Skystis

Vandenilis (Lat. Hidrinė.; reiškia simbolį H.) - pirmasis periodinės elementų sistemos elementas. Plačiai paplitusi. Labiausiai paplitusios vandenilio izotopų 1H - protonas. Nucleus 1 h savybės leidžia plačiai naudoti NMR spektroskopiją į organinių medžiagų analizę.

Trys vandenilio izotop turi savo vardus: 1 val. Dieta (h), 2 val. Deuterio (d) ir 3 val. - tritiumas (radioaktyvus) (t).

Paprasta medžiaga Vandenilis - H 2 - Šviesos bespalvės dujos. Mišinyje su oru arba deguonimi, degalais ir sprogmenimis. Ne toksiškas. Tirpsta etanolyje ir Roseetal: liaukos, nikelio, paladžio, platinos.

Istorija

Degių dujų atskyrimas į rūgščių ir metalų sąveiką buvo pastebėtas XVI ir XVII a. Chemijos, kaip mokslo formavimo aušros. Tiesiogiai nurodė jo ir Michailo Vasileich Lomonosovo paskirstymą, bet jau tikrai žino, kad tai buvo ne Phlogiston. Anglų fizikas ir chemikas Henry Cavendish tiria šią dujas 1766 m. Ir pavadino jį "degiu orą". Deginant "degus orą" davė vandenį, tačiau Cavendish Flogiston teorijos įsipareigojimas neleido jam priimti teisingų išvadų. Prancūzų chemikas Antoine Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Mesomy, naudojant specialius dujiniais, 1783 realizavo vandens sintezę, o po to jo analizė, skaidymo vandens garų karšto geležies. Taigi, jis nustatė, kad "degus oras" yra vandens dalis ir gali būti gaunama iš jo.

Pavadinimo kilmė

Lavoisier davė vandenilio pavadinimą Hydrogène - "Horning Water". Rusų pavadinimas "Vandenilis" pasiūlė chemikas MF Solovievas 1824 - analogija su Slomonosovsky "deguonies".

Paplitimas

Vandenilis yra labiausiai paplitęs visatos elementas. Tai sudaro apie 92% visų atomų (8% yra helio atomai, visų kitų elementų dalis yra mažesnė nei 0,1%). Taigi, vandenilis yra pagrindinė žvaigždžių ir tarpvalstybinių dujų dalis. STAR temperatūroje (pvz., Saulės paviršiaus temperatūra yra ~ 6000 ° C) vandenilis yra plazmos pavidalu, interjero erdvėje, šis elementas egzistuoja atskirų molekulių, atomų ir jonų forma ir gali būti forma Molekuliniai debesys, kurie žymiai skiriasi nuo dydžio, tankio ir temperatūros.

Žemės žievė ir gyvi organizmai

Vandenilio masės dalis žemės plutoje yra 1% - tai dešimtasis paplitimo elementas. Tačiau jo vaidmuo gamtoje nustatomas ne masė, o atomų skaičius, kurio dalis tarp likusių elementų yra 17% (antra vieta po deguonies, iš kurių atomų dalis yra ~ 52%). Todėl vandenilio vertė cheminiais procesais, atsiradusiais žemėje, yra beveik toks pat didelis kaip deguonis. Skirtingai nuo deguonies, kuris egzistuoja žemėje ir su tuo susijusiose, ir laisvose valstybėse, beveik visi vandenilis žemėje yra junginių pavidalu; Tik labai mažu vandenilio kiekiu paprastos medžiagos pavidalu yra atmosferoje (0,00005% tūrio).

Vandenilis yra beveik visų organinių medžiagų dalis ir yra visose gyvose ląstelėse. Alive ląstelės, kalbant apie atomus vandenilio sudaro beveik 50%.

Gauti

Pramoniniai metodai gauti paprastų medžiagų priklauso nuo to, kokia forma atitinkamas elementas yra gamtoje, tai yra, tai gali būti žaliavos jo paruošimui. Taigi, deguonies, esančios laisvoje būsenoje, gaunamas fizinis metodas - atskyrimas nuo skysto oro. Vandenilis yra beveik visiškai junginių pavidalu, todėl cheminiai metodai naudojami jį gauti. Visų pirma galima naudoti skilimo reakcijas. Vienas iš vandenilio gavimo būdų yra vandens skilimo reakcija elektros smūgiu.

Pagrindinis vandenilio gavimo būdas yra reakcija su metano vandeniu, kuris yra gamtinių dujų dalis. Jis atliekamas aukštoje temperatūroje (lengva įsitikinti, kad kai metanas eina, net ir verdančio vandens, jokios reakcijos):

CH4 + 2N 2 O \u003d CO 2 + 4N 2 -165 kJ

Laboratorijoje, nebūtinai natūralios žaliavos naudojamos paprastoms medžiagoms gauti, bet pasirinkti šaltinių medžiagas, kurių lengviau pasirinkti reikiamą medžiagą. Pavyzdžiui, laboratoriniame deguonyje nėra gaunamas iš oro. Tas pats pasakytina ir apie vandenilio paruošimą. Vienas iš laboratorinių metodų gaminant vandenilį, kuris kartais naudojamas pramonėje, yra vandens su elektriniu smūgiu.

Paprastai vandenilio laboratorijos gaunamos sąveikos su cinku su druskos rūgštimi.

Pramonėje. \\ T

1.Elektronizuoti vandeninius druskų tirpalus:

2nacl + 2H 2 o → H 2 + 2NAOH + CL 2

2. Paskirtis vandens garai virš karšto kokso esant maždaug 1000 ° C temperatūrai:

H 2 O + C? H 2 + CO

3. Su gamtinėmis dujomis.

Konversija su vandens garais:

CH4 + H 2 O? Co + 3H 2 (1000 ° C)

Katalizinis oksidavimas su deguonimi:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H 2

4. Angliavandenilių korekcija ir reformavimas naftos perdirbimo procese.

Laboratorijoje

1.Praskiestų rūgščių poveikis metalams. Atlikti tokią reakciją, cinko ir praskiestos druskos rūgšties dažniausiai naudojamas:

Zn + 2HCl → Zncl 2 + H 2

2.Kalcio sąveika su vandeniu:

CA + 2H 2 O → CA (OH) 2 + H 2

3.Hidrolizės hidridai:

Nah + h 2 o → naoh + h 2

4.Veiksmas Alkalis už cinko arba aliuminio:

2AL + 2NAOH + 6H 2 O → 2A + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Su elektrolizės pagalba. Su alkali arba rūgščių vandeninių tirpalų elektrolizės ant katodo, vandenilis yra išleistas, pavyzdžiui:

2H 3 O + + 2E - → H 2 + 2H 2 O

Fizinės savybės

Vandenilis gali egzistuoti dviejose formose (modifikacijose) - kaip orto ir parazodium. Ortodorodo molekulėje o.-H2 (m. Pl. -259,10 ° C, t. Kip. -252,56 ° C) branduolinės rankos yra vienodai (lygiagrečiai) ir pharalodorod p.-H2 (m. Pl. -259,32 ° C, t. Kip. -252,89 ° C) - priešingos vieni kitiems (anti-lygiagretūs). Pusiausvyros mišinys o.-H 2 I. p.-H 2 yra vadinama tam tikra temperatūra pusiausvyros vandenilis e.-H 2.

Padalinkite vandenilio kanademicidų pakeitimus su aktyviu kampu skystos azoto temperatūroje. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyros tarp ortopomijos ir vandeniui atsparios beveik siekiama pastarosios. 80 - maždaug 1: 1 formos santykio koeficiento santykio. Desorbuotas paralodas šildant virsta į ortodoksidą iki pusiausvyros formavimo kambario temperatūroje mišinio (Ortho-Steam: 75:25). Be katalizatoriaus transformacija vyksta lėtai (tarpžvaigždinės terpės sąlygomis - su būdingomis laikais, iki kosmologijos), todėl galima sužinoti individualių pakeitimų savybes.

Vandenilis - labiausiai šviesos, tai yra 1,5,5 karto. Akivaizdu, kad mažiau molekulių svoris, tuo didesnis jų greitis toje pačioje temperatūroje. Kaip paprasčiausias, vandenilio molekulės juda greičiau nei bet kurios kitos dujos molekulės, todėl greičiau gali perduoti šilumą iš vienos kūno į kitą. Iš to išplaukia, kad vandenilis turi didžiausią šiluminį laidumą tarp dujinių medžiagų. Jo šilumos laidumas yra maždaug septynis kartus didesnis nei šilumos laidumas ore.

Vandenilio molekulė DVOTOMEN - H 2. Esant normalioms sąlygoms, tai yra dujos be spalvos, kvapo ir skonio. Tankis 0,08987 g / l (N.u.), virimo temperatūra -252,76 ° C, specifinis šilumos deginimas 120,9 × 10 6 j / kg, mažumos vandenyje - 18,8 ml / l. Vandenilis yra gerai tirpsta daugelyje metalų (NI, PT, PDI dr.), Ypač paladiume (850 tūrio 1 PD tūrio). Vandenilio tirpumas metaluose yra susijęs su gebėjimu išsklaidyti per juos; Difuzija per karbonizuojamą lydinį (pvz., Plieną) kartais lydi lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglies (vadinamasis dekarbonizavimas). Praktiškai netirpsta.

Skystas vandenilisyra labai siauras temperatūros intervalas nuo -252,76 iki -259,2 ° C. Tai yra bespalvis skystis, labai lengvas (tankis -253 ° C 0,0708 g / cm 3) ir skystis (klampumas -253 ° C 13,8 Schuaz). Kritiniai vandenilio parametrai yra labai maža: temperatūra -240,2 ° C ir 12,8 atm. Tai paaiškina vandenilio gyvenamosios vietos sunkumus. Skystoje būsenoje pusiausvyros vandenilis susideda iš 99,79% PARA-H 2, 0,21% ORTO-H 2.

Kietas vandenilis, lydymo taškas -259,2 ° C, tankis 0,0807 g / cm 3 (ne -262 ° C) - sniego panašios masės, heksogoninės sinonijos kristalai, P6 / MMC erdvinės grupės, ląstelių parametrai a.=3,75 c.\u003d 6.12. Su aukštu slėgiu vandenilis patenka į metalinę būseną.

Izotopai

Vandenilis randamas trijų izotopų pavidalu, turinčiais individualius pavadinimus: 1 val. Dieta (H), 2 val. Deuterio (D), 3 val., Tritiumas (radioaktyvus) (T).

Dieta ir deuteris yra stabilūs izotopai su masės numeriais 1 ir 2. jų turinys gamtoje, yra atitinkamai 99,9885 ± 0,0070% ir 0,0115 ± 0,0070%. Šis santykis gali šiek tiek pasikeisti, priklausomai nuo vandenilio gamybos šaltinio ir metodo.

Vandenilio izotopai 3 h (tritiumas) yra nestabilus. Jo pusinės eliminacijos laikas yra 12,32 metų. "Trithium" yra labai mažais kiekiais.

Literatūroje taip pat pateikiami duomenys apie vandenilio izotopų su masės numeriais 4-7 ir pusę - 10 -22 - 10 -23 s.

Natūralus vandenilis susideda iš Molekulių H 2 ir HD (deuterinerija) 3200: 1 santykiu. Gryno deuterio vandenilio D 2 kiekis yra dar mažesnis. HD ir D 2 koncentracijų santykis, maždaug 6400: 1.

Iš visų cheminių elementų izotopų, fizinės ir cheminės vandenilio izotopų savybės labai skiriasi. Taip yra dėl didžiausių santykinių atomų masių pokyčių.

	Temperatūra lydymas K.	Temperatūra Virimas K.	Tripoe. taškas, K / kPa.	Kritiškai taškas, K / kPa.	Tankis. \\ T Skystas / dujas kg / m³.

Deuterium ir Tritium taip pat turi orto- ir parametrines: p.-D 2, o.-D 2, p.-T 2, o.-T 2. Heteroizotopo vandenilis (HD, HT, DT) neturi orto ir parametrų.

Cheminės savybės

Disoliuotų vandenilio molekulių dalis

Vandenilio molekulės H 2 yra gana patvari, ir tam, kad vandenilis patektų į reakciją, didelė energija turėtų būti išleista:

H 2 \u003d 2N - 432 kJ

Todėl įprastinėje temperatūroje vandenilis reaguoja su labai aktyviais metalais, pavyzdžiui, su kalcio, sudarančio kalcio hidridą:

CA + N 2 \u003d SAN 2

ir su vieninteliu ne metallolu - fluoru, formuojant fluoridą:

Su dauguma metalų ir nemetalų vandenilio reaguoja į aukštą temperatūrą arba su kitokiu poveikiu, pavyzdžiui, kai apšvietimas:

O 2 + 2n 2 \u003d 2n 2

Jis gali "atimti" deguonį nuo kai kurių oksidų, pavyzdžiui:

Cuo + h 2 \u003d cu + h 2 o

Įrašyta lygtis atspindi vandenilio mažinančias savybes.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Su halogenais sudaro halogeninės veislės:

F 2 + H 2 → 2HF, reakcija įeina su sprogimu tamsoje ir bet kokia temperatūra,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reakcija vyksta su sprogimu, tik šviesoje.

Su suodžiais sąveikauja su stipriu šildymu:

C + 2H 2 → CH 4

Sąveika su šarminiais ir vienkartiniais metalais

Kai sąveikaujate su aktyviais metalais, vandenilio formos hidridai:

2na + h 2 → 2nah

CA + H 2 → CAH 2

Mg + h 2 → MGH 2

Hidridai - Druskos, kietos medžiagos, lengvai hidrolizuota:

CAH 2 + 2H 2 O → CA (OH) 2 + 2H 2

Sąveika su metalų oksidais (paprastai D elementai)

Oksidai atkuriami metalams:

Cuo + h 2 → cu + h 2 o

FE 2 O 3 + 3H 2 → 2FE + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Organinių junginių hidrinimas

Molekulinė vandenilis yra plačiai naudojamas organinėje sintezėje, siekiant atkurti organinius junginius. Šie procesai vadinami reakcijos hidrinimas. Šios reakcijos atliekamos esant katalizatoriui padidintu slėgiu ir temperatūroje. Katalizatorius gali būti tiek homogeniškas (pvz., Katalizatorius Wilkinson) ir heterogeninis (pvz., Renae nikelis, paladis ant kampo).

Taigi, ypač su neprisotintų junginių kataliziniu hidrinimu, pvz., Alkenes ir alkinomis, prisotintos junginiai yra alkanės.

VandrOmonės geochemija

Nemokamas vandenilis H2 yra palyginti retai randamas žemės dujose, tačiau vandens pavidalu reikia labai svarbaus dalyvavimo geocheminiuose procesuose.

Vandenilio mineralai gali būti įtraukti į amonio jonų, hidroksilo jonų ir kristalinio vandens pavidalu.

Atmosferoje vandenilis yra nuolat susidaro dėl saulės spinduliuotės vandens skaidymo. Mažos masės, vandenilio molekulės turi didelį greitį difuzijos judėjimo (jis yra arti antrojo kosminio greičio) ir, patenka į viršutinius sluoksnius atmosferos, gali skristi į kosmosą.

Apyvartos savybės

Vandenilis su oro mišiniu sudaro sprogstamąjį mišinį - vadinamąjį žiurkių dujas. Ši dujos turi didžiausią sprogstamumą su vandenilio ir deguonies 2: 1, arba vandenilio ir oro kiekio maždaug 2: 5, nes deguonies ore yra apie 21%. Taip pat rodomas vandenilis. Skystas vandenilis, kai įeina į odą, gali sukelti sunkų šaltą.

Sprogstamosios vandenilio koncentracijos su deguonimi kyla nuo 4% iki 96% tūrinių. Su mišiniu su oru nuo 4% iki 75 (74)% tūrinių.

Ekonomika

Vandenilio kaina didelio masto tiekimo intervaluose yra 2-5 $ už kg.

Taikymas

Atominis vandenilis naudojamas atominiam vandenilio suvirinimui.

Chemijos pramonė

• Amoniako, metanolio, muilo ir plastikų gamyboje
• Margarino gamyboje iš skystų augalinių aliejų
• Įregistruota kaip maisto priedas E949. (Pakavimo dujos)

Maisto pramone

Aviacijos pramonė

Vandenilis yra labai plaučių ir ore visada pakyla. Kartą agentūroms ir balionams buvo užpildyti vandeniliu. Bet 30-aisiais. XX amžiuje Buvo kovotojas, kurio metu orlaiviai sprogo ir sudegino. Šiandien orlaiviai užpildo helio, nepaisant žymiai didesnių išlaidų.

Kuras. \\ T

Vandenilis naudojamas kaip raketų kuras.

Studijos vyksta ant vandenilio naudojimo kaip degalų keleivių ir sunkvežimių. Vandenilio varikliai neapima aplinkos ir skiria tik vandens garų.

Vandenio deguonies kuro elementuose vandenilis naudoja vandenilį tiesiogiai konvertuoti cheminės reakcijos energiją į elektros.

"Skystas vandenilis" ("FA") - skysta suvestinė vandenilio būklė, turinti mažą 0,07 g / cm pločio tankį, kurio kriogeninės savybės su užšalimo tašku yra 14,01 k (-259,14 ° C) ir virimo temperatūra 20.28 K (-252,87 ° C temperatūroje ). Tai bespalvis ne kvapas skystis, kuris, sumaišant su oru, nurodo sprogstamąsias medžiagas, kurių uždegimo koeficientas yra 4-75%. Skysto vandenilio izomerų spin santykis yra 99,79% -Patronage; 0,21% - stačiatikiai. Vandenilio išsiplėtimo koeficientas keičiant bendrą būseną ant dujų yra 848: 1 20 ° C temperatūroje.

Kalbant apie bet kokias kitas dujas, vandenilio suskystinimas sumažina jo tūrio sumažėjimą. Po suskystinimo, "LB" yra saugomi termiškai izoliuotuose konteineriuose esant slėgiui. Skystas vandenilis (ENG. Skystas vandenilis., Lh2., LH 2.) Tai aktyviai naudojamas pramonėje, kaip dujų saugojimo forma ir kosminėje studijoje, kaip raketų kuras.

Istorija

Pirmasis dokumentuotas dirbtinio aušinimo naudojimas 1756 buvo atliktas anglų mokslininkas William Cullen, Gaspar Monge pirmą kartą gavo skystos būklės sieros oksido 1784 m., Michael Faraday gavo suskystintą amoniaką, Amerikos išradėjas "Oliver Evans" pirmą kartą sukūrė šaldymo kompresorių 1805 m 1851 m. Jokūbo Perkins patentuotas aušinimo mašina 1834 m. Jono Gori pirmiausia JAV patentuota oro kondicionavimo sistema 1851 m. Werner Siemens pasiūlė regeneracinio aušinimo koncepciją 1857, Karl Linda patentuota įranga gauti skystą orą, naudojant kaskadą "JOULE - THOMSON išplėtimo efektas" ir regeneraciniu aušinimu 1876 m. 1885 m. Lenkijos gydytojas ir chemikas Zigmundo vro? Blavsky paskelbė kritinę vandenilio 33 k, kritinio slėgio 13,3 atm. ir virimo temperatūra yra 23 K. Forandy, James Dewar buvo suskystintas 1898 m., Naudojant regeneracinį aušinimą ir išradimą, Dewar Desig. 1929 m. Pauliaus Harek ir Karl Bonheffeph buvo atliktas pirmasis stabilaus izomero sintezė - Paravodorod - buvo atliktas Paul Harek ir Karl Bonheffeph.

Vandenilio sukimo izomerai

Vandenilio kambario temperatūroje daugiausia susideda iš nugaros izomero, ortodorodo. Po gamybos skysčio vandenilis yra metastable ir turi būti transformuotas į parafrogenų formą, kad būtų išvengta sprogios exoterminės reakcijos, kuri vyksta, kai jis keičiasi esant žemai temperatūrai. Transformacija į vandens fazę paprastai gaminamas naudojant tokius katalizatorius, pvz., Geležies oksidą, chromo oksidą, aktyvintą anglies dengtą platinos asbestą, retųjų žemių metalus arba naudojant urano arba nikelio priedus.

Naudojant. \\ T

Skystas vandenilis gali būti naudojamas kaip degalų saugojimo formai vidaus degimo varikliams ir kuro elementams. Įvairūs povandeniniai laivai (projektai "212a" ir "214", Vokietija) ir vandenilio transporto sąvokos buvo sukurtos naudojant šią vandenilio suvestinę formą (žr. "Deepc" arba "BMW H2R"). Atsižvelgiant į struktūrų artumo, įrangos kūrėjai "LB" gali naudoti arba keisti sistemas naudojant suskystintų gamtinių dujų ("SGD"). Tačiau dėl mažesnio tūrinio energijos tankio deginimui reikalingas didesnis vandenilio kiekis nei gamtinės dujos. Jei vietoj "SGD" varikliuose naudojamas skystas vandenilis, paprastai reikia sudėtingesnės kuro sistemos. Su tiesioginiu įpurškimu padidėję nuostoliai įleidimo kelyje sumažina cilindrų užpildymą.

Skystas vandenilis taip pat naudojamas neutronų neutronų sklaidos eksperimentuose. Neutronų masės ir vandenilio šerdis yra beveik lygūs, todėl efektyvus energijos keitimasis su elastiniu susidūrimu.

Privalumai

Naudojant vandenilio pranašumą yra jo naudojimo "nulinės emisijos". Jo sąveikos su oru produktas yra vanduo.

Kliūtys

Vienas litras "ZHV" sveria tik 0,07 kg. Tai yra, jo specifinis tankis yra 70,99 g / l ne 20 k. Skysto vandenilio reikia kriogeninių saugojimo technologijų, pvz., Specialių termiškai izoliuotų konteinerių ir reikalauja specialaus gydymo, kuris yra ypatingas visoms kriogeninėms medžiagoms. Šiuo atžvilgiu jis yra artimas skystam deguoniui, tačiau reikia didesnio atsargumo dėl gaisro pavojaus. Net ir konteinerių atveju su šiluminėmis izoliacija, sunku turėti žemos temperatūros, kuri yra reikalinga ją išsaugoti skystoje būsenoje (jis paprastai išgaruoja 1% per dieną greičiu). Dirbant, taip pat būtina laikytis įprastų saugos priemonių, dirbant su vandeniliu - visiškai šalta oro suskystinimui, kuris yra sprogmuo.

Raketų kuras

Skystas vandenilis yra dažnas raketų kuro komponentas, naudojamas reaktyviam nešiojamųjų raketų ir erdvėlaivių pagreitėjimui. Daugumoje skystų raketų variklių ant vandenilio jis pirmą kartą naudojamas regeneraciniam purkštuko ir kitų variklio dalių aušinimui, prieš sumaišant su oksiduojančiu agentu ir deginimu, kad susidarytų traukimas. Šiuolaikiniai varikliai, naudojami H 2 / O 2 komponentams, suvartoja degalų mišinį su vandeniliu, o tai sukelia tam tikrą nesudegusio vandenilio numerį išmetame. Be to, didinant konkretų km atstumu, dėl molekulinės masės sumažinimo, jis vis dar sumažina purkštuko ir degimo kameros eroziją.

Tokios kliūtys "HB" naudojimui kitose srityse kaip kriogeninis pobūdis ir mažas tankumas taip pat yra atgrasantis naudoti šiuo atveju. 2009 m. Yra tik vienas nešiklio raketas (RN "delta-4"), kuris yra visiškai vandenilio raketas. Iš esmės, "HB" yra naudojamas viršutiniuose etapuose raketų, arba ant blokų, kad didelė dalis darbo su naudingos apkrovos į kosmosą darbų atliekami vakuume. Kaip viena iš priemonių, kuriomis siekiama padidinti šio tipo kuro tankį, yra pasiūlymų dėl aliejinio vandenilio naudojimo, ty pusiau raugintos formos "FAI".

Vandenilis yra cheminis elementas su simboliu H ir atominis numeris 1. Standartinis atominis svoris apie 1,008, vandenilis yra lengviausias elementas periodinėje lentelėje. Jo mono viršotinė forma (h) yra labiausiai paplitusi cheminė medžiaga visatoje, sudarė apie 75% visos Barionių masės. Žvaigždės, daugiausia susideda iš vandenilio plazmoje. Dažniausias vandenilio izotopas, vadinamas sostine (šis pavadinimas retai naudojamas, simbolis 1H) turi vieną protoną ir vieną neutroną. Plačiai paplitusi atominio vandenilio išvaizda pirmą kartą įvyko rekombinacijos eroje. Su standartine temperatūra ir slėgis, vandenilis yra bespalvis, ne kvapas ir skonis, netoksiškos, nemetalinės, degios dioksido dujos su molekulinės formulės H2. Kadangi vandenilis lengvai sudaro kovalentines obligacijas su daugeliu metalinių elementų, dauguma vandenilio žemėje egzistuoja molekulinės formos, pavyzdžiui, vandens ar organinių junginių. Vandenilis atlieka ypač svarbų vaidmenį rūgšties šarminėmis reakcijomis, nes dauguma rūgščių reakcijų yra susijusi su protonais tarp tirpių molekulių. Joniniuose junginiuose vandenilis gali būti neigiamo krūvio formos (ty anijonas), o jis yra žinomas kaip hidridas, arba kaip teigiamai įkrautas (t. Y. Cation), H + simbolis nurodytas vaizdas. Vandenilio katijonas yra apibūdinamas kaip paprastas protonas, bet iš tiesų vandenilio katijonų joninėse jungtyse visada yra sudėtingesnės. Kaip vienintelis neutralus atomas, dėl kurio "Schrödininger" lygtis gali būti išspręsta analitiniu, vandeniliu (būtent, jo atomo energijos ir privalomo tyrimo) atliko pagrindinį vaidmenį kuriant kvantinę mechaniką. Iš pradžių vandenilio dujos buvo dirbtinai gautos XVI a. Pradžioje rūgščių reakcijos į metalus. 1766-81. Henry Cavendish buvo pirmasis pripažinti, kad vandenilio dujos yra atskira medžiaga, ir kad jis gamina vandenį deginant, kad jis būtų taip pavadintas: graikų vandeniliu reiškia "vandens gamintojas". Pramonės vandenilio gamyba daugiausia dėl garo transformacijos gamtinių dujų ir, mažiau tikėtina, su daugiau energijos intensyvių metodų, pavyzdžiui, vandens elektrolizės. Dauguma vandenilio yra naudojama šalia jo gamybos vietų, su dviem dažniausiais naudojimo būdais - iškastinio kuro apdorojimas (pavyzdžiui, hidrokrekingo) ir amoniako gamyba, daugiausia trąšų rinkoje. Vandenilis kelia susirūpinimą metalurgijoje, nes jis gali padaryti trapius daug metalų, kurie apsunkina vamzdynų ir talpyklų dizainą.

Savybės

Degimas. \\ T

Vandenilio dujos (dihidroferis arba molekulinė vandenilis) yra degi dujos, kurios dega ore labai plati koncentracija nuo 4% iki 75% tūrio. "Entalpy" deginimas yra 286 kJ / mol:

2 h2 (g) + o2 (g) → 2 h2O (l) + 572 kJ (286 kJ / mol)

Vandenilio dujos sudaro sprogius mišinius su oru koncentracijomis nuo 4 iki 74% ir su chloro koncentracija iki 5,95%. Sprogstamosios reakcijos gali būti sukeltos kibirkštys, šilta ar saulės šviesa. Vandenilio savaiminio užsidegimo temperatūra, spontaniško uždegimo temperatūra ore yra 500 ° C (932 ° F). Grynas vandenilio ir deguonies liepsnos skleidžia ultravioletinę spinduliuotę ir su dideliu deguonies mišiniu yra beveik nematomas plika akimi, kaip rodo silpnas pagrindinio kosminio autobuso variklio kabelis, lyginant su gerai matomu kosminiu kosminiu kieto raketų armatūros, kuris Naudoja amonio perchlorato sudėtinį. Jei norite aptikti degimo vandenilio nuotėkį, gali prireikti liepsnos detektoriui; Tokie nuotėkiai gali būti labai pavojingi. Vandenilio liepsna kitomis sąlygomis yra mėlyna ir panaši į mėlyną gamtinių dujų liepsną. Airship "Hindenburg" mirtis yra liūdnai vandenilio deginimo pavyzdys, o byla vis dar aptariama. Matoma oranžinė liepsna šiame incidcijoje sukėlė vandenilio mišinio poveikis su deguonimi kartu su anglies junginiais. H2 reaguoja su kiekvienu oksiduojančiu elementu. Vandenilis gali būti spontaniškai reaguojant kambario temperatūroje su chloro ir fluoro, kad būtų sudarytos atitinkamos vandenilio halogenidai, vandenilio chloridas ir vandenilio fluoridas, kuris taip pat yra pavojingos rūgštys.

Elektronų energijos lygiai

Energijos lygis pagrindinės būklės vandenilio atomo yra -13,6 EV, kuris yra lygiavertis ultravioletiniam fotonui su maždaug 91 nm bangos ilgiu. Energijos lygiai vandenilio gali būti apskaičiuojamas sąžiningai tiksliai naudojant Borov modelį atomo, kuris konceptualizuoja elektroną kaip "orbitos" protoną analogiškai su žemės žemė orbitos. Tačiau atominis elektronas ir protonas laikomas kartu elektromagnetine jėga, o planetos ir dangaus objektai laikomi sunkiu. Dėl kampinio impulso diskretizavimo postuluoto ankstyvame kvantinį mechaniką, boro modelio elektronas gali užimti tik tam tikrus leistinus atstumus nuo protonų ir atitinkamai tik tam tikrų leistinų energijos. Tikslesnis vandenilio atomo aprašymas gaunamas iš grynai kvantinio mechaninio perdirbimo, kuriame naudojamas "Schrödining" lygtis, "Dirac" lygtis ar net "Fanman" integruota schema, skirta skaičiuoti elektronų tikimybės pasiskirstymo tankį aplink protoną. Sudėtingiausi apdorojimo metodai leidžia gauti nedidelį vakuumo reliatyvumo ir poliarizacijos teorijos poveikį. Kvantiniu apdirbimu, elektronas vandenilio atomo pagrindinės būsenos neturi jokio sukimosi sukimo momento, kuris iliustruoja, kaip "planetos orbita" skiriasi nuo elektronų judėjimo.

Elementarinės molekulinės formos. \\ T

Yra du skirtingi riekominių vandenilio molekulių sukimosi izomeras, kuris išsiskiria santykiniu jų branduolio sukimu. Į stačiatikių forma, dviejų protonų nugaros yra lygiagrečios ir sudaro tripleto būseną su molekuliniu sukimosi kvantiniu numeriu 1 (1/2 + 1/2); Parasodorodo pavidalu, anti-lygiagretės nugarą ir sudaro singletą su molekuliniu sukimosi kvantiniu skaičiumi 0 (1/2 1/2). Naudojant standartinę temperatūrą ir slėgį vandenilio dujoms yra apie 25% garų ir 75% orto formos, taip pat žinomas kaip "normali forma". Ortodorodo pusiausvyros santykis su paramodoro priklauso nuo temperatūros, tačiau nuo orto formos yra susijaudinusi būsena ir turi didesnę energiją nei garai, jis yra nestabilus ir negali būti valomas. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyros būsena yra beveik vien tik nuo garų formos. Gryno paravodorodo skysčio ir dujų fazės šiluminės savybės labai skiriasi nuo įprastos formos savybių dėl sukimosi šilumos dangtelių skirtumų, kurie išsamiau aptariami vandenilio sukimosi izomeruose. Orto / suporuotas skirtumas taip pat randamas kitose vandenilio turinčiose molekulių ar funkcinių grupių, tokių kaip vanduo ir metileno, tačiau ji turi mažą vertę jų šiluminės savybės. Noncatalizuotas sujungimas tarp garų ir ORO H2 padidina didėjančią temperatūrą; Taigi, greitai kondensuotas H2 yra dideli kiekiai ortogoninė forma didelės energijos, kuri yra labai lėtai konvertuojama į para-formą. Orto / poros koeficientas kondensuotoje H2 yra svarbus skysto vandenilio paruošimo ir saugojimo veiksnys: arba į garo transformacija yra exothermic ir suteikia pakankamai šilumos, kad išgaruotų vandenilio skysčio dalį, kuri sukelia suskystintų medžiagų praradimą . Katalizatoriai orto-para-konversijos, pavyzdžiui, geležies oksido, aktyvuota anglies, padengtas asbesto, retųjų žemių metalų, urano junginių, chromo oksido arba kai nikelio junginiai yra naudojami, kai aušinamas vandenilis.

Fazė. \\ T

Dujinis vandenilis

Skystas vandenilis

Pašalintas vandenilis

Sunkus vandenilis

Metalo vandenilis

Ryšiai

Kolalentiniai ir organiniai junginiai

Nors H2 nėra labai reaguojantys standartinėmis sąlygomis, ji sudaro ryšius su daugeliu elementų. Vandenilis gali sudaryti junginius su elementais, kurie yra labiau elektroniniai, pvz., Halogenai (pvz., F, Cl, Br, I) arba deguonimi; Šiuose junginiuose vandenilis užima dalinį teigiamą mokestį. Kai surišimas į fluoro, deguonies ar azoto, vandenilis gali dalyvauti nesąmoningas komunikacijos vidutinės galios su kitų panašių molekulių vandenilio forma, reiškinys, vadinamas vandenilio jungtimi, kuris yra labai svarbus daugelio biologinių molekulių stabilumui. Vandenilis taip pat sudaro junginius su mažiau elektronifikuojamų elementų, pavyzdžiui, metalų ir metaloidų, kur ji užima dalinį neigiamą mokestį. Šie junginiai dažnai vadinami hidridais. Vandenilis sudaro platų junginių su anglies, vadinamų angliavandenilių, ir net didesniu daugybe junginių - su heteroatomais, kurie dėl jų bendrojo ryšio su gyvais tvariniais, yra vadinami organinių junginių. Jų savybių tyrimas yra įtrauktas į organinę chemiją, o jų tyrimai gyvų organizmų kontekste yra žinomas kaip biochemija. Pagal kai kurias apibrėžimus "ekologiški" junginiai turi būti tik anglies. Tačiau dauguma jų taip pat yra vandenilio, ir kadangi tai yra anglies vandenilio jungtis, kuri suteikia šią junginių klasę didžioji jų specifinių cheminių charakteristikų, anglies vandenilio obligacijos reikalingos kai kuriuose žodžio "Organic" chemijos apibrėžimuose. Milijonai angliavandenilių yra žinoma, ir jie paprastai suformuoti sudėtingų sintetinių maršrutų, kurie retai įtraukia elementarią vandenilį.

Hidridai

Vandenilio junginiai dažnai vadinami hidridais. Terminas "hidridas" rodo, kad ATOM N įgijo neigiamą arba anijoninį charakterį, nurodytą H- ir yra naudojamas, kai vandenilis sudaro junginį su daugiau elektros elemento. 1916 m. Gilbert N. Lewis pasiūlė hidrido anijoniją, skirtą vieninteliam 1 ir 2 grupės hidridams, buvo įrodytas Moers 1920 m. Išlydytos ličio hidrido (LIH) elektrolizė, gaminanti stechiometrinį vandenilio kiekį anodas. Dėl 1 ir 2 grupės metalų hidridų šis terminas yra klaidinantis, atsižvelgiant į mažą vandenilio elektroninį reguliavimą. 2 grupės hidridų išimtis yra polimeras. Ličio aliuminio hidrido, ALH-4 anijonas turi hidrido centrus, tvirtai pritvirtintus prie AL (III). Nors hidridai gali sudaryti beveik visuose pagrindinės grupės elementais, galimų junginių skaičius ir derinys labai skiriasi; Pavyzdžiui, daugiau nei 100 dvejetainių grūdų hidridai yra žinomi ir tik vienas dvejetainis aliuminio hidridas. Indijos dvejetainis hidridas dar nėra nustatytas, nors yra didelių kompleksų. Neorganinėje chemijoje hidridai taip pat gali būti tiltantys ligandai, kurie jungiasi su dviem metaliniu centru koordinavimo komplekse. Ši funkcija yra ypač charakteristika elementų 13 grupės, ypač graikininkų (boro hidridų) ir aliuminio kompleksų, taip pat grupuotėje skyduose.

Protonai ir rūgštys

Vandenilio oksidacija pašalina jo elektroną ir suteikia H +, kuriame nėra elektronų ir branduolio, kuris paprastai susideda iš vieno protono. Štai kodėl H + dažnai vadinamas protonu. Ši rūšis yra centrinė rūgšties diskusija. Pagal šarvuoto popieriaus teoriją rūgštys yra protonų donorai, o bazės yra protonų suvartoja. Nuogas protonas, H +, negali egzistuoti tirpalu arba joniniais kristalais dėl to, kad jis yra nenugalimas prie kitų atomų ar molekulių su elektronais. Išskyrus didelę su plazmoje su plazmoje, tokie protonai negali būti pašalinti iš atomų ir molekulių debesų ir išliks su jais. Tačiau terminas "PROTON" kartais naudojamas metaforiškai paskirti teigiamai įkrautą ar katijoninį vandenilį, pritvirtintą prie kitų rūšių, ir kaip tokia, kaip nurodyta "H +" be jokios prasmės, kad bet kokie individualūs protonai yra laisvai kaip vaizdas. Siekiant išvengti nuogas "Solvated Proton" išvaizdos tirpale, kartais manoma, kad rūgštiniams vandeniniams tirpalams yra mažiau tikėtinų fiktyvių rūšių, vadinamų "hidronio jonų" (H 3O +). Tačiau net ir šiuo atveju tokie tirpikliai vandenilio katijonai yra realistiškai suvokiami kaip organizuoti klasteriai, kurie sudaro vaizdus arti H 9O + 4. Kiti ookonio jonai aptinkami, kai vanduo yra rūgštame tirpale su kitais tirpikliais. Nepaisant jo egzotiškumo žemėje, vienas iš labiausiai paplitusių jonų visatoje yra H + 3, žinomas kaip protonizuotas molekulinė vandenilis arba trihidrogenas.

Izotopai

Vandenilis turi tris natūralius izotopus, nurodytus 1H, 2 val. Ir 3H. Kiti, stipriai nestabilūs branduoliai (nuo 4h iki 7 val.) Buvo sintetinami laboratorijoje, tačiau nebuvo pastebėta gamtoje. 1H yra labiausiai paplitęs vandenilio izotopas, kurio paplitimas yra didesnis nei 99,98%. Kadangi šio izotopo esmė susideda iš tik vieno protono, jis yra aprašomasis, bet retai naudojami formalūs principai. 2H, kitas stabilus vandenilio izotopas yra žinomas kaip deuteris ir yra vienas protonas ir vienas neutronas branduolyje. Manoma, kad visi deuterio visatoje buvo pagaminta per didelį sprogimą ir egzistuoja nuo to laiko iki šiol. Deuteris nėra radioaktyvus elementas ir nėra didelės toksiškumo pavojaus. Vanduo, praturtintas molekulėmis, kurios yra deuterio vietoj normalaus vandenilio, vadinama sunkiu vandeniu. Deuterio ir jo junginiai naudojami kaip nerašytikai etiketės cheminių eksperimentų ir tirpiklių 1H-NMR spektroskopijai. Sunkusis vanduo naudojamas kaip neutroninis retarderis ir aušinimo skystis branduoliniams reaktoriams. Deuterium taip pat yra potencialus kuras komercinei branduolinei sintezei. 3H yra žinomas kaip tritiumas ir yra vienas protonas ir du neutronai branduolyje. Jis yra radioaktyvus, patenka į Helio-3 per beta lūžimą su puse gyvenimo 12,32 metų. Jis yra toks radioaktyvus, kad jis gali būti naudojamas šviesos dažų, todėl naudinga gaminti, pavyzdžiui, valandas su šviesos ratuku. Stiklas apsaugo nedidelį kiekį spinduliuotės. Nedidelis tritis yra suformuotas natūraliai kosminių spindulių su atmosferos dujų sąveika; Trithiumas taip pat buvo išleistas branduolinių ginklų bandymuose. Jis naudojamas branduolinės sintezės reakcijose kaip izotopo geochemijos rodiklis ir specializuoti apšvietimo įtaisai su autonomine galia. Trithiumas taip pat buvo naudojamas cheminio ir biologinio ženklinimo eksperimentuose kaip radioaktyvioji etiketė. Vandenilis yra vienintelis elementas, turintis skirtingus savo izotopų pavadinimus, kurie yra plačiai naudojami šiandien. Ankstyvo radioaktyvumo tyrimo metu buvo suteikta įvairių sunkiųjų radioaktyviųjų izotopų, tačiau tokie pavadinimai nebenaudojami, išskyrus deuterio ir tritio išimtį. S simboliai D ir T (vietoj 2H ir 3H) kartais naudojami deuteriui ir tritiumui, tačiau atitinkamas simbolis P dalis jau naudojamas fosforo ir todėl nėra prieinama perėjimui. Savo nomenklatūros gairėse, tarptautinė sąjunga švarios ir taikomosios chemijos leidžia jums naudoti visus simbolius nuo D, T, 2H ir 3H, nors 2H ir 3H yra pageidautina. Egzotinis Muong atomas (MU simbolis), kurį sudaro antimuon ir elektronas, kartais laikomas šviesiu vandeniliu radioaktyviu dydžiu dėl masės skirtumo tarp antimuniono ir elektrono, kuris buvo atrastas 1960 m. Muono gyvenime, 2,2 μs, Muongas gali būti įtrauktas į tokius junginius kaip sienų chlorido (MUCL) arba natrio muiionidą (NAMU), panašų į vandenilio chlorido ir natrio hidrido.

Istorija

Atidarymas ir naudojimas

1671 m. Robert Boyle atidarė ir apibūdino geležies pjuvenų ir praskiedimo rūgščių reakciją, kuri veda į vandenilio dujinę. 1766 m. Henry Cavendish buvo pirmasis, kuris atpažins vandenilio dujas kaip atskirą medžiagą, paskambinusi šioms dujoms dėl metalo rūgšties reakcijos "Degios oro". Jis pasiūlė, kad "degi oras" iš tikrųjų buvo identiška hipotetinei medžiagai "Phlogiston" ir 1781 m. Dar kartą atrado, kad deginant dujas. Manoma, kad jis buvo tas, kuris atidarė vandenilį kaip elementą. 1783 m., Antoine lavoisier davė šį elementą pavadinimą vandenilio (nuo graikų ὑΔρο-hidro reiškia "vanduo" ir -γενής genai, o tai reiškia "kūrėjas"), kai jis ir Laplase atkuria cavendish duomenis, kad vanduo susidaro degimo metu vandenilis. Lavoisier sukūrė vandenilį savo eksperimentams išsaugoti masę reaguojant garo srautą su metaliniu geležimi per kaitinamąją lempą, kaitinamą ugnyje. Anaerobinis geležies oksidavimas pagal vandenį aukštoje temperatūroje gali būti schematiškai atstovaujama pagal šių reakcijų rinkinį:

Fe + h2o → feo + h2

2 FE + 3 H2O → FE2O3 + 3 H2

3 FE + 4 H2O → FE3O4 + 4 H2

Daugelis metalų, tokių kaip cirkonio, yra panašios reakcijos su vandeniu, vedančiu į vandenilį. Vandenilis buvo suskystintas pirmą kartą James Dewar 1898 m. Naudojant regeneracinį aušinimą ir jo išradimą, vakuuminę kolbą. Kitais metais jis pagamino kietą vandenilį. Deuterium buvo aptikta 1931 m. Gruodžio mėn. Haroldo Jura, o Trithium buvo parengta 1934 m. Ernestas Rutherford, Marka Oliphant ir Paul Harek. Sunkus vanduo, kurį sudaro deuteris, o ne įprastas vandenilis, 1932 m. Francois Isaac de Rivaz pastatė pirmąjį variklį "Rivaz", vidaus degimo variklis, kurį lemia vandenilis ir deguonis 1806 m. Edward Daniel Clark išrado vandenilio dujų vamzdį 1819 m. Debberener gaisrininkas (pirmasis pilnas lengvesnis) buvo išrastas 1823 m. 1783 m. Jacques Charles išrado pirmąjį vandenilio cilindrą. Vandenilis suteikė pirmą patikimą oro judėjimo formą po 1852 m. Išradimo, henri giffardas iškėlė vandenilį. Vokiečių skaičius Ferdinandas von Tzpelininas skatino standžių orlaivių, iškeltų į orą su vandeniliu, kuris vėliau buvo vadinami Zepelinais; Pirmasis iš jų 1900 m. Reguliariai planuojami skrydžiai prasidėjo 1910 m. Ir iki Antrojo pasaulinio karo pradžios 1914 m. Rugpjūčio mėn., Jie perdavė 35 000 keleivių be rimtų incidentų. Karo metu vandenilio orlaiviai buvo naudojami kaip stebėjimo platformos ir sprogdintojai. Pirmąjį ne laimėjantį transatlantinį skrydį 1919 m. Britų Airship R34 sukūrė Britų Airship R34. Reguliarus keleivių vežimas atnaujintas 1920 m., O helio atsargų atidarymas Jungtinėse Valstijose turėtų būti pagerintas skrydžio saugumas, tačiau JAV vyriausybė atsisakė parduoti dujas šiam tikslui, todėl H2 buvo naudojamas Hindenburgo orlaivyje, kuris buvo sunaikintas 1937 m. Gegužės 6 d. Gegužės 6 d. Gegužės 6 d. Milane. Įvykis buvo transliuojamas gyventi radijo ir vaizdo filmavimo metu. Buvo plačiai prielaida, kad uždegimo priežastis buvo vandenilio nuotėkis, tačiau vėlesni tyrimai rodo aliuminio audinio dangos uždegimą su statiniu elektra. Tačiau iki šiol vandenilio reputacija jau buvo sugadinta. Tais pačiais metais pirmasis vandenilio aušinamas turbogeneratorius su dujiniu vandeniliu buvo užsakytas kaip 1937 m. Deitone, Ohajas, "Deitton Power & Light Co"; Dėl šiluminio laidumo vandenilio dujų, tai yra labiausiai paplitusios dujos, skirtos naudoti šioje srityje. Vandenilio baterija pirmą kartą buvo naudojama 1977 m. Navigacijos technologiniam SATELLITE-2 JAV (NTS-2) valdyboje. MKS, Mars Odyssey ir Mars Global Inspector yra aprūpintos nikelio vandenilio akumuliatoriais. Tamsoje jo orbitos dalyje, Hablo erdvės teleskopas taip pat maitinamas nikelio vandenilio baterijos, kurios pagaliau buvo pakeistos 2009 m. Gegužės mėn., Daugiau nei 19 metų po pradžios ir 13 metų nuo jų dizaino.

Vaidmuo kvantinės teorijoje

Dėl savo paprastos atominės struktūros, susidedančios tik iš protonų ir elektronų, vandenilio atomas, kartu su šviesos spektru, sukurto iš jo ar absorbuojamas jo, buvo centrinis atominės struktūros teorijos kūrimo. Be to, atitinkamo vandenilio molekulės paprastumo tyrimas ir atitinkamas H + 2 katijonas buvo supratimas apie cheminės jungties pobūdį, kuris po fizinio vandenilio atomo perdirbimo į kvantinę mechaniką 2020 m. Vidurio. Vienas iš pirmųjų kvantinių padarinių, kurie buvo aiškiai pastebėti (bet tuo metu nebuvo suprantami), buvo "Maxwell" stebėjimas su vandenilio dalyvavimu pusę amžiaus prieš pilną kvantinę mechaninę teoriją. "Maxwell" pažymėjo, kad specifinis šilumos talpa H2 negrįžtamai nukrypsta nuo dioksido dujų žemiau kambario temperatūros ir pradeda daugiau ir daugiau panašių vienos osominės dujų šilumos pajėgumų kriogenine temperatūroje. Pasak kvantinės teorijos, toks elgesys atsiranda dėl atstumo (kiekybiškai) rotacinės energijos, kuri yra ypač plačiai išdėstyta į H2 dėl mažos masės. Šie plačiai išdėstyti lygiai neleidžia vienodo šiluminės energijos atskyrimo iki sukimosi judėjimo vandeniliu esant žemai temperatūrai. Diatoms, susidedantys iš sunkesnių atomų, neturi tokių plačiai išdėstytų lygių ir nerodo tokio pat poveikio. Anti-vandenilis yra antimaterial analogas vandenilio. Jis susideda iš antiprotono su pozitu. Anti-ūkyje yra vienintelis antimaterio atomo tipas, kuris buvo gautas nuo 2015 m.

NUSTATYMAS. \\ T

Vandenilis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas visatoje, sudarė 75% įprastos medžiagos masės ir daugiau kaip 90% atomų skaičiaus. (Tačiau dauguma visatos masės nėra šio cheminio elemento forma, tačiau manoma, kad vis dar yra nepastebėta masė, pavyzdžiui, tamsios medžiagos ir tamsios energijos.) Šis elementas yra didelis žvaigždžių gausa ir dujų gigantai. H2 molekuliniai debesys yra susiję su žvaigždės formavimu. Vandenilis atlieka gyvybiškai svarbų vaidmenį, kai įjungiamos žvaigždės per protonų protonų reakciją ir branduolinę sintezę CNO ciklą. Visame pasaulyje, vandenilis yra daugiausia atominės ir plazmos valstybės su savybėmis, puikiai skiriasi nuo molekulinės vandenilio savybių. Kadangi vandenilio plazmoje, elektronai ir protonai nėra sujungti tarpusavyje, o tai lemia labai aukštą elektros laidumą ir didelį spindinčią gebėjimą (gaminti šviesą nuo saulės ir kitų žvaigždžių). Magnetinius ir elektrinius laukus labai paveikia įkrautos dalelės. Pavyzdžiui, saulėtame vėjoje jie sąveikauja su žemės magnetosfera, sukuriant Birkeland ir Polar spinduliavimo srautus. Vandenilis yra neutralioje atominėje būsenoje tarpžvaigždės terpėje. Manoma, kad daugybė neutralaus vandenilio, aptikto "LimanA-Alpha" plovimo sistemose, dominuoja visatos kosmosolono tankis į raudoną poslinkį Z \u003d 4. Normaliomis sąlygomis žemėje, elementinis vandenilis egzistuoja kaip diatominės dujos, H2. Tačiau vandenilio dujos yra labai retas žemės atmosferoje (1 CNM tūrio) dėl savo lengvo svorio, kuris leidžia lengviau įveikti žemės sunkumą nei sunkesnės dujos. Tačiau vandenilis yra trečias dažniausias elementas ant žemės paviršiaus, yra daugiausia cheminių junginių, tokių kaip angliavandeniliai ir vanduo pavidalu. Vandenilio dujas yra suformuotas kai kurių bakterijų ir dumblių ir yra natūralus kiaulės komponentas, taip pat metanas, kuris yra vis svarbesnis šaltinis vandenilis. Molekulinė forma, vadinama protonuotu molekuliniu vandeniliu (H + 3) yra tarpžvaigždės terpėje, kur jis yra sukurtas molekulinės vandenilio jonizacija nuo kosminių spindulių. Šis įkrautas jonas buvo pastebėtas viršutinėje planetos jupiterio atmosferoje. Jonas yra palyginti atsparus aplinkai dėl žemos temperatūros ir tankio. H + 3 yra vienas iš labiausiai paplitusių jonų visatoje ir vaidina svarbų vaidmenį tarp instellar terpės chemijoje. Neutralus triatominis vandenilis H3 gali egzistuoti tik susijaudinančioje formoje ir nestabili. Priešingai, teigiama molekulinė jonų vandenilis (H + 2) yra retas molekulė visatoje.

Vandenilio gamyba

H2 gaminamas chemijos ir biologinėse laboratorijose, dažnai kaip šalutinio produkto kitų reakcijų; neprisotintų substratų hidrinimo pramonėje; ir gamtoje kaip iš ekstruzijos išieškojimo ekvivalentų biocheminių reakcijų priemonė.

Garų reforma

Vandeniliui galima gauti keliais būdais, tačiau ekonomiškai svarbiausi procesai apima vandenilio pašalinimą iš angliavandenilių, nes apie 95% vandenilio gamybos 2000 m. Atėjo iš "Steam Reforming". Komerciniai, dideli vandenilio kiekiai paprastai gaunami garo reforma gamtinių dujų. Esant aukštai temperatūrai (1000-1400 K, 700-1100 ° C arba 1300-2000 ° F), garo (vandens garai) reaguoja su metanu, kad gautų anglies monoksidą ir H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Ši reakcija yra geresnė esant mažam slėgiui, tačiau jis gali būti atliekamas dideliu slėgiu (2,0 MPa, 20 ATM arba 600 colių gyvsidabrio ramsčio). Taip yra dėl to, kad H2 su aukšto slėgio yra populiariausias produktas, ir valymo sistemos nuo slėgio perkaitimo yra geriau dirbti su didesniu spaudimu. Produktų mišinys yra žinomas kaip "sintezės dujos", nes jis dažnai naudojamas tiesiogiai gaminti metanolio ir susijusių junginių. Kitų nei metano angliavandeniliai gali būti naudojami norint gauti sintezės dujas su skirtingais produktų rodikliais. Viena iš daugelio šios aukštos optimizuotos technologijos komplikacijų yra kokso ar anglies susidarymas:

CH4 → C + 2 H2

Todėl garų reforma paprastai naudoja perteklių H2O. Papildomas vandenilis gali būti pašalintas iš garo, naudojant anglies monoksidą per vandens dujų poslinkio reakciją, ypač naudojant geležies oksido katalizatorių. Ši reakcija taip pat yra bendra pramoninė anglies dioksido šaltinis:

CO + H2O → CO2 + H2

Kiti svarbūs H2 metodai apima dalinį angliavandenilių oksidaciją:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Ir anglies reakcija, kuri gali būti preliudija pirmiau aprašytai pamainos reakcijai:

C + H2O → CO + H2

Kartais vandenilis gaminamas ir suvartojamas tuo pačiu pramoniniu procesu, be atskyrimo. Į habeer procese amoniako gamybai, vandenilis yra generuojamas iš gamtinių dujų. Druskos tirpalo elektrolizė, norint gauti chlorą, taip pat lemia vandenilio susidarymą kaip šalutinį produktą.

Metalo rūgštis

Laboratorijoje H2 paprastai gaunamas atskiestų ne oksiduojančių rūgščių reakcijos į kai kuriuos reaktyvius metalus, pvz., Cinką su CYPA aparatais.

Zn + 2 h + → zn2 + + h2

Aliuminis taip pat gali gaminti H2 apdorojimo bazes:

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

Vandens elektrolizė yra paprastas būdas gaminti vandenilį. Mažos įtampos srovės teka per vandenį ir ant anodo dujų deguonies, o vandenilio dujos susidaro ant katodo. Paprastai katodas yra pagamintas iš platinos ar kitų inertinių metalų, esant vandeniliui gaminti saugojimui. Tačiau jei dujos turėtų būti sudegintos, siekiant palengvinti degimą, pageidautina deguonies buvimas, todėl abu elektrodai bus pagaminti iš inertinių metalų. (Pavyzdžiui, geležis oksiduojamas ir todėl sumažina deguonies kiekį). Teorinis maksimalus efektyvumas (elektros energija, naudojama su vandenilio energijos vertėmis) yra 80-94% diapazone.

2 H2O (l) → 2 h2 (g) + o2 (g)

Aliuminio ir galio lydinys granulių pavidalu į vandenį gali būti naudojamas vandeniliui gaminti. Šis procesas taip pat gamina aliuminio oksidą, bet brangų galliumą, kuris neleidžia formuoti oksido odą ant granulių, gali būti pakartotinai panaudotos. Ji turi didelių potencialių pasekmių vandenilio ekonomikai, nes vandenilis gali būti gaunamas ir nereikia vežami.

Termocheminės savybės

Yra daugiau nei 200 termocheminių ciklų, kurie gali būti naudojami atskiram vandeniui, apie šių ciklų tuziną, pvz., Geležies oksido ciklą, cero oksido ciklą (IV) Cero oksido (III), Cinko-oksido cinko, sieros ciklo, vario Ciklai ir chloro bei sieros hibridinis ciklas yra tyrimo etape ir bandymo etape vandenilio ir deguonies paruošimo iš vandens ir šilumos nenaudojant elektros energijos. Daugelis laboratorijų (įskaitant Prancūzijoje, Vokietijoje, Graikijoje, Japonijoje ir JAV) kuria termocheminius metodus, skirtus vandeniliui gaminti nuo saulės energijos ir vandens.

Anaerobinė korozija

Anaerobinėse sąlygose, geležies ir plieno lydiniai lėtai oksiduojami vandens protonais, tuo pačiu metu atkuriant molekulinį vandenilį (H2). Anaerobinis geležies korozija sukelia geležies hidroksido (žaliųjų rūdžių) susidarymą ir gali būti aprašyta tokia reakcija: FE + 2 H2O → FE (OH) 2 + H2. Savo ruožtu, anaerobinėse sąlygose, geležies hidroksidas (Fe (OH) 2) gali būti oksiduojami su vandens protonais su magnetite ir molekulinės vandenilio formavimu. Šis procesas aprašytas shipicor reakcija: 3 FE (OH) 2 → FE3O4 + 2 H2O + H2 geležies hidroksidas → Magnis + Vanduo + vandenilis. Gerai kristalizuotas magnetitas (FE3O4) yra termodinamiškai stabilesnis nei geležies hidroksidas (FE (OH (OH) 2). Šis procesas atsiranda anaerobinės geležies ir plieno korozijai deguonies neturintais dirvožemio vandenyse ir kai dirvožemis yra mažesnis žemiau požeminio vandens lygio.

Geologinė kilmė: serpentinų reakcija

Nesant deguonies (O2) gilių geologinių sąlygų, kurios vyrauja toli nuo žemės atmosferos, vandenilis (H2) yra suformuotas serpentinizacijos procese anaerobinio oksidacijos vandens protonų (H +) geležies silikato (Fe2 +) procese fiksolito kristalų grotelėje (Fe2sio4, Minal Olivine -Gland). Atitinkama reakcija, vedanti į magnetito (FE3O4), kvarco (SIO2) ir vandenilio (H2) (H2) (H2): 3FE2SIO4 + 2 H2O → 2 FE3O4 + 3 SIO2 + 3 H2 FAYALIT + VANDENS → MAGNETITE + QUARTZ + vandenilis. Ši reakcija yra labai panaši į parduotuvės reakciją, pastebėta ant geležies hidroksido anaerobinio oksidacijos, palaikančiame vandenį.

Formavimas transformatoriuose

Iš visų pavojingų dujų, susidariusių elektros transformatoriuose, vandenilis yra labiausiai paplitęs ir generuoja daugeliu atvejų gedimų; Taigi, vandenilio susidarymas yra ankstyvas rimtų problemų ženklas transformatoriaus gyvavimo cikle.

Programos

Vartojimas įvairiuose procesuose

Naftos ir chemijos pramonėje reikalingi dideli H2 kiekiai. Didžiausias mažiausiai H2 naudojamas iškastinio kuro apdorojimui ("modernizavimui) ir amoniako gamybai. Naftos chemijos gamyklose H2 yra naudojamas hidrodealkylation, hidrodesulfting ir hidrokrekingo. H2 turi keletą kitų svarbių programų. H2 yra naudojamas kaip hidrinantis agentas, visų pirma, padidinti nesočiųjų riebalų ir aliejų prisotinimo lygį (rasti tokiuose objektuose kaip margarino) ir metanolio gamyboje. Jis taip pat yra vandenilio šaltinis druskos rūgšties gamybai. H2 taip pat naudojamas kaip metalo rūdų mažinantis agentas. Vandenilis yra labai išskirtinė medžiaga daugelyje retųjų žemių ir pereinamojo laikotarpio metalų ir tirpių tiek nanokristaline, tiek amorfiniuose metaluose. Vandenilio tirpumas metaluose priklauso nuo vietinių iškraipymų ar priemaišų kristalų grotelėse. Tai gali būti naudinga, kai vandenilis yra valomas einant per karšto paladžio diskus, tačiau didelė dujų tirpumas yra metalurginė problema, kuri prisideda prie daugelio metalų sprendimo, apsunkinant vamzdynų ir talpyklų dizainą. Be naudoti kaip reagentas, H2 yra plačiai naudojamas fizikoje ir technikoje. Jis naudojamas kaip apsauginės dujos suvirinimo metoduose, pvz., Atominės vandenilio suvirinimas. H2 yra naudojamas kaip rotoriaus aušinimo skysčio elektros generatoriai ant elektrinių, nes jis turi didžiausią šiluminį laidumą tarp visų dujų. Skystas H2 naudojamas kriogeninėms studijoms, įskaitant superlaidentyvumo tyrimus. Kadangi H2 yra lengvesnis nei oras, turintis šiek tiek daugiau nei 1/14 nuo oro tankio, jis buvo plačiai naudojamas kaip kėlimo dujos balionuose ir orlaiviuose. Naujesnėse paraiškose vandenilis naudojamas grynoje formoje arba sumaišyti su azotu (kartais vadinamomis liejimo dujomis) kaip dujų indikatorius, skirtas tiesioginio nutekėjimo aptikimui. Vandenilis naudojamas automobilių, chemijos, energetikos, aviacijos ir telekomunikacijų pramonėje. Vandenilis yra leistinas maisto papildas (E 949), kuris leidžia išbandyti maisto produktų sandarumą, be kitų antioksidantų savybių. Reti vandenilio izotopai taip pat turi konkrečias programas. Deuteriumas (vandenilis-2) naudojamas branduolių dalijimosi paraiškose kaip lėtesnis neutroninis retarderis ir branduolinės sintezės reakcijos. Deuterio junginiai naudojami chemijos ir biologijos srityje Izotopinio reakcijos poveikio tyrimuose. Trithiumas (vandenilis-3), pagamintas branduoliniuose reaktoriuose, yra naudojamas vandenilio bombų gamybai, kaip izotopo žyma biologijos mokslų ir kaip spinduliuotės šaltinis šviesos dažuose. Trivietis taško pusiausvyros vandenilio temperatūra yra lemiamas fiksuotas taškas savo-90 temperatūros skalėje esant 13.8033 Kelvin.

Aušinimo terpė

Vandenilis paprastai naudojamas elektrinėms kaip šaltnešiai generatoriuose dėl daugelio palankių savybių, kurios yra tiesioginis jo šviesos dioksido molekulių rezultatas. Tai apima mažą tankį, mažą klampumą ir maksimalų specifinį šilumą ir šiluminį laidumą tarp visų dujų.

Energijos vežėjas

Vandenilis nėra energijos šaltinis, išskyrus hipotetinį kontekstą komercinių termobranduolinių elektrinių, naudojant deuterio ar tritio, ir ši technologija šiuo metu toli nuo vystymosi. Saulės energija gaunama iš vandenilio sintezės, tačiau šis procesas yra sunku pasiekti žemėje. Elementarinis vandenilis iš saulės, biologinių ar elektros šaltinių reikalauja didesnės energijos savo gamybai, todėl suvartojama jos degimo metu, todėl šiais atvejais vandenilio veikia kaip energijos nešiklis, analogiškai su baterija. Vandenilį galima gauti iš iškastinio šaltinių (pvz., Metano), tačiau šie šaltiniai yra išnaudotos. Energijos tankis vienam skysčio vandenilio ir suspausto vandenilio vandenilio vandenilio su bet kokiu praktiškai pasiekiamu slėgiu yra žymiai mažesnis nei tradicinių energijos šaltinių, nors energijos tankis vienam degalų masės vienetui yra didesnis. Tačiau Elementinis vandenilis buvo plačiai aptartas energijos kontekste kaip galimas būsimas energijos vežėjas visoje ekonomikoje. Pavyzdžiui, sekvestracijos CO2, po kurio anglies surinkimas ir saugojimas gali būti atliekamas gamybos taške H2 iš iškastinio kuro. Transportavimo metu naudojamas vandenilis bus sudegins santykinai tik su kai kuriais NOx emisijomis, bet be anglies dvideginio išmetimo. Tačiau infrastruktūros sąnaudos, susijusios su visišku konversija į vandenilio ekonomiką, kaina bus reikšminga. Kuro elementai gali efektyviau paversti vandeniliu ir deguonį tiesiai į elektrą nei vidaus degimo varikliai.

Puslaidininkių pramonė

Vandenilis yra naudojamas prisotinti senų amorfinio silicio ir amorfinės anglies obligacijas, kurios padeda stabilizuoti medžiagos savybes. Jis taip pat yra potencialus elektronų donoras įvairiose oksido medžiagose, įskaitant ZNO, SNO2, CDO, MGO, ZRO2, HFO2, LA2O3, Y2O3, TIO2, SRTIO3, LAALO3, SIO2, AL2O3, LAALO3, SIO2, AL2O3, ZRSIO4, HFSIO4 ir SRZRO3 .

Biologinės reakcijos

H2 yra tam tikrų tipų anaerobinio metabolizmo ir gaminamas keliais mikroorganizmais, paprastai reakcijų katalizuoja geležies arba nikelio turinčiais fermentų, vadinamų hidrotezėmis. Šie fermentiniai katalizuoja grįžtamąjį redokso reakciją tarp H2 ir jo komponentų - du protonai ir du elektronai. Dujinio vandenilio kūrimas vyksta perkeliant restauravimo ekvivalentus, sudarytus piruvato fermentuojant į vandenį. Gamtos ciklas gamybos ir vartojimo vandenilio organizmų yra vadinamas vandenilio ciklo. Vandens padalijimas, procesas, kuriame vanduo suskaido į savo protonų, elektronų ir deguonies komponentus, atsiranda šviesos reakcijos visuose fotosintezės organizmuose. Kai kurie tokie organizmai, įskaitant chlamdomonas Reinhardtiii ir cianobakterijų dumbliai, sukūrė antrąjį etapą tamsios reakcijose, kuriose protonai ir elektronai yra atkurta į H2-dujų susidarymą su specializuotomis hidrinatais chloroplast. Buvo bandoma genetiškai keisti cianobakterinius hidrazes veiksmingam dujiniam H2 sintezei net ir deguoniui. Taip pat buvo dedamos pastangos naudojant genetiškai modifikuotus dumblius bioreaktoriuje.

Apsvarstykite, koks yra vandenilis. Cheminės savybės ir šio nonmetalla gavimas mokosi neorganinės chemijos metu mokykloje. Tai yra šis elementas, kuris vadovauja periodinę MENDELEEV sistemą, todėl nusipelno išsamaus aprašymo.

Trumpa informacija apie elemento atidarymą

Prieš svarstant fizines ir chemines vandenilio savybes, sužinokite, kaip buvo rastas šis svarbus elementas.

Chemikai, dirbantys šešioliktame ir septyniolika amžiuje, pakartotinai minėjo savo darbuose apie degiųjų dujų, kurios yra paskirstytos, kai susiduria su rūgštimi su aktyviais metalais. Antroje XVIII a. Antroje pusėje Kavendshu sugebėjo rinkti ir analizuoti šias dujas, suteikiant jam pavadinimą "degiosios dujos".

Vandenilio fizinės ir cheminės savybės tuo metu nebuvo tiriami. Tik XVIII a. Pabaigoje A. Lavoisier pavyko nustatyti, kad galima gauti šią dujas analizuojant vandenį. Šiek tiek vėliau, jis pradėjo paskambinti naujam hidrogeno elementui, o tai reiškia "nuoroda į vandenį". M. F. Solovyov skolingas savo šiuolaikiniam rusų vardui.

NUSTATYMAS. \\ T

Vandenilio cheminės savybės gali būti analizuojamos tik remiantis jo paplitimu. Šis elementas yra hidraulinėje ir litosferoje, taip pat įtrauktos į mineralų sudėtį: natūralias ir susijusias dujas, durpes, aliejus, anglis, degiu skalūną. Sunku įsivaizduoti suaugusįjį asmenį, kuris nežino, kad vandenilis yra neatskiriama vandens dalis.

Be to, šis nonmetall yra gyvūnų organizmuose nukleino rūgščių, baltymų, angliavandenių, riebalų pavidalu. Mūsų planetoje šis elementas yra laisvai formuojamas gana retai, galbūt tik natūraliose ir vulkaninėse dujose.

Plazmos pavidalu, vandenilis yra maždaug pusė žvaigždžių ir saulės masės, be to, ji yra tarpininko dujų dalis. Pavyzdžiui, laisva forma, taip pat metano, amoniako forma, šis nonmetallas yra kometų ir net kai kurių planetų sudėtyje.

Fizinės savybės

Prieš apsvarstydami chemines vandenilio savybes, pastebime, kad įprastomis sąlygomis tai yra dujinė medžiaga lengvesnė už orą, turinčią keletą izotopų formų. Jis beveik netirpsta vandenyje, turi didelį šiluminį laidumą. Informacija, turintys 1 masės numerį, laikoma paprasčiausia jo forma. Tritiumas, kurio radioaktyviosios savybės yra suformuotos iš atmosferos azoto, kai įtakoja UV spindulių neuronus.

Molekulės struktūros ypatybės

Norint atsižvelgti į vandenilio chemines savybes, jos reakcijos charakteristika taip pat sustabdys jos struktūros ypatybes. Šioje diatominės molekulės, kovalentinės ne poliarinės cheminės jungties. Atominės vandenilio formavimas yra įmanoma sąveikaujant aktyvių metalų rūgšties tirpaluose. Tačiau šioje formoje šis ne metalas gali egzistuoti tik šiek tiek laiko tarpas, beveik iš karto jis yra rekombuojamas į molekulinę išvaizdą.

Cheminės savybės

Apsvarstykite chemines vandenilio savybes. Daugumoje junginių, kurie sudaro šį cheminį elementą, tai rodo oksidacijos +1 laipsnį, todėl jis panašus su aktyviu (šarminiu) metalais. Pagrindinės vandenilio cheminės savybės, apibūdinančios jį kaip metalą:

• sąveika su deguonimi su vandens susidarymu;
• reakcija su halogenais kartu su halogeninės gamybos formavimu;
• sujungiant vandenilio sulfidą, kai prisijungiate prie pilkos.

Žemiau yra reakcijų, apibūdinančių vandenilio chemines savybes, lygtis. Atkreipiame dėmesį į tai, kad kaip neometalas (su oksidacija -1), jis veikia tik reakcijos su aktyviais metalais, formuojant atitinkamus hidridinius su jais.

Vandenilis įprastomis temperatūromis inakvatyviai jungia su kitomis medžiagomis, todėl dauguma reakcijų atliekami tik po pašildymo.

Išsamiau gyvename apie kai kurių elementų cheminių sąveikos, kuri vadovauja periodinę Mendeleev cheminių elementų sistemą.

Vandens susidarymo reakcija lydi 285,937 kj energijos. Esant aukštesnei temperatūrai (daugiau nei 550 laipsnių Celsijaus), šis procesas lydi stipri sprogimą.

Tarp tų cheminių savybių vandenilio dujiniam, kuris rado reikšmingą naudojimą pramonėje, yra domina jo sąveika su metalų oksidais. Tai katalizinio hidrinimo šiuolaikinėje pramonėje, atliekančioje metalų oksidų apdorojimą, pavyzdžiui, grynas metalas yra izoliuotas nuo geležies skalės (mišrus geležies oksidas). Šis metodas leidžia atlikti veiksmingą metalo laužo perdirbimą.

Amoniako sintezė, kuri apima vandenilio sąveiką su oro azotu, taip pat yra paklausa šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Tarp šios cheminės sąveikos eigos sąlygų pastebime slėgį ir temperatūrą.

Išvada

Jis yra vandenilis, kuris yra mažai efektyvi cheminė medžiaga normaliomis sąlygomis. Didėjant temperatūrai, jos veikla žymiai didėja. Ši medžiaga yra paklausa organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, hidrinant, galite atkurti ketonus antrinių alkoholių, o aldehidai virsta pirminiais alkoholiais. Be to, hidrinant, nesotuoti angliavandeniliai etileno ir acetileno klasės galima konvertuoti į ribinius junginius metano serijos. Vandenilis laikomas paprasta paklausa šiuolaikinėje cheminėje gamyboje.

Vandenilis (Lat. Hidrinogio), h, cheminis elementas, pirmasis po vieną periodinėje Mendeleev periodinėje sistemoje; Atominis svoris 1,0079. Normaliomis sąlygomis, vandeniliu - dujos; Nėra spalvos, kvapo ir skonio.

Vandenilio pasiskirstymas. Vandenilis yra plačiai paplitęs, jo turinys žemės plutoje (litosferoje ir hidrosferoje) yra 1% masės, o 16% atomų skaičius. Vandenilis yra labiausiai paplitusios medžiagos ant žemės paviršiaus (11,19% vandenilio), į junginių sudėtį, derinant anglis, naftos, gamtines dujas, molius, ir gyvūnų ir augalų organizmus (ty baltymuose , nukleino rūgštys, riebalai, angliavandeniai ir kiti). Laisvoje būsenoje vandenilis yra labai reti, nedideliais kiekiais jis yra vulkaninėje ir kitose gamtinėmis dujomis. Atmosferoje yra nereikšmingi nemokamo vandenilio kiekiai (0,0001% atomų skaičius) yra atmosferoje. Netoli žemės erdvėje vandenilis protonų srauto pavidalu sudaro vidinį ("Proton") spinduliuotės diržą. Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas. Plazmos pavidalu tai yra maždaug pusė saulės ir daugumos žvaigždžių masės, didžiosios tarpvalstybinio terpės ir dujų ūmių dujų. Vandenilis yra planetų ir kometų atmosferoje laisvos H2, metano ch 4, amoniako NH3, vandens H 2 O, radikalus CH, NH, OH, SIH, PH ir kt. Formonų vandenilio srauto forma patenka į saulės ir kosminių spindulių raumenų spinduliuotės kompoziciją.

Izotopai, atomo ir vandenilio molekulės. Paprastas vandenilis susideda iš 2 stabilių izotopų mišinio: šviesos vandenilis arba atstumas (1 h) ir sunkusis vandenilis arba deuteris (2 val. Arba d). Natūraluose vandenilio junginiuose 1 Atom 2 val. Yra vidutiniškai 6 800 atomų 1 N. Radioaktyvus izotopas su 3 masės skaičiumi vadinama "SuperHavy" vandenilis arba tritiumas (3 val. Arba T) su minkšta β spinduliuote ir pusinės elido t ½ \u003d 12,262. Gamtoje tritis susidaro, pavyzdžiui, nuo atmosferos azoto pagal neutronų kosminių spindulių; Atmosferoje jis yra nereikšmingas (4 · 10-15% viso vandenilio atomų). Ypač nestabilus ISOTOPE 4 N. 1, 2, 3 ir 4 h izotopų skaičius, atitinkamai 1, 2, 3 ir 4, rodo, kad įvairovės atomo įvairovė yra tik vienas protonas, deuteris - vienas Protonas ir vienas neutronas, tritiumas - vienas protonas ir 2 neutronai, 4N - vienas protonas ir 3 neutronai. Didelis skirtumas vandenilio izotopuose sukelia ryškesnį jų fizinių ir cheminių savybių skirtumą nei kitų elementų izotopų atveju.

Vandenilio atomas turi paprasčiausią struktūrą tarp visų kitų elementų atomų: jis susideda iš branduolio ir vieno elektrono. Elektronų surišimas energija su branduoliu (jonizacijos potencialas) yra 13,595 eV. Neutralus vandenilio atomas gali prijungti antrąjį elektroną, formuojant neigiamą H - su antrojo elektrono sujungimu su neutraliu atomu (elektros afinitetas) yra 0,78 EV. Kvantinė mechanika leidžia apskaičiuoti visus galimus vandenilio atomo energijos lygius, todėl pateikite visišką jo atominės spektro aiškinimą. Vandenilio atomas yra naudojamas kaip kvantinių mechaninių skaičiavimų, kitų, sudėtingesnių atomų.

Vandenilio molekulė H 2 susideda iš dviejų atomų, sujungtais kovalentine chemine jungtimi. Dissociacijos energija (I.E. DIENA ATOMS) yra 4,776 eV. Tarpatominis atstumas branduoliuose yra 0,7414Å. Esant aukštai temperatūrai, molekulinė vandenilio ribojasi su atomų (disociacijos laipsnis 2000 ° C 0,0013, esant 5000 ° C 0,95). Atominis vandenilis taip pat susidaro įvairiose cheminėse reakcijose (pvz., Zn poveikis druskos rūgštyje). Tačiau vandenilio buvimas atominėje būsenoje trunka tik trumpą laiką, atomai yra rekombuojami į H 2 molekules.

Vandenilio fizinės savybės. Vandenilis yra lengviausias iš visų žinomų medžiagų (14,4 karto lengvesnis už orą), 0,0899 g / l tankis 0 ° C ir 1 atm. Vandenilio virimo (suskystintos) ir lydosi (grūdintuvai), atitinkamai ne -252,8 ° C ir -259,1 ° C temperatūroje (tik heliumas turi mažesnius lydymosi ir virimo taškus). Kritinė vandenilio temperatūra yra labai maža (-240 ° C), todėl jos suskystinimas yra susijęs su dideliais sunkumais; Kritinis slėgis 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), kritinio tankio 0,0312 g / cm 3. Iš visų dujų, vandenilis turi didžiausią šiluminį laidumą, lygus 0 ° C ir 1 ATM 0,174 W / (m · K), ty 4.16 · 10 -4 kal / (C · cm · ° C). Specifinis vandenilio šilumos tūris 0 ° C ir 1 ATM su P 14,208 kJ / (kg · k), ty 3,394 cal / (r · ° C). Vandenilis nėra tirpūs vandenyje (0,0182 ml / g esant 20 ° C ir 1 atm), bet gerai - daugelyje metalų (NI, PT, PA ir kt.), Ypač paladiume (850 tūrio už 1 tūrio PD). Vandenilio tirpumas metaluose yra susijęs su gebėjimu išsklaidyti per juos; Difuzija per karbonizuojamą lydinį (pvz., Plieną) kartais lydi lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglies (vadinamasis dekarbonizavimas). Skystas vandenilis yra labai paprastas (tankis ne -253 ° C 0,0708 g / cm 3) ir mokymas (klampumas -253 ° C 13,8 stenas).

Vandenilio cheminės savybės. Daugumoje junginių, vandenilio eksponuoja valence (tiksliau, oksidacijos laipsnis) yra +1, kaip natrio ir kitų šarminių metalų; Jis paprastai laikomas šių metalų analogu, kuris vadovauja I grupės MENDELEEV sistemos. Tačiau metalų hidridai, vandenilio jonai yra apmokestinami neigiamai (oksidacijos laipsnis -1), ty hidrido na + h yra pastatytas kaip Na + Cl chloridas -. Tai ir kai kurie kiti faktai (vandenilio ir halogeno fizinių savybių artumas, halogeno gebėjimas pakeisti vandenilį organiniais junginiais) suteikia galimybę įtraukti vandenilį, taip pat į VII periodinę sistemos grupę. Normaliomis sąlygomis molekulinė vandenilis yra palyginti aktyvus, tiesiogiai jungiantis tik su aktyviausiais ne metalais (su fluoru ir šviesoje ir chloro). Tačiau, kai šildoma, ji patenka į reakciją su daugeliu elementų. Atominis vandenilis padidino cheminę veiklą, palyginti su molekuliniu. Su deguonimi, vandenilio sudaro vandenį:

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

išleidžiant 285,937 kJ / mol, ty 68,3174 kcal / mol šilumos (25 ° C ir 1 atm). Esant normalioms temperatūroms, reakcija yra labai lėtai, virš 550 ° C - su sprogimu. Sprogimo ribos vandenilio ir deguonies mišinio yra (tūrio) nuo 4 iki 94% H2, ir vandenilio ir oro mišinys - nuo 4 iki 74% H2 (2 tūrio H2 ir 1 tūris 2 yra mišinys yra vadinama žiurkių dujomis). Vandenilis naudojamas daugeliui metalų atkuriant, nes deguonis atima nuo jų oksidų:

Cuo + h 2 \u003d cu + h 2 o,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3fe + 4n 2 O ir tt

Su halogenais, vandenilio formos halogeninės veislės, pavyzdžiui:

H 2 + Cl 2 \u003d 2nsl.

Tuo pačiu metu su fluoru, vandenilis sprogsta (net tamsoje ir 252 ° C), su chloro ir bromu reaguoja tik tada, kai apšvietimas arba šildymas, ir su jodu tik kai šildomas. Su azotu vandenilis sąveikauja su amoniako formavimu:

Zn 2 + N 2 \u003d 2nn 3

tik katalizatoriuje ir aukštesnėje temperatūroje ir slėgyje. Kai šildomas, vandenilis ryžtingai reaguoja su pilka:

H 2 + s \u003d h 2 s (vandenilio sulfidas),

selenium ir Tellur yra daug sunkiau. Su grynu anglies vandeniu gali reaguoti be katalizatoriaus tik esant aukštai temperatūrai:

2n 2 + C (amorfinis) \u003d CH4 (metanas).

Vandenilis tiesiogiai reaguoja su kai kuriais metalais (šarminiu, šarmine žeme ir kitais), formuojant hidridus:

H 2 + 2LI \u003d 2lih.

Svarbi praktinė svarba yra vandenilio reakcija su anglies (II) oksidu, kuriame susidaro įvairūs organiniai junginiai, priklausomai nuo temperatūros, slėgio ir katalizatoriaus, pavyzdžiui, NNO, CH3 ir kt. Neprisotinami angliavandeniliai reaguoja su vandeniliu, pereinant į prisotintą, pavyzdžiui:

Su N 2N + H 2 \u003d C N 2N + 2.

Vandenilio ir jo junginių vaidmuo chemijoje yra išskirtinai didelis. Vandenilis sukelia rūgštines savybes vadinamųjų protonų rūgščių. Vandenilis yra linkęs suformuoti kai kuriuos elementus, vadinamą vandenilio jungtimi, kuri turi lemiamą poveikį daugelio organinių ir neorganinių junginių savybėms.

Turėti vandenilį. Pagrindinės pramoninės vandenilio gamybos žaliavų rūšys - natūralios degiosios dujos, kokso dujos ir naftos perdirbimo dujos. Vandenilis taip pat gaunamas iš elektrolizės vandens (vietose su pigia elektra). Svarbiausi metodai vandenilio gamybai iš gamtinių dujų yra katalizinė angliavandenilių sąveika, daugiausia metanas, vandens garai (konversija):

CH4 + H 2 O \u003d CO + Zn 2,

ir neišsamus angliavandenilių oksidavimas su deguonimi:

CH4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2N 2

Gauta anglies oksido (ii) taip pat susiduria su konversija:

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

Vandenilis, išgautas iš gamtinių dujų yra pigiausias.

Nuo kokso krosnies dujų ir vandens alyvos vandenilio vandenilis yra izoliuotas, pašalinant likusius dujų mišinio komponentus, lengviau suskystintas nei vandenilis, su gilų aušinimu. Vandens elektrolizė sukelia pastovią srovę, perduodant jį per CON arba NaOH tirpalą (rūgštys nenaudojamos siekiant išvengti plieno įrangos korozijos). Laboratorijose vandenilis gaunamas elektrolizės vandeniu, taip pat reakcija tarp cinko ir druskos rūgšties. Tačiau dažniau naudoja paruoštas gamyklos vandenilį cilindruose.

Vandenilio naudojimas. Dėl pramoninio masto, vandenilis prasidėjo XVIII a. Pabaigoje užpildyti balionus. Šiuo metu vandenilis yra plačiai naudojamas chemijos pramonėje, daugiausia amoniako gamybai. Didelis vandenilio vartotojas taip pat yra metilo ir kitų alkoholių, sintetinių benzino ir kitų produktų, gautų vandenilio ir anglies oksido (II) sintezėje, gamyba. Vandenilis naudojamas hidrinimui kieto ir sunkiųjų skystųjų degalų, riebalų ir kt, hcl sintezei, naftos produktų hidrinimui, suvirinimui ir metalų pjaustymui su deguonies vandeniliu liepsna (temperatūra iki 2800 ° C) ir atominės vandenilio temperatūroje suvirinimas (iki 4000 ° C). Labai svarbus atominės energijos naudojimas nustatė vandenilio izotopų - deuterio ir tritio.

Fenoliai

Struktūra
Organinių junginių molekulių hidroksilo grupė gali būti susieta su aromatiniu branduoliu, ir galima atskirti nuo jo su vienu ar daugiau anglies atomų. Galima tikėtis, kad priklausomai nuo šios medžiagos savivaldos labai skiriasi viena nuo kitos dėl abipusės atomų grupių įtakos (prisiminti vieną iš teoreiblerovo). Iš tiesų, organiniai junginiai, turintys aromatinį radikalų fenilą su 6 val. 5 - tiesiogiai susijusi su hidroksilo grupe, rodo specialias savybes, išskyrus alkoholių savybes. Tokie junginiai vadinami fenoliais.

Fenoliai - Organinės medžiagos, kurių molekulės turi fenilo radikalą, susijusį su viena ar daugiau hidroksi grupių.
Taip pat alkoholiai, fenoliai klasifikuojami atominiais, t. Y., atsižvelgiant į hidroksilo grupių skaičių. Modelinuotus fenolius yra viena hidroksilo grupė molekulėje:

Yra ir kitų poliaominių fenoliaisu trimis ir daugiau hidroksilo grupių benzeno žiede.
Mes susipažinsime su paprasčiausio šios klasės atstovo struktūra ir savybėmis - fenolio C6N50N. Šios medžiagos pavadinimas ir suformavo visos klasės fenolių pavadinimo pagrindą.

Fizinės savybės
Kieta bespalvis kristalinė medžiaga, tº pl \u003d 43 ° C, tº kir \u003d ° C, su aštriu būdingu kvapu. Nuodingas. Fenolis kambario temperatūroje šiek tiek ištirps vandenyje. Fenolio vandeninis tirpalas vadinamas karbolio rūgštimi. Jei pateksite į odą, jis sukelia nudegimus, todėl su fenoliu būtina kruopščiai tvarkyti.
Fenolio molekulės struktūra
Fenolio molekulėje hidroksilas yra tiesiogiai susijęs su benzeno aromatinio branduolio anglies atomu.
Prisiminkite atomų grupių struktūrą, sudarančią fenolio molekulę.
Aromatinis žiedas susideda iš šešių anglies atomų, sudarančių dešinę šešiakampį, dėl SP 2 hibridizacijos elektroninių orbitalių šešių anglies atomų. Šie atomai yra prijungti pagal þ obligacijas. P-elektronai kiekvieno anglies atomo sutampančių ant skirtingų krypčių plokštumos plokštuma, kai yra kiekvienos ritės plokštumos pusės P-elektronų, formuojant dvi dalis vieno šešių elektronų p- Lenkija, apimanti visą benzeno žiedą (aromatinį branduolį). Benzeno molekulėje C6H6 aromatinė šerdis yra absoliučiai simetriškai, vienas elektroninis pYustochko tolygiai padengia anglies atomų žiedą po molekulės plokštuma (24 pav.). Kovalentinis ryšys tarp hidroksilo radikalo deguonies ir vandenilio atomų yra labai poliar, bendras O-H obligacijos elektroninis debesis yra perkeliamas į deguonies atomą, kuris atsiranda daliniu neigiamu įkrovimu ir vandenilio atomu - daliniu teigiamu mokesčiu. Be to, deguonies atomo hidroksilo grupėje yra dvi skirtingos, jai priklausančios elektroninės poros.

Fenolio molekulėje hidroksilo radikaluose sąveikauja su aromatine šerdimi, o esminės elektroninės deguonies atominės poros sąveikauja su vieninteliu benzeno žiedo debesiu, sudarančiu vieną elektroninę sistemą. Tokia pažeidžiamų elektroninių porų ir TG-nuorodų debesų sąveika vadinama konjugacija. Dėl nepalankios elektroninės deguonies atomo sujungimo, elektronų tankis ant deguonies atomo sumažėja su elektronine benzeno žiedo sistema. Šis sumažėjimas yra kompensuojamas dėl didesnio O-H obligacijos poliarizacijos, kuri, savo ruožtu, lemia teigiamą mokestį už vandenilio atomą. Todėl hidroksilo grupės vandenilį fenolio molekulėje yra "rūgšties" simbolis.
Logiška manyti, kad benzeno žiedo elektronų ir hidroksilo grupės konjugacija veikia ne tik savo savybes, bet ir benzeno žiedo reaktyvumą.
Tiesą sakant, kaip prisimenate, esminių deguonies atomo porų sąsaja su benzeno žiedo l debesiu sukelia elektronų tankio perskirstymą. Jis sumažėja prie anglies atomo, susijusio su JT grupe (elektroninių deguonies atomo porų įtaka) ir didėja anglies atomų, esančių šalia jo (t. Y., 2 ir 6 pozicijos arba orto-pozicijos). Akivaizdu, kad šių benzeno žiedo anglies atomų elektronų tankio padidėjimas lokalizuoja (koncentraciją) apie jų neigiamą mokestį. Pagal šio mokesčio įtaką yra tolesnis elektronų tankio perskirstymas aromatiniame branduolyje - jo poslinkis nuo 3 ir 5 atomų (.met-padėties) iki 4 (orto padėtis). Šiuos procesus galima išreikšti pagal schemą:

Taigi, hidroksilo radikalo buvimas fenolio molekulėje sukelia benzeno žiedo l-debesį, didėjantį elektronų tankio padidėjimą 2, 4 ir 6 anglies atomuose (orto, Dara-padėties) ir sumažėjo Elektronų tankis 3 ir 5 anglies atomai (meta-pozicija).
Elektronų tankio lokalizavimas orto- ir para-pozicijose juos labiausiai tikėtina, kad elektrofilo dalelių išpuoliai sąveikauja su kitomis medžiagomis.
Todėl radikalų, sudarančių fenolio molekulę, poveikis abipusiai, ir tai lemia jo būdingus savybes.
Fenolio cheminės savybės
Rūgšties savybės
Kaip jau minėta, hidroksilo fenolio vandenilio atomas turi rūgštinį charakterį. Phenol rūgščių savybės yra stipresnės už vandenį ir alkoholius. Priešingai nei alkoholiai ir vanduo, fenolio reaguoja ne tik su šarminiais metalais, bet ir su šarmais, kad sudarytų fenolatą.
Tačiau rūgščių savybės fenolių yra mažiau ryškios nei neorganinių ir karboksirūgščių. Pavyzdžiui, rūgštinės savybės fenolio yra apie 3000 kartų mažesnis nei ko suabioje rūgšties. Todėl teka per vandeninį natrio fenolato anglies dioksido tirpalą, galite pabrėžti nemokamą fenolį:

Natrio natrio arba sieros rūgšties fenolato į vandeninį tirpalą pridėjimas taip pat sukelia fenolio formavimąsi.
Aukštos kokybės reakcija į fenolį
Phenol reaguoja su geležies chloridu (ііі) su integruoto kompleksinio junginio susidarymo violetine spalva.
Ši reakcija leidžia jį aptikti net labai nedideliais kiekiais. Kiti fenoliai, kuriuose yra viena ar daugiau hidroksilo grupių benzeno žiede, taip pat suteikia ryškius mėlynų violetinių atspalvių dažymą reakcijoje su geležies chloridu (III).
Benzeno žiedo reakcijos
Hidroksilo pakopos buvimas žymiai palengvina elektrofilinių reakcijų srautą benzeno žiede.
1. Fenolio bromavimas. Priešingai nei benzenas fenolio brominacijai, katalizatorius (geležies bromidas (iii)) nereikia.
Be to, sąveika su fenolio srautais selektyviai (selektyviai): bromino atomai siunčiami į orto ir para padėtį, pakeičiant vandenilio atomus. Pakaitinio atrankos paaiškinama pirmiau minėtos fenolio molekulės elektronų struktūros charakteristikos. Taigi fenolio su bromo vandeniu sąveika susidaro baltos nuosėdos 2,4,6-tribromofenolio.
Ši reakcija, taip pat reakcija su geležies chloridu (iii), tarnauja aukštos kokybės fenolio aptikimui.

2. Gražus fenolyje taip pat lengviau nei benzeno nitracija. Reakcija su praskiesta azoto rūgštimi yra kambario temperatūroje. Dėl to susidaro nitrofenolio orto- ir izomerų mišinys:

3. Fenolio aromatinio branduolio hidrinimas, kai katalizatorius yra lengvai.
4. Polikondensacija fenolio su aldehides, ypač su formaldehidu, atsiranda su reakcijos produktų formavimo - fenolio formaldehido dervos ir kietųjų polimerų.
Fenolio sąveika su formaldehidu gali būti aprašyta pagal schemą:

Jūs tikriausiai pastebėjote, kad "kilnojamasis" vandenilio atomai išlieka dimer molekulėje, todėl toliau tęskite reakciją su pakankamu reagentų skaičiumi.
Polikondensacijos reakcija, t. Y., Polimero gavimo reakcija, tekanti su pusės mažos molekulinės masės produktu (vandeniu), gali toliau tęsti (iki visiško vieno iš reagentų suvartojimo) su didžiulių makromolekulių formavimu. Procesą galima apibūdinti su bendra lygtimi:

Linijinių molekulių susidarymas atsiranda normaliai. Atliekant šią reakciją, kai šildomas lemia tai, kad gautas produktas turi šakotą struktūrą, ji yra kieta ir netirpsta vandenyje. Dėl to, kad linijinės konstrukcijos fenolio formaldehido šildymas su aldehidu pertekliumi gaunamas kietas plastikines mases su unikaliomis savybėmis. Polimerai, pagrįsti fenolio formaldehido dervų, naudojamos lakų ir dažų gamybai, plastikiniai gaminiai, atsparūs šildymui, aušinimui, vandeniui, šarmams ir rūgštims, jie turi dideles dielektrines savybes. Polimerai, pagrįsti fenolio formaldehido dervomis, atlikite atsakingiausius ir svarbius išsamią informaciją apie elektros prietaisus, maitinimo blokų ir mašinų dalių atveju, spausdintinių plokščių polimerų bazę radijo gavimams.

Phenol-formaldehido dervos klijai gali saugiai prijungti išsamią informaciją apie skirtingą pobūdį, išlaikant didžiausią junginio stiprumą labai plati temperatūra. Tokia klijai naudojama apšvietimo lempų metalo pagrindui pritvirtinti prie stiklo kolbos. Dabar tapo aišku, kodėl Phenol ir produktai, pagrįsti juo, yra plačiai naudojami (8 schema).

Pramoniniai metodai gauti paprastų medžiagų priklauso nuo to, kokia forma atitinkamas elementas yra gamtoje, tai yra, tai gali būti žaliavos jo paruošimui. Taigi, deguonies, esančios laisvoje būsenoje, gaunamas fizinis metodas - atskyrimas nuo skysto oro. Vandenilis yra beveik visiškai junginių pavidalu, todėl cheminiai metodai naudojami jį gauti. Visų pirma galima naudoti skilimo reakcijas. Vienas iš vandenilio gavimo būdų yra vandens skilimo reakcija elektros smūgiu.

Pagrindinis vandenilio gavimo būdas yra reakcija su metano vandeniu, kuris yra gamtinių dujų dalis. Jis atliekamas aukštoje temperatūroje (lengva įsitikinti, kad kai metanas eina, net ir verdančio vandens, jokios reakcijos):

CH4 + 2n 2 0 \u003d CO 2 + 4N 2 - 165 kJ

Laboratorijoje, nebūtinai natūralios žaliavos naudojamos paprastoms medžiagoms gauti, bet pasirinkti šaltinių medžiagas, kurių lengviau pasirinkti reikiamą medžiagą. Pavyzdžiui, laboratoriniame deguonyje nėra gaunamas iš oro. Tas pats pasakytina ir apie vandenilio paruošimą. Vienas iš laboratorinių metodų gaminant vandenilį, kuris kartais naudojamas pramonėje - plėtimosi vandens su elektriniu smūgiu.

Paprastai vandenilio laboratorijos gaunamos sąveikos su cinku su druskos rūgštimi.

Pramonėje. \\ T

1.Vandenų druskų elektrolizė:

2nacl + 2H 2 o → H 2 + 2NAOH + CL 2

2.Vandens garų perdavimas per karštą kokso Apie 1000 ° C temperatūroje:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Nuo gamtinių dujų.

Konversijos pagal vandens garais: CH4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) kataliziškai oksidacija su deguonimi: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Alkolininkų rafinavimo procese ir angliavandenilių reformavimas.

Laboratorijoje

1.Praskiestų rūgščių poveikis metalams. Norint atlikti tokią reakciją, cinkas ir druskos rūgštis dažniausiai naudojama:

Zn + 2HCl → Zncl 2 + H 2

2.Kalcio sąveika su vandeniu:

CA + 2H 2 O → CA (OH) 2 + H 2

3.Hidrolizės hidridai:

Nah + h 2 o → naoh + h 2

4.Veiksmas Alkalis už cinko arba aliuminio:

2AL + 2NAOH + 6H 2 O → 2A + 3H 2 ZN + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Su elektrolizės pagalba. Su alkali arba rūgščių vandeninių tirpalų elektrolizės ant katodo, vandenilis yra išleistas, pavyzdžiui:

2H 3 O + + 2E - → H 2 + 2H 2 O

• Vandenilio gamybos bioreaktorius

Fizinės savybės

Dujinis vandenilis gali egzistuoti dviejų formų (modifikacijų) - orto ir para-vandenilio pavidalu.

Ortodorodo molekulėje (taip pl. -259,10 ° C, t. -252,56 ° C) branduolinės sukasi yra vienodai (lygiagrečiai) ir paravodorode (m. Pl. -259,32 ° C, t. Kip. -252,89 ° C) - priešingos viena kitai (anti-lygiagrečiai).

Galima padalinti alto vandenilio altropijos formas aktyviu kampu skystos azoto temperatūroje. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyros tarp ortopomijos ir vandeniui atsparios beveik siekiama pastarosios. 80 - maždaug 1: 1 formos santykio koeficiento santykio. Desorbuotas paralodas šildant virsta į ortodoksidą iki pusiausvyros formavimo kambario temperatūroje mišinio (Ortho-Steam: 75:25). Be katalizatoriaus, transformacija įvyksta lėtai, todėl galima ištirti atskirų alotropinių formų savybes. Vandenilio molekulė DVKHATOMNA - H₂. Esant normalioms sąlygoms, tai yra dujos be spalvos, kvapo ir skonio. Vandenilis yra lengviausia dujos, jo tankis yra daug kartų mažesnis už oro tankį. Akivaizdu, kad mažiau molekulių svoris, tuo didesnis jų greitis toje pačioje temperatūroje. Kaip paprasčiausias, vandenilio molekulės juda greičiau nei bet kurios kitos dujos molekulės, todėl greičiau gali perduoti šilumą iš vienos kūno į kitą. Iš to išplaukia, kad vandenilis turi didžiausią šiluminį laidumą tarp dujinių medžiagų. Jo šilumos laidumas yra maždaug septynis kartus didesnis nei šilumos laidumas ore.

Cheminės savybės

Vandenilio molekulės H₂ yra gana patvarios, ir tam, kad vandenilis patektų į reakciją, didelė energija turėtų būti išleista: H2 \u003d 2n - 432 KJ taip, esant normalioms temperatūroms, vandeniliui reaguoja su labai aktyviais metalais, pavyzdžiui, su kalciu, Kalcio hidrido formavimas: Ca + H 2 \u003d San 2 ir su vienu nemetallolis - fluoras, susidarantis fluoro vandenilis: F 2 + H 2 \u003d 2HF su dauguma metalų ir ne metalų vandenilio reaguoja į aukštą temperatūrą arba su kitokiu poveikiu, Pavyzdžiui, kai apšvietimas. Jis gali "atimti" deguonį nuo kai kurių oksidų, pavyzdžiui: cuo + h 2 \u003d Cu + H 2 0 Įregistruota lygtis atspindi atkūrimo reakciją. Atkūrimo reakcijos vadinamos procesais, atsiradusio iš junginio deguonies; Deguonies nuosekliai medžiagos vadinamos redukuojančiomis medžiagomis (tuo pačiu metu jie yra oksiduoti). Toliau bus pateiktas kitas "oksidacijos" ir "atkūrimo" sąvokų apibrėžimas. Ir šis apibrėžimas, istoriškai, pirmiausia išlaiko reikšmę ir dabar, ypač organinėje chemijoje. Atkūrimo atsakymas yra priešingas oksidacijos reakcijai. Abi šios reakcijos visada vyksta tuo pačiu metu kaip ir vienas procesas: kai oksiduojanti (susigrąžinimas) vienos medžiagos, ji yra apibrėžta vienu metu atsigavimo (oksidacijos) kitos.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Su halogenų formomis halogeninis veisimas:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija vyksta su tamsoje ir bet kokioje temperatūroje, Cl2 + H 2 → 2 HCl, reakcijos pajamos su sprogimu, tik šviesoje.

Su suodžiais sąveikauja su stipriu šildymu:

C + 2H 2 → CH 4

Sąveika su šarminiais ir vienkartiniais metalais

Vandenilio formos su aktyviais metalais hidridai:

Na + H 2 → 2 Nah Ca + H 2 → CAH 2 mg + h 2 → MGH 2

Hidridai - Druskos, kietos medžiagos, lengvai hidrolizuota:

CAH 2 + 2H 2 O → CA (OH) 2 + 2H 2

Sąveika su metalų oksidais (paprastai D elementai)

Oksidai atkuriami metalams:

CUO + H 2 → CU + H 2 O FE 2 O 3 + 3H 2 → 2 FE + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Organinių junginių hidrinimas

Pagal vandenilio poveikį neprisotintoms angliavandeniliams, esant nikelio katalizatoriui ir padidėjusi temperatūrai, reakcija įvyksta hidrinimas. \\ T:

CH2 \u003d CH2 + H 2 → CH3 -CH 3

Vandenilis atkuria aldehides į alkoholius:

CH 3 CHO + H 2 → C 2H 5 OH.

VandrOmonės geochemija

Vandenilis yra pagrindinė visatos statybinė medžiaga. Tai yra labiausiai paplitęs elementas, o visi elementai yra suformuoti iš jo dėl termobranduolinių ir branduolinių reakcijų.

Nemokamas vandenilis H2 yra palyginti retai randamas žemės dujose, tačiau vandens pavidalu reikia labai svarbaus dalyvavimo geocheminiuose procesuose.

Vandenilio mineralai gali būti įtraukti į amonio jonų, hidroksilo jonų ir kristalinio vandens pavidalu.

Atmosferoje vandenilis yra nuolat susidaro dėl saulės spinduliuotės vandens skaidymo. Jis migruoja į viršutinius atmosferos sluoksnius ir dingsta į kosmosą.

Taikymas

• Vandenilio energija

Atominis vandenilis naudojamas atominiam vandenilio suvirinimui.

Maisto pramonėje vandenilis yra registruojamas kaip maisto priedas E949.kaip pakavimo dujos.

Apyvartos savybės

Vandenilis su oro mišiniu sudaro sprogstamąjį mišinį - vadinamąjį žiurkių dujas. Ši dujos turi didžiausią sprogstamumą su vandenilio ir deguonies 2: 1, arba vandenilio ir oro kiekio maždaug 2: 5, nes deguonies ore yra apie 21%. Taip pat vandenilis yra pavojingas. Skystas vandenilis, kai ant odos popping gali sukelti sunkų šaltą.

Sprogstamosios vandenilio koncentracijos su deguonimi kyla nuo 4% iki 96% tūrinių. Su mišiniu su oru nuo 4% iki 75 (74)% tūrinių.

Naudojant vandenilį

Chemijos pramonėje vandenilis naudojamas amoniako, muilo ir plastikų gamyboje. Maisto pramonėje su vandeniliu iš skystų augalinių aliejų daro margariną. Vandenilis yra labai plaučių ir ore visada pakyla. Kartą agentūroms ir balionams buvo užpildyti vandeniliu. Bet 30-aisiais. XX amžiuje Kai orlaičiai sprogo ir sudegino, buvo keletas baisių katastrofų. Šiandien orlaiviai užpildomi dujų heliumi. Vandenilis taip pat naudojamas kaip raketų kuras. Kažkada vandenilis gali būti plačiai naudojamas kaip keleivių ir sunkvežimių kuras. Vandenilio varikliai neapima aplinkos ir paskirsto tik vandens garų (nors ir vandenilio gavimas sukelia tam tikrą aplinkos taršą). Mūsų saulė daugiausia susideda iš vandenilio. Saulės šiluma ir šviesa yra branduolinės energijos išleidimo rezultatas, susijungus su vandenilio branduoliu.

Vandenilio naudojimas kaip kuras (ekonominis efektyvumas)

Svarbiausia charakteristika, naudojamos kaip degalai, yra jų degimo šiluma. Iš bendrosios chemijos žinoma yra žinoma, kad vandenilio sąveikos reakcija su deguonimi atsiranda su šilumos išleidimo. Jei vartojate 1 mol H 2 (2 g) ir 0,5 mol O 2 (16 g) standartinėmis sąlygomis ir sužadinkite reakciją, tada pagal lygtį

H 2 + 0,5 o 2 \u003d h 2 o

baigus reakciją, 1 mol H 2 O (18 g) yra suformuotas su 285,8 kJ / mol energijos išsiskyrimu (palyginimui: acetileno degimo šiluma yra 1300 kJ / mol, propano - 2200 kJ / mol) . 1 m³ vandenilio sveria 89,8 g (44,9 mol). Todėl bus išleista 12832,4 kJ energijos, norint gauti 1 m³ vandenilio. Atsižvelgiant į tai, kad 1 kW · h \u003d 3600 kJ, mes gauname 3,56 kWh elektros energijos. Žinant tarifą už 1 kW elektros energijos ir 1 m³ dujų kaina, galima daryti išvadą apie perėjimo į vandenilio kurą galimybių.

Pavyzdžiui, eksperimentinis modelis HONDA FCX 3 kartų su vandenilio bako 156 l (yra 3,12 kg vandenilio slėgio 25 MPa) 355 km diskus. Atitinkamai 123,8 kWh gaunama iš 3,12 kg h2. 100 km energijos suvartojimas bus 36,97 kWh. Žinant elektros energijos sąnaudas, dujų ar benzino sąnaudas, jų vartojimas automobiliui už 100 km yra lengva apskaičiuoti neigiamą ekonominį poveikį automobilio perėjimo į vandenilio kurą. Tarkime (Rusija 2008), 10 centų už kWh elektros energiją sukelti tai, kad 1 m³ vandenilio veda į 35,6 centų kainą ir atsižvelgiant į vandens skilimo 40-45 centų efektyvumą, tas pats skaičius kWh · H iš benzino deginimo 12832,4 kg / 42000kj / 0.7kg / l * 80tesunts / l \u003d 34 centai mažmeninės kainos, o vandeniluogės, mes apskaičiavome tobulą variantą, neatsižvelgdami į transporto, nusidėvėjimo įrangą ir tt Metanas su maždaug 39 MJ degimo energija M³ rezultatas bus mažesnis nei nuo dviejų iki keturių kartų dėl kainos skirtumo (1m³ Ukrainai kainuoja $ 179 ir 350 JAV dolerių). Tai reiškia, kad lygiavertis metano kiekis kainuos 10-20 centų.

Tačiau mes neturėtume pamiršti, kad deginant vandenilį, mes gauname švarų vandenį, iš kurio jis buvo išgaunamas. Tai yra, mes turime atsinaujinančius pplash. Energija be žalos aplinkai, priešingai nei dujų ar benzino, kurie yra pirminiai energijos šaltiniai.

PHP 377 eilutėje ĮSPĖJIMAS: Reikalauti (http: //www..php): Nepavyko atidaryti srauto: Nereikia tinkamo pakuotės /hsphere/local/home/winexin/winexins/sight/tabl/vodorod.php on line 377 mirtini Klaida: Reikalauti (): Nepavyko atidaryti "http: //www..php" (įskaitant_path \u003d ".. PHP 377 eilutėje