av dens lave pris. En slik motor, som forbruker hydrogen og luft, avgir vann som et forbrenningsprodukt.

For å få hydrogen som drivstoff trenger du bare... vann. Vannreservene - hoved "råstoffet" for hydrogenproduksjon - er på kloden bokstavelig talt uuttømmelig og beløper seg til 2 milliarder milliarder tonn. Energien til det rennende vannet i store elver er også uuttømmelig, som, omdannet ved kraftverk til elektrisk energi, kan tjene til å få hydrogen fra vann ved å dekomponere det med elektrisk strøm.

Suksess atomfysikk og kjemi åpnet for muligheten for å bruke hydrogenisotoper til praktiske formål. Dessverre ble disse egenskapene først og fremst brukt til militære formål, for å lage hydrogenbomben.

I hydrogenbombe energien til den termonukleære reaksjonen (mellom deuterium og tritium) brukes, noe som fører til dannelsen helium og frigjøring av nøytroner. For at en reaksjon skal begynne mellom hydrogenisotoper, må de varmes opp til ultrahøye temperaturer i størrelsesorden minst 10 millioner grader. Denne temperaturen oppstår når en atombombe eksploderer, som spiller rollen som en lunte i en hydrogenbombe.

En hydrogenbombe er kraftigere enn en atombombe. Poenget er at i atombombe mengden atomeksplosivt materiale er begrenset og kan ikke overstige en viss såkalt kritisk masse; I en hydrogenbombe er mengden eksplosiv (en blanding av hydrogenisotoper) ikke begrenset.

Ladningen til kjernen til et hydrogenatom er lik 1 og derfor er den i det periodiske systemet nummer 1. Hydrogen befinner seg i den første perioden, hvor det kun er to kjemiske grunnstoffer H og He. Kapasiteten til det første elektronlaget er 2 og derfor har heliumatomer et komplett elektronskall, og He er en analog av edelgassene (Ne, Ar, Kr, Xe og Rn). Hydrogenatomet har ett elektron og dets elektronisk konfigurasjon 1s1. I oksidasjons- eller reduksjonsreaksjoner kan et hydrogenatom enten få eller miste ett elektron. Hvilke (ifølge grupper i det periodiske system) monovalente analoger kan hydrogen ha? For det første er dette alkalimetaller, hvis atomer også har et 1 s elektron i det ytre elektronlaget. I tillegg avtar de metalliske egenskapene til kjemiske elementer når man beveger seg gjennom grupper i det periodiske systemet fra bunn til topp, noe som betyr at ikke-metalliske egenskaper øker. Og hvis vi klassifiserer hydrogen som den første gruppen, kan det ha svake ikke-metalliske egenskaper? Ja, det regnes som det svakeste ikke-metallet. Så å plassere hydrogen i den første gruppen motsier ikke logikken i det periodiske systemet.

Har et hydrogenatom å fullføre elektronskall bare ett elektron mangler, så når det samhandler med aktive metaller(alkali og jordalkali) prøver hydrogenatomet å feste sitt ytre valenselektron til seg selv og oppfører seg derved som halogenatomer. Og det mottatte hydrogenforbindelser(metallhydrider - MeH) ligner halogenforbindelser med alkali- og jordalkalimetaller.

Så de er salter? I utseende, fysiske egenskaper og evne til å lede elektrisk strøm i smeltet tilstand, ligner metallhydrider klorider av de tilsvarende metallene. Når du beveger deg i en gruppe, øker de ikke-metalliske egenskapene til kjemiske elementer fra bunn til topp.

Da bør hydrogen være det mest aktive ikke-metallet. Dette er feil. Det mest aktive ikke-metallet er fluor. Siden egenskapene til hydrogen minner noe om egenskapene til halogener, kan det betinget (i parentes) plasseres i den 7. gruppen over fluor. Det er lærebøker der cellen i den første perioden, beregnet på hydrogen, er laget med syv celler i størrelse - fra Li til F - og hydrogen anses å være en analog av alle de syv elementene i den andre perioden på en gang. Man kan neppe være enig i dette, siden hydrogen i alle dets forbindelser er monovalent, og for elementer i gruppene 2 - 6 er en valens på 1 ikke typisk.

Vi presenterer spesielt dette materialet ikke på en kategorisk måte, da lærebøker for skolebarn vanligvis skrives, men i en diskusjonsform. Kjemi som vitenskap er fortsatt i sin spede begynnelse og utvikling. Og det er ingen grunn til å være redd for "motsigelser" i forskjellige lærebøker

i kjemi. Du må prøve å forstå forfatterens synspunkt, forstå argumentene hans og strebe etter å danne din egen informerte mening. Hydrogen (lat. hydrogenium), H, kjemisk grunnstoff, det første etter serienummer i det periodiske systemet til Mendeleev; atommasse 1,00797. Under normale forhold er V. en gass; har ingen farge, lukt eller smak. Historisk informasjon. I verkene til kjemikere på 1500- og 1600-tallet. Frigjøring av brennbar gass når syrer virker på metaller har blitt nevnt gjentatte ganger. I 1766 Cavendish samlet og studerte gassen som ble frigjort, og kalte den «brennbar luft». Å være en tilhenger av teorien ved å analysere og syntetisere vann beviste han kompleksiteten i dets sammensetning, og i 1787 identifiserte han «brennbar luft» som et nytt kjemisk grunnstoff (V.) og ga det det moderne navnet hydroge ne (fra det greske h y d o r - vann og genn a o - Jeg føder), som betyr "føde vann"; denne roten brukes i navnene på V. forbindelser og prosesser med dens deltakelse (for eksempel hydrider, hydrogenering). Moderne russisk navn "V." ble foreslått av M. F. Solovyov i 1824.

Utbredelse i naturen . V. er utbredt i naturen, dens innhold i jordskorpen (litosfæren og hydrosfæren) er 1% av massen og 16% av antall atomer. V. er en del av det vanligste stoffet på jorden - vann (11,19% av V. etter vekt), i sammensetningen av forbindelser som utgjør kull, olje, naturgasser, leire, samt dyre- og planteorganismer (dvs. i sammensetningen proteiner, nukleinsyrer, fett, karbohydrater, etc.). I fri tilstand er V. ekstremt sjelden den finnes i små mengder i vulkanske og andre naturgasser. Mindre mengder fritt hydrogen (0,0001 % av antall atomer) er tilstede i atmosfæren. I det nære jordrommet danner energi i form av en strøm av protoner et indre ("proton") Jordens strålingsbelte. I rommet er V. det vanligste elementet. I skjemaet plasma den utgjør omtrent halvparten av massen til Solen og de fleste stjernene, hoveddelen av gassene til det interstellare mediet og gass-tåkene. V. finnes i atmosfæren til en rekke planeter og i kometer i form av fri h 2, metan ch 4, ammoniakk nh 3, vann h 2 o, radikaler som ch, nh, oh, sih, ph, etc. . I form av en strøm av protoner er energi en del av den korpuskulære strålingen fra solen og kosmiske stråler.

Isotoper, atom og molekyl. Vanlig V. består av en blanding av to stabile isotoper: lett V., eller protium (1 t), og tung V., eller deuterium(2 timer eller d). I naturlige forbindelser er det i gjennomsnitt 6800 atomer på 1 time per 1 atom på 2 timer. En radioaktiv isotop er kunstig oppnådd - supertung V., eller tritium(3 timer, eller T), med myk?-stråling og halveringstid t 1/2= 12.262 år. I naturen dannes tritium for eksempel fra atmosfærisk nitrogen under påvirkning av kosmiske strålenøytroner; i atmosfæren er den ubetydelig (4 10 -15 % av totalt antall atomer V.). En ekstremt ustabil isotop i 4 timer ble oppnådd. Massetallene til isotopene 1 t, 2 t, 3 t og 4 t, henholdsvis 1,2, 3 og 4, indikerer at kjernen til et protiumatom bare inneholder 1 proton, deuterium - 1 proton og 1 nøytron, tritium - 1 proton og 2 nøytroner, 4 timer - 1 proton og 3 nøytroner. Den store forskjellen i massene til isotopene til V. bestemmer en mer merkbar forskjell i deres fysiske og kjemiske egenskaper enn når det gjelder isotoper av andre grunnstoffer.

V.-atomet har den enkleste strukturen blant atomene til alle andre grunnstoffer: det består av en kjerne og ett elektron. Bindingsenergien til et elektron med en kjerne (ioniseringspotensial) er 13,595 ev. Et nøytralt atom kan også legge til et andre elektron, og danner et negativt ion H -; i dette tilfellet er bindingsenergien til det andre elektronet med et nøytralt atom (elektronaffinitet) 0,78 ev. Kvantemekanikk lar deg beregne alle mulige energinivåer til atomet V., og derfor gi en fullstendig tolkning av dets atomspekter. V-atomet brukes som modellatom i kvantemekaniske beregninger av energinivåene til andre, mer komplekse atomer. B. h 2-molekylet består av to atomer forbundet med en kovalent kjemisk binding. Dissosiasjonsenergien (dvs. henfall til atomer) er 4,776 ev(1 ev= 1,60210 10 -19 j). Den interatomiske avstanden ved likevektsposisjonen til kjernene er 0,7414 a. Ved høye temperaturer dissosieres molekylært hydrogen til atomer (graden av dissosiasjon ved 2000°C er 0,0013, ved 5000°C 0,95). Atomic V. dannes også i ulike kjemiske reaksjoner(for eksempel effekten av zn på saltsyre). Imidlertid varer eksistensen av V. i atomtilstand bare kort tid atomene rekombinerer til molekyler h 2.

Fysisk og kjemiske egenskaper . V. - den enkleste av alle kjente stoffer(14,4 ganger lettere enn luft), tetthet 0,0899 g/l ved 0°C og 1 atm. Helium koker (flytende) og smelter (stivner), henholdsvis ved -252,6°C og -259,1°C (bare helium har lavere smelte- og kokepunkter). Den kritiske temperaturen til vannet er svært lav (-240°C), så flytendegjøringen er full av store vanskeligheter; kritisk trykk 12,8 kgf/cm 2 (12,8 atm), kritisk tetthet 0,0312 g/cm 3. Av alle gasser har V. størst varmeledningsevne, lik ved 0°C og 1 atm 0,174 Tirs/(m· TIL), dvs. 4,16 0-4 cal/(Med· cm· °C). Spesifikk varmekapasitet til V. ved 0°C og 1 atmS s 14.208 10 3 j/(kg· TIL), dvs. 3.394 cal/(G· °C). V. er lett løselig i vann (0,0182 ml/g ved 20°C og 1 atm), men bra - i mange metaller (ni, pt, pd, etc.), spesielt i palladium (850 volumer per 1 volum pd). V.s løselighet i metaller er relatert til dens evne til å diffundere gjennom dem; Diffusjon gjennom en karbonlegering (for eksempel stål) er noen ganger ledsaget av ødeleggelse av legeringen på grunn av samspillet mellom karbon og karbon (såkalt dekarbonisering). Liquid V. er veldig lett (densitet ved -253°C 0,0708 g/cm 3) og væske (viskositet ved -253°C 13,8 spoise).

I de fleste forbindelser viser V. en valens (mer presist, oksidasjonstilstand) +1, som natrium og andre alkalimetaller; vanligvis er det betraktet som en analog av disse metallene, fører 1 gram. Mendeleevs system. I metallhydrider er imidlertid B-ionet negativt ladet (oksidasjonstilstand -1), dvs. hydridet na + h - er bygget på samme måte som kloridet na + cl -. Dette og noen andre fakta (nærhet fysiske egenskaper V. og halogener, halogeners evne til å erstatte V. i organiske forbindelser) gir grunnlag for å klassifisere V. også i gruppe VII i det periodiske system. Under normale forhold er molekylær V. relativt lite aktiv, og kombineres bare direkte med de mest aktive av ikke-metaller (med fluor og i lys med klor). Men når den varmes opp, reagerer den med mange elementer. Atomic V. har økt kjemisk aktivitet sammenlignet med molekylær. Med oksygen danner V. vann: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o med frigjøring av 285.937 10 3 J/mol, dvs. 68.3174 kcal/mol varme (ved 25°C og 1 atm). Ved normale temperaturer går reaksjonen ekstremt sakte, over 550°C eksploderer den. Eksplosjonsgrensene for en hydrogen-oksygenblanding er (volum) fra 4 til 94% h2, og for en hydrogen-luftblanding - fra 4 til 74% h2 (en blanding av 2 volumer h2 og 1 volum O2 kalles eksplosiv gass). V. brukes til reduksjon av mange metaller, da det fjerner oksygen fra oksidene deres:

cuo +H 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4t 2 = 3fe + 4t 2 o, etc.

Med halogener danner V. hydrogenhalogenider, for eksempel:

h 2 + cl 2 = 2 hcl.

Samtidig eksploderer V. med fluor (selv i mørket og ved -252°C), reagerer med klor og brom kun ved belysning eller oppvarming, og med jod kun ved oppvarming. V. reagerer med nitrogen for å danne ammoniakk: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 kun på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk. Ved oppvarming reagerer V. kraftig med svovel: h 2 + s = h 2 s (hydrogensulfid), mye vanskeligere med selen og tellur. V. kan reagere med rent karbon uten katalysator bare ved høye temperaturer: 2h 2 + C (amorf) = ch 4 (metan). V. reagerer direkte med visse metaller (alkali, jordalkali, etc.), og danner hydrider: h 2 + 2li = 2lih. Viktig praktisk betydning har reaksjoner av karbonmonoksid med karbonmonoksid, der ulike former dannes avhengig av temperatur, trykk og katalysator organiske forbindelser, for eksempel hcho, ch 3 oh, etc. Umettede hydrokarboner reagerer med hydrogen og blir til mettede, for eksempel:

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

Rollen til V. og dens forbindelser i kjemi er usedvanlig stor. V. bestemmer de sure egenskapene til såkalte protiske syrer. V. har en tendens til å danne med noen elementer den såkalte hydrogenbinding, som har en avgjørende innflytelse på egenskapene til mange organiske og uorganiske forbindelser.

Kvittering . De viktigste typer råvarer for industriell produksjon av V. - naturlige brannfarlige gasser, koksovnsgass(cm. Cola kjemi) Og oljeraffineringsgasser, samt produkter av gassifisering av fast og flytende brensel (hovedsakelig kull). V. er også hentet fra vann elektrolyse (på steder med billig strøm). De viktigste metodene for å produsere hydrogen fra naturgass er katalytisk interaksjon av hydrokarboner, hovedsakelig metan, med vanndamp (omdannelse): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2, og ufullstendig oksidasjon av hydrokarboner med oksygen: ch 4 + 1/2 o 2 = co + 2 t 2 . Det resulterende karbonmonoksidet gjennomgår også omdannelse: co + h 2 o = co 2 + h 2. V., utvunnet fra naturgass, er den billigste. En svært vanlig metode for å produsere energi er fra vann og damp-luftgasser oppnådd ved gassifisering av kull. Prosessen er basert på omdannelse av karbonmonoksid. Vanngass inneholder opptil 50 % h 2 og 40 % co; i damp-luftgass, i tillegg til h 2 og co, er det en betydelig mengde n 2, som brukes sammen med den resulterende V. for syntesen av nh 3. V. isoleres fra koksovnsgass og oljeraffineringsgasser ved å fjerne de resterende komponentene i gassblandingen, som blir lettere flytende enn V. under dyp avkjøling. Elektrolyse av vann utføres med likestrøm, og passerer det gjennom en løsning av koh eller naoh (syrer brukes ikke for å unngå korrosjon av stålutstyr). I laboratorier oppnås V. ved elektrolyse av vann, samt ved reaksjon mellom sink og saltsyre. Men oftere bruker de ferdige fabrikk V. i sylindere.

Søknad . V. begynte å produseres i industriell skala på slutten av 1700-tallet. for å fylle ballonger. For tiden er V. mye brukt i kjemisk industri, hovedsakelig for produksjon ammoniakk. En stor forbruker av alkohol er også produksjon av metyl og andre alkoholer, syntetisk bensin (syntin) og andre produkter oppnådd ved syntese fra alkohol og karbonmonoksid. V. brukes til hydrogenering av faste og tunge flytende brensler, fett, etc., for syntese av hcl, for hydrobehandling av petroleumsprodukter, ved sveising og skjæring av metaller med en oksygen-hydrogenflamme (temperatur opp til 2800° C) og inn atomær hydrogensveising(opptil 4000°C). Isotopene av hydrogen, deuterium og tritium har funnet svært viktige anvendelser innen kjernekraft.

Litt.: Nekrasov B.V., Kurs i generell kjemi, 14. utgave, M., 1962; Remi G., Kurs uorganisk kjemi, trans. fra German, vol. 1, M., 1963; Egorov A. P., Shereshevsky D. I., Shmanenkov I. V., Generell kjemisk teknologi uorganiske stoffer 4. utgave, M., 1964; Generell kjemisk teknologi. Ed. S. I. Volfkovich, vol. 1, M., 1952; Lebedev V.V., Hydrogen, dets produksjon og bruk, M., 1958; Nalbandyan A. B., Voevodsky V. V., Mekanisme for oksidasjon og forbrenning av hydrogen, M. - L., 1949; Kort kjemisk leksikon, vol. 1, M., 1961, s. 619-24.

Introduksjon

Hydrogen (Hudrogenium) ble oppdaget i første halvdel av 1500-tallet av den tyske legen og naturforskeren Paracelsus. I 1776 etablerte Cavendish (England) sine egenskaper og indikerte forskjellene fra andre gasser. Hydrogen har tre isotoper: protium NaH, deuterium IH eller D, tritium IH eller T. Massetallene deres er 1, 2 og 3. Protium og deuterium er stabile, tritium er radioaktivt (halveringstid 12,5 år). I naturlige forbindelser er deuterium og protium i gjennomsnitt inneholdt i forholdet 1:6800 (basert på antall atomer). Tritium forekommer i naturen i ubetydelige mengder.

Kjernen til hydrogenatomet NaH inneholder ett proton. Kjernen av deuterium og tritium inkluderer ikke bare et proton, men også ett eller to nøytroner. Hydrogenmolekylet består av to atomer. Her er noen egenskaper som karakteriserer hydrogenatomet og molekylet:

Atomisk ioniseringsenergi, eV 13,60

Atomelektronaffinitet, eV 0,75

Relativ elektronegativitet 2.1

Atomradius, nm 0,046

Internnukleær avstand i et molekyl, nm 0,0741

Standard entalpi for dissosiasjon av molekyler ved 25°C 436,1

Hydrogen. Hydrogenposisjon i periodisk system DI. Mendeleev

Helt på slutten av 1700- og begynnelsen av 1800-tallet gikk kjemien inn i en periode med etablering av kvantitative lover: i 1803 ble loven om multiple forhold formulert (stoffer reagerer med hverandre i vektforhold som er multipler av kjemiske ekvivalenter), og i 1814 den første tabellen i kjemisk vitenskaps historie ble publisert relative atomvekter av elementer. I denne tabellen er hydrogen på første plass, og atommasser andre elementer ble uttrykt i tall nær heltall.

Den spesielle posisjonen som hydrogen inntok helt fra begynnelsen kunne ikke unngå å tiltrekke seg oppmerksomheten til forskere, og i 1841 var kjemikere i stand til å gjøre seg kjent med teorien til William Prout, som utviklet teorien til de antikke greske filosofene om enhetens enhet. verden og antydet at alle grunnstoffer er dannet av hydrogen som det letteste grunnstoffet. Prout ble protestert mot av J.Ya. Berzelius, som nettopp var engasjert i å klargjøre atomvekter: fra eksperimentene hans fulgte det at atomvektene til elementene ikke er i heltallsforhold til atomvekten til hydrogen. Men, protesterte Prouts tilhengere, atomvekter er ennå ikke bestemt nøyaktig nok, og som et eksempel nevnte de eksperimentene til Jean Stas, som i 1840 korrigerte atomvekten til karbon fra 11,26 (denne verdien ble fastsatt av Berzelius) til 12,0 .

Og likevel, Prouts attraktive hypotese måtte forlates for en stund: snart slo den samme Stas, gjennom nøye og ubestridelig forskning, fast at for eksempel atomvekten til klor er 35,45, dvs. den kan ikke på noen måte uttrykkes som en tall som er et multiplum av atomvekten til hydrogen ...

Men i 1869 skapte Dmitry Ivanovich Mendeleev sin periodiske klassifisering av grunnstoffer, og baserte den på atomvektene til elementene som deres mest grunnleggende kjennetegn. Og naturlig nok kom hydrogen først i systemet av grunnstoffer.

God åpning periodisk lov flokken er tydelig på det kjemiske elementer danner en enkelt serie, hvis konstruksjon er underlagt et internt mønster. Og dette kunne ikke annet enn å bringe liv til Prouts hypotese igjen, om enn i en litt modifisert form: i 1888 foreslo William Crookes at alle grunnstoffer, inkludert hydrogen, ble dannet ved komprimering av en eller annen primær materie, som han kalte protyle. Og siden protyl, begrunnet Crookes, tilsynelatende har en veldig liten atomvekt, så er fremveksten av atomvekter forståelig.

Men her er det som er interessant. Mendeleev selv var ekstremt interessert i spørsmålet: hvorfor skulle det periodiske systemet begynne med hydrogen? Hva hindrer eksistensen av grunnstoffer med en atomvekt mindre enn én? Og som et slikt element i 1905 kalte Mendeleev ... "verdens eter". Dessuten plasserer han den i nullgruppen over helium og beregner dens atomvekt - 0,000001! En inert gass med så lav atomvekt burde ifølge Mendeleev være altgjennomtrengende, og dens elastiske vibrasjoner kan forklare lysfenomener...

Akk, denne store vitenskapsmannens spådom var ikke bestemt til å gå i oppfyllelse. Men Mendeleev hadde rett i at grunnstoffene ikke er bygget av identiske partikler: vi vet nå at de er bygget av protoner, nøytroner og elektroner.

Men unnskyld meg, utbryter du, for et proton er kjernen til et hydrogenatom. Så Prout hadde tross alt rett? Ja, han hadde virkelig rett på sin måte. Men det var så å si altfor tidlig rett, for på den tiden kunne det verken virkelig bekreftes eller virkelig tilbakevises...

Imidlertid spilte hydrogen i seg selv en betydelig rolle i historien om utviklingen av vitenskapelig tanke. I 1913 formulerte Niels Bohr sine berømte postulater, som forklarte på grunnlag kvantemekanikk trekk ved strukturen til atomet og den indre essensen av loven om periodisitet. Og Bohrs teori ble anerkjent fordi spekteret av hydrogen beregnet på grunnlag fullstendig falt sammen med det observerte.