Υδρογόνο, ειδικές ιδιότητες και αντιδράσεις του. Όλα για το υδρογόνο και το υδρογόνο νερό

Στο περιοδικό σύστημα έχει τη δική του συγκεκριμένη θέση, η οποία αντανακλά τις ιδιότητες που παρουσιάζει και μιλά για την ηλεκτρονική του δομή. Ωστόσο, μεταξύ όλων υπάρχει ένα ειδικό άτομο που καταλαμβάνει δύο κύτταρα ταυτόχρονα. Βρίσκεται σε δύο ομάδες στοιχείων που είναι εντελώς αντίθετα στις εκδηλωμένες ιδιότητές τους. Αυτό είναι υδρογόνο. Αυτά τα χαρακτηριστικά το κάνουν μοναδικό.

Το υδρογόνο δεν είναι απλώς ένα στοιχείο, αλλά και μια απλή ουσία, καθώς και αναπόσπαστο μέρος πολλών πολύπλοκων ενώσεων, βιογενές και οργανογόνο στοιχείο. Ως εκ τούτου, εξετάζουμε τα χαρακτηριστικά και τις ιδιότητές του με περισσότερες λεπτομέρειες.

Το υδρογόνο ως χημικό στοιχείο

Το υδρογόνο είναι στοιχείο της πρώτης ομάδας της κύριας υποομάδας, καθώς και της έβδομης ομάδας της κύριας υποομάδας στην πρώτη μικρή περίοδο. Αυτή η περίοδος αποτελείται από δύο μόνο άτομα: ήλιο και το στοιχείο που εξετάζουμε. Ας περιγράψουμε τα κύρια χαρακτηριστικά της θέσης του υδρογόνου στο περιοδικό σύστημα.

Ο σειριακός αριθμός του υδρογόνου είναι 1, ο αριθμός των ηλεκτρονίων είναι ο ίδιος, αντίστοιχα, ο αριθμός των πρωτονίων είναι ο ίδιος. Η ατομική μάζα είναι 1,00795. Υπάρχουν τρία ισότοπα αυτού του στοιχείου με αριθμούς μάζας 1, 2, 3. Ωστόσο, οι ιδιότητες καθενός από αυτά είναι πολύ διαφορετικές, αφού μια αύξηση της μάζας ακόμη και κατά ένα για το υδρογόνο είναι αμέσως διπλάσια.
Το γεγονός ότι περιέχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό του επιτρέπει να επιδεικνύει με επιτυχία τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες. Επιπλέον, μετά τη δωρεά ενός ηλεκτρονίου, παραμένει ένα ελεύθερο τροχιακό, το οποίο συμμετέχει στο σχηματισμό χημικών δεσμών σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.
Το υδρογόνο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Ως εκ τούτου, η πρώτη ομάδα της κύριας υποομάδας θεωρείται η κύρια θέση της, όπου οδηγεί τα πιο ενεργά μέταλλα - αλκάλια.
Ωστόσο, όταν αλληλεπιδρά με ισχυρούς αναγωγικούς παράγοντες, όπως, για παράδειγμα, μέταλλα, μπορεί επίσης να είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας, που δέχεται ένα ηλεκτρόνιο. Αυτές οι ενώσεις ονομάζονται υδρίδια. Σε αυτή τη βάση, ηγείται της υποομάδας των αλογόνων, με την οποία είναι παρόμοια.
Λόγω της πολύ μικρής ατομικής του μάζας, το υδρογόνο θεωρείται το ελαφρύτερο στοιχείο. Επιπλέον, η πυκνότητά του είναι επίσης πολύ χαμηλή, επομένως αποτελεί και το σημείο αναφοράς για ελαφρότητα.

Έτσι, είναι προφανές ότι το άτομο υδρογόνου είναι ένα εντελώς μοναδικό, σε αντίθεση με όλα τα άλλα στοιχεία. Κατά συνέπεια, οι ιδιότητές του είναι επίσης ιδιαίτερες και οι απλές και πολύπλοκες ουσίες που σχηματίζονται είναι πολύ σημαντικές. Ας τα εξετάσουμε περαιτέρω.

απλή ουσία

Αν μιλάμε για αυτό το στοιχείο ως μόριο, τότε πρέπει να πούμε ότι είναι διατομικό. Δηλαδή, το υδρογόνο (μια απλή ουσία) είναι αέριο. Ο εμπειρικός τύπος του θα γραφτεί ως H 2, και ο γραφικός - μέσω ενός μοναδικού δεσμού σίγμα H-H. Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμών μεταξύ των ατόμων είναι ομοιοπολικός μη πολικός.

Αναμόρφωση μεθανίου με ατμό.
Αεριοποίηση άνθρακα - η διαδικασία περιλαμβάνει θέρμανση άνθρακα στους 1000 0 C, με αποτέλεσμα το σχηματισμό υδρογόνου και άνθρακα με υψηλή περιεκτικότητα σε άνθρακα.
Ηλεκτρόλυση. Αυτή η μέθοδος μπορεί να χρησιμοποιηθεί μόνο για υδατικά διαλύματα διαφόρων αλάτων, καθώς τα τήγματα δεν οδηγούν σε εκροή νερού στην κάθοδο.

Εργαστηριακές μέθοδοι για την παραγωγή υδρογόνου:

Υδρόλυση μεταλλικών υδριδίων.
Η δράση των αραιών οξέων σε ενεργά μέταλλα και η μέση δραστικότητα.
Αλληλεπίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών με νερό.

Για τη συλλογή του υδρογόνου που προκύπτει, είναι απαραίτητο να κρατήσετε τον δοκιμαστικό σωλήνα γυρισμένο ανάποδα. Εξάλλου, αυτό το αέριο δεν μπορεί να συλλεχθεί με τον ίδιο τρόπο όπως, για παράδειγμα, το διοξείδιο του άνθρακα. Αυτό είναι υδρογόνο, είναι πολύ ελαφρύτερο από τον αέρα. Εξατμίζεται γρήγορα και εκρήγνυται όταν αναμιγνύεται με αέρα σε μεγάλες ποσότητες. Επομένως, ο σωλήνας πρέπει να αναστραφεί. Αφού το γεμίσετε, πρέπει να κλείσει με λαστιχένιο πώμα.

Για να ελέγξετε την καθαρότητα του συλλεγόμενου υδρογόνου, θα πρέπει να φέρετε ένα αναμμένο σπίρτο στο λαιμό. Εάν το βαμβάκι είναι κωφό και αθόρυβο, τότε το αέριο είναι καθαρό, με ελάχιστες ακαθαρσίες αέρα. Αν είναι δυνατό και σφυρίζει, είναι βρώμικο, με μεγάλη αναλογία ξένων εξαρτημάτων.

Τομείς χρήσης

Όταν καίγεται υδρογόνο, απελευθερώνεται τόσο μεγάλη ποσότητα ενέργειας (θερμότητα) που το αέριο αυτό θεωρείται το πιο κερδοφόρο καύσιμο. Επιπλέον, είναι φιλικό προς το περιβάλλον. Ωστόσο, η χρήση του σε αυτόν τον τομέα είναι προς το παρόν περιορισμένη. Αυτό οφείλεται στα κακώς επινοημένα και άλυτα προβλήματα της σύνθεσης καθαρού υδρογόνου, το οποίο θα ήταν κατάλληλο για χρήση ως καύσιμο σε αντιδραστήρες, κινητήρες και φορητές συσκευές, καθώς και σε λέβητες θέρμανσης κατοικιών.

Εξάλλου, οι μέθοδοι για την απόκτηση αυτού του αερίου είναι αρκετά ακριβές, επομένως πρώτα είναι απαραίτητο να αναπτυχθεί μια ειδική μέθοδος σύνθεσης. Αυτό που θα σας επιτρέψει να αποκτήσετε το προϊόν σε μεγάλο όγκο και με ελάχιστο κόστος.

Υπάρχουν αρκετοί κύριοι τομείς στους οποίους χρησιμοποιείται το αέριο που εξετάζουμε.

Χημικές συνθέσεις. Με βάση την υδρογόνωση, λαμβάνονται σαπούνια, μαργαρίνες και πλαστικά. Με τη συμμετοχή του υδρογόνου, συντίθεται μεθανόλη και αμμωνία, καθώς και άλλες ενώσεις.
Στη βιομηχανία τροφίμων - ως πρόσθετο E949.
Αεροπορική βιομηχανία (κατασκευή πυραύλων, κατασκευή αεροσκαφών).
Βιομηχανία ηλεκτρικής ενέργειας.
Μετεωρολογία.
Καύσιμο φιλικού προς το περιβάλλον τύπου.

Προφανώς, το υδρογόνο είναι τόσο σημαντικό όσο και άφθονο στη φύση. Ακόμη μεγαλύτερο ρόλο παίζουν οι διάφορες ενώσεις που σχηματίζονται από αυτό.

Ενώσεις υδρογόνου

Πρόκειται για σύνθετες ουσίες που περιέχουν άτομα υδρογόνου. Υπάρχουν διάφοροι κύριοι τύποι τέτοιων ουσιών.

Αλογονίδια υδρογόνου. Ο γενικός τύπος είναι HHal. Ιδιαίτερη σημασία ανάμεσά τους είναι το υδροχλώριο. Είναι ένα αέριο που διαλύεται στο νερό και σχηματίζει διάλυμα υδροχλωρικού οξέος. Αυτό το οξύ χρησιμοποιείται ευρέως σε όλες σχεδόν τις χημικές συνθέσεις. Και οργανικό και ανόργανο. Το υδροχλώριο είναι μια ένωση που έχει τον εμπειρικό τύπο HCL και είναι από τις μεγαλύτερες σε ετήσια παραγωγή στη χώρα μας. Τα υδραλογονίδια περιλαμβάνουν επίσης υδροϊωδίδιο, υδροφθόριο και υδροβρώμιο. Όλα σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα.
Πτητικά Σχεδόν όλα είναι αρκετά δηλητηριώδη αέρια. Για παράδειγμα, υδρόθειο, μεθάνιο, σιλάνιο, φωσφίνη και άλλα. Ωστόσο, είναι πολύ εύφλεκτα.
Τα υδρίδια είναι ενώσεις με μέταλλα. Ανήκουν στην κατηγορία των αλάτων.
Υδροξείδια: βάσεις, οξέα και αμφοτερικές ενώσεις. Η σύνθεσή τους περιλαμβάνει απαραίτητα άτομα υδρογόνου, ένα ή περισσότερα. Παράδειγμα: NaOH, K2, H2SO4 και άλλα.
Υδροξείδιο του υδρογόνου. Αυτή η ένωση είναι περισσότερο γνωστή ως νερό. Ένα άλλο όνομα για το οξείδιο του υδρογόνου. Ο εμπειρικός τύπος μοιάζει με αυτό - H 2 O.
Υπεροξείδιο του υδρογόνου. Αυτός είναι ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας, ο τύπος του οποίου είναι H 2 O 2.
Πολυάριθμες οργανικές ενώσεις: υδρογονάνθρακες, πρωτεΐνες, λίπη, λιπίδια, βιταμίνες, ορμόνες, αιθέρια έλαια και άλλα.

Προφανώς, η ποικιλία των ενώσεων του στοιχείου που εξετάζουμε είναι πολύ μεγάλη. Αυτό επιβεβαιώνει για άλλη μια φορά την υψηλή σημασία του για τη φύση και τον άνθρωπο, καθώς και για όλα τα έμβια όντα.

είναι ο καλύτερος διαλύτης

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, η κοινή ονομασία αυτής της ουσίας είναι νερό. Αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα οξυγόνο, διασυνδεδεμένα με ομοιοπολικούς πολικούς δεσμούς. Το μόριο του νερού είναι ένα δίπολο, γεγονός που εξηγεί πολλές από τις ιδιότητές του. Συγκεκριμένα, το γεγονός ότι είναι ένας γενικός διαλύτης.

Είναι στο υδάτινο περιβάλλον που λαμβάνουν χώρα σχεδόν όλες οι χημικές διεργασίες. Οι εσωτερικές αντιδράσεις του μεταβολισμού του πλαστικού και της ενέργειας σε ζωντανούς οργανισμούς πραγματοποιούνται επίσης με τη βοήθεια του οξειδίου του υδρογόνου.

Το νερό θεωρείται η πιο σημαντική ουσία στον πλανήτη. Είναι γνωστό ότι κανένας ζωντανός οργανισμός δεν μπορεί να ζήσει χωρίς αυτό. Στη Γη, είναι σε θέση να υπάρχει σε τρεις καταστάσεις συσσώρευσης:

υγρό;
αέριο (ατμός);
στερεός (πάγος).

Ανάλογα με το ισότοπο του υδρογόνου που αποτελεί μέρος του μορίου, υπάρχουν τρεις τύποι νερού.

Light ή protium. Ισότοπο με μαζικό αριθμό 1. Ο τύπος είναι H 2 O. Αυτή είναι η συνήθης μορφή που χρησιμοποιούν όλοι οι οργανισμοί.
Δευτέριο ή βαρύ, ο τύπος του είναι D 2 O. Περιέχει το ισότοπο 2 H.
Σούπερ βαρύ ή τρίτιο. Ο τύπος μοιάζει με T 3 O, το ισότοπο είναι 3 H.

Τα αποθέματα φρέσκου πρωτίου νερού στον πλανήτη είναι πολύ σημαντικά. Ήδη λείπει σε πολλές χώρες. Αναπτύσσονται μέθοδοι για την επεξεργασία του αλμυρού νερού προκειμένου να ληφθεί πόσιμο νερό.

Το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι μια καθολική θεραπεία

Αυτή η ένωση, όπως αναφέρθηκε παραπάνω, είναι ένας εξαιρετικός οξειδωτικός παράγοντας. Ωστόσο, με ισχυρούς εκπροσώπους μπορεί να συμπεριφέρεται και ως μειωτικό. Επιπλέον, έχει έντονο βακτηριοκτόνο αποτέλεσμα.

Ένα άλλο όνομα αυτής της ένωσης είναι υπεροξείδιο. Σε αυτή τη μορφή χρησιμοποιείται στην ιατρική. Ένα διάλυμα 3% του κρυσταλλικού ένυδρου της εν λόγω ένωσης είναι ένα ιατρικό φάρμακο που χρησιμοποιείται για τη θεραπεία μικρών πληγών προκειμένου να απολυμανθούν. Ωστόσο, έχει αποδειχθεί ότι σε αυτή την περίπτωση, η επούλωση των πληγών με την πάροδο του χρόνου αυξάνεται.

Το υπεροξείδιο του υδρογόνου χρησιμοποιείται επίσης στα καύσιμα πυραύλων, στη βιομηχανία για απολύμανση και λεύκανση, ως παράγοντας αφρισμού για την παραγωγή κατάλληλων υλικών (π.χ. αφρός). Επιπλέον, το υπεροξείδιο βοηθά στον καθαρισμό των ενυδρείων, στη λεύκανση των μαλλιών και στη λεύκανση των δοντιών. Ωστόσο, ταυτόχρονα βλάπτει τους ιστούς, επομένως δεν συνιστάται από ειδικούς για το σκοπό αυτό.

Στα έργα των χημικών του 16ου και 17ου αιώνα αναφέρθηκε επανειλημμένα η απελευθέρωση εύφλεκτου αερίου κατά τη δράση των οξέων στα μέταλλα. Το 1766, ο G. Cavendish συνέλεξε και εξέτασε το αέριο που απελευθερώθηκε, αποκαλώντας το «καύσιμο αέρα». Όντας υποστηρικτής της θεωρίας του phlogiston, ο Cavendish πίστευε ότι αυτό το αέριο είναι καθαρό φλογιστόνιο. Το 1783, ο A. Lavoisier, αναλύοντας και συνθέτοντας το νερό, απέδειξε την πολυπλοκότητα της σύνθεσής του και το 1787 όρισε τον «καύσιμο αέρα» ως νέο χημικό στοιχείο (Hydrogen) και του έδωσε τη σύγχρονη ονομασία υδρογόνο (από το ελληνικό hydor - νερό και gennao - γεννώ), που σημαίνει "γεννώ νερό"? αυτή η ρίζα χρησιμοποιείται στα ονόματα των ενώσεων υδρογόνου και των διεργασιών με τη συμμετοχή της (για παράδειγμα, υδρίδια, υδρογόνωση). Το σύγχρονο ρωσικό όνομα "Hydrogen" προτάθηκε από τον M.F. Solovyov το 1824.

Κατανομή Υδρογόνου στη φύση.Το υδρογόνο είναι ευρέως κατανεμημένο στη φύση, η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης (λιθόσφαιρα και υδρόσφαιρα) είναι 1% κατά μάζα και 16% από τον αριθμό των ατόμων. Το υδρογόνο είναι μέρος της πιο κοινής ουσίας στη Γη - το νερό (11,19% Υδρογόνο κατά μάζα), στις ενώσεις που συνθέτουν άνθρακες, πετρέλαιο, φυσικά αέρια, άργιλους, καθώς και σε ζωικούς και φυτικούς οργανισμούς (δηλαδή στη σύνθεση του πρωτεΐνες, νουκλεϊκά οξέα, λίπη, υδατάνθρακες κ.λπ.). Το υδρογόνο είναι εξαιρετικά σπάνιο στην ελεύθερη κατάσταση· βρίσκεται σε μικρές ποσότητες στα ηφαιστειακά και άλλα φυσικά αέρια. Στην ατμόσφαιρα υπάρχουν αμελητέες ποσότητες ελεύθερου υδρογόνου (0,0001% κατ' αριθμό ατόμων). Στο διάστημα κοντά στη Γη, το Υδρογόνο με τη μορφή ενός ρεύματος πρωτονίων σχηματίζει την εσωτερική («πρωτόνια») ζώνη ακτινοβολίας της Γης. Το υδρογόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στο διάστημα. Με τη μορφή πλάσματος, αποτελεί περίπου τη μισή μάζα του Ήλιου και των περισσότερων αστεριών, το μεγαλύτερο μέρος των αερίων του διαστρικού μέσου και των αέριων νεφελωμάτων. Το υδρογόνο υπάρχει στην ατμόσφαιρα πολλών πλανητών και σε κομήτες με τη μορφή ελεύθερου H 2 , μεθανίου CH 4 , αμμωνίας NH 3 , νερού H 2 O, ριζών όπως CH, NH, OH, SiH, PH κ.λπ. Το υδρογόνο εισέρχεται με τη μορφή ροής πρωτονίων στη σωματική ακτινοβολία του Ήλιου και στις κοσμικές ακτίνες.

Ισότοπα, άτομο και μόριο Υδρογόνου.Το συνηθισμένο υδρογόνο αποτελείται από ένα μείγμα 2 σταθερών ισοτόπων: ελαφρού υδρογόνου ή πρωτίου (1 Η) και βαρύ υδρογόνο ή δευτερίου (2 Η ή D). Στις φυσικές ενώσεις υδρογόνου, υπάρχουν κατά μέσο όρο 6800 άτομα 1 Η ανά 1 άτομο 2 Η. Ένα ραδιενεργό ισότοπο με αριθμό μάζας 3 ονομάζεται υπερβαρύ υδρογόνο ή τρίτιο (3 Η ή Τ), με μαλακή β-ακτινοβολία και χρόνος ημιζωής T ½ = 12.262 έτη. Στη φύση, το τρίτιο σχηματίζεται, για παράδειγμα, από το ατμοσφαιρικό άζωτο υπό τη δράση των νετρονίων της κοσμικής ακτίνας. είναι αμελητέα στην ατμόσφαιρα (4·10 -15% του συνολικού αριθμού ατόμων υδρογόνου). Λήφθηκε ένα εξαιρετικά ασταθές ισότοπο 4 Η. Οι μαζικοί αριθμοί των ισοτόπων 1 Η, 2 Η, 3 Η και 4 Η, αντίστοιχα 1, 2, 3 και 4, δείχνουν ότι ο πυρήνας του ατόμου του πρωτίου περιέχει μόνο ένα πρωτόνιο, το δευτέριο - ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο, τρίτιο - ένα πρωτόνιο και 2 νετρόνια, 4 Η - ένα πρωτόνιο και 3 νετρόνια. Η μεγάλη διαφορά στις μάζες των ισοτόπων του Υδρογόνου προκαλεί μια πιο αισθητή διαφορά στις φυσικές και χημικές τους ιδιότητες από ότι στην περίπτωση των ισοτόπων άλλων στοιχείων.

Το άτομο του υδρογόνου έχει την απλούστερη δομή μεταξύ των ατόμων όλων των άλλων στοιχείων: αποτελείται από έναν πυρήνα και ένα ηλεκτρόνιο. Η ενέργεια δέσμευσης ενός ηλεκτρονίου με έναν πυρήνα (δυναμικό ιονισμού) είναι 13.595 eV. Ουδέτερο άτομο Το υδρογόνο μπορεί επίσης να συνδέσει ένα δεύτερο ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα αρνητικό ιόν H - σε αυτή την περίπτωση, η ενέργεια δέσμευσης του δεύτερου ηλεκτρονίου με ένα ουδέτερο άτομο (συγγένεια ηλεκτρονίων) είναι 0,78 eV. Η κβαντομηχανική καθιστά δυνατό τον υπολογισμό όλων των πιθανών ενεργειακών επιπέδων του ατόμου του Υδρογόνου και, κατά συνέπεια, την πλήρη ερμηνεία του ατομικού του φάσματος. Το άτομο υδρογόνου χρησιμοποιείται ως μοντέλο ατόμου σε κβαντομηχανικούς υπολογισμούς των ενεργειακών επιπέδων άλλων, πιο πολύπλοκων ατόμων.

Το μόριο υδρογόνου H 2 αποτελείται από δύο άτομα που συνδέονται με έναν ομοιοπολικό χημικό δεσμό. Η ενέργεια διάστασης (δηλαδή διάσπασης σε άτομα) είναι 4,776 eV. Η διατομική απόσταση στη θέση ισορροπίας των πυρήνων είναι 0,7414 Α. Σε υψηλές θερμοκρασίες, το μοριακό Υδρογόνο διασπάται σε άτομα (ο βαθμός διάστασης στους 2000°C είναι 0,0013, στους 5000°C είναι 0,95). Το ατομικό υδρογόνο σχηματίζεται επίσης σε διάφορες χημικές αντιδράσεις (για παράδειγμα, από τη δράση του Zn στο υδροχλωρικό οξύ). Ωστόσο, η ύπαρξη του Υδρογόνου στην ατομική κατάσταση διαρκεί μόνο λίγο, τα άτομα ανασυνδυάζονται σε μόρια Η 2.

Φυσικές ιδιότητες του Υδρογόνου.Το υδρογόνο είναι η ελαφρύτερη από όλες τις γνωστές ουσίες (14,4 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα), πυκνότητα 0,0899 g/l στους 0°C και 1 atm. Το υδρογόνο βράζει (υγροποιείται) και λιώνει (στερεοποιείται) στους -252,8°C και -259,1°C, αντίστοιχα (μόνο το ήλιο έχει χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού). Η κρίσιμη θερμοκρασία του Υδρογόνου είναι πολύ χαμηλή (-240°C), επομένως η υγροποίησή του συνδέεται με μεγάλες δυσκολίες. κρίσιμη πίεση 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), κρίσιμη πυκνότητα 0,0312 g / cm 3. Το υδρογόνο έχει την υψηλότερη θερμική αγωγιμότητα από όλα τα αέρια, ίση με 0,174 W/(m·K) στους 0°С και 1 atm, δηλαδή 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Η ειδική θερμοχωρητικότητα του Υδρογόνου στους 0°C και 1 atm C είναι 14,208 kJ/(kg K), δηλαδή 3,394 cal/(g°C). Το υδρογόνο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (0,0182 ml / g στους 20 ° C και 1 atm), αλλά καλά - σε πολλά μέταλλα (Ni, Pt, Pa και άλλα), ειδικά στο παλλάδιο (850 όγκοι ανά 1 όγκο Pd). Η διαλυτότητα του Υδρογόνου στα μέταλλα σχετίζεται με την ικανότητά του να διαχέεται μέσω αυτών. Η διάχυση μέσω ενός κράματος άνθρακα (για παράδειγμα, χάλυβας) συνοδεύεται μερικές φορές από την καταστροφή του κράματος λόγω της αλληλεπίδρασης του Υδρογόνου με τον άνθρακα (η λεγόμενη απανθρακοποίηση). Το Υγρό Υδρογόνο είναι πολύ ελαφρύ (πυκνότητα στους -253°C 0,0708 g/cm3) και ρευστό (ιξώδες στους -253°C 13,8 centipoise).

Χημικές ιδιότητες του Υδρογόνου.Στις περισσότερες ενώσεις, το Υδρογόνο εμφανίζει σθένος (ακριβέστερα, κατάσταση οξείδωσης) +1, όπως το νάτριο και άλλα αλκαλικά μέταλλα. συνήθως θεωρείται ως ανάλογο αυτών των μετάλλων, η ομάδα Ι του συστήματος Mendeleev. Ωστόσο, στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου είναι αρνητικά φορτισμένο (κατάσταση οξείδωσης -1), δηλαδή το υδρίδιο Na + H - είναι δομημένο όπως το χλωριούχο Na + Cl -. Αυτό και μερικά άλλα γεγονότα (η εγγύτητα των φυσικών ιδιοτήτων του υδρογόνου και των αλογόνων, η ικανότητα των αλογόνων να αντικαθιστούν το υδρογόνο σε οργανικές ενώσεις) δίνουν λόγους να συμπεριληφθεί το υδρογόνο επίσης στην ομάδα VII του περιοδικού συστήματος. Υπό κανονικές συνθήκες, το μοριακό Υδρογόνο είναι σχετικά ανενεργό, συνδυάζεται απευθείας μόνο με τα πιο ενεργά αμέταλλα (με φθόριο και στο φως επίσης με χλώριο). Ωστόσο, όταν θερμαίνεται, αντιδρά με πολλά στοιχεία. Το ατομικό υδρογόνο έχει αυξημένη χημική δραστηριότητα σε σύγκριση με το μοριακό υδρογόνο. Το υδρογόνο ενώνεται με το οξυγόνο για να σχηματίσει νερό:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

με την απελευθέρωση 285,937 kJ / mol, δηλαδή 68,3174 kcal / mol θερμότητας (στους 25 ° C και 1 atm). Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η αντίδραση προχωρά εξαιρετικά αργά, πάνω από 550 ° C - με έκρηξη. Τα εκρηκτικά όρια ενός μείγματος υδρογόνου-οξυγόνου είναι (κατ' όγκο) από 4 έως 94% H 2 και ένα μείγμα υδρογόνου-αέρα - από 4 έως 74% H 2 (ένα μείγμα 2 όγκων H 2 και 1 όγκου O 2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο). Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για τη μείωση πολλών μετάλλων, καθώς αφαιρεί το οξυγόνο από τα οξείδια τους:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, κ.λπ.

Με τα αλογόνα το υδρογόνο σχηματίζει υδραλογονίδια, για παράδειγμα:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Το υδρογόνο εκρήγνυται με φθόριο (ακόμα και στο σκοτάδι και στους -252°C), αντιδρά με χλώριο και βρώμιο μόνο όταν φωτίζεται ή θερμαίνεται και με ιώδιο μόνο όταν θερμαίνεται. Το υδρογόνο αντιδρά με το άζωτο σχηματίζοντας αμμωνία:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

μόνο σε καταλύτη και σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις. Όταν θερμαίνεται, το Υδρογόνο αντιδρά έντονα με το θείο:

H 2 + S \u003d H 2 S (υδρόθειο),

πολύ πιο δύσκολο με το σελήνιο και το τελλούριο. Το υδρογόνο μπορεί να αντιδράσει με καθαρό άνθρακα χωρίς καταλύτη μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες:

2H2 + C (άμορφο) = CH4 (μεθάνιο).

Το υδρογόνο αντιδρά άμεσα με ορισμένα μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και άλλα), σχηματίζοντας υδρίδια:

H 2 + 2Li = 2LiH.

Μεγάλη πρακτική σημασία έχουν οι αντιδράσεις του υδρογόνου με το μονοξείδιο του άνθρακα (II), στις οποίες, ανάλογα με τη θερμοκρασία, την πίεση και τον καταλύτη, σχηματίζονται διάφορες οργανικές ενώσεις, για παράδειγμα, HCHO, CH 3 OH και άλλες. Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες αντιδρούν με το Υδρογόνο για να γίνουν κορεσμένοι, για παράδειγμα:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Ο ρόλος του υδρογόνου και των ενώσεων του στη χημεία είναι εξαιρετικά μεγάλος. Το υδρογόνο καθορίζει τις όξινες ιδιότητες των λεγόμενων πρωτικών οξέων. Το υδρογόνο τείνει να σχηματίζει έναν λεγόμενο δεσμό υδρογόνου με ορισμένα στοιχεία, ο οποίος έχει καθοριστική επίδραση στις ιδιότητες πολλών οργανικών και ανόργανων ενώσεων.

Λήψη υδρογόνου.Οι κύριοι τύποι πρώτων υλών για τη βιομηχανική παραγωγή Υδρογόνου είναι τα φυσικά εύφλεκτα αέρια, το αέριο φούρνου οπτάνθρακα και τα αέρια διύλισης πετρελαίου. Το υδρογόνο λαμβάνεται και από το νερό με ηλεκτρόλυση (σε μέρη με φθηνό ρεύμα). Οι πιο σημαντικές μέθοδοι για την παραγωγή Υδρογόνου από φυσικό αέριο είναι η καταλυτική αλληλεπίδραση υδρογονανθράκων, κυρίως μεθανίου, με υδρατμούς (μετατροπή):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

και ατελής οξείδωση υδρογονανθράκων με οξυγόνο:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Το προκύπτον μονοξείδιο του άνθρακα (II) υπόκειται επίσης σε μετατροπή:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Το υδρογόνο που παράγεται από φυσικό αέριο είναι το φθηνότερο.

Το υδρογόνο απομονώνεται από το αέριο του φούρνου οπτάνθρακα και τα αέρια του διυλιστηρίου αφαιρώντας τα υπόλοιπα συστατικά του μείγματος αερίων, τα οποία υγροποιούνται ευκολότερα από το υδρογόνο, κατά τη βαθιά ψύξη. Η ηλεκτρόλυση του νερού πραγματοποιείται με συνεχές ρεύμα, περνώντας το από διάλυμα ΚΟΗ ή NaOH (δεν χρησιμοποιούνται οξέα για την αποφυγή διάβρωσης του χαλύβδινου εξοπλισμού). Το υδρογόνο παράγεται στα εργαστήρια με την ηλεκτρόλυση του νερού, καθώς και από την αντίδραση μεταξύ ψευδαργύρου και υδροχλωρικού οξέος. Ωστόσο, πιο συχνά χρησιμοποιούν έτοιμο υδρογόνο σε κυλίνδρους.

Εφαρμογή Υδρογόνου.Το υδρογόνο άρχισε να παράγεται σε βιομηχανική κλίμακα στα τέλη του 18ου αιώνα για την πλήρωση μπαλονιών. Επί του παρόντος, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ευρέως στη χημική βιομηχανία, κυρίως για την παραγωγή αμμωνίας. Μεγάλος καταναλωτής υδρογόνου είναι επίσης η παραγωγή μεθυλίου και άλλων αλκοολών, συνθετικής βενζίνης και άλλων προϊόντων που λαμβάνονται με σύνθεση από υδρογόνο και μονοξείδιο του άνθρακα (II). Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για την υδρογόνωση στερεών και βαρέων υγρών καυσίμων, λιπών και άλλων, για τη σύνθεση HCl, για την υδροεπεξεργασία προϊόντων πετρελαίου, για συγκόλληση και κοπή μετάλλων με φλόγα οξυγόνου-υδρογόνου (θερμοκρασία έως 2800 ° C) και σε συγκόλληση ατομικού υδρογόνου (έως 4000 ° C) . Τα ισότοπα υδρογόνου, το δευτέριο και το τρίτιο, έχουν βρει πολύ σημαντικές εφαρμογές στην πυρηνική μηχανική ενέργειας.

Το υδρογόνο στον περιοδικό πίνακα βρίσκεται στο νούμερο ένα, στις ομάδες I και VII ταυτόχρονα. Το σύμβολο για το υδρογόνο είναι H (lat. Hydrogenium). Είναι ένα πολύ ελαφρύ, άχρωμο και άοσμο αέριο. Υπάρχουν τρία ισότοπα υδρογόνου: 1Η - πρωτίου, 2Η - δευτέριο και 3Η - τρίτιο (ραδιενεργό). Ο αέρας ή το οξυγόνο σε αντίδραση με απλό υδρογόνο H2 είναι πολύ εύφλεκτο και επίσης εκρηκτικό. Το υδρογόνο δεν εκπέμπει τοξικά προϊόντα. Είναι διαλυτό σε αιθανόλη και σε πολλά μέταλλα (ιδιαίτερα στην πλευρική υποομάδα).

Η επικράτηση του υδρογόνου στη Γη

Όπως το οξυγόνο, το υδρογόνο έχει μεγάλη σημασία. Όμως, σε αντίθεση με το οξυγόνο, σχεδόν όλο το υδρογόνο είναι σε δεσμευμένη μορφή με άλλες ουσίες. Σε ελεύθερη κατάσταση, βρίσκεται μόνο στην ατμόσφαιρα, αλλά η ποσότητα του εκεί είναι εξαιρετικά αμελητέα. Το υδρογόνο είναι συστατικό σχεδόν όλων των οργανικών ενώσεων και των ζωντανών οργανισμών. Τις περισσότερες φορές εμφανίζεται με τη μορφή οξειδίου - νερού.

Φυσικοχημικές ιδιότητες

Το υδρογόνο δεν είναι ενεργό και όταν θερμαίνεται ή παρουσία καταλυτών, αντιδρά με όλα σχεδόν τα απλά και πολύπλοκα χημικά στοιχεία.

Η αντίδραση του υδρογόνου με απλά χημικά στοιχεία

Σε υψηλές θερμοκρασίες, το υδρογόνο αντιδρά με οξυγόνο, θείο, χλώριο και άζωτο. θα μάθετε τι πειράματα με αέρια μπορείτε να κάνετε στο σπίτι.

Εμπειρία στην αλληλεπίδραση υδρογόνου με οξυγόνο στο εργαστήριο

Ας πάρουμε καθαρό υδρογόνο, που περνάει από τον σωλήνα εξόδου του αερίου, και ας το βάλουμε φωτιά. Θα καεί με μια ελάχιστα αισθητή φλόγα. Εάν τοποθετήσετε ένα σωλήνα υδρογόνου σε ένα δοχείο, θα συνεχίσει να καίγεται και στα τοιχώματα σχηματίζονται σταγονίδια νερού. Αυτό το οξυγόνο αντέδρασε με το υδρογόνο:

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Όταν καίγεται υδρογόνο, παράγεται πολλή θερμική ενέργεια. Η θερμοκρασία του συνδυασμού οξυγόνου και υδρογόνου φτάνει τους 2000 °C. Το οξυγόνο οξειδώνει το υδρογόνο, επομένως αυτή η αντίδραση ονομάζεται αντίδραση οξείδωσης.

Υπό κανονικές συνθήκες (χωρίς θέρμανση), η αντίδραση προχωρά αργά. Και σε θερμοκρασίες πάνω από 550 ° C, συμβαίνει μια έκρηξη (σχηματίζεται το λεγόμενο εκρηκτικό αέριο). Στο παρελθόν, το υδρογόνο χρησιμοποιούνταν συχνά σε μπαλόνια, αλλά υπήρξαν πολλά ατυχήματα λόγω του σχηματισμού εκρηκτικού αερίου. Η ακεραιότητα της μπάλας έσπασε και έγινε μια έκρηξη: το υδρογόνο αντέδρασε με το οξυγόνο. Ως εκ τούτου, χρησιμοποιείται πλέον ήλιο, το οποίο θερμαίνεται περιοδικά με φλόγα.

Το χλώριο αντιδρά με το υδρογόνο και σχηματίζει υδροχλώριο (μόνο παρουσία φωτός και θερμότητας). Η χημική αντίδραση υδρογόνου και χλωρίου μοιάζει με αυτό:

H2 + Cl2 = 2HCl

Ένα ενδιαφέρον γεγονός: η αντίδραση του φθορίου με το υδρογόνο προκαλεί έκρηξη ακόμη και στο σκοτάδι και σε θερμοκρασίες κάτω από 0 ° C.

Η αλληλεπίδραση του αζώτου με το υδρογόνο μπορεί να συμβεί μόνο όταν θερμαίνεται και παρουσία καταλύτη. Αυτή η αντίδραση παράγει αμμωνία. Εξίσωση αντίδρασης:

ЗН2 + N2 = 2НН3

Η αντίδραση θείου και υδρογόνου συμβαίνει με το σχηματισμό αερίου - υδρόθειου. Ως αποτέλεσμα, η μυρωδιά των σάπιων αυγών γίνεται αισθητή:

H2 + S = H2S

Στα μέταλλα, το υδρογόνο όχι μόνο διαλύεται, αλλά μπορεί επίσης να αντιδράσει μαζί τους. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται ενώσεις που ονομάζονται υδρίδια. Ορισμένα υδρίδια χρησιμοποιούνται ως καύσιμο σε πυραύλους. Παράγουν επίσης πυρηνική ενέργεια.

Αντίδραση με πολύπλοκα χημικά στοιχεία

Για παράδειγμα, υδρογόνο με οξείδιο του χαλκού. Πάρτε ένα σωλήνα υδρογόνου και περάστε το μέσα από σκόνη οξειδίου του χαλκού. Η όλη αντίδραση λαμβάνει χώρα κατά τη θέρμανση. Η μαύρη σκόνη χαλκού θα γίνει καφέ-κόκκινη (το χρώμα του απλού χαλκού). Σταγονίδια υγρού θα εμφανιστούν επίσης στα μη θερμαινόμενα τμήματα της φιάλης - αυτό έχει σχηματιστεί.

Χημική αντίδραση:

CuO + H2 = Cu + H2O

Όπως μπορείτε να δείτε, το υδρογόνο αντέδρασε με οξείδιο και ανήγαγε τον χαλκό.

Αντιδράσεις ανάκτησης

Εάν μια ουσία αφαιρεί ένα οξείδιο κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, είναι αναγωγικός παράγοντας. Στο παράδειγμα της αντίδρασης του οξειδίου του χαλκού με βλέπουμε ότι το υδρογόνο ήταν ο αναγωγικός παράγοντας. Αντιδρά επίσης με κάποια άλλα οξείδια όπως HgO, MoO3 και PbO. Σε οποιαδήποτε αντίδραση, εάν ένα από τα στοιχεία είναι οξειδωτικός παράγοντας, το άλλο θα είναι αναγωγικός παράγοντας.

Όλες οι ενώσεις υδρογόνου

Ενώσεις υδρογόνου με αμέταλλα- εξαιρετικά πτητικά και δηλητηριώδη αέρια (π.χ. υδρόθειο, σιλάνιο, μεθάνιο).

Αλογονίδια υδρογόνουΤο υδροχλώριο είναι το πιο συχνά χρησιμοποιούμενο. Όταν διαλυθεί, σχηματίζει υδροχλωρικό οξύ. Αυτή η ομάδα περιλαμβάνει επίσης: υδροφθόριο, υδροιώδιο και υδροβρώμιο. Όλες αυτές οι ενώσεις σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα ως αποτέλεσμα.

Υπεροξείδιο του υδρογόνου(χημικός τύπος H2O2) παρουσιάζει τις ισχυρότερες οξειδωτικές ιδιότητες.

Υδροξείδια του υδρογόνουή νερό H2O.

υδρίδιαείναι ενώσεις με μέταλλα.

Υδροξείδιαείναι οξέα, βάσεις και άλλες ενώσεις που περιέχουν υδρογόνο.

ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ: πρωτεΐνες, λίπη, λιπίδια, ορμόνες και άλλα.

Το υδρογόνο είναι ένα χημικό στοιχείο με σύμβολο H και ατομικό αριθμό 1. Με τυπικό ατομικό βάρος περίπου 1,008, το υδρογόνο είναι το ελαφρύτερο στοιχείο στον περιοδικό πίνακα. Η μονοατομική του μορφή (Η) είναι η πιο άφθονη χημική ουσία στο σύμπαν, αντιπροσωπεύοντας περίπου το 75% της συνολικής μάζας ενός βαρυονίου. Τα αστέρια αποτελούνται κυρίως από υδρογόνο σε κατάσταση πλάσματος. Το πιο κοινό ισότοπο του υδρογόνου, που ονομάζεται πρωτίου (αυτό το όνομα χρησιμοποιείται σπάνια, σύμβολο 1Η), έχει ένα πρωτόνιο και όχι νετρόνια. Η ευρεία εμφάνιση του ατομικού υδρογόνου εμφανίστηκε για πρώτη φορά στην εποχή του ανασυνδυασμού. Σε τυπικές θερμοκρασίες και πιέσεις, το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο, άοσμο, άγευστο, μη τοξικό, μη μεταλλικό, εύφλεκτο διατομικό αέριο με μοριακό τύπο Η2. Δεδομένου ότι το υδρογόνο σχηματίζει εύκολα ομοιοπολικούς δεσμούς με τα περισσότερα μη μεταλλικά στοιχεία, το μεγαλύτερο μέρος του υδρογόνου στη Γη υπάρχει σε μοριακές μορφές όπως το νερό ή οι οργανικές ενώσεις. Το υδρογόνο παίζει ιδιαίτερα σημαντικό ρόλο στις αντιδράσεις οξέος-βάσης, επειδή οι περισσότερες αντιδράσεις με βάση το οξύ περιλαμβάνουν την ανταλλαγή πρωτονίων μεταξύ διαλυτών μορίων. Στις ιοντικές ενώσεις, το υδρογόνο μπορεί να πάρει τη μορφή αρνητικού φορτίου (δηλαδή ανιόντος) και είναι γνωστό ως υδρίδιο ή ως θετικά φορτισμένο (δηλαδή κατιόν) είδος, που συμβολίζεται με το σύμβολο H+. Το κατιόν υδρογόνου περιγράφεται ότι αποτελείται από ένα απλό πρωτόνιο, αλλά τα πραγματικά κατιόντα υδρογόνου στις ιοντικές ενώσεις είναι πάντα πιο πολύπλοκα. Ως το μόνο ουδέτερο άτομο για το οποίο η εξίσωση Schrödinger μπορεί να λυθεί αναλυτικά, το υδρογόνο (δηλαδή, η μελέτη της ενέργειας και η δέσμευση του ατόμου του) έχει παίξει βασικό ρόλο στην ανάπτυξη της κβαντικής μηχανικής. Το αέριο υδρογόνο παρήχθη για πρώτη φορά τεχνητά στις αρχές του 16ου αιώνα από την αντίδραση οξέων με μέταλλα. Το 1766-81. Ο Henry Cavendish ήταν ο πρώτος που αναγνώρισε ότι το αέριο υδρογόνο είναι μια διακριτή ουσία και ότι παράγει νερό όταν καίγεται, εξ ου και το όνομά του: υδρογόνο στα ελληνικά σημαίνει «παραγωγός νερού». Η βιομηχανική παραγωγή υδρογόνου συνδέεται κυρίως με τη μετατροπή ατμού του φυσικού αερίου και, σπανιότερα, με πιο ενεργοβόρες μεθόδους όπως η ηλεκτρόλυση νερού. Το μεγαλύτερο μέρος του υδρογόνου χρησιμοποιείται κοντά στον τόπο παραγωγής του, με τις δύο πιο κοινές χρήσεις να είναι η επεξεργασία ορυκτών καυσίμων (π.χ. υδροπυρόλυση) και η παραγωγή αμμωνίας, κυρίως για την αγορά λιπασμάτων. Το υδρογόνο είναι μια ανησυχία στη μεταλλουργία επειδή μπορεί να εύθραυστα πολλά μέταλλα, καθιστώντας δύσκολη τη σχεδίαση αγωγών και δεξαμενών αποθήκευσης.

Ιδιότητες

Καύση

Το αέριο υδρογόνο (διυδρογόνο ή μοριακό υδρογόνο) είναι ένα εύφλεκτο αέριο που θα καεί στον αέρα σε ένα πολύ ευρύ φάσμα συγκεντρώσεων από 4% έως 75% κατ' όγκο. Η ενθαλπία της καύσης είναι 286 kJ/mol:

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

Το αέριο υδρογόνο σχηματίζει εκρηκτικά μείγματα με τον αέρα σε συγκεντρώσεις από 4-74% και με το χλώριο σε συγκεντρώσεις έως και 5,95%. Εκρηκτικές αντιδράσεις μπορεί να προκληθούν από σπινθήρες, θερμότητα ή ηλιακό φως. Η θερμοκρασία αυτοανάφλεξης του υδρογόνου, η θερμοκρασία αυθόρμητης ανάφλεξης στον αέρα, είναι 500 °C (932 °F). Οι καθαρές φλόγες υδρογόνου-οξυγόνου εκπέμπουν υπεριώδη ακτινοβολία και με ένα υψηλό μείγμα οξυγόνου είναι σχεδόν αόρατες με γυμνό μάτι, όπως αποδεικνύεται από το αχνό λοφίο της κύριας μηχανής του Διαστημικού Λεωφορείου σε σύγκριση με το εξαιρετικά ορατό λοφίο του ενισχυτή στερεού πυραύλου του Space Shuttle, που χρησιμοποιεί ένα σύνθετο υπερχλωρικό αμμώνιο. Ενδέχεται να απαιτείται ανιχνευτής φλόγας για την ανίχνευση διαρροής καμένου υδρογόνου. τέτοιες διαρροές μπορεί να είναι πολύ επικίνδυνες. Η φλόγα υδρογόνου υπό άλλες συνθήκες είναι μπλε και μοιάζει με τη μπλε φλόγα του φυσικού αερίου. Η βύθιση του αερόπλοιου "Hindenburg" είναι ένα περιβόητο παράδειγμα καύσης υδρογόνου και η υπόθεση είναι ακόμη υπό συζήτηση. Η ορατή πορτοκαλί φλόγα σε αυτό το περιστατικό προκλήθηκε από την έκθεση σε ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου σε συνδυασμό με ενώσεις άνθρακα από το δέρμα του αερόπλοιου. Το Η2 αντιδρά με κάθε οξειδωτικό στοιχείο. Το υδρογόνο μπορεί να αντιδράσει αυθόρμητα σε θερμοκρασία δωματίου με χλώριο και φθόριο για να σχηματίσει τα αντίστοιχα υδραλογονίδια, υδροχλώριο και υδροφθόριο, τα οποία είναι επίσης δυνητικά επικίνδυνα οξέα.

Επίπεδα ενέργειας ηλεκτρονίων

Το ενεργειακό επίπεδο θεμελιώδους κατάστασης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο υδρογόνου είναι −13,6 eV, το οποίο ισοδυναμεί με ένα υπεριώδες φωτόνιο με μήκος κύματος περίπου 91 nm. Τα ενεργειακά επίπεδα του υδρογόνου μπορούν να υπολογιστούν με μεγάλη ακρίβεια χρησιμοποιώντας το μοντέλο Bohr του ατόμου, το οποίο αντιλαμβάνεται το ηλεκτρόνιο ως ένα «τροχιακό» πρωτόνιο, παρόμοιο με την τροχιά της Γης έναντι του Ήλιου. Ωστόσο, το ατομικό ηλεκτρόνιο και το πρωτόνιο συγκρατούνται μεταξύ τους με ηλεκτρομαγνητική δύναμη, ενώ οι πλανήτες και τα ουράνια αντικείμενα συγκρατούνται μαζί με τη βαρύτητα. Λόγω της διακριτοποίησης της γωνιακής ορμής που υποτίθεται στην πρώιμη κβαντομηχανική από τον Bohr, το ηλεκτρόνιο στο μοντέλο του Bohr μπορεί να καταλάβει μόνο ορισμένες επιτρεπόμενες αποστάσεις από το πρωτόνιο, και επομένως μόνο ορισμένες επιτρεπόμενες ενέργειες. Μια πιο ακριβής περιγραφή του ατόμου υδρογόνου προέρχεται από μια καθαρά κβαντομηχανική επεξεργασία που χρησιμοποιεί την εξίσωση Schrödinger, την εξίσωση Dirac ή ακόμα και το ολοκληρωμένο κύκλωμα Feynman για τον υπολογισμό της κατανομής πυκνότητας πιθανότητας ενός ηλεκτρονίου γύρω από ένα πρωτόνιο. Οι πιο περίπλοκες μέθοδοι επεξεργασίας επιτρέπουν σε κάποιον να αποκτήσει μικρά αποτελέσματα ειδικής σχετικότητας και πόλωσης κενού. Στην κβαντική μηχανική κατεργασία, το ηλεκτρόνιο στο άτομο υδρογόνου στη θεμελιώδη κατάσταση δεν έχει καθόλου ροπή, γεγονός που δείχνει πώς μια «πλανητική τροχιά» διαφέρει από την κίνηση ενός ηλεκτρονίου.

Στοιχειακές μοριακές μορφές

Υπάρχουν δύο διαφορετικά ισομερή σπιν των διατομικών μορίων υδρογόνου που διαφέρουν ως προς το σχετικό σπιν των πυρήνων τους. Στην ορθοϋδρογονική μορφή, τα σπιν των δύο πρωτονίων είναι παράλληλα και σχηματίζουν μια τριπλή κατάσταση με κβαντικό αριθμό μοριακού σπιν 1 (1/2 + 1/2). στη μορφή του παραϋδρογόνου, τα σπιν είναι αντιπαράλληλα και σχηματίζουν ένα μονό με κβαντικό αριθμό μοριακού σπιν 0 (1/2 1/2). Σε τυπική θερμοκρασία και πίεση, το αέριο υδρογόνο περιέχει περίπου το 25% της παρά μορφής και το 75% της ορθομορφής, γνωστή και ως «κανονική μορφή». Η αναλογία ισορροπίας ορθοϋδρογόνου προς παραϋδρογόνο εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αλλά επειδή η ορθομορφή είναι διεγερμένη κατάσταση και έχει μεγαλύτερη ενέργεια από την παρά μορφή, είναι ασταθής και δεν μπορεί να καθαριστεί. Σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες, η κατάσταση ισορροπίας αποτελείται σχεδόν αποκλειστικά από τη μορφή παρα. Οι θερμικές ιδιότητες της υγρής και αέριας φάσης του καθαρού παραϋδρογόνου διαφέρουν σημαντικά από αυτές της κανονικής μορφής λόγω των διαφορών στις περιστροφικές θερμικές ικανότητες, οι οποίες συζητούνται λεπτομερέστερα στα ισομερή σπιν υδρογόνου. Η διαφορά ορθο/ζευγών εμφανίζεται επίσης σε άλλα μόρια ή λειτουργικές ομάδες που περιέχουν υδρογόνο, όπως το νερό και το μεθυλένιο, αλλά αυτό έχει μικρή σημασία για τις θερμικές τους ιδιότητες. Η μη καταλυόμενη αλληλομετατροπή μεταξύ παρα και ορθο H2 αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Έτσι το ταχέως συμπυκνωμένο H2 περιέχει μεγάλες ποσότητες της ορθογώνιας μορφής υψηλής ενέργειας, η οποία μετατρέπεται πολύ αργά στην παρά μορφή. Η αναλογία ορθο/παρα στο συμπυκνωμένο Η2 είναι ένας σημαντικός παράγοντας στην παρασκευή και αποθήκευση υγρού υδρογόνου: η μετατροπή από ορθο σε παρά είναι εξώθερμη και παρέχει αρκετή θερμότητα για να εξατμιστεί μέρος του υγρού υδρογόνου, με αποτέλεσμα την απώλεια υγροποιημένου υλικού. Καταλύτες για ορθο-παρα μετατροπή όπως οξείδιο σιδήρου, ενεργός άνθρακας, επιπλατινοποιημένος αμίαντος, μέταλλα σπάνιων γαιών, ενώσεις ουρανίου, οξείδιο του χρωμίου ή ορισμένες ενώσεις νικελίου χρησιμοποιούνται στην ψύξη υδρογόνου.

Φάσεις

Αέριο υδρογόνο

υγρό υδρογόνο

υδρογόνο λάσπης

στερεό υδρογόνο

μεταλλικό υδρογόνο

Συνδέσεις

Ομοιοπολικές και οργανικές ενώσεις

Ενώ το Η2 δεν είναι πολύ αντιδραστικό υπό τυπικές συνθήκες, σχηματίζει ενώσεις με τα περισσότερα στοιχεία. Το υδρογόνο μπορεί να σχηματίσει ενώσεις με στοιχεία που είναι πιο ηλεκτραρνητικά, όπως αλογόνα (π.χ. F, Cl, Br, I) ή οξυγόνο. σε αυτές τις ενώσεις, το υδρογόνο παίρνει μερικό θετικό φορτίο. Όταν συνδέεται με φθόριο, οξυγόνο ή άζωτο, το υδρογόνο μπορεί να συμμετέχει με τη μορφή ενός μη ομοιοπολικού δεσμού μέσης ισχύος με το υδρογόνο άλλων παρόμοιων μορίων, ένα φαινόμενο που ονομάζεται δεσμός υδρογόνου, ο οποίος είναι κρίσιμος για τη σταθερότητα πολλών βιολογικών μορίων. Το υδρογόνο σχηματίζει επίσης ενώσεις με λιγότερο ηλεκτραρνητικά στοιχεία όπως μέταλλα και μεταλλοειδή, όπου προσλαμβάνει μερικό αρνητικό φορτίο. Αυτές οι ενώσεις είναι συχνά γνωστές ως υδρίδια. Το υδρογόνο σχηματίζει μια μεγάλη ποικιλία ενώσεων με τον άνθρακα, που ονομάζονται υδρογονάνθρακες, και μια ακόμη μεγαλύτερη ποικιλία ενώσεων με ετεροάτομα, τα οποία, λόγω της κοινής τους σχέσης με τα ζωντανά όντα, ονομάζονται οργανικές ενώσεις. Η μελέτη των ιδιοτήτων τους είναι το μέλημα της οργανικής χημείας και η μελέτη τους στο πλαίσιο των ζωντανών οργανισμών είναι γνωστή ως βιοχημεία. Σύμφωνα με ορισμένους ορισμούς, οι «οργανικές» ενώσεις πρέπει να περιέχουν μόνο άνθρακα. Ωστόσο, τα περισσότερα περιέχουν επίσης υδρογόνο, και δεδομένου ότι είναι ο δεσμός άνθρακα-υδρογόνου που δίνει σε αυτήν την κατηγορία ενώσεων πολλά από τα ειδικά χημικά χαρακτηριστικά τους, απαιτούνται δεσμοί άνθρακα-υδρογόνου σε ορισμένους ορισμούς της λέξης "οργανικό" στη χημεία. Εκατομμύρια υδρογονάνθρακες είναι γνωστοί και συνήθως σχηματίζονται από πολύπλοκα συνθετικά μονοπάτια που σπάνια περιλαμβάνουν στοιχειακό υδρογόνο.

υδρίδια

Οι ενώσεις υδρογόνου ονομάζονται συχνά υδρίδια. Ο όρος «υδρίδιο» υποδηλώνει ότι το άτομο Η έχει αποκτήσει αρνητικό ή ανιονικό χαρακτήρα, που ονομάζεται Η-, και χρησιμοποιείται όταν το υδρογόνο σχηματίζει μια ένωση με ένα πιο ηλεκτροθετικό στοιχείο. Η ύπαρξη ενός ανιόντος υδριδίου, που προτάθηκε από τον Gilbert N. Lewis το 1916 για υδρίδια που περιέχουν άλατα της ομάδας 1 και 2, αποδείχθηκε από τον Moers το 1920 με ηλεκτρόλυση λιωμένου υδριδίου λιθίου (LiH), παράγοντας στοιχειομετρική ποσότητα υδρογόνου ανά άνοδο. Για υδρίδια εκτός των μετάλλων της ομάδας 1 και 2, ο όρος είναι παραπλανητικός δεδομένης της χαμηλής ηλεκτραρνητικότητας του υδρογόνου. Εξαίρεση στα υδρίδια της ομάδας 2 είναι το BeH2, το οποίο είναι πολυμερές. Στο υδρίδιο λιθίου αργιλίου, το ανιόν AlH-4 φέρει κέντρα υδριδίου σταθερά συνδεδεμένα με το Al(III). Αν και τα υδρίδια μπορούν να σχηματιστούν σχεδόν σε όλα τα κύρια στοιχεία της ομάδας, ο αριθμός και ο συνδυασμός των πιθανών ενώσεων ποικίλλει σημαντικά. Για παράδειγμα, είναι γνωστά πάνω από 100 δυαδικά υδρίδια βορανίου και μόνο ένα δυαδικό υδρίδιο αργιλίου. Το δυαδικό υδρίδιο του ινδίου δεν έχει ακόμη αναγνωριστεί, αν και υπάρχουν μεγάλα σύμπλοκα. Στην ανόργανη χημεία, τα υδρίδια μπορούν επίσης να χρησιμεύσουν ως συνδέτες γεφύρωσης που συνδέουν δύο μεταλλικά κέντρα σε ένα σύμπλεγμα συντονισμού. Αυτή η λειτουργία είναι ιδιαίτερα χαρακτηριστική για τα στοιχεία της ομάδας 13, ειδικά στα βοράνια (υδρίδια βορίου) και σύμπλοκα αλουμινίου, καθώς και σε συστάδες καρβορανίων.

Πρωτόνια και οξέα

Η οξείδωση του υδρογόνου αφαιρεί το ηλεκτρόνιό του και δίνει Η+, που δεν περιέχει ηλεκτρόνια και πυρήνα, που συνήθως αποτελείται από ένα μόνο πρωτόνιο. Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο το H+ αναφέρεται συχνά ως πρωτόνιο. Αυτή η άποψη είναι κεντρική στη συζήτηση των οξέων. Σύμφωνα με τη θεωρία Bronsted-Lowry, τα οξέα είναι δότες πρωτονίων και οι βάσεις είναι δέκτες πρωτονίων. Το γυμνό πρωτόνιο, H+, δεν μπορεί να υπάρχει σε διάλυμα ή σε ιονικούς κρυστάλλους λόγω της ακαταμάχητης έλξης του σε άλλα άτομα ή μόρια με ηλεκτρόνια. Εκτός από τις υψηλές θερμοκρασίες που σχετίζονται με το πλάσμα, τέτοια πρωτόνια δεν μπορούν να αφαιρεθούν από τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων και των μορίων και θα παραμείνουν προσκολλημένα σε αυτά. Ωστόσο, ο όρος "πρωτόνιο" χρησιμοποιείται μερικές φορές μεταφορικά για να αναφέρεται σε θετικά φορτισμένο ή κατιονικό υδρογόνο που συνδέεται με άλλα είδη με αυτόν τον τρόπο, και ως εκ τούτου χαρακτηρίζεται "Η+" χωρίς να σημαίνει ότι οποιαδήποτε μεμονωμένα πρωτόνια υπάρχουν ελεύθερα ως είδος. Για να αποφευχθεί η εμφάνιση ενός γυμνού «διαλυτωμένου πρωτονίου» στο διάλυμα, τα όξινα υδατικά διαλύματα πιστεύεται μερικές φορές ότι περιέχουν ένα λιγότερο απίθανο πλασματικό είδος που ονομάζεται «ιόν υδρονίου» (H 3 O+). Ωστόσο, ακόμη και σε αυτήν την περίπτωση, τέτοια διαλυτωμένα κατιόντα υδρογόνου γίνονται πιο ρεαλιστικά αντιληπτά ως οργανωμένα σμήνη που σχηματίζουν είδη κοντά στο H 9O+4. Άλλα ιόντα οξωνίου βρίσκονται όταν το νερό βρίσκεται σε όξινο διάλυμα με άλλους διαλύτες. Παρά το γεγονός ότι είναι εξωτικό στη Γη, ένα από τα πιο κοινά ιόντα στο σύμπαν είναι το H+3, γνωστό ως πρωτονιωμένο μοριακό υδρογόνο ή κατιόν τριυδρογόνου.

ισότοπα

Το υδρογόνο έχει τρία φυσικά ισότοπα, που ονομάζονται 1Η, 2Η και 3Η. Άλλοι εξαιρετικά ασταθείς πυρήνες (4Η έως 7Η) έχουν συντεθεί στο εργαστήριο αλλά δεν έχουν παρατηρηθεί στη φύση. Το 1Η είναι το πιο κοινό ισότοπο υδρογόνου, με αφθονία πάνω από 99,98%. Δεδομένου ότι ο πυρήνας αυτού του ισοτόπου αποτελείται από ένα μόνο πρωτόνιο, του δίνεται η περιγραφική αλλά σπάνια χρησιμοποιούμενη επίσημη ονομασία protium. Το 2Η, το άλλο σταθερό ισότοπο του υδρογόνου, είναι γνωστό ως δευτέριο και περιέχει ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο στον πυρήνα. Πιστεύεται ότι όλο το δευτέριο στο σύμπαν παρήχθη κατά τη διάρκεια της Μεγάλης Έκρηξης και υπάρχει από τότε μέχρι τώρα. Το δευτέριο δεν είναι ραδιενεργό στοιχείο και δεν παρουσιάζει σημαντικό κίνδυνο τοξικότητας. Το νερό που είναι εμπλουτισμένο σε μόρια που περιλαμβάνουν δευτέριο αντί για κανονικό υδρογόνο ονομάζεται βαρύ νερό. Το δευτέριο και οι ενώσεις του χρησιμοποιούνται ως μη ραδιενεργός επισήμανση σε χημικά πειράματα και σε διαλύτες για φασματοσκοπία 1H-NMR. Το βαρύ νερό χρησιμοποιείται ως μετριαστής νετρονίων και ως ψυκτικό υγρό για πυρηνικούς αντιδραστήρες. Το δευτέριο είναι επίσης ένα πιθανό καύσιμο για εμπορική πυρηνική σύντηξη. Το 3Η είναι γνωστό ως τρίτιο και περιέχει ένα πρωτόνιο και δύο νετρόνια στον πυρήνα. Είναι ραδιενεργό, διασπάται σε ήλιο-3 μέσω της διάσπασης βήτα με χρόνο ημιζωής 12,32 χρόνια. Είναι τόσο ραδιενεργό που μπορεί να χρησιμοποιηθεί σε φωτεινές βαφές, καθιστώντας το χρήσιμο στην κατασκευή ρολογιών με φωτεινά καντράν, για παράδειγμα. Το γυαλί εμποδίζει τη διαφυγή μικρής ποσότητας ακτινοβολίας. Μια μικρή ποσότητα τριτίου παράγεται φυσικά από την αλληλεπίδραση των κοσμικών ακτίνων με τα ατμοσφαιρικά αέρια. τρίτιο έχει επίσης απελευθερωθεί κατά τη διάρκεια δοκιμών πυρηνικών όπλων. Χρησιμοποιείται σε αντιδράσεις πυρηνικής σύντηξης ως δείκτης γεωχημείας ισοτόπων και σε εξειδικευμένες αυτοτροφοδοτούμενες συσκευές φωτισμού. Το τρίτιο έχει επίσης χρησιμοποιηθεί σε πειράματα χημικής και βιολογικής επισήμανσης ως ραδιενεργό σήμα. Το υδρογόνο είναι το μόνο στοιχείο που έχει διαφορετικά ονόματα για τα ισότοπά του που χρησιμοποιούνται σήμερα. Κατά τη διάρκεια της πρώιμης μελέτης της ραδιενέργειας, σε διάφορα βαριά ραδιενεργά ισότοπα δόθηκαν τα δικά τους ονόματα, αλλά τέτοιες ονομασίες δεν χρησιμοποιούνται πλέον, με εξαίρεση το δευτέριο και το τρίτιο. Τα σύμβολα D και T (αντί για 2Η και 3Η) χρησιμοποιούνται μερικές φορές για το δευτέριο και το τρίτιο, αλλά το αντίστοιχο σύμβολο για το πρωτίου P χρησιμοποιείται ήδη για το φώσφορο και επομένως δεν είναι διαθέσιμο για το πρωτίου. Στις οδηγίες της για την ονοματολογία, η Διεθνής Ένωση Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας επιτρέπει τη χρήση οποιουδήποτε από τα σύμβολα από τα D, T, 2H και 3H, αν και προτιμώνται τα 2H και 3H. Το εξωτικό άτομο μιόνιο (σύμβολο Mu), που αποτελείται από ένα αντιμιόνιο και ένα ηλεκτρόνιο, θεωρείται επίσης μερικές φορές ελαφρύ ραδιοϊσότοπο υδρογόνου λόγω της διαφοράς μάζας μεταξύ του αντιμιονίου και του ηλεκτρονίου, που ανακαλύφθηκε το 1960. Κατά τη διάρκεια ζωής του μιονίου, 2,2 μs, το μιόνιο μπορεί να εισέλθει σε ενώσεις όπως το χλωριούχο μουόνιο (MuCl) ή το μουονιούχο νάτριο (NaMu), παρόμοια με το υδροχλώριο και το υδρίδιο του νατρίου, αντίστοιχα.

Ιστορία

Ανακάλυψη και χρήση

Το 1671, ο Robert Boyle ανακάλυψε και περιέγραψε την αντίδραση μεταξύ των ρινισμάτων σιδήρου και των αραιωμένων οξέων που οδηγεί σε αέριο υδρογόνο. Το 1766, ο Henry Cavendish ήταν ο πρώτος που αναγνώρισε το αέριο υδρογόνο ως μια διακριτή ουσία, ονομάζοντας το αέριο "εύφλεκτος αέρας" λόγω της αντίδρασης μετάλλου-οξέος. Πρότεινε ότι ο "εύφλεκτος αέρας" ήταν στην πραγματικότητα πανομοιότυπος με μια υποθετική ουσία που ονομάζεται "phlogiston" και ανακάλυψε ξανά το 1781 ότι το αέριο παράγει νερό όταν καίγεται. Πιστεύεται ότι ήταν αυτός που ανακάλυψε το υδρογόνο ως στοιχείο. Το 1783, ο Antoine Lavoisier έδωσε στο στοιχείο το όνομα υδρογόνο (από τα ελληνικά ὑδρο-hydro που σημαίνει «νερό» και -γενής γονίδια που σημαίνει «δημιουργός») όταν αυτός και ο Laplace αναπαρήγαγαν τα δεδομένα του Cavendish ότι το νερό σχηματίστηκε όταν κάηκε το υδρογόνο. Ο Λαβουαζιέ παρήγαγε υδρογόνο για τη διατήρηση των μαζικών πειραμάτων αντιδρώντας ένα ρεύμα ατμού με μεταλλικό σίδηρο μέσω ενός λαμπτήρα πυρακτώσεως που θερμαίνεται σε φωτιά. Η αναερόβια οξείδωση του σιδήρου από πρωτόνια νερού σε υψηλή θερμοκρασία μπορεί να αναπαρασταθεί σχηματικά από ένα σύνολο από τις ακόλουθες αντιδράσεις:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Πολλά μέταλλα, όπως το ζιρκόνιο, υφίστανται παρόμοια αντίδραση με το νερό για την παραγωγή υδρογόνου. Το υδρογόνο υγροποιήθηκε για πρώτη φορά από τον James Dewar το 1898 χρησιμοποιώντας αναγεννητική ψύξη και την εφεύρεσή του, τη φιάλη κενού. Το επόμενο έτος, παρήγαγε στερεό υδρογόνο. Το δευτέριο ανακαλύφθηκε τον Δεκέμβριο του 1931 από τον Harold Uray και το τρίτιο παρασκευάστηκε το 1934 από τους Ernest Rutherford, Mark Oliphant και Paul Harteck. Το βαρύ νερό, το οποίο αποτελείται από δευτέριο αντί για συνηθισμένο υδρογόνο, ανακαλύφθηκε από την ομάδα του Yurey το 1932. Ο François Isaac de Rivaz κατασκεύασε τον πρώτο κινητήρα "Rivaz", έναν κινητήρα εσωτερικής καύσης που τροφοδοτείται από υδρογόνο και οξυγόνο, το 1806. Ο Edward Daniel Clark εφηύρε τον σωλήνα αερίου υδρογόνου το 1819. Ο χάλυβας Döbereiner (ο πρώτος πλήρης αναπτήρας) εφευρέθηκε το 1823. Το πρώτο μπαλόνι υδρογόνου εφευρέθηκε από τον Ζακ Σαρλ το 1783. Το υδρογόνο παρείχε την άνοδο της πρώτης αξιόπιστης μορφής εναέριας κυκλοφορίας μετά την εφεύρεση του πρώτου αερόπλοιου υδρογόνου από τον Henri Giffard το 1852. Ο Γερμανός κόμης Ferdinand von Zeppelin προώθησε την ιδέα των άκαμπτων αερόπλοιων που ανυψώνονται στον αέρα με υδρογόνο, τα οποία αργότερα ονομάστηκαν Zeppelins. το πρώτο από αυτά πέταξε για πρώτη φορά το 1900. Οι τακτικές προγραμματισμένες πτήσεις ξεκίνησαν το 1910 και με το ξέσπασμα του Α' Παγκοσμίου Πολέμου τον Αύγουστο του 1914 είχαν μεταφέρει 35.000 επιβάτες χωρίς σοβαρά επεισόδια. Κατά τη διάρκεια του πολέμου, τα αερόπλοια υδρογόνου χρησιμοποιήθηκαν ως πλατφόρμες παρατήρησης και βομβαρδιστικά. Η πρώτη υπερατλαντική πτήση χωρίς στάση έγινε από το βρετανικό αερόπλοιο R34 το 1919. Η τακτική εξυπηρέτηση επιβατών ξανάρχισε τη δεκαετία του 1920 και η ανακάλυψη αποθεμάτων ηλίου στις Ηνωμένες Πολιτείες υποτίθεται ότι θα βελτίωνε την αεροπορική ασφάλεια, αλλά η κυβέρνηση των ΗΠΑ αρνήθηκε να πουλήσει αέριο για το σκοπό αυτό, έτσι το H2 χρησιμοποιήθηκε στο αερόπλοιο Hindenburg, το οποίο καταστράφηκε στο Πυρκαγιά στο Μιλάνο στο Νιου Τζέρσεϊ, 6 Μαΐου 1937. Το περιστατικό μεταδόθηκε ζωντανά από το ραδιόφωνο και βιντεοσκοπήθηκε. Θεωρήθηκε ευρέως ότι η αιτία της ανάφλεξης ήταν μια διαρροή υδρογόνου, ωστόσο μεταγενέστερες μελέτες δείχνουν ότι η επίστρωση από αλουμίνιο υφάσματος αναφλεγόταν από στατικό ηλεκτρισμό. Αλλά μέχρι εκείνη τη στιγμή, η φήμη του υδρογόνου ως ανυψωτικού αερίου είχε ήδη πληγεί. Την ίδια χρονιά, η πρώτη υδρογονοψυκτική στροβιλογεννήτρια με αέριο υδρογόνο ως ψυκτικό υγρό στον ρότορα και στον στάτορα τέθηκε σε λειτουργία το 1937 στο Dayton του Οχάιο, από την Dayton Power & Light Co.; Λόγω της θερμικής αγωγιμότητας του αερίου υδρογόνου, είναι το πιο κοινό αέριο που χρησιμοποιείται σε αυτό το πεδίο σήμερα. Η μπαταρία νικελίου-υδρογόνου χρησιμοποιήθηκε για πρώτη φορά το 1977 στο US Navigation Technology Satellite 2 (NTS-2). Το ISS, το Mars Odyssey και το Mars Global Surveyor είναι εξοπλισμένα με μπαταρίες νικελίου-υδρογόνου. Στο σκοτεινό μέρος της τροχιάς του, το διαστημικό τηλεσκόπιο Hubble τροφοδοτείται επίσης από μπαταρίες νικελίου-υδρογόνου, οι οποίες αντικαταστάθηκαν τελικά τον Μάιο του 2009, περισσότερα από 19 χρόνια μετά την εκτόξευση και 13 χρόνια μετά τη σχεδίασή τους.

Ρόλος στην κβαντική θεωρία

Λόγω της απλής ατομικής του δομής που αποτελείται μόνο από ένα πρωτόνιο και ένα ηλεκτρόνιο, το άτομο υδρογόνου, μαζί με το φάσμα του φωτός που δημιουργείται ή απορροφάται από αυτό, ήταν κεντρικό στην ανάπτυξη της θεωρίας της ατομικής δομής. Επιπλέον, η μελέτη της αντίστοιχης απλότητας του μορίου του υδρογόνου και του αντίστοιχου κατιόντος H+2 οδήγησε στην κατανόηση της φύσης του χημικού δεσμού, ο οποίος σύντομα ακολούθησε τη φυσική επεξεργασία του ατόμου υδρογόνου στην κβαντομηχανική στα μέσα του 2020. Ένα από τα πρώτα κβαντικά φαινόμενα που παρατηρήθηκαν σαφώς (αλλά δεν ήταν κατανοητά εκείνη την εποχή) ήταν η παρατήρηση του Maxwell που αφορούσε το υδρογόνο μισό αιώνα πριν υπάρξει μια πλήρης κβαντομηχανική θεωρία. Ο Maxwell σημείωσε ότι η ειδική θερμοχωρητικότητα του Η2 απομακρύνεται αμετάκλητα από ένα διατομικό αέριο κάτω από τη θερμοκρασία δωματίου και αρχίζει να μοιάζει όλο και περισσότερο με την ειδική θερμοχωρητικότητα ενός μονοατομικού αερίου σε κρυογονικές θερμοκρασίες. Σύμφωνα με την κβαντική θεωρία, αυτή η συμπεριφορά προκύπτει από την απόσταση των (κβαντισμένων) επιπέδων περιστροφικής ενέργειας, τα οποία απέχουν ιδιαίτερα ευρέως στο H2 λόγω της χαμηλής μάζας του. Αυτά τα ευρέως απέχοντα επίπεδα εμποδίζουν την ίση διαίρεση της θερμικής ενέργειας σε περιστροφική κίνηση στο υδρογόνο σε χαμηλές θερμοκρασίες. Τα αέρια διατόμων, τα οποία αποτελούνται από βαρύτερα άτομα, δεν έχουν τόσο ευρεία απόσταση μεταξύ τους και δεν παρουσιάζουν το ίδιο αποτέλεσμα. Το αντιυδρογόνο είναι το αντιυλικό ανάλογο του υδρογόνου. Αποτελείται από ένα αντιπρωτόνιο με ένα ποζιτρόνιο. Το αντιυδρογόνο είναι ο μόνος τύπος ατόμου αντιύλης που έχει ληφθεί από το 2015.

Όντας στη φύση

Το υδρογόνο είναι το πιο άφθονο χημικό στοιχείο στο σύμπαν, αποτελώντας το 75% της κανονικής ύλης κατά μάζα και πάνω από το 90% κατά αριθμό ατόμων. (Το μεγαλύτερο μέρος της μάζας του σύμπαντος, ωστόσο, δεν έχει τη μορφή αυτού του χημικού στοιχείου, αλλά πιστεύεται ότι έχει μορφές μάζας που δεν έχουν ανακαλυφθεί ακόμη, όπως η σκοτεινή ύλη και η σκοτεινή ενέργεια.) Αυτό το στοιχείο βρίσκεται σε μεγάλη αφθονία στο αστέρια και γίγαντες αερίων. Τα μοριακά νέφη Η2 σχετίζονται με το σχηματισμό άστρων. Το υδρογόνο παίζει ζωτικό ρόλο στην ενεργοποίηση των αστεριών μέσω της αντίδρασης πρωτονίου-πρωτονίου και της πυρηνικής σύντηξης του κύκλου CNO. Σε όλο τον κόσμο, το υδρογόνο εμφανίζεται κυρίως σε ατομικές καταστάσεις και καταστάσεις πλάσματος με ιδιότητες αρκετά διαφορετικές από αυτές του μοριακού υδρογόνου. Ως πλάσμα, το ηλεκτρόνιο και το πρωτόνιο του υδρογόνου δεν συνδέονται μεταξύ τους, με αποτέλεσμα πολύ υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα και υψηλή εκπομπή (δημιουργία φωτός από τον Ήλιο και άλλα αστέρια). Τα φορτισμένα σωματίδια επηρεάζονται έντονα από τα μαγνητικά και ηλεκτρικά πεδία. Για παράδειγμα, στον ηλιακό άνεμο, αλληλεπιδρούν με τη γήινη μαγνητόσφαιρα, δημιουργώντας ρεύματα Birkeland και το σέλας. Το υδρογόνο βρίσκεται σε ουδέτερη ατομική κατάσταση στο διαστρικό μέσο. Η μεγάλη ποσότητα ουδέτερου υδρογόνου που βρίσκεται στα παροδικά συστήματα Liman-άλφα πιστεύεται ότι κυριαρχεί στην κοσμολογική πυκνότητα του βαρυονίου του Σύμπαντος μέχρι την ερυθρή μετατόπιση z = 4. Υπό κανονικές συνθήκες στη Γη, το στοιχειακό υδρογόνο υπάρχει ως διατομικό αέριο, H2. Ωστόσο, το αέριο υδρογόνο είναι πολύ σπάνιο στην ατμόσφαιρα της γης (1 ppm κατ' όγκο) λόγω του μικρού βάρους του, το οποίο του επιτρέπει να αψηφά τη γήινη βαρύτητα πιο εύκολα από τα βαρύτερα αέρια. Ωστόσο, το υδρογόνο είναι το τρίτο πιο άφθονο στοιχείο στην επιφάνεια της Γης, που υπάρχει κυρίως με τη μορφή χημικών ενώσεων όπως οι υδρογονάνθρακες και το νερό. Το αέριο υδρογόνο παράγεται από ορισμένα βακτήρια και φύκια και είναι φυσικό συστατικό του αυλού, όπως και το μεθάνιο, το οποίο είναι μια ολοένα και πιο σημαντική πηγή υδρογόνου. Μια μοριακή μορφή που ονομάζεται πρωτονιωμένο μοριακό υδρογόνο (H+3) βρίσκεται στο διαστρικό μέσο, όπου παράγεται από τον ιονισμό του μοριακού υδρογόνου από τις κοσμικές ακτίνες. Αυτό το φορτισμένο ιόν έχει επίσης παρατηρηθεί στην ανώτερη ατμόσφαιρα του πλανήτη Δία. Το ιόν είναι σχετικά σταθερό στο περιβάλλον λόγω της χαμηλής θερμοκρασίας και πυκνότητάς του. Το H+3 είναι ένα από τα πιο άφθονα ιόντα στο σύμπαν και παίζει εξέχοντα ρόλο στη χημεία του διαστρικού μέσου. Το ουδέτερο τριατομικό υδρογόνο Η3 μπορεί να υπάρχει μόνο σε διεγερμένη μορφή και είναι ασταθές. Αντίθετα, το θετικό μοριακό ιόν υδρογόνου (H+2) είναι ένα σπάνιο μόριο στο σύμπαν.

Παραγωγή υδρογόνου

Το H2 παράγεται σε χημικά και βιολογικά εργαστήρια, συχνά ως υποπροϊόν άλλων αντιδράσεων. στη βιομηχανία για την υδρογόνωση ακόρεστων υποστρωμάτων. και στη φύση ως μέσο μετατόπισης αναγωγικών ισοδυνάμων σε βιοχημικές αντιδράσεις.

Αναμόρφωση ατμού

Το υδρογόνο μπορεί να παραχθεί με διάφορους τρόπους, αλλά οικονομικά οι πιο σημαντικές διεργασίες περιλαμβάνουν την απομάκρυνση του υδρογόνου από τους υδρογονάνθρακες, καθώς περίπου το 95% της παραγωγής υδρογόνου το 2000 προήλθε από αναμόρφωση με ατμό. Εμπορικά, μεγάλοι όγκοι υδρογόνου παράγονται συνήθως με αναμόρφωση φυσικού αερίου με ατμό. Σε υψηλές θερμοκρασίες (1000-1400 K, 700-1100 °C ή 1300-2000 °F) ο ατμός (ατμός) αντιδρά με το μεθάνιο για την παραγωγή μονοξειδίου του άνθρακα και Η2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Αυτή η αντίδραση λειτουργεί καλύτερα σε χαμηλές πιέσεις, αλλά μπορεί ακόμα να πραγματοποιηθεί σε υψηλές πιέσεις (2,0 MPa, 20 atm ή 600 ίντσες υδραργύρου). Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η υψηλή πίεση H2 είναι το πιο δημοφιλές προϊόν και τα συστήματα καθαρισμού υπερθέρμανσης υπό πίεση αποδίδουν καλύτερα σε υψηλότερες πιέσεις. Το μείγμα προϊόντος είναι γνωστό ως "αέριο σύνθεσης" επειδή χρησιμοποιείται συχνά απευθείας για την παραγωγή μεθανόλης και σχετικών ενώσεων. Οι υδρογονάνθρακες εκτός του μεθανίου μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την παραγωγή αερίου σύνθεσης με διάφορες αναλογίες προϊόντος. Μία από τις πολλές επιπλοκές αυτής της εξαιρετικά βελτιστοποιημένης τεχνολογίας είναι ο σχηματισμός οπτάνθρακα ή άνθρακα:

CH4 → C + 2 H2

Επομένως, η αναμόρφωση με ατμό συνήθως χρησιμοποιεί περίσσεια H2O. Επιπρόσθετο υδρογόνο μπορεί να ανακτηθεί από τον ατμό χρησιμοποιώντας μονοξείδιο του άνθρακα μέσω μιας αντίδρασης μετατόπισης αερίου νερού, ειδικά χρησιμοποιώντας έναν καταλύτη οξειδίου του σιδήρου. Αυτή η αντίδραση είναι επίσης μια κοινή βιομηχανική πηγή διοξειδίου του άνθρακα:

CO + H2O → CO2 + H2

Άλλες σημαντικές μέθοδοι για το Η2 περιλαμβάνουν τη μερική οξείδωση των υδρογονανθράκων:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Και η αντίδραση άνθρακα, η οποία μπορεί να χρησιμεύσει ως προοίμιο για την αντίδραση μετατόπισης που περιγράφεται παραπάνω:

C + H2O → CO + H2

Μερικές φορές το υδρογόνο παράγεται και καταναλώνεται στην ίδια βιομηχανική διαδικασία, χωρίς διαχωρισμό. Στη διαδικασία Haber για την παραγωγή αμμωνίας, το υδρογόνο παράγεται από φυσικό αέριο. Η ηλεκτρόλυση διαλύματος άλατος για την παραγωγή χλωρίου παράγει επίσης υδρογόνο ως υποπροϊόν.

μεταλλικό οξύ

Στο εργαστήριο, το Η2 συνήθως παράγεται με την αντίδραση αραιωμένων μη οξειδωτικών οξέων με ορισμένα αντιδραστικά μέταλλα όπως ο ψευδάργυρος με μια συσκευή Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Το αλουμίνιο μπορεί επίσης να παράγει Η2 όταν υποβάλλεται σε επεξεργασία με βάσεις:

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

Η ηλεκτρόλυση του νερού είναι ένας απλός τρόπος παραγωγής υδρογόνου. Ένα ρεύμα χαμηλής τάσης ρέει μέσω του νερού και το αέριο οξυγόνο παράγεται στην άνοδο ενώ το αέριο υδρογόνο παράγεται στην κάθοδο. Συνήθως, η κάθοδος είναι κατασκευασμένη από πλατίνα ή άλλο αδρανές μέταλλο για την παραγωγή υδρογόνου για αποθήκευση. Εάν, ωστόσο, το αέριο πρόκειται να καεί in situ, η παρουσία οξυγόνου είναι επιθυμητή για την προώθηση της καύσης, και επομένως και τα δύο ηλεκτρόδια θα είναι κατασκευασμένα από αδρανή μέταλλα. (Για παράδειγμα, ο σίδηρος οξειδώνεται και επομένως μειώνει την ποσότητα του οξυγόνου που απελευθερώνεται). Η θεωρητική μέγιστη απόδοση (ηλεκτρισμός που χρησιμοποιείται σε σχέση με την ενεργειακή αξία του παραγόμενου υδρογόνου) κυμαίνεται από 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Ένα κράμα αλουμινίου και γαλλίου με τη μορφή κόκκων που προστίθενται στο νερό μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή υδρογόνου. Αυτή η διαδικασία παράγει επίσης αλουμίνα, αλλά το ακριβό γάλλιο, το οποίο εμποδίζει το σχηματισμό δέρματος οξειδίου στα σφαιρίδια, μπορεί να επαναχρησιμοποιηθεί. Αυτό έχει σημαντικές πιθανές επιπτώσεις για την οικονομία του υδρογόνου, καθώς το υδρογόνο μπορεί να παραχθεί τοπικά και δεν χρειάζεται να μεταφερθεί.

Θερμοχημικές ιδιότητες

Υπάρχουν περισσότεροι από 200 θερμοχημικοί κύκλοι που μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τον διαχωρισμό του νερού, περίπου δώδεκα από αυτούς τους κύκλους, όπως ο κύκλος οξειδίου του σιδήρου, ο κύκλος οξειδίου του δημητρίου (IV), ο κύκλος οξειδίου του δημητρίου (III), οξείδιο ψευδαργύρου-ψευδαργύρου Ο κύκλος του ιωδίου του θείου, ο κύκλος του χαλκού και του υβριδικού κύκλου χλωρίου και θείου βρίσκονται υπό έρευνα και δοκιμές για την παραγωγή υδρογόνου και οξυγόνου από νερό και θερμότητα χωρίς τη χρήση ηλεκτρισμού. Ορισμένα εργαστήρια (συμπεριλαμβανομένων εκείνων στη Γαλλία, τη Γερμανία, την Ελλάδα, την Ιαπωνία και τις ΗΠΑ) αναπτύσσουν θερμοχημικές μεθόδους για την παραγωγή υδρογόνου από ηλιακή ενέργεια και νερό.

Αναερόβια διάβρωση

Κάτω από αναερόβιες συνθήκες, τα κράματα σιδήρου και χάλυβα οξειδώνονται αργά από πρωτόνια νερού ενώ ανάγεται σε μοριακό υδρογόνο (Η2). Η αναερόβια διάβρωση του σιδήρου οδηγεί πρώτα στο σχηματισμό υδροξειδίου του σιδήρου (πράσινη σκουριά) και μπορεί να περιγραφεί με την ακόλουθη αντίδραση: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Με τη σειρά του, υπό αναερόβιες συνθήκες, το υδροξείδιο του σιδήρου (Fe (OH) 2) μπορεί να οξειδωθεί από πρωτόνια νερού για να σχηματίσει μαγνητίτη και μοριακό υδρογόνο. Αυτή η διαδικασία περιγράφεται από την αντίδραση Shikorra: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 υδροξείδιο του σιδήρου → μαγνήσιο + νερό + υδρογόνο. Ο καλά κρυσταλλωμένος μαγνητίτης (Fe3O4) είναι θερμοδυναμικά πιο σταθερός από το υδροξείδιο του σιδήρου (Fe(OH)2). Αυτή η διαδικασία συμβαίνει κατά τη διάρκεια της αναερόβιας διάβρωσης του σιδήρου και του χάλυβα σε ανοξικά υπόγεια ύδατα και όταν τα εδάφη ανακτώνται κάτω από τον υδροφόρο ορίζοντα.

Γεωλογική προέλευση: αντίδραση σερπεντινοποίησης

Ελλείψει οξυγόνου (O2) στις βαθιές γεωλογικές συνθήκες που επικρατούν μακριά από την ατμόσφαιρα της Γης, το υδρογόνο (H2) σχηματίζεται κατά τη σερπεντινίωση με αναερόβια οξείδωση από πρωτόνια νερού (H+) πυριτικού σιδήρου (Fe2+) που υπάρχει στο κρυσταλλικό πλέγμα του φαγιαλίτη. (Fe2SiO4, ορυκτό ολιβίνη -αδένας). Η αντίστοιχη αντίδραση που οδηγεί στο σχηματισμό μαγνητίτη (Fe3O4), χαλαζία (SiO2) και υδρογόνου (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 φαγιαλίτη + νερό → μαγνητίτης + χαλαζίας + υδρογόνο. Αυτή η αντίδραση μοιάζει πολύ με την αντίδραση Shikorra που παρατηρείται στην αναερόβια οξείδωση του υδροξειδίου του σιδήρου σε επαφή με το νερό.

Σχηματισμός σε μετασχηματιστές

Από όλα τα επικίνδυνα αέρια που παράγονται στους μετασχηματιστές ισχύος, το υδρογόνο είναι το πιο κοινό και παράγεται στην πλειονότητα των βλαβών. Έτσι, ο σχηματισμός υδρογόνου είναι ένα πρώιμο σημάδι σοβαρών προβλημάτων στον κύκλο ζωής ενός μετασχηματιστή.

Εφαρμογές

Κατανάλωση σε διάφορες διαδικασίες

Απαιτούνται μεγάλες ποσότητες Η2 στις βιομηχανίες πετρελαίου και χημικών. Η μεγαλύτερη χρήση του Η2 είναι για την επεξεργασία («αναβάθμιση») ορυκτών καυσίμων και για την παραγωγή αμμωνίας. Στα πετροχημικά εργοστάσια, το Η2 χρησιμοποιείται στην υδροαποαλκυλίωση, την υδροαποθείωση και την υδροπυρόλυση. Το H2 έχει πολλές άλλες σημαντικές χρήσεις. Το Η2 χρησιμοποιείται ως παράγοντας υδρογόνωσης, ιδιαίτερα για την αύξηση του επιπέδου κορεσμού των ακόρεστων λιπών και ελαίων (που βρίσκονται σε προϊόντα όπως η μαργαρίνη) και στην παραγωγή μεθανόλης. Είναι επίσης πηγή υδρογόνου για την παραγωγή υδροχλωρικού οξέος. Το Η2 χρησιμοποιείται επίσης ως αναγωγικός παράγοντας για μεταλλεύματα μετάλλων. Το υδρογόνο είναι εξαιρετικά διαλυτό σε πολλές σπάνιες γαίες και μέταλλα μετάπτωσης και είναι διαλυτό τόσο σε νανοκρυσταλλικά όσο και σε άμορφα μέταλλα. Η διαλυτότητα του υδρογόνου στα μέταλλα εξαρτάται από τοπικές παραμορφώσεις ή ακαθαρσίες στο κρυσταλλικό πλέγμα. Αυτό μπορεί να είναι χρήσιμο όταν το υδρογόνο καθαρίζεται περνώντας μέσα από θερμούς δίσκους παλλαδίου, αλλά η υψηλή διαλυτότητα του αερίου είναι ένα μεταλλουργικό πρόβλημα που ευθραυστεύει πολλά μέταλλα, περιπλέκοντας το σχεδιασμό αγωγών και δεξαμενών αποθήκευσης. Εκτός από το ότι χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο, το H2 έχει ένα ευρύ φάσμα εφαρμογών στη φυσική και τη μηχανική. Χρησιμοποιείται ως προστατευτικό αέριο σε μεθόδους συγκόλλησης όπως η συγκόλληση με ατομικό υδρογόνο. Το H2 χρησιμοποιείται ως ψυκτικό ρότορα σε ηλεκτρικές γεννήτριες σε σταθμούς ηλεκτροπαραγωγής επειδή έχει την υψηλότερη θερμική αγωγιμότητα από οποιοδήποτε αέριο. Το υγρό Η2 χρησιμοποιείται στην κρυογονική έρευνα, συμπεριλαμβανομένης της έρευνας για την υπεραγωγιμότητα. Επειδή το H2 είναι ελαφρύτερο από τον αέρα, με λίγο περισσότερο από το 1/14 της πυκνότητας του αέρα, κάποτε χρησιμοποιήθηκε ευρέως ως ανυψωτικό αέριο σε μπαλόνια και αερόπλοια. Σε νεότερες εφαρμογές, το υδρογόνο χρησιμοποιείται σκέτο ή αναμεμειγμένο με άζωτο (μερικές φορές ονομάζεται αέριο σχηματισμού) ως αέριο ανίχνευσης για άμεση ανίχνευση διαρροών. Το υδρογόνο χρησιμοποιείται στις βιομηχανίες αυτοκινήτων, χημικών, ενέργειας, αεροδιαστημικής και τηλεπικοινωνιών. Το υδρογόνο είναι ένα επιτρεπόμενο πρόσθετο τροφίμων (Ε 949) που επιτρέπει τη δοκιμή διαρροής τροφίμων, μεταξύ άλλων αντιοξειδωτικών ιδιοτήτων. Τα σπάνια ισότοπα υδρογόνου έχουν επίσης συγκεκριμένες εφαρμογές. Το δευτέριο (υδρογόνο-2) χρησιμοποιείται σε εφαρμογές πυρηνικής σχάσης ως αργός συντονιστής νετρονίων και σε αντιδράσεις πυρηνικής σύντηξης. Οι ενώσεις του δευτερίου χρησιμοποιούνται στον τομέα της χημείας και της βιολογίας στη μελέτη των ισοτοπικών επιδράσεων της αντίδρασης. Το τρίτιο (υδρογόνο-3), που παράγεται σε πυρηνικούς αντιδραστήρες, χρησιμοποιείται στην κατασκευή βομβών υδρογόνου, ως δείκτης ισοτόπων στις βιολογικές επιστήμες και ως πηγή ακτινοβολίας σε φωτεινά χρώματα. Η θερμοκρασία τριπλού σημείου του υδρογόνου ισορροπίας είναι το καθοριστικό σταθερό σημείο στην κλίμακα θερμοκρασίας ITS-90 στα 13,8033 Kelvin.

Ψυκτικό μέσο

Το υδρογόνο χρησιμοποιείται συνήθως σε σταθμούς ηλεκτροπαραγωγής ως ψυκτικό μέσο στις γεννήτριες λόγω μιας σειράς ευνοϊκών ιδιοτήτων που είναι άμεσο αποτέλεσμα των ελαφρών διατομικών μορίων του. Αυτά περιλαμβάνουν τη χαμηλή πυκνότητα, το χαμηλό ιξώδες και την υψηλότερη ειδική θερμική ικανότητα και θερμική αγωγιμότητα από οποιοδήποτε αέριο.

Φορέας ενέργειας

Το υδρογόνο δεν είναι ενεργειακός πόρος, εκτός από το υποθετικό πλαίσιο των εμπορικών σταθμών ηλεκτροπαραγωγής σύντηξης που χρησιμοποιούν δευτέριο ή τρίτιο, μια τεχνολογία που αυτή τη στιγμή απέχει πολύ από την ώριμη. Η ενέργεια του Ήλιου προέρχεται από την πυρηνική σύντηξη του υδρογόνου, αλλά αυτή η διαδικασία είναι δύσκολο να επιτευχθεί στη Γη. Το στοιχειακό υδρογόνο από ηλιακές, βιολογικές ή ηλεκτρικές πηγές απαιτεί περισσότερη ενέργεια για την παραγωγή του από ό,τι χρειάζεται για να το κάψει, οπότε σε αυτές τις περιπτώσεις το υδρογόνο λειτουργεί ως φορέας ενέργειας, παρόμοια με μια μπαταρία. Το υδρογόνο μπορεί να ληφθεί από ορυκτές πηγές (όπως το μεθάνιο), αλλά αυτές οι πηγές είναι ανεξάντλητες. Η ενεργειακή πυκνότητα ανά μονάδα όγκου τόσο του υγρού υδρογόνου όσο και του συμπιεσμένου αερίου υδρογόνου σε οποιαδήποτε πρακτικά επιτεύξιμη πίεση είναι σημαντικά μικρότερη από τις συμβατικές πηγές ενέργειας, αν και η ενεργειακή πυκνότητα ανά μονάδα μάζας καυσίμου είναι υψηλότερη. Ωστόσο, το στοιχειακό υδρογόνο έχει συζητηθεί ευρέως στο ενεργειακό πλαίσιο ως πιθανός μελλοντικός φορέας ενέργειας σε ολόκληρη την οικονομία. Για παράδειγμα, η δέσμευση CO2 ακολουθούμενη από δέσμευση και αποθήκευση άνθρακα θα μπορούσε να γίνει στο σημείο παραγωγής H2 από ορυκτά καύσιμα. Το υδρογόνο που χρησιμοποιείται στις μεταφορές θα καίγεται σχετικά καθαρά, με ορισμένες εκπομπές NOx αλλά όχι εκπομπές άνθρακα. Ωστόσο, το κόστος υποδομής που σχετίζεται με την πλήρη μετατροπή σε οικονομία υδρογόνου θα είναι σημαντικό. Οι κυψέλες καυσίμου μπορούν να μετατρέψουν το υδρογόνο και το οξυγόνο απευθείας σε ηλεκτρική ενέργεια πιο αποτελεσματικά από τους κινητήρες εσωτερικής καύσης.

βιομηχανία ημιαγωγών

Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για τον κορεσμό των κρεμαμένων δεσμών του άμορφου πυριτίου και του άμορφου άνθρακα, το οποίο βοηθά στη σταθεροποίηση των ιδιοτήτων του υλικού. Είναι επίσης ένας πιθανός δότης ηλεκτρονίων σε διάφορα υλικά οξειδίων, όπως ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 και Sr.Zr.

βιολογικές αντιδράσεις

Το Η2 είναι προϊόν ορισμένων τύπων αναερόβιου μεταβολισμού και παράγεται από αρκετούς μικροοργανισμούς, συνήθως μέσω αντιδράσεων που καταλύονται από ένζυμα που περιέχουν σίδηρο ή νικέλιο που ονομάζονται υδρογονάσες. Αυτά τα ένζυμα καταλύουν μια αναστρέψιμη αντίδραση οξειδοαναγωγής μεταξύ του Η2 και των δύο πρωτονίων και δύο συστατικών ηλεκτρονίων του. Η δημιουργία αερίου υδρογόνου συμβαίνει με τη μεταφορά αναγωγικών ισοδυνάμων που παράγονται από τη ζύμωση του πυροσταφυλικού άλατος στο νερό. Ο φυσικός κύκλος παραγωγής και κατανάλωσης υδρογόνου από τους οργανισμούς ονομάζεται κύκλος του υδρογόνου. Η διάσπαση του νερού, η διαδικασία με την οποία το νερό διασπάται στα συστατικά του πρωτόνια, ηλεκτρόνια και οξυγόνο, συμβαίνει σε αντιδράσεις φωτός σε όλους τους φωτοσυνθετικούς οργανισμούς. Μερικοί τέτοιοι οργανισμοί, συμπεριλαμβανομένων των φυκών Chlamydomonas Reinhardtii και των κυανοβακτηρίων, έχουν εξελιχθεί σε ένα δεύτερο στάδιο στις σκοτεινές αντιδράσεις στις οποίες τα πρωτόνια και τα ηλεκτρόνια ανάγεται για να σχηματίσουν αέριο Η2 από εξειδικευμένες υδρογονάσες στον χλωροπλάστε. Έχουν γίνει προσπάθειες να τροποποιηθούν γενετικά οι κυανοβακτηριακές υδράσες για την αποτελεσματική σύνθεση αερίου Η2 ακόμη και παρουσία οξυγόνου. Έχουν γίνει επίσης προσπάθειες χρησιμοποιώντας γενετικά τροποποιημένα φύκια σε βιοαντιδραστήρα.

Ξεκινώντας να εξετάζουμε τις χημικές και φυσικές ιδιότητες του υδρογόνου, θα πρέπει να σημειωθεί ότι στη συνήθη κατάσταση, αυτό το χημικό στοιχείο είναι σε αέρια μορφή. Το άχρωμο αέριο υδρογόνο είναι άοσμο και άγευστο. Για πρώτη φορά, αυτό το χημικό στοιχείο ονομάστηκε υδρογόνο από τον επιστήμονα A. Lavoisier που πραγματοποίησε πειράματα με το νερό, σύμφωνα με τα αποτελέσματα των οποίων, η παγκόσμια επιστήμη έμαθε ότι το νερό είναι ένα πολυσυστατικό υγρό, το οποίο περιλαμβάνει Υδρογόνο. Αυτό το γεγονός συνέβη το 1787, αλλά πολύ πριν από αυτή την ημερομηνία, το υδρογόνο ήταν γνωστό στους επιστήμονες με την ονομασία «καύσιμο αέριο».

Υδρογόνο στη φύση

Σύμφωνα με τους επιστήμονες, το υδρογόνο βρίσκεται στον φλοιό της γης και στο νερό (περίπου το 11,2% του συνολικού όγκου του νερού). Αυτό το αέριο είναι μέρος πολλών ορυκτών που η ανθρωπότητα εξάγει από τα έγκατα της γης εδώ και αιώνες. Εν μέρει, οι ιδιότητες του υδρογόνου είναι χαρακτηριστικές του πετρελαίου, των φυσικών αερίων και του αργίλου, για ζωικούς και φυτικούς οργανισμούς. Αλλά στην καθαρή του μορφή, δηλαδή, όχι σε συνδυασμό με άλλα χημικά στοιχεία του περιοδικού πίνακα, αυτό το αέριο είναι εξαιρετικά σπάνιο στη φύση. Αυτό το αέριο μπορεί να διαφύγει στην επιφάνεια της γης κατά τη διάρκεια ηφαιστειακών εκρήξεων. Το ελεύθερο υδρογόνο υπάρχει σε ίχνη στην ατμόσφαιρα.

Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου

Δεδομένου ότι οι χημικές ιδιότητες του υδρογόνου δεν είναι ομοιόμορφες, αυτό το χημικό στοιχείο ανήκει τόσο στην ομάδα I του συστήματος Mendeleev όσο και στην ομάδα VII του συστήματος. Ως εκπρόσωπος της πρώτης ομάδας, το υδρογόνο είναι στην πραγματικότητα ένα αλκαλιμέταλλο που έχει κατάσταση οξείδωσης +1 στις περισσότερες από τις ενώσεις στις οποίες περιλαμβάνεται. Το ίδιο σθένος είναι χαρακτηριστικό του νατρίου και άλλων αλκαλιμετάλλων. Λόγω αυτών των χημικών ιδιοτήτων, το υδρογόνο θεωρείται ότι είναι ένα στοιχείο παρόμοιο με αυτά τα μέταλλα.

Αν μιλάμε για υδρίδια μετάλλων, τότε το ιόν υδρογόνου έχει αρνητικό σθένος - η κατάσταση οξείδωσής του είναι -1. Το Na + H- κατασκευάζεται με τον ίδιο τρόπο όπως το χλωριούχο Na + Cl-. Αυτό το γεγονός είναι ο λόγος για την ανάθεση του υδρογόνου στην ομάδα VII του συστήματος Mendeleev. Το υδρογόνο, όντας σε κατάσταση μορίου, υπό την προϋπόθεση ότι βρίσκεται σε ένα συνηθισμένο περιβάλλον, είναι ανενεργό και μπορεί να συνδυαστεί μόνο με μη μέταλλα που είναι πιο ενεργά γι 'αυτό. Τέτοια μέταλλα περιλαμβάνουν το φθόριο, παρουσία φωτός, το υδρογόνο συνδυάζεται με το χλώριο. Εάν το υδρογόνο θερμανθεί, γίνεται πιο ενεργό, αντιδρώντας με πολλά στοιχεία του περιοδικού συστήματος του Mendeleev.

Το ατομικό υδρογόνο παρουσιάζει πιο ενεργές χημικές ιδιότητες από το μοριακό υδρογόνο. Τα μόρια οξυγόνου σχηματίζουν νερό - H2 + 1/2O2 = H2O. Όταν το υδρογόνο αλληλεπιδρά με τα αλογόνα, σχηματίζονται υδραλογονίδια H2 + Cl2 = 2HCl και το υδρογόνο εισέρχεται σε αυτήν την αντίδραση απουσία φωτός και σε αρκετά υψηλές αρνητικές θερμοκρασίες - έως - 252 ° C. Οι χημικές ιδιότητες του υδρογόνου καθιστούν δυνατή τη χρήση του για την αναγωγή πολλών μετάλλων, καθώς, όταν αντιδρά, το υδρογόνο απορροφά οξυγόνο από οξείδια μετάλλων, για παράδειγμα, CuO + H2 = Cu + H2O. Το υδρογόνο εμπλέκεται στο σχηματισμό αμμωνίας, αλληλεπιδρώντας με το άζωτο στην αντίδραση 3H2 + N2 = 2NH3, αλλά υπό την προϋπόθεση ότι χρησιμοποιείται καταλύτης και η θερμοκρασία και η πίεση αυξάνονται.

Μια ενεργειακή αντίδραση συμβαίνει όταν το υδρογόνο αλληλεπιδρά με το θείο στην αντίδραση H2 + S = H2S, η οποία οδηγεί σε υδρόθειο. Η αλληλεπίδραση του υδρογόνου με το τελλούριο και το σελήνιο είναι ελαφρώς λιγότερο ενεργή. Αν δεν υπάρχει καταλύτης, τότε αντιδρά με καθαρό άνθρακα, υδρογόνο μόνο υπό την προϋπόθεση ότι δημιουργούνται υψηλές θερμοκρασίες. 2H2 + C (άμορφο) = CH4 (μεθάνιο). Στη διαδικασία της δραστηριότητας υδρογόνου με ορισμένα αλκάλια και άλλα μέταλλα, λαμβάνονται υδρίδια, για παράδειγμα, H2 + 2Li = 2LiH.

Φυσικές ιδιότητες του υδρογόνου

Το υδρογόνο είναι μια πολύ ελαφριά χημική ουσία. Τουλάχιστον, οι επιστήμονες υποστηρίζουν ότι αυτή τη στιγμή δεν υπάρχει ελαφρύτερη ουσία από το υδρογόνο. Η μάζα του είναι 14,4 φορές ελαφρύτερη από τον αέρα, η πυκνότητά του είναι 0,0899 g/l στους 0°C. Σε θερμοκρασίες -259,1 ° C, το υδρογόνο είναι ικανό να λιώσει - αυτή είναι μια πολύ κρίσιμη θερμοκρασία, η οποία δεν είναι τυπική για τη μετατροπή των περισσότερων χημικών ενώσεων από τη μια κατάσταση στην άλλη. Μόνο ένα στοιχείο όπως το ήλιο υπερβαίνει τις φυσικές ιδιότητες του υδρογόνου από αυτή την άποψη. Η υγροποίηση του υδρογόνου είναι δύσκολη, αφού η κρίσιμη θερμοκρασία του είναι (-240°C). Το υδρογόνο είναι το πιο θερμοπαραγωγικό αέριο από όλα τα γνωστά στην ανθρωπότητα. Όλες οι ιδιότητες που περιγράφονται παραπάνω είναι οι πιο σημαντικές φυσικές ιδιότητες του υδρογόνου που χρησιμοποιούνται από τον άνθρωπο για συγκεκριμένους σκοπούς. Επίσης, αυτές οι ιδιότητες είναι οι πιο σχετικές για τη σύγχρονη επιστήμη.