• Tanım - H (Hidrojen);
• Latince adı - Hydrogenium;
• Dönem - I;
• Grup - 1 (la);
• Atom kütlesi - 1,00794;
• Atom numarası - 1;
• Atom yarıçapı = 53 pm;
• Kovalent yarıçap = 32 pm;
• Elektron dağılımı - 1s 1;
• erime sıcaklığı = -259,14°C;
• kaynama noktası = -252,87°C;
• Elektronegatiflik (Pauling'e göre/Alred ve Rochow'a göre) = 2,02/-;
• Oksidasyon durumu: +1; 0; -1;
• Yoğunluk (no.) = 0,0000899 g/cm3;
• Molar hacim = 14,1 cm3 /mol.

Hidrojenin oksijenle ikili bileşikleri:

Hidrojen (“suyu doğuran”) 1766 yılında İngiliz bilim adamı G. Cavendish tarafından keşfedildi. Doğadaki en basit elementtir; hidrojen atomunun bir çekirdeği ve bir elektronu vardır; muhtemelen hidrojenin Evrende en bol bulunan element olmasının nedeni budur (çoğu yıldızın kütlesinin yarısından fazlasını oluşturur).

Hidrojen konusunda “makara küçük ama pahalı” diyebiliriz. Hidrojen, "basitliğine" rağmen Dünya'daki tüm canlılara enerji sağlar - Güneş'te dört hidrojen atomundan bir helyum atomunun oluştuğu sürekli bir termonükleer reaksiyon meydana gelir, bu süreç buna muazzam miktarda enerjinin salınması eşlik ediyor (daha fazla ayrıntı için bkz. Nükleer Füzyon).

İÇİNDE yer kabuğu hidrojenin kütle oranı yalnızca %0,15'tir. Bu arada, Dünya üzerinde bilinenlerin ezici bir kısmı (%95) kimyasallar bir veya daha fazla hidrojen atomu içerir.

Metal olmayan bileşiklerde (HCl, H2O, CH4 ...), hidrojen tek elektronunu daha elektronegatif elementlere verir, +1 oksidasyon durumu sergiler (daha sıklıkla), yalnızca kovalent bağlar(Bakınız Kovalent bağ).

Metalli bileşiklerde (NaH, CaH 2 ...), hidrojen ise tam tersine tek s-orbitaline başka bir elektronu kabul eder, böylece elektronik katmanını tamamlamaya çalışır ve -1 oksidasyon durumunu (daha az sıklıkla) sergiler, genellikle iyonik bir bağ oluşturur (bkz. İyonik bağ), çünkü hidrojen atomu ile metal atomunun elektronegatifliği arasındaki fark oldukça büyük olabilir.

H2

Gaz halinde hidrojen, polar olmayan bir kovalent bağ oluşturan diatomik moleküller formunda bulunur.

Hidrojen molekülleri şunları içerir:

• büyük hareketlilik;
• büyük güç;
• düşük polarize edilebilirlik;
• küçük boyut ve ağırlık.

Hidrojen gazının özellikleri:

• doğadaki en hafif gazdır, renksiz ve kokusuzdur;
• su ve organik çözücülerde az çözünür;
• sıvı ve katı metallerde (özellikle platin ve paladyum) az miktarda çözünür;
• sıvılaştırılması zor (düşük polarize edilebilirliği nedeniyle);
• bilinen tüm gazlar arasında en yüksek termal iletkenliğe sahiptir;
• ısıtıldığında birçok metal olmayan maddeyle reaksiyona girerek indirgeyici bir maddenin özelliklerini sergiler;
• oda sıcaklığında flor ile reaksiyona girer (bir patlama meydana gelir): H2 + F2 = 2HF;
• hidritler oluşturmak üzere metallerle reaksiyona girerek oksitleyici özellikler sergiler: H2 + Ca = CaH2;

Bileşiklerde hidrojen, indirgeyici özelliklerini oksitleyici özelliklerinden çok daha güçlü bir şekilde gösterir. Hidrojen, kömür, alüminyum ve kalsiyumdan sonra en güçlü indirgeyici maddedir. Hidrojenin indirgeyici özellikleri endüstride metal ve metal olmayanların üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır ( basit maddeler) oksitlerden ve galidlerden.

Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20

Hidrojenin basit maddelerle reaksiyonları

Hidrojen bir rol oynayan bir elektronu kabul eder indirgeyici madde, reaksiyonlarda:

• İle oksijen(ateşlendiğinde veya bir katalizör varlığında), 2:1 (hidrojen:oksijen) oranında patlayıcı bir patlayıcı gaz oluşur: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• İle gri(150°C-300°C'ye ısıtıldığında): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• İle klor(tutuşturulduğunda veya UV ışınlarına maruz kaldığında): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• İle flor: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• İle azot(katalizörlerin varlığında veya yüksek basınçta ısıtıldığında): 3H 2 0 +N2 ↔ 2NH3 +1

Hidrojen bir rol oynayarak bir elektron bağışlıyor oksitleyici ajan ile reaksiyonlarda alkalin Ve alkali toprak metal hidrürler (H hidrit iyonları içeren tuz benzeri iyonik bileşikler) oluşturmak için metaller, bunlar kararsız beyaz kristalli maddelerdir.

Ca+H2 = CaH2-1 2Na+H2 0 = 2NaH-1

Hidrojenin oksidasyon durumunun -1 olması tipik bir durum değildir. Su ile reaksiyona girdiğinde hidritler ayrışır ve suyu hidrojene indirger. Kalsiyum hidrürün su ile reaksiyonu aşağıdaki gibidir:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH)2

Hidrojenin karmaşık maddelerle reaksiyonları

• yüksek sıcaklıklarda hidrojen birçok metal oksidi azaltır: ZnO+H2 = Zn+H2O
• metil alkol, hidrojenin karbon monoksit (II) ile reaksiyonundan elde edilir: 2H2 +CO → CH30H
• Hidrojenasyon reaksiyonlarında hidrojen birçok organik maddeyle reaksiyona girer.

Hidrojen ve bileşiklerinin kimyasal reaksiyonlarının denklemleri “Hidrojen ve bileşikleri - hidrojen içeren kimyasal reaksiyonların denklemleri” sayfasında daha ayrıntılı olarak tartışılmaktadır.

Hidrojenin uygulamaları

• V nükleer enerji hidrojen izotopları kullanılır - döteryum ve trityum;
• kimya endüstrisinde hidrojen birçok organik maddenin, amonyağın, hidrojen klorürün sentezinde kullanılır;
• gıda endüstrisinde hidrojen, bitkisel yağların hidrojenasyonu yoluyla katı yağların üretiminde kullanılır;
• metallerin kaynaklanması ve kesilmesi için oksijen içindeki hidrojenin yüksek yanma sıcaklığı (2600°C) kullanılır;
• bazı metallerin üretiminde indirgeyici madde olarak hidrojen kullanılır (yukarıya bakın);
• Hidrojen hafif bir gaz olduğundan havacılıkta balonlar, aerostatlar ve hava gemileri için dolgu maddesi olarak kullanılır;
• Hidrojen, CO ile karıştırılarak yakıt olarak kullanılır.

İÇİNDE son zamanlarda Bilim adamları alternatif yenilenebilir enerji kaynakları arayışına oldukça önem veriyorlar. Gelecek vaat eden alanlardan biri, yanma ürünü sıradan su olan hidrojenin yakıt olarak kullanıldığı “hidrojen” enerjisidir.

Hidrojen üretme yöntemleri

Hidrojen üretimi için endüstriyel yöntemler:

• bir nikel katalizörü üzerinde yüksek sıcaklıkta (800°C) su buharı ile metan dönüşümü (su buharının katalitik indirgenmesi): CH4 + 2H20 = 4H2 + CO2;
• karbon monoksitin bir Fe203 katalizörü üzerinde su buharı (t=500°C) ile dönüşümü: CO + H20 = CO2 + H2;
• metanın termal ayrışması: CH4 = C + 2H2;
• katı yakıtların gazlaştırılması (t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• suyun elektrolizi (çok saf hidrojen üreten çok pahalı bir yöntem): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

• hidroklorik veya seyreltik sülfürik asit ile metaller (genellikle çinko) üzerindeki etki: Zn + 2HCl = ZCl2 + H2; Zn + H2S04 = ZnS04 + H2;
• su buharının sıcak demir talaşlarıyla etkileşimi: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Ateşten su! İnanılmaz görünüyor ama bu bir gerçek. Ve bu gerçek ilk kez (1781-1782) İngiliz bilim adamı Henry Cavendish tarafından ortaya konmuştur. O dönemde "yanıcı hava" olarak adlandırılan renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazı kapalı bir kapta yaktı ve yanma ürününün su olduğunu keşfetti. Cavendish ilk başta elde edilen sonuca inanmadı, ancak "yanıcı hava"nın yakılmasıyla ilgili bir dizi hassas deney yaptıktan sonra yanma ürününün yalnızca "tadı ve kokusu olmayan ve kuruyana kadar buharlaştığında" su olduğuna ikna oldu. , gözle görülür en ufak bir kalıntı bırakmadı.

Seçkin İngiliz doğa bilimci D. Priestley'in Cavendish'ten önce bile, "yanıcı hava" karışımının yanması ve patlaması sırasında nemin ortaya çıktığını gözlemlediğini, ancak... buna gereken önemi vermediğini belirtmekte fayda var.

“Yanıcı havanın” ortaçağ Alman doktoru ve doğa bilimci Paracelsus (16. yüzyıl) tarafından bilinmesine ve ünlü İngiliz kimyager, fizikçi ve filozof Robert Boyle'un 1660 yılında sadece sülfürik asit ve demirden “yanıcı hava” elde etmeyi başarmasına rağmen ama aynı zamanda daha önce yapamadıkları bir kapta toplamak da mümkün oldu; bu gazın basit (temel) doğası ancak 1783'te belirlendi.

Bu yıl Cavendish'in deneylerini test etmek isteyen Fransız bilim adamı Antoine Laurent Lavoisier, "yanıcı havanın" yanma ürününü incelemek için hassas çalışmalar yürüttü. Cavendish'in deneylerini doğruladılar; "yanıcı havanın" yanması sonucu ortaya çıkan ürün yalnızca suydu. Lavoisier bunu yalnızca "yanıcı havayı" yakarak değil, aynı zamanda yanma ürünlerini de ayrıştırarak kanıtladı. Doğru, suyu analiz etmenin nedeni, havacılığın gelişiminin başlamasıyla bağlantılı olarak Fransız Bilimler Akademisi'nin talimatları üzerine Lavoisier tarafından üstlenilen, hidrojen üretmenin ucuz bir yolunun araştırılmasıydı.

Su üretme kabiliyeti nedeniyle “yanıcı hava”ya daha sonra hidrojen adı verildi. Hidrojenin bilimsel adı - "hidrojenyum", Yunanca "hidor" - su ve "genao" - doğururum, üretirim kelimelerinden gelir. Bu nedenle, hidrojenin adı onun ana özelliğini yansıtır - yanma sırasında su oluşturma yeteneği.

Hidrojen atomları, diğer kimyasal elementlerin tüm atomları arasında en az ağırlığa sahiptir ve bu nedenle hidrojen, D.I. Mendeleev'in periyodik tablosunda ilk sırada yer alır.

Hidrojen doğanın en yaygın elementlerinden biridir; Evrenin her yerinde bulunur - Güneş'te, yıldızlarda, bulutsularda, uzayda. Dünya'da hidrojenin büyük bir kısmı bağlı durumçeşitli bileşikler halinde, esas olarak dünya yüzeyinde su şeklinde. Yer kabuğundaki toplam hidrojen miktarı yer kabuğunun ağırlığının %1'ine ulaşır.

Yıldızlararası uzayda hidrojen atomları, diğer tüm elementlerin atomlarının toplamından birkaç yüz kat daha sık bulunur. Hidrojen, yıldızların atmosferinde diğer elementlere göre daha baskındır ve ana elementtir. ayrılmaz parça güneş atmosferi.

Hidrojenin Evrendeki önemi son derece büyüktür; Güneş dahil yıldızlara enerji sağlayan “kozmik yakıt” olarak özel bir rol oynar.

Sıcaklığın 20 milyon dereceye ulaştığı ve maddenin sekiz milyar atmosfer basıncı altında olduğu Güneş'in derinliklerinde, hidrojen atomları elektron kaybeder ve bu atomların (protonların) çekirdekleri, nükleer reaksiyonların gerçekleşeceği hızlara ulaşır. Çok yüksek sıcaklıklarda meydana gelen nükleer reaksiyonlara termonükleer reaksiyonlar denir. Yeni bir kimyasal elementin çekirdeğinin 4 hidrojen çekirdeğinden oluştuğu termonükleer reaksiyon - helyum ve güneş enerjisi kaynağıdır.

Eğitim helyum Alman bilim adamı Bethe'nin gösterdiği gibi hidrojenden Güneş'te çok daha karmaşık bir şekilde meydana gelir, ancak reaksiyonun nihai sonucu aynı sonucu verir: 4 hidrojen çekirdeği yerine bir çekirdek belirir helyum . Bu reaksiyon sırasında açığa çıkan enerji, Güneş'in milyarlarca yıldır verdiği muazzam miktarda ısı ve ışığın yayılmasını sağlar. Güneş'in yaydığı enerji miktarını hayal etmek için, böyle bir enerjinin üretilmesi için Volzhskaya hidroelektrik santralinin kapasitesine sahip 180.000.000 milyar enerji santralinin gerekli olduğunu söylemek yeterlidir.

Serbest haldeki hidrojen yeryüzünde volkanik gazlarda bulunur; Bitkiler tarafından az miktarda hidrojen açığa çıkar. Atmosferde, üst katmanlarda bile hidrojen, hacimce %0,00005'i geçmeyecek kadar küçük miktarlarda bulunur.

Hidrojen saf haliyle havadan 14,45 kat daha hafif, renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Zehirli değil. Hidrojen diğer tüm gazlardan daha hızlı yayılır ve yayılır ve en iyi ısı iletkenidir (hidrojenin termal iletkenliği havanınkinden 7 kat daha fazladır).

Doğada hidrojen üç izotop halinde bulunur: sıradan hidrojen, ağır ve süper ağır hidrojen. Ağır hidrojen sıradan hidrojende küçük miktarlarda bulunur. Sıradan hidrojenin her 5 bin atomuna karşılık 1 ağır hidrojen atomu vardır. Yunanca ikinci anlamına gelen "deuteros" kelimesinden, hidrojenin ikinci izotopu olan ağır hidrojene döteryum adı verilir. Protona benzetilerek bu atomun çekirdeğine döteron adı verilir; genellikle döteron denir.

Döteryum ya Latin harfi D ile gösterilir ya da hidrojenin kimyasal tanımı korunur ve kütle numarasını 2 sayısıyla göstererek H2 yazılır.

Döteryum, çekirdeğinin yapısında sıradan hidrojenden farklıdır. Döteryum çekirdeği bir proton ve bir nötrondan oluşur, dolayısıyla döteryum atomunun kütlesi sıradan bir hidrojen atomunun kütlesinin 2 katıdır. Aynı kimyasal elementin izotop kütlelerindeki bu kadar keskin bir farklılık, farklı elementlerin bilinen izotopları arasındaki tek durumdur. Atomları en basit olan (bir proton ve bir elektrondan oluşan) sıradan hidrojene "protos" kelimesinden - basit - bazen protium denir.

Protiumun döteryumla değiştirildiği suya ağır denir. Özelliklerinde normalden farklıdır. Böylece ağır su, normal su gibi 0°C'de değil +3,8°C'de donar, 100°C'de değil 101,4°C'de kaynar ve normal sudan daha yüksek yoğunluğa (1,1056) sahiptir; Ağır suda yaşam imkansızdır. Sıradan su her zaman ağır bir karışım içerir. Miktarı küçüktür ve toplam kütlenin %0,02'sine karşılık gelir. Ancak dünyanın her yerinden toplandığında Karadeniz'in hacmine eşit büyüklükte bir rezervuarı doldurabilir.

Nükleer enerji üretiminde ağır su kullanılıyor nükleer reaktörler nötron düzenleyici bir madde olarak.

Ağır suyun saf haliyle elde edilmesi, suyun elektrolizine (elektrik akımıyla ayrışma) dayanan, "sıradan" su moleküllerinin önce ayrıştığı, ağır suyun ise kalıntıda biriktiği uzun ve pahalı bir işlemdir. İÇİNDE Batı Avrupa Endüstriyel ölçekte ağır su üretimi ilk kez Almanlar tarafından İkinci Dünya Savaşı sırasında ucuz hidroelektrik enerjiye sahip işgal altındaki Norveç'te gerçekleştirildi. Ağır su, faşist orduların komutanlığının dayandığı yeni bir silah türü (atom bombası) yaratmayı amaçlıyordu. son umutlar. 28 Şubat 1943'te Norveçli vatanseverler İngiliz paraşütçülerle birlikte bir ağır su atölyesini havaya uçurdu. İngiliz havacılığının tesise yaptığı müteakip baskınlar, faşist komutanlığı ekipmanı ve biriken su tedarikini Almanya'ya taşımaya zorladı. 20 Şubat 1945'te direniş ordusunun Norveçli savaşçıları gemiyi havaya uçurdu ve 16 metreküplük ekipmanıyla birlikte yok etti. m ağır su.

Üçüncü bir "süper ağır" izotop da bilinmektedir. Trityum - bu izotopa Latince "trityum" kelimesinden denir - üçüncü. Bunun sonucunda yapay olarak elde edilebilir. nükleer reaksiyonlarörneğin nötronları hafif metal atomlarına “ateş ederken” lityum . Trityum atomlarının çekirdeği iki nötron ve bir proton içerir. Doğada trityumun bolluğu ihmal edilebilir düzeydedir. Her milyar milyar sıradan hidrojen atomuna karşılık bir trityum atomu vardır. Trityum hidrojenin radyoaktif izotopudur. Beta parçacıkları yayar ve bir izotopa dönüşür helyum atom ağırlığı 3'tür. Trityumun yarı ömrü yaklaşık 12,5 yıldır.

Binlerce nükleer reaksiyon görüntüsünü inceleyen bir grup İtalyan fizikçi, hidrojen atomları ailesindeki dördüncü “kardeşi” keşfetti (atom ağırlığı 4'tür). Tespit görevi ne kadar zordu" aşırı ağır"Hidrojen, ömrünün saniyenin 0,00000000001 kesrine eşit olduğunu söylüyor.

İki atomdan oluşan sıradan hidrojen moleküllerine ek olarak, triatomik bir molekül olan hisonyumun elde edilmesinin mümkün olduğu varsayılmaktadır. Hisonyumun " kadar kısa ömürlü olması mümkündür" aşırı ağır"hidrojen.

Hidrojenin pratik kullanımları çeşitlidir. En hafif gaz olduğundan balonların, meteoroloji balonlarının, stratosferik balonların ve diğer havacılık araçlarının kabuklarını doldurmak için kullanılır. 18 cc'lik sıcak hava balonuyla başlayan havacılık tarihi. Fransız fizikçi Charles tarafından Alman tasarımcı Zeppelin'in dev kontrollü hava gemilerine yaratılan m, ayrılmaz bir şekilde hidrojen ile bağlantılıdır. Bununla birlikte, hidrojenin yanıcılığı ve rastgele ve ortadan kaldırılması zor nedenlerden (yıldırım deşarjları, sürtünme yoluyla elektrifikasyon sırasında kıvılcımlar vb.) kaynaklanan kolay alev alması, havacılıkta kullanım olanaklarını sınırladı.

İkinci Dünya Savaşı sırasında Amerika Birleşik Devletleri'nin en beklenmedik yerlerinde açık ve bulutsuz bir gökyüzünden bombalar düştü, patlamalar duyuldu, yangınlar çıktı. Ancak sansasyon açgözlü Amerikan basını bile, alarm sinyalleri ve havada düşman uçakları olmadan bu gizemli baskınlar hakkında sessiz kaldı. Daha birkaç yıl önce bu gizemli bombalamaların Japon adalarından fırlatılan balonlarla gerçekleştirildiği bildirilmişti. Binden fazla bu tür balon fırlatıldı.

Kimya endüstrisinde hidrojen, üretim için başlangıç ​​malzemesi olarak hizmet eder. çeşitli maddeler(amonyak, katı yağlar vb.). Hidrojenin yüksek yanma sıcaklığı (2500°C'ye kadar) oksijen Kuvars, refrakter metallerin eritilmesi, çelik levhaların kesilmesi vb. için özel brülörlerle birlikte kullanılır.

Yakıt olarak hidrojeni kullanan içten yanmalı bir motor fikri, düşük maliyeti nedeniyle oldukça cazip. Hidrojen ve hava tüketen böyle bir motor, yanma ürünü olarak su yayar.

Yakıt olarak hidrojen elde etmek için sadece suya ihtiyacınız var. Hidrojen üretiminin ana "hammaddesi" olan su rezervleri, küre kelimenin tam anlamıyla tükenmez ve 2 milyar milyar ton tutarındadır. Büyük nehirlerin akan suyunun enerjisi de tükenmez, bu enerji santrallerinde elektrik enerjisine dönüştürülerek sudan hidrojenin elektrik akımıyla ayrıştırılarak elde edilmesine hizmet edebilir.

Başarı atom fiziği ve kimya, hidrojen izotoplarının pratik amaçlarla kullanılması olasılığının yolunu açtı. Ne yazık ki bu yetenekler öncelikle askeri amaçlarla, yani hidrojen bombası yaratmak için kullanıldı.

İÇİNDE hidrojen bombası termonükleer reaksiyonun enerjisi (döteryum ve trityum arasında) kullanılır ve oluşumuna yol açar helyum ve nötronların salınımı. Hidrojen izotopları arasında bir reaksiyonun başlayabilmesi için bunların en az 10 milyon derecelik ultra yüksek sıcaklıklara ısıtılması gerekir. Bu sıcaklık, hidrojen bombasında fitil görevi gören atom bombası patladığında ortaya çıkar.

Hidrojen bombası atom bombasından daha güçlüdür. Önemli olan şu ki atom bombası Atomik patlayıcı madde miktarı sınırlıdır ve belirli bir sözde miktarı aşamaz. kritik kütle; Bir hidrojen bombasında patlayıcı miktarı (hidrojen izotoplarının bir karışımı) sınırlı değildir.

Hidrojen atomunun çekirdeğinin yükü 1'e eşittir ve bu nedenle Periyodik Tabloda 1 numaradır. Hidrojen, yalnızca iki kimyasal element H ve He'nin bulunduğu ilk periyotta bulunur. İlk elektron katmanının kapasitesi 2'dir ve bu nedenle helyum atomları tam bir elektron kabuğuna sahiptir ve He, soy gazların (Ne, Ar, Kr, Xe ve Rn) bir analogudur. Hidrojen atomunun bir elektronu vardır ve onun elektronik konfigürasyon 1s1. Yükseltgenme veya indirgeme reaksiyonlarında bir hidrojen atomu bir elektron kazanabilir veya kaybedebilir. Hidrojenin (Periyodik Tablodaki gruplara göre) tek değerlikli analogları neler olabilir? Her şeyden önce bunlar, atomları aynı zamanda dış elektron katmanında 1 s elektronuna sahip olan alkali metallerdir. Ayrıca Periyodik Tablodaki gruplar arasında aşağıdan yukarıya doğru gidildikçe kimyasal elementlerin metalik özellikleri azalır, bu da metalik olmayan özelliklerin arttığı anlamına gelir. Ve eğer hidrojeni birinci grup olarak sınıflandırırsak, zayıf metalik olmayan özelliklere sahip olabilir mi? Evet, en zayıf metal olmayan madde olarak kabul edilir. Yani hidrojeni birinci gruba yerleştirmek Periyodik Tablonun mantığına aykırı değildir.

Tamamlanması gereken bir hidrojen atomu var elektron kabuğu yalnızca bir elektron eksik olduğundan etkileşime girerken aktif metaller(alkali ve alkali toprak) hidrojen atomu, dış değerlik elektronunu kendisine bağlamaya çalışır ve bu nedenle halojen atomları gibi davranır. Ve alınan hidrojen bileşikleri(metal hidritler - MeH), alkali ve alkalin toprak metalleri olan halojen bileşiklerine benzer.

Yani bunlar tuz mu? Görünüş, fiziksel özellikler ve erimiş halde elektrik akımını iletme yeteneği açısından metal hidritler, karşılık gelen metallerin klorürlerine benzer. Bir grup halinde hareket ederken kimyasal elementlerin metalik olmayan özellikleri aşağıdan yukarıya doğru artar.

O halde hidrojen en aktif ametal olmalıdır. Bu yanlış. En aktif ametal florürdür. Hidrojenin özellikleri bir şekilde halojenlerin özelliklerini anımsattığından, şartlı olarak (parantez içinde) florun üzerindeki 7. gruba yerleştirilebilir. Hidrojene yönelik ilk periyottaki hücrenin Li'den F'ye kadar yedi hücre boyutunda yapıldığı ve hidrojenin aynı anda 2. periyodun yedi elementinin hepsinin bir analogu olduğu kabul edilen ders kitapları vardır. Hidrojen tüm bileşiklerinde tek değerlikli olduğundan ve 2 - 6 arasındaki grupların elementleri için 1 değeri tipik olmadığından buna pek katılamazsınız.

Bu materyali özellikle okul çocukları için ders kitapları yazıldığı için kategorik bir şekilde değil, bir tartışma biçiminde sunuyoruz. Bir bilim olarak kimya henüz başlangıç ​​ve gelişme aşamasındadır. Ve farklı görüşlerdeki “çelişkilerden” korkmanıza gerek yok. ders kitapları

kimyada. Yazarın bakış açısını anlamaya çalışmanız, argümanlarını anlamanız ve kendi bilinçli fikrinizi oluşturmaya çalışmanız gerekir. Hidrojen (lat. hidrojenyum), H, kimyasal element, Mendeleev'in periyodik sisteminde seri numarasına göre ilki; atom kütlesi 1,00797. Normal koşullar altında V. bir gazdır; rengi, kokusu ve tadı yoktur. Tarihsel bilgi. 16. ve 17. yüzyıl kimyagerlerinin eserlerinde. Asitlerin metallere etki etmesi sonucu yanıcı gaz açığa çıkması defalarca dile getirildi. 1766'da Cavendish Açığa çıkan gazı toplayıp inceledi ve buna "yanıcı hava" adını verdi. Teorinin savunucusu olmak suyu analiz edip sentezleyerek bileşiminin karmaşıklığını kanıtladı ve 1787'de "yanıcı havayı" yeni bir kimyasal element (V.) olarak tanımladı ve ona modern adını verdi: hidrojen (Yunanca hyd o r - su ve genna o kelimesinden gelir) - Doğuruyorum), yani “suyu doğurmak” anlamına gelir; bu kök, V. bileşiklerinin adlarında ve katılımıyla yapılan işlemlerde (örneğin, hidritler, hidrojenasyon) kullanılır. Modern Rus adı "V." 1824'te M. F. Solovyov tarafından önerildi.

Doğada yaygınlık . V. doğada yaygındır; yer kabuğundaki (litosfer ve hidrosfer) içeriği ağırlıkça% 1 ve atom sayısına göre% 16'dır. V., kömür, petrol, doğal gazlar, kil, ayrıca hayvan ve bitki organizmalarını oluşturan bileşiklerin bileşiminde Dünya - su (ağırlıkça% 11,19 V.) üzerindeki en yaygın maddenin bir parçasıdır (yani, bileşimde proteinler, nükleik asitler, yağlar, karbonhidratlar vb.). Serbest durumda V. son derece nadirdir; volkanik ve diğer doğal gazlarda küçük miktarlarda bulunur. Atmosferde az miktarda serbest hidrojen (atom sayısına göre %0,0001) mevcuttur. Dünya'ya yakın uzayda, proton akışı formundaki enerji bir iç (“proton”) oluşturur. Dünyanın radyasyon kuşağı. Uzayda V. en yaygın elementtir. formda plazma Güneş'in ve çoğu yıldızın kütlesinin yaklaşık yarısını, yıldızlararası ortamın ve gaz bulutsularının gazlarının büyük kısmını oluşturur. V., birçok gezegenin atmosferinde ve kuyruklu yıldızlarda serbest h 2, metan ch 4, amonyak nh 3, su h 2 o, ch, nh, oh, sih, ph vb. gibi radikaller formunda bulunur. . Proton akışı biçiminde enerji, Güneş'in parçacık radyasyonunun ve kozmik ışınların bir parçasıdır.

İzotoplar, atom ve molekül. Sıradan V., iki kararlı izotopun karışımından oluşur: hafif V. veya protium (1 saat) ve ağır V. veya döteryum(2 saat veya gün). Doğal bileşiklerde, 2 saatlik 1 atom başına ortalama 6800 1 saatlik atom bulunur. Yapay olarak radyoaktif bir izotop elde edilir - süper ağır V. veya trityum(3 saat veya T), yumuşak?-radyasyon ve yarı ömür ile 1/2= 12.262 yıl. Doğada trityum, örneğin kozmik ışın nötronlarının etkisi altında atmosferik nitrojenden oluşur; atmosferde ihmal edilebilir düzeydedir (4 10 -15% toplam sayı atomlar V.). 4 saatte son derece kararsız bir izotop elde edildi. İzotopların kütle numaraları 1 saat, 2 saat, 3 saat ve 4 saat, sırasıyla 1,2, 3 ve 4, bir protium atomunun çekirdeğinin yalnızca 1 proton, döteryum - 1 proton ve 1 nötron, trityum - içerdiğini gösterir. 1 proton ve 2 nötron, 4 saat - 1 proton ve 3 nötron. V. izotoplarının kütlelerindeki büyük fark, fiziksel ve kimyasal özelliklerinde diğer elementlerin izotoplarına göre daha belirgin bir fark belirler.

V. atomu, diğer tüm elementlerin atomları arasında en basit yapıya sahiptir: bir çekirdek ve bir elektrondan oluşur. Bir elektronun çekirdeğe bağlanma enerjisi (iyonlaşma potansiyeli) 13.595'tir. ev. Nötr bir atom ayrıca ikinci bir elektron ekleyerek negatif bir H iyonu oluşturabilir; bu durumda ikinci elektronun nötr bir atomla bağlanma enerjisi (elektron ilgisi) 0,78'dir. ev. Kuantum mekaniği V. atomunun tüm olası enerji seviyelerini hesaplamanıza ve dolayısıyla onun tam bir yorumunu vermenize olanak tanır. atom spektrumu. V atomu, diğer daha karmaşık atomların enerji seviyelerinin kuantum mekaniksel hesaplamalarında model atom olarak kullanılır. B.h2 molekülü kovalent bir bağla bağlanan iki atomdan oluşur kimyasal bağ. Ayrışma enerjisi (yani atomlara bozunma) 4,776'dır. ev(1 ev= 1,60210 10 -19 J). Çekirdeklerin denge pozisyonundaki atomlar arası mesafe 0,7414 a'dır. Yüksek sıcaklıklarda moleküler hidrojen atomlara ayrışır (2000°C'de ayrışma derecesi 0,0013, 5000°C'de 0,95). Atomik V. ayrıca çeşitli şekillerde oluşur kimyasal reaksiyonlar(örneğin, zn'nin hidroklorik asit üzerindeki etkisi). Bununla birlikte, V.'nin atomik durumdaki varlığı yalnızca kısa bir süre sürer; atomlar h2 molekülleri halinde yeniden birleşir.

Fiziksel ve kimyasal özellikler . V. - en kolayı bilinen maddeler(havadan 14,4 kat daha hafif), yoğunluk 0,0899 g/l 0°C ve 1'de ATM. Helyum sırasıyla -252,6°C ve -259,1°C'de kaynar (sıvılaşır) ve erir (katılaşır) (sadece helyumun erime ve kaynama noktaları daha düşüktür). Suyun kritik sıcaklığı çok düşüktür (-240°C), dolayısıyla sıvılaşması büyük zorluklarla doludur; kritik basınç 12.8 kgf/cm 2 (12,8 ATM), kritik yoğunluk 0,0312 g/cm 3. Tüm gazlar arasında V., 0°C ve 1°C'de eşit olan en yüksek termal iletkenliğe sahiptir. ATM 0,174 Salı/(M· İLE), yani 4,16 0 -4 cal/(İle· santimetre· °C). V.'nin 0°C ve 1'de özgül ısı kapasitesi ATMSp 14.208 10 3 J/(kilogram· İLE), yani 3.394 cal/(G· °C). V. suda az çözünür (0.0182 ml/gr 20°C'de ve 1 ATM), ancak iyi - birçok metalde (ni, pt, pd, vb.), özellikle paladyumda (1 hacim pd başına 850 hacim). V.'nin metallerdeki çözünürlüğü, bunların içinden yayılma yeteneği ile ilgilidir; Bir karbon alaşımından (örneğin çelik) difüzyona bazen karbonun karbonla etkileşimi nedeniyle (dekarbonizasyon olarak adlandırılan) alaşımın tahrip olması eşlik eder. Sıvı V. çok hafiftir (-253°C'de yoğunluk 0,0708) g/cm 3) ve akışkan (-253°C'de viskozite 13,8) şımartmak).

Çoğu bileşikte V., sodyum ve diğer alkali metaller gibi +1 değerlik (daha doğrusu oksidasyon durumu) sergiler; genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir ve 1 gramdır. Mendeleev'in sistemi. Bununla birlikte, metal hidritlerde B iyonu negatif yüklüdür (oksidasyon durumu -1), yani hidrit na + h -, klorür na + cl -'ye benzer şekilde oluşturulmuştur. Bu ve diğer bazı gerçekler (yakınlık fiziksel özellikler V. ve halojenler, halojenlerin organik bileşiklerde V.'nin yerini alma yeteneği), V.'nin periyodik tablonun VII. grubunda da sınıflandırılmasına zemin hazırlar. Normal koşullar altında, moleküler V. nispeten az aktiftir ve yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ile ve ışıkta klor ile) doğrudan birleşir. Ancak ısıtıldığında birçok elementle reaksiyona girer. Atomik V. moleküler ile karşılaştırıldığında artan kimyasal aktiviteye sahiptir. V. oksijenle su oluşturur: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o, 285.937 10 3 salınımıyla J/mol, yani 68.3174 kcal/molısı (25°C ve 1 ATM). Normal sıcaklıklarda reaksiyon son derece yavaş ilerler, 550°C'nin üzerinde patlar. Hidrojen-oksijen karışımının patlayıcı sınırları (hacimsel olarak) %4 ila %94 h2 ve hidrojen-hava karışımının %4 ila %74 h2'sidir (2 hacim h2 ve 1 hacim O2 karışımına denir) patlayıcı gaz). V., oksitlerinden oksijeni uzaklaştırdığı için birçok metalin indirgenmesi için kullanılır:

cuo +H 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o, vb.

Halojenlerle V. hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

h2 + cl2 = 2hcl.

Aynı zamanda V., flor ile patlıyor (karanlıkta ve -252°C'de bile), yalnızca aydınlatıldığında veya ısıtıldığında klor ve bromla, yalnızca ısıtıldığında ise iyotla reaksiyona giriyor. V. nitrojenle reaksiyona girerek amonyak oluşturur: 3h2 + n2 = 2nh3 yalnızca bir katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda. V. ısıtıldığında kükürt ile kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer: h2 + s = h2s (hidrojen sülfür), selenyum ve tellür ile çok daha zordur. V. katalizör olmadan saf karbonla yalnızca yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girebilir: 2h 2 + C (amorf) = ch 4 (metan). V. belirli metallerle (alkali, alkali toprak vb.) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur: h 2 + 2li = 2lih. Önemli pratik önemi Sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak çeşitli formların oluştuğu karbon monoksitin karbon monoksit ile reaksiyonları vardır organik bileşikler, örneğin hcho, ch 3 oh, vb. Doymamış hidrokarbonlar hidrojenle reaksiyona girerek doymuş olanlara dönüşür, örneğin:

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

V. ve bileşiklerinin kimyadaki rolü son derece büyüktür. V. sözde protik asitlerin asidik özelliklerini belirler. V. sözde bazı unsurlarla oluşma eğilimindedir. hidrojen bağı Birçok organik ve inorganik bileşiğin özellikleri üzerinde belirleyici bir etkiye sahiptir.

Fiş . V'nin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri. - doğal yanıcı gazlar, kok fırını gazı(santimetre. Kok kimyası) Ve petrol rafine edici gazlar katı ve sıvı yakıtların (çoğunlukla kömür) gazlaştırılmasının yanı sıra. V. ayrıca şuradan elde edilir: su elektroliz (ucuz elektriğin olduğu yerlerde). Doğal gazdan hidrojen üretmenin en önemli yöntemleri, başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimidir (dönüşüm): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 ve hidrokarbonların oksijenle eksik oksidasyonu: ch 4 + 1/202 = co + 2h2 . Ortaya çıkan karbon monoksit de dönüşüme uğrar: co + h2o = co2 + h2. Doğal gazdan elde edilen V. en ucuzudur. Enerji üretmenin çok yaygın bir yöntemi, kömürün gazlaştırılmasıyla elde edilen su ve buhar-hava gazlarındandır. İşlem karbon monoksitin dönüşümüne dayanmaktadır. Su gazı %50'ye kadar h2 ve %40'a kadar co içerir; buhar-hava gazında, h2 ve co'ya ek olarak, elde edilen V ile birlikte nh3 sentezi için kullanılan önemli miktarda n2 vardır. V., derin soğutma sırasında V.'ye göre daha kolay sıvılaşan gaz karışımının geri kalan bileşenlerinin çıkarılmasıyla kok fırını gazından ve petrol rafine gazlarından izole edilir. Suyun elektrolizi, koh veya naoh çözeltisinden geçirilerek doğru akımla gerçekleştirilir (çelik ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Laboratuvarlarda V., suyun elektrolizi ve ayrıca çinko ile hidroklorik asit arasındaki reaksiyonla elde edilir. Bununla birlikte, daha sık olarak silindirlerde hazır fabrika V.'yi kullanırlar.

Başvuru . V., 18. yüzyılın sonunda endüstriyel ölçekte üretilmeye başlandı. balonları doldurmak için. Şu anda V. kimya endüstrisinde, özellikle üretim için yaygın olarak kullanılmaktadır. amonyak. Alkolün önemli bir tüketicisi aynı zamanda metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin (sintin) ve alkol ve karbon monoksitten sentez yoluyla elde edilen diğer ürünlerin üretimidir. V., katı ve ağır sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, hcl sentezinde, petrol ürünlerinin hidro-işleminde, metallerin oksijen-hidrojen aleviyle kaynaklanması ve kesilmesinde (2800°'ye kadar sıcaklık) kullanılır. C) ve içinde atomik hidrojen kaynağı(4000°C'ye kadar). Hidrojen, döteryum ve trityum izotopları nükleer enerjide çok önemli uygulamalar bulmuştur.

Yandı: Nekrasov B.V., Genel kimya kursu, 14. baskı, M., 1962; Remi G., Kurs inorganik kimya, çev. Almanca'dan, cilt 1, M., 1963; Egorov A.P., Shereshevsky D.I., Shmanenkov I.V., Genel kimya teknolojisi inorganik maddeler, 4. baskı, M., 1964; Genel kimya teknolojisi. Ed. S. I. Volfkovich, cilt 1, M., 1952; Lebedev V.V., Hidrojen, üretimi ve kullanımı, M., 1958; Nalbandyan A.B., Voevodsky V.V., Hidrojenin oksidasyon ve yanma mekanizması, M. - L., 1949; Kısa kimyasal ansiklopedi, cilt 1, M., 1961, s. 619-24.

giriiş

Hidrojen (Hudrogenium), 16. yüzyılın ilk yarısında Alman doktor ve doğa bilimci Paracelsus tarafından keşfedildi. 1776 yılında Cavendish (İngiltere) özelliklerini tespit ederek diğer gazlardan farklarını ortaya koymuştur. Hidrojenin üç izotopu vardır: protyum NaH, döteryum IH veya D, trityum IH veya T. Kütle numaraları 1, 2 ve 3'tür. Protyum ve döteryum stabildir, trityum radyoaktiftir (yarı ömrü 12,5 yıl). Doğal bileşiklerde döteryum ve protyum ortalama 1:6800 oranında (atom sayısına göre) bulunur. Trityum doğada ihmal edilebilir miktarlarda bulunur.

Hidrojen atomu NaH'nin çekirdeği bir proton içerir. Döteryum ve trityumun çekirdeği yalnızca bir protonu değil aynı zamanda bir veya iki nötronu da içerir. Hidrojen molekülü iki atomdan oluşur. Hidrojen atomunu ve molekülünü karakterize eden bazı özellikler şunlardır:

Atomik iyonlaşma enerjisi, eV 13,60

Atom elektron ilgisi, eV 0,75

Bağıl elektronegatiflik 2.1

Atom yarıçapı, nm 0,046

Bir moleküldeki nükleer mesafe, nm 0,0741

25°C'de moleküllerin standart ayrışma entalpisi 436,1

Hidrojen. Hidrojen konumu periyodik tablo DI. Mendeleev

18. yüzyılın sonlarında ve 19. yüzyılın başlarında kimya, niceliksel yasaların oluşturulduğu bir döneme girdi: 1803'te çoklu oranlar yasası formüle edildi (maddeler birbirleriyle kimyasal eşdeğerlerin katları olan ağırlık oranlarında reaksiyona giriyor) ve 1814'te Kimya bilimi tarihindeki ilk tablo, elementlerin bağıl atom ağırlıkları yayımlandı. Bu tabloda hidrojen ilk sırada yer almaktadır. atom kütleleri diğer elementler tam sayılara yakın sayılarla ifade edildi.

Hidrojenin en başından beri işgal ettiği özel konum, bilim adamlarının dikkatini çekmeyi başaramadı ve 1841'de kimyacılar, Antik Yunan filozoflarının atomların birliği hakkındaki teorisini geliştiren William Prout'un teorisini tanımayı başardılar. Dünyaya tüm elementlerin en hafif element olan hidrojenden oluştuğunu öne sürdü. Prout'a J.Ya. Atom ağırlıklarını açıklığa kavuşturmakla meşgul olan Berzelius: deneylerinden, elementlerin atom ağırlıklarının, hidrojenin atom ağırlığına göre tamsayı oranlarında olmadığı ortaya çıktı. Ancak Prout'un destekçileri, atom ağırlıklarının henüz yeterince kesin olarak belirlenmediğini söyleyerek itiraz ettiler ve örnek olarak, 1840'ta karbonun atom ağırlığını 11,26'dan (bu değer Berzelius tarafından belirlendi) 12,0'a düzelten Jean Stas'ın deneylerini gösterdiler. .

Ancak yine de Prout'un ilgi çekici hipotezinin bir süreliğine terk edilmesi gerekti: Çok geçmeden aynı Stas, dikkatli ve sorgulanamaz bir araştırmayla, örneğin klorun atom ağırlığının 35,45 olduğunu, yani hiçbir şekilde şu şekilde ifade edilemeyeceğini tespit etti: Hidrojenin atom ağırlığının katı olan sayı...

Ancak 1869'da Dmitry Ivanovich Mendeleev, elementlerin en temel özelliği olan atom ağırlıklarına dayanarak periyodik element sınıflandırmasını oluşturdu. Ve doğal olarak elementler sisteminde hidrojen ilk sırada yer aldı.

Mutlu açılış periyodik yasa sürü açık ki kimyasal elementler yapısı bazı iç desenlere tabi olan tek bir seri oluşturur. Ve bu, Prout'un hipotezini biraz değiştirilmiş bir biçimde de olsa yeniden hayata geçirmekten başka bir şey yapamadı: 1888'de William Crookes, hidrojen de dahil olmak üzere tüm elementlerin, protil adını verdiği bazı birincil maddelerin sıkıştırılmasıyla oluştuğunu öne sürdü. Ve Crookes, protilin çok küçük bir atom ağırlığına sahip olduğu sonucuna vardığından, kesirli atom ağırlıklarının ortaya çıkışının anlaşılabilir olduğunu düşündü.

Ama ilginç olan şu. Mendeleev'in kendisi de şu soruyla son derece ilgileniyordu: Periyodik tablo neden hidrojenle başlamalı? Atom ağırlığı birden az olan elementlerin varlığını engelleyen nedir? Ve 1905'te Mendeleev böyle bir unsur olarak... "dünya eteri" adını verdi. Üstelik onu helyumun üzerindeki sıfır grubuna yerleştiriyor ve atom ağırlığını hesaplıyor - 0,000001! Mendeleev'e göre bu kadar düşük atom ağırlığına sahip bir inert gazın her yere yayılması gerekir ve elastik titreşimleri ışık olayını açıklayabilir...

Ne yazık ki, bu büyük bilim adamının öngörüsü gerçekleşmeye mahkum değildi. Ancak Mendeleev elementlerin aynı parçacıklardan oluşmadığı konusunda haklıydı: Artık onların protonlardan, nötronlardan ve elektronlardan oluştuğunu biliyoruz.

Ama kusura bakmayın, diye bağırıyorsunuz çünkü proton, hidrojen atomunun çekirdeğidir. Yani Prout haklı mıydı? Evet, gerçekten de kendi açısından haklıydı. Ama bu, tabiri caizse erkenden doğruydu, çünkü o zamanlar ne tam anlamıyla doğrulanabiliyor ne de tam anlamıyla çürütülebiliyordu...

Ancak hidrojenin kendisi bilimsel düşüncenin gelişim tarihinde önemli bir rol oynamıştır. 1913'te Niels Bohr, aşağıdaki temellere dayanan ünlü varsayımlarını formüle etti: kuantum mekaniği atomun yapısının özellikleri ve periyodiklik yasasının iç özü. Ve Bohr'un teorisi, buna dayanarak hesaplanan hidrojen spektrumunun gözlemlenenle tamamen örtüşmesi nedeniyle tanındı.