Automobilis be išmetamųjų dujų. Tai „Toyota“ pagamintas „Mirai“. Automobilis varomas vandeniliniu kuru.

Iš išmetimo vamzdžių išeina tik įkaitęs oras ir vandens garai. Ateities automobilis jau važinėja keliais, nors ir susiduria su degalų papildymo problemomis.

Nors, atsižvelgiant į vandenilio gausą Visatoje, tokios problemos neturėtų būti.

Pasaulį sudaro trys ketvirtadaliai medžiagos. Taigi, jūsų serijos numeris vandenilio elementas pateisina. Šiandien visas dėmesys jam.

Vandenilio savybės

Būdamas pirmuoju elementu vandenilis atsiranda pirmoji medžiaga. Tai vanduo. Yra žinoma, kad jo formulė yra H2O.

Įjungta Graikiškas pavadinimas vandenilis rašomas kaip hidrogeniumas, kur hidro yra vanduo, o genijus turi generuoti.

Tačiau elementui pavadinimą davė ne graikai, o prancūzų gamtininkas Laurent'as Lavoisier. Prieš jį vandenilį tyrinėjo Henry Cavendish, Nicola Lemery ir Theophrastus Paracelsus.

Pastarasis iš tikrųjų paliko mokslą pirmą kartą paminėdamas pirmąją medžiagą. Įrašas datuojamas XVI a. Kokias išvadas padarė mokslininkai vandenilis?

Elemento charakteristikos– dvilypumas. Vandenilio atomas turi tik 1 elektroną. Kai kuriose reakcijose medžiaga ją išskiria.

Taip elgiasi tipiškas pirmosios grupės metalas. Tačiau vandenilis gali užbaigti savo apvalkalą, ne atiduodamas, o priimdamas 1 elektroną.

Šiuo atveju 1-asis elementas elgiasi kaip halogenai. Jie yra 17-oje periodinės lentelės grupėje ir yra linkę formuotis.

Kuriame iš jų galima rasti vandenilio? Pavyzdžiui, hidrosulfide. Jo formulė: - NaHS.

Šis elemento vandenilio junginys yra pagrįstas . Kaip matyti, vandenilio atomus iš jo išstumia natris tik iš dalies.

Vieno elektrono turėjimas ir galimybė jo atsisakyti paverčia vandenilio atomą protonu. Taip pat branduolyje yra tik viena dalelė su teigiamu krūviu.

Santykinė protono masė su elektronu yra lygi 2 um. Rodiklis yra 14 kartų mažesnis nei oro. Be elektrono materija dar lengvesnė.

Išvada, kad vandenilis yra dujos, rodo pati savaime. Tačiau elementas taip pat turi skystą formą. Suskystinimas vyksta -252,8 laipsnių Celsijaus temperatūroje.

Dėl savo mažo dydžio cheminis elementas vandenilis turi savybę prasiskverbti per kitas medžiagas.

Taigi, jei pripūsite orą ne heliu ar paprastu oru, o švariu elementu Nr.1, jis ištuštės per porą dienų.

Dujų dalelės lengvai pateks į poras. Vandenilis taip pat patenka į kai kuriuos metalus, pavyzdžiui, ir.

Jų struktūroje kaupiasi medžiaga, kylant temperatūrai, išgaruoja.

Bent jau įtrauktas vandenilis vandenyje, jis blogai tirpsta. Ne veltui laboratorijose elementas izoliuojamas išstumiant drėgmę. Kaip pramonininkai išgauna pirmąją medžiagą? Tam skirsime kitą skyrių.

Vandenilio gamyba

Vandenilio formulė leidžia jį išgauti bent 6 būdais. Pirmasis yra metano reformavimas garais ir gamtines dujas.

Imamos legroino frakcijos. Iš jų kataliziniu būdu išgaunamas grynas vandenilis. Tam reikia vandens garų.

Antrasis būdas išgauti 1-ąją medžiagą yra dujofikavimas. kuras įkaitinamas iki 1500 laipsnių, paverčiant jį degiomis dujomis.

Tam reikia oksidatoriaus. Pakanka reguliaraus atmosferos deguonies.

Trečiasis vandenilio gamybos būdas yra vandens elektrolizė. Per jį praeina srovė. Tai padeda išryškinti norimą elementą ant elektrodų.

Taip pat galite naudoti pirolizę. Tai yra terminis junginių skilimas. Tiek organinės, tiek neorganinės medžiagos, pavyzdžiui, vanduo, yra priverstos suirti. Procesas vyksta veikiant aukštai temperatūrai.

Penktas vandenilio gamybos būdas yra dalinė oksidacija, o šeštasis – biotechnologijos.

Pastarasis reiškia dujų išgavimą iš vandens per biocheminį skaidymą. Specialūs dumbliai padeda.

Reikalingas uždaras fotobioreaktorius, todėl 6-asis metodas naudojamas retai. Tiesą sakant, populiarus tik garų konvertavimo metodas.

Tai pigiausia ir paprasčiausia. Tačiau dėl daugybės alternatyvų vandenilis yra pageidautina žaliava pramonei, nes nėra priklausomybės nuo konkretaus elemento šaltinio.

Vandenilio panaudojimas

Naudojamas vandenilis sintezei. Šis junginys yra šaldymo technologijoje naudojamas šaltnešis, žinomas kaip amoniako komponentas ir naudojamas kaip rūgščių neutralizatorius.

Vandenilis taip pat naudojamas sintezei druskos rūgštis. Tai antras vardas.

Jis reikalingas, pavyzdžiui, metaliniams paviršiams valyti ir juos poliruoti. IN maisto pramonė druskos rūgštis – rūgštingumą reguliuojanti medžiaga E507.

Kaip maisto priedai Pats vandenilis taip pat registruojamas. Jo pavadinimas ant gaminio pakuotės yra E949.

Jis ypač naudojamas margarino gamyboje. Hidrinimo sistema iš tikrųjų gamina margariną.

Riebaluose augaliniuose aliejuose kai kurie ryšiai nutrūksta. Plyšimo vietose atsiranda vandenilio atomai. Tai paverčia skystą medžiagą santykine.

Vaidmenyje vandenilio kuro elementas Iki šiol jis naudojamas ne tiek raketose, kiek raketose.

Pirmoji medžiaga dega deguonimi, kuris suteikia energijos erdvėlaivių judėjimui.

Taip, vienas galingiausių Rusijos raketos„Energija“ veikia naudojant vandenilio kurą. Pirmasis elementas jame yra suskystintas.

Vandenilio degimo reakcija deguonyje taip pat naudinga atliekant suvirinimo darbus. Galima klijuoti ugniai atspariausias medžiagas.

Reakcijos temperatūra gryna forma yra 3000 laipsnių Celsijaus. Naudojant specialius galima pasiekti 4000 laipsnių.

Bet koks metalas „pasiduos“. Beje, metalai taip pat gaunami naudojant 1 elementą. Reakcija pagrįsta vertingų medžiagų išskyrimu iš jų oksidų.

Branduolinė pramonė skundžiasi vandenilio izotopai. Jų yra tik 3. Vienas iš jų yra tritis. Tai radioaktyvus.

Taip pat yra neradioaktyvaus protiumo ir deuterio. Nors tritis skleidžia pavojų, jis atsiranda natūraliai.

Izotopas susidaro viršutiniuose atmosferos sluoksniuose, kuriuos veikia kosminiai spinduliai. Tai sukelia branduolines reakcijas.

Žemės paviršiuje esančiuose reaktoriuose tritis yra neutronų apšvitinimo rezultatas.

Vandenilio kaina

Dažniausiai pramonininkai siūlo vandenilio dujas, natūraliai suslėgtas ir specialioje talpykloje, kuri neleis mažiems medžiagos atomams.

Pirmasis elementas yra padalintas į techninį ir išgrynintą, tai yra aukščiausios klasės. Yra net vandenilio klasės, pavyzdžiui, „A“.

Jai taikomas GOST 3022-80. Tai techninės dujos. Už 40 kubinių litrų gamintojai prašo kiek mažiau nei 1000. Už 50 litrų jie duoda 1300.

GOST grynam vandeniliui - R 51673-2000. Dujų grynumas yra 9,9999%. Tačiau techninis elementas yra šiek tiek prastesnis.

Jo grynumas yra 9,99%. Tačiau už 40 kubinių litrų gryna medžiaga Jie jau duoda daugiau nei 13 000 rublių.

Kainos etiketė rodo, koks sunkus galutinis dujų valymo etapas pramonininkams. Už 50 litrų cilindrą turėsite sumokėti 15 000-16 000 rublių.

Skystas vandenilis beveik nenaudota. Tai per brangu, o nuostoliai dideli. Todėl pasiūlymų parduoti ar pirkti nėra.

Suskystintą vandenilį ne tik sunku gauti, bet ir saugoti. Minus 252 laipsnių temperatūra – ne juokas.

Todėl niekas neketina juokauti apie efektyvių ir lengvai valdomų dujų naudojimą.

/mol (eV)

Elektroninė konfigūracija 1s 1 Cheminės savybės Kovalentinis spindulys 32 val Jonų spindulys 54 (–1 e) val Elektronegatyvumas
(pagal Paulingą) 2,20 Elektrodo potencialas Oksidacijos būsenos 1, −1 Paprastos medžiagos termodinaminės savybės Tankis
medžiagų 0,0000899 (esant 273 (0 °C)) /cm³ Molinė šiluminė talpa 14,235 J / ( mol) Šilumos laidumas 0,1815 W/(·) Lydymosi temperatūra 14,01 Lydymosi šiluma 0,117 kJ/mol Virimo temperatūra 20,28 Garavimo šiluma 0,904 kJ/mol Molinis tūris 14,1 cm³/mol Paprastos medžiagos kristalinė gardelė Grotelių struktūra šešiakampė Grotelių parametrai a=3,780 c=6,167 c/a santykis 1,631 Debye temperatūra 110

H	1
1,00794
1s 1
Vandenilis

Vandenilis yra pirmasis periodinės elementų lentelės elementas. Plačiai paplitęs gamtoje. Dažniausio vandenilio izotopo katijonas (ir branduolys) yra 1H-protonas. 1H branduolio savybės leidžia plačiai taikyti BMR spektroskopiją analizei organinės medžiagos.

Vandenilio istorija

Degiųjų dujų išsiskyrimas rūgščių ir metalų sąveikos metu pastebėtas XVI ir XVII amžius chemijos, kaip mokslo, formavimosi aušroje. M. V. Lomonosovas ir M. V. tiesiogiai nurodė jo izoliaciją, tačiau jau tikrai žinojo, kad tai nebuvo flogistonas. Anglų fizikas ir chemikas G. Cavendishas ištyrė šias dujas 1766 m. ir pavadino jas „degiu oru“. Degimas „degus oras“ gamino vandenį, tačiau Cavendish'as laikėsi flogistono teorijos, kad jis negalėjo padaryti teisingų išvadų. Prancūzų chemikas A. Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Meunier, naudodamas specialius dujų matuoklius, 1783 m. atliko vandens sintezę, o po to jos analizę, vandens garus skaidant karšta geležimi. Taigi jis nustatė, kad „degus oras“ yra vandens dalis ir gali būti iš jo gaunamas.

Vandenilio pavadinimo kilmė

Lavoisier vandeniliui suteikė pavadinimą hidrogenas (iš ὕδωρ - „vanduo“ ir γενναω - „Aš pagimdžiu“) - „gimdysiu vandenį“. Rusišką pavadinimą „vandenilis“ pasiūlė chemikas M. F. Solovjovas 1824 m., Analogiškai su Lomonosovo „deguonimi“.

Vandenilio gausa

Visatoje

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Jis sudaro apie 92% visų atomų (8% yra helio atomai, visų kitų elementų dalis kartu yra mažesnė nei 0,1%). Taigi vandenilis yra pagrindinis komponentasžvaigždės ir tarpžvaigždinės dujos. Žvaigždžių temperatūrų sąlygomis (pvz., Saulės paviršiaus temperatūra ~6000 °C) tarpžvaigždinėje erdvėje egzistuoja plazmos pavidalu, šis elementas egzistuoja atskirų molekulių, atomų ir jonų pavidalu ir gali susidaryti molekuliniai debesys, kurių dydis, tankis ir temperatūra labai skiriasi.

Žemės pluta ir gyvi organizmai

Vandenilio masės dalis žemės plutoje yra 1% – tai dešimtas pagal gausumą elementas. Tačiau jo vaidmenį gamtoje lemia ne masė, o atomų skaičius, kurio dalis tarp kitų elementų yra 17% (antra vieta po deguonies, kurio atomų dalis ~52%). Todėl vandenilio svarba Žemėje vykstančiuose cheminiuose procesuose yra beveik tokia pat didelė kaip deguonies. Skirtingai nuo deguonies, kuris Žemėje egzistuoja ir surišto, ir laisvo pavidalo, beveik visas vandenilis Žemėje yra junginių pavidalu; Atmosferoje yra tik labai mažas vandenilio kiekis paprastos medžiagos pavidalu (0,00005 tūrio%).

Vandenilis yra beveik visų organinių medžiagų dalis ir yra visose gyvose ląstelėse. Gyvose ląstelėse vandenilis sudaro beveik 50% atomų skaičiaus.

Vandenilio gamyba

Pramoniniai paprastų medžiagų gamybos būdai priklauso nuo to, kokia forma atitinkamas elementas randamas gamtoje, tai yra, kokia gali būti žaliava jo gamybai. Taigi deguonis, kuris yra laisvas, gaunamas fizinėmis priemonėmis - atskiriant nuo skysto oro. Beveik visas vandenilis yra junginių pavidalu, todėl jį gauti jie naudoja cheminiai metodai. Visų pirma gali būti naudojamos skilimo reakcijos. Vienas iš vandenilio gamybos būdų yra vandens skaidymas elektros srove.

Pagrindinis pramoninis vandenilio gamybos būdas yra metano, kuris yra gamtinių dujų dalis, reakcija su vandeniu. Atliekama aukštoje temperatūroje (nesunku įsitikinti, kad metanui leidžiant net per verdantį vandenį nevyksta jokia reakcija):

Laboratorijoje paprastoms medžiagoms gauti nebūtinai naudojamos natūralios žaliavos, o pasirenkamos tokios pradinės medžiagos, iš kurių lengviau išskirti reikiamą medžiagą. Pavyzdžiui, laboratorijoje deguonis negaunamas iš oro. Tas pats pasakytina ir apie vandenilio gamybą. Vienas iš laboratorinių vandenilio gamybos būdų, kuris kartais naudojamas pramonėje, yra vandens skaidymas elektros srove.

Paprastai vandenilis gaminamas laboratorijoje, reaguojant cinkui su druskos rūgštis.

Vandenilio gamyba pramonėje

1.Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė:
2NaCl +2H2O → H2 +2NaOH +Cl2

2. Vandens garų perleidimas per karštą koksą maždaug 1000 °C temperatūroje:
H 2 O + ⇄ H 2 +CO

3. Iš gamtinių dujų.

Steam konvertavimas:
CH 4 +H 2 O ⇄ CO +3H 2 (1000 °C)
Katalizinė oksidacija deguonimi:
2CH 4 +O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Angliavandenilių krekingas ir riformingas naftos perdirbimo metu.

Vandenilio gamyba laboratorijoje

1.Atskiestų rūgščių poveikis metalams. Šiai reakcijai atlikti dažniausiai naudojamas cinkas ir praskiesta druskos rūgštis:
+2HCl → ZnCl2 +H2

2. Kalcio sąveika su vandeniu: |
+2H2O → Ca(OH)2 +H2

3. Hidridų hidrolizė:
NaH +H2O → NaOH +H2

4. Šarmų poveikis cinkui arba aliuminiui:
2 +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
+2KOH +2H2O → K2 +H2

5. Naudojant elektrolizę. Vandeninių šarmų ar rūgščių tirpalų elektrolizės metu katode išsiskiria vandenilis, pavyzdžiui:
2H 3O + +2e - → H2 +2H2O

Papildoma informacija apie vandenilį

Bioreaktorius vandenilio gamybai

Vandenilio fizinės savybės

Vandenilio emisijos spektras

Vandenilio emisijos spektras

Vandenilio modifikacijas galima atskirti adsorbuojant ant aktyviosios anglies skysto azoto temperatūroje. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyra tarp ortovandenilio ir paravandenilio beveik visiškai pasislenka pastarojo link. 80 K temperatūroje formų santykis yra maždaug 1:1. Kaitinamas, desorbuotas paravandenilis paverčiamas ortovandeniliu, kol susidaro kambario temperatūros pusiausvyros mišinys (orto-para: 75:25). Be katalizatoriaus transformacija vyksta lėtai (tarpžvaigždinės terpės sąlygomis - būdingais laikais iki kosmologinių), o tai leidžia ištirti atskirų modifikacijų savybes.

Vandenilis yra lengviausios dujos, 14,5 karto lengvesnės už orą. Akivaizdu, kad kuo mažesnė molekulių masė, tuo didesnis jų greitis toje pačioje temperatūroje. Kadangi vandenilio molekulės yra lengviausios, jos juda greičiau nei bet kurių kitų dujų molekulės ir todėl gali greičiau perduoti šilumą iš vieno kūno į kitą. Iš to išplaukia, kad vandenilis turi didžiausią šilumos laidumą tarp dujinių medžiagų. Jo šilumos laidumas yra maždaug septynis kartus didesnis nei oro šilumos laidumas.

Vandenilio molekulė yra dviatomė – H2. Normaliomis sąlygomis tai yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Tankis 0,08987 g/l (nr.), virimo temperatūra –252,76 °C, specifinė šiluma degimas 120,9 10 6 J/kg, mažai tirpus vandenyje - 18,8 ml/l. Vandenilis gerai tirpsta daugelyje metalų (, ir tt), ypač paladyje (850 tūrių 1 tūryje Pd). Vandenilio tirpumas metaluose yra susijęs su jo gebėjimu difunduoti per juos; Difuziją per anglies lydinį (pavyzdžiui, plieną) kartais lydi lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglimi (vadinamoji dekarbonizacija). Praktiškai netirpsta sidabre.

Vandenilio fazės diagrama

Skystas vandenilis egzistuoja labai siaurame temperatūros diapazone nuo –252,76 iki –259,2 °C. Tai bespalvis skystis, labai lengvas (tankis esant –253 °C 0,0708 g/cm3) ir skystas (klampumas esant –253 °C 13,8 spuaz). Kritiniai vandenilio parametrai yra labai žemi: ​​temperatūra –240,2 °C ir slėgis 12,8 atm. Tai paaiškina vandenilio suskystinimo sunkumus. Skystoje būsenoje pusiausvyros vandenilis susideda iš 99,79% para-H2, 0,21% orto-H2.

Kietas vandenilis, lydymosi temperatūra –259,2 °C, tankis 0,0807 g/cm 3 (prie –262 °C) – į sniegą panaši masė, šešiakampiai kristalai, erdvės grupė P6/mmc, ląstelės parametrai a=3,75 c=6.12. Esant aukštam slėgiui, vandenilis virsta metaline būsena.

Izotopai

Vandenilis yra trijų izotopų, turinčių individualius pavadinimus, pavidalu: 1 H - protium (H), 2 H - deuteris (D), 3 H - tritis (radioaktyvus) (T).

Protis ir deuteris yra stabilūs izotopai, kurių masės skaičiai yra 1 ir 2. Jų kiekis gamtoje yra atitinkamai 99,9885 ± 0,0070 % ir 0,0115 ± 0,0070 %. Šis santykis gali šiek tiek skirtis priklausomai nuo vandenilio šaltinio ir būdo.

Vandenilio izotopas 3H (tritis) yra nestabilus. Jo pusinės eliminacijos laikas yra 12,32 metų. Natūraliai tričio yra labai mažais kiekiais.

Literatūroje taip pat pateikiami duomenys apie vandenilio izotopus, kurių masės skaičius yra 4–7, o pusinės eliminacijos laikas – 10–22–10–23 s.

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

Iš visų izotopų cheminiai elementai Vandenilio izotopų fizinės ir cheminės savybės labiausiai skiriasi viena nuo kitos. Taip yra dėl didžiausio santykinio atomų masių pokyčio.

	Temperatūra tirpsta, K	Temperatūra verdantis, K	Trigubas taškas, K/kPa	Kritinis taškas, K/kPa	Tankis skystis/dujos, kg/m³
H 2	13.95	20,39	13,96 /7,3	32,98 /1,31	70,811 /1,316
HD	16,60	22,13	16,60 /12,8	35,91 /1,48	114,80 /1,802
HT		22,92	17,63 /17,7	37,13 /1,57	158,62 /2,310
D 2	18,62	23,67	18,73 /17,1	38,35 /1,67	162,50 /2,230
D.T.		24.38	19,71 /19,4	39,42 /1,77	211,54 /2,694
T 2		25,04	20,62 /21,6	40,44 /1,85	260,17 /3,136

Deuteris ir tritis taip pat turi orto ir para modifikacijų: p-D 2, o-D 2, p-T 2, o-T 2. Heteroizotopinis vandenilis (HD, HT, DT) neturi orto ir para modifikacijų.

Cheminės savybės

Vandenilio molekulės H2 yra gana stiprios, o tam, kad vandenilis sureaguotų, reikia sunaudoti daug energijos:

N 2 = 2H – 432 kJ

Todėl įprastoje temperatūroje vandenilis reaguoja tik su labai aktyviais metalais, tokiais kaip kalcis, sudarydamas kalcio hidridą:

H2 =CaH2

ir su vieninteliu nemetalu - fluoru, sudarydamas vandenilio fluoridą:

F2+H2=2HF

Vandenilis reaguoja su dauguma metalų ir nemetalų esant aukštai temperatūrai arba veikiant kitokiam poveikiui, pavyzdžiui, apšvietimui:

O2 +2H2 =2H2O

Jis gali „atimti“ deguonį iš kai kurių oksidų, pavyzdžiui:

CuO +H2 = +H2O

Užrašyta lygtis atspindi vandenilio redukcines savybes.

N2 +3H2 → 2NH3

Su halogenais sudaro vandenilio halogenidus:

F 2 +H 2 → 2HF, reakcija vyksta sprogstamai tamsoje ir bet kokioje temperatūroje, Cl 2 +H 2 → 2HCl, reakcija vyksta sprogstamai, tik šviesoje.

Esant dideliam karščiui, jis sąveikauja su suodžiais:

2H 2 → CH 4

Sąveika su šarminiais ir šarminių žemių metalais

Sąveikaujant su aktyviais metalais vandenilis sudaro hidridus:

2 +H2 → 2NaH +H2 → CaH2 +H2 → MgH2

Hidridai- į druską panašios kietos medžiagos, lengvai hidrolizuojamos:

CaH2 +2H2O → Ca(OH)2 +2H2

Sąveika su metalų oksidais (dažniausiai d-elementais)

Oksidai redukuojami į metalus:

CuO +H2 → Cu +H2O Fe 2O3 +3H2 → 2Fe +3H2O WO3 +3H2 → W+3H2O

Organinių junginių hidrinimas

Molekulinis vandenilis plačiai naudojamas organinėje sintezėje organinių junginių redukcijai. Šie procesai vadinami hidrinimo reakcijos. Šios reakcijos vykdomos dalyvaujant katalizatoriui aukštas kraujospūdis ir temperatūra. Katalizatorius gali būti vienalytis (pvz., Wilkinson Catalyst) arba nevienalytis (pvz., Raney nikelis, paladis ant anglies).

Taigi, ypač katalizinio nesočiųjų junginių, tokių kaip alkenai ir alkinai, hidrinimo metu susidaro sotieji junginiai – alkanai.

Vandenilio geochemija

Laisvasis vandenilis H2 yra gana retas sausumos dujose, tačiau vandens pavidalu jis užima itin svarbią vietą geocheminiuose procesuose.

Vandenilis mineraluose gali būti amonio jonų, hidroksilo jonų ir kristalinio vandens pavidalu.

Atmosferoje vandenilis nuolat gaminasi dėl vandens skaidymo saulės spindulių poveikio. Mažos masės vandenilio molekulės turi didelį difuzijos judėjimo greitį (jis artimas antram pabėgimo greitis) ir, patekęs į viršutinius atmosferos sluoksnius, gali skristi į kosmosą.

Gydymo ypatumai

Vandenilio panaudojimas

Atominis vandenilis naudojamas atominiam vandeniliniam suvirinimui.

Chemijos pramonė

Amoniako, metanolio, muilo ir plastikų gamyboje

Maisto pramonė

Gaminant margariną iš skystų augalinių aliejų.
Registruotas kaip maisto papildas E949(pakavimo dujos)

Aviacijos pramonė

Vandenilis yra labai lengvas ir visada kyla ore. Kadaise dirižabliai ir balionai užpildytas vandeniliu. Tačiau 30-aisiais. XX amžiuje Sprogus ir sudegus dirižabliams įvyko keletas nelaimių. Šiais laikais dirižabliai pripildyti helio.

Kuro

Vandenilis naudojamas kaip raketų kuras. Atliekami vandenilio, kaip automobilių ir sunkvežimių kuro, naudojimo tyrimai. Vandeniliniai varikliai neteršia aplinkos ir išskiria tik vandens garus.

Vandenilio-deguonies kuro elementai naudoja vandenilį, kad cheminės reakcijos energiją tiesiogiai paverstų elektros energija.

Vandenilis, vandenilis, H (1)
Vandenilis ilgą laiką buvo žinomas kaip degus (degus) oras. Jis buvo gautas veikiant rūgštims metalus, kaip sprogstančių dujų degimas ir sprogimai buvo pastebėti Paracelso, Boyle'o, Lemery ir kitų XVI-XVIII a. Išplitus flogistono teorijai, kai kurie chemikai bandė vandenilį gaminti kaip „laisvąjį flogistoną“. Lomonosovo disertacijoje „Apie metalinį blizgesį“ aprašoma vandenilio gamyba „rūgščių alkoholių“ (pavyzdžiui, „druskos alkoholio“, t. y. druskos rūgšties) veikiant geležį ir kitus metalus; rusų pirmiausia mokslininkas(1745) iškėlė hipotezę, kad vandenilis ("degūs garai" - garai inflammabilis) yra flogistonas. Cavendishas, ​​detaliai tyrinėjęs vandenilio savybes, 1766 m. iškėlė panašią hipotezę. Jis pavadino vandenilį „degiu metalų oru“ ir manė, kaip ir visi flogistikai, kad ištirpęs rūgštyse metalas praranda flogistoną. Lavoisier, kuris 1779 m. ištyrė vandens sudėtį per jo sintezę ir skaidymą, vandenilį pavadino vandeniliu (vandeniliu) arba vandeniliu (vandeniliu), iš graikų kalbos. gidor - vanduo ir gaynome - gaminu, pagimdu.

1787 m. nomenklatūros komisija priėmė žodį gamyba Vandenilis iš gennao, aš pagimdžiu. Lavoisier paprastų kūnų lentelėje vandenilis minimas tarp penkių (šviesa, šiluma, deguonis, azotas, vandenilis) „paprastų kūnų, priklausančių visoms trims gamtos karalystėms ir kuriuos reikėtų laikyti kūnų elementais“; Kaip seną vandenilio pavadinimo sinonimą, Lavoisier vadina degiąsias dujas (Gaz inflammable), degiųjų dujų bazę. XVIII amžiaus pabaigos ir XIX amžiaus pradžios rusų chemijos literatūroje. Yra dviejų tipų vandenilio pavadinimai: flogistiniai (degiosios dujos, degus oras, degus oras, degus oras) ir antiflogistiniai (vandenį kurianti, vandenį kurianti būtybė, vandenį kurianti dujos, vandenilio dujos, vandenilis). Abi žodžių grupės yra prancūziškų vandenilio pavadinimų vertimai.

Vandenilio izotopai buvo atrasti šio amžiaus 30-aisiais ir greitai įgijo didelę reikšmę moksle ir technikoje. 1931 metų pabaigoje Urey, Brekwedd ir Murphy ištyrė likučius po ilgalaikio skysto vandenilio išgarinimo ir aptiko jame sunkųjį vandenilį, kurio atominė masė buvo 2. Šis izotopas buvo vadinamas deuteriu (D) iš graikų kalbos – kitas, antrasis. . Po ketverių metų vandenyje, kuriam buvo atlikta ilgalaikė elektrolizė, buvo aptiktas dar sunkesnis vandenilio izotopas 3H, kuris buvo vadinamas tričiu (Tritium, T), iš graikų kalbos – trečias.

Periodinėje lentelėje ji turi savo konkrečioje vietoje padėtis, kuri atspindi jo demonstruojamas savybes ir kalba apie jo elektroninę struktūrą. Tačiau tarp jų yra vienas ypatingas atomas, kuris vienu metu užima dvi ląsteles. Jis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Tai vandenilis. Tokios savybės daro jį unikaliu.

Vandenilis yra ne tik elementas, bet ir paprasta medžiaga, taip pat daugelio sudėtingų junginių dalis, biogeninis ir organogeninis elementas. Todėl leiskite mums išsamiau apsvarstyti jo savybes ir savybes.

Vandenilis kaip cheminis elementas

Vandenilis yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės elementas, taip pat septintosios pagrindinio pogrupio grupės elementas pirmuoju mažuoju laikotarpiu. Šis laikotarpis susideda tik iš dviejų atomų: helio ir elemento, kurį svarstome. Apibūdinkime pagrindinius vandenilio padėties periodinėje lentelėje ypatumus.

1. Vandenilio atominis skaičius yra 1, elektronų skaičius yra toks pat ir atitinkamai protonų skaičius yra toks pat. Atominė masė – 1,00795. Yra trys šio elemento izotopai, kurių masės skaičiai yra 1, 2, 3. Tačiau kiekvieno iš jų savybės labai skirtingos, nes vandenilio masės padidėjimas net vienu iš karto yra dvigubas.
2. Tai, kad jo išoriniame paviršiuje yra tik vienas elektronas, leidžia sėkmingai parodyti ir oksiduojančias, ir redukuojančias savybes. Be to, dovanojus elektroną, jis lieka su laisva orbita, kuri dalyvauja formuojant cheminius ryšius pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.
3. Vandenilis yra stiprus reduktorius. Todėl jo pagrindine vieta laikoma pirmoji pagrindinio pogrupio grupė, kur ji vadovauja aktyviausiems metalams – šarmams.
4. Tačiau sąveikaujant su stipriais reduktoriais, tokiais kaip metalai, jis taip pat gali būti oksidatorius, priimantis elektroną. Šie junginiai vadinami hidridais. Pagal šią savybę jis priklauso halogenų pogrupiui, su kuriuo jis yra panašus.
5. Dėl labai mažos atominės masės vandenilis laikomas lengviausiu elementu. Be to, jo tankis taip pat labai mažas, todėl tai taip pat yra lengvumo etalonas.

Taigi akivaizdu, kad vandenilio atomas yra visiškai unikalus elementas, skirtingai nuo visų kitų elementų. Vadinasi, jo savybės taip pat yra ypatingos, o susidarančios paprastos ir sudėtingos medžiagos yra labai svarbios. Apsvarstykime juos toliau.

Paprasta medžiaga

Jei mes kalbame apie šį elementą kaip apie molekulę, turime pasakyti, kad jis yra diatominis. Tai yra, vandenilis (paprasta medžiaga) yra dujos. Jo empirinė formulė bus parašyta kaip H2, o grafinė formulė bus parašyta per vieną sigma H-H ryšį. Ryšio tarp atomų susidarymo mechanizmas yra kovalentinis nepolinis.

1. Garų metano reformavimas.
2. Anglies dujinimas – procesas apima anglies kaitinimą iki 1000 0 C, todėl susidaro vandenilis ir daug anglies turinčios anglys.
3. Elektrolizė. Šis metodas gali būti naudojamas tik įvairių druskų vandeniniams tirpalams, nes dėl lydalo katodo vanduo neišleidžiamas.

Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:

1. Metalo hidridų hidrolizė.
2. Praskiestų rūgščių poveikis aktyviems metalams ir vidutiniam aktyvumui.
3. Šarminių ir šarminių žemių metalų sąveika su vandeniu.

Norėdami surinkti susidariusį vandenilį, mėgintuvėlį turite laikyti apverstą. Juk šių dujų negalima surinkti taip, kaip, pavyzdžiui, anglies dvideginio. Tai vandenilis, jis daug lengvesnis už orą. Jis greitai išgaruoja ir dideli kiekiai Susimaišęs su oru sprogsta. Todėl mėgintuvėlis turi būti apverstas. Užpildžius jį reikia uždaryti guminiu kamščiu.

Norėdami patikrinti surinkto vandenilio grynumą, prie kaklo turėtumėte neštis degtuką. Jei plojimas yra nuobodus ir tylus, tai reiškia, kad dujos yra švarios, su minimaliomis oro priemaišomis. Jei jis garsiai ir švilpia, jis yra nešvarus, jame yra daug pašalinių komponentų.

Naudojimo sritys

Deginant vandenilį išsiskiria tiek daug didelis skaičius energijos (šilumos), kad šios dujos laikomos pelningiausiu kuru. Be to, jis yra nekenksmingas aplinkai. Tačiau iki šiol jo taikymas šioje srityje yra ribotas. Taip yra dėl neapgalvotų ir neišspręstų gryno vandenilio sintezės problemų, kurios būtų tinkamos naudoti kaip kuras reaktoriuose, varikliuose ir nešiojamuose įrenginiuose, taip pat gyvenamųjų namų šildymo katiluose.

Juk šių dujų gamybos būdai yra gana brangūs, todėl pirmiausia reikia sukurti specialų sintezės metodą. Toks, kuris leis jums gauti gaminį dideliais kiekiais ir minimaliomis sąnaudomis.

Yra keletas pagrindinių sričių, kuriose naudojamos mūsų svarstomos dujos.

1. Cheminės sintezės. Hidrinimas naudojamas muilui, margarinui ir plastikams gaminti. Dalyvaujant vandeniliui, sintetinamas metanolis ir amoniakas, taip pat kiti junginiai.
2. Maisto pramonėje - kaip priedas E949.
3. Aviacijos pramonė (raketų mokslas, orlaivių gamyba).
4. Elektros energijos pramonė.
5. Meteorologija.
6. Ekologiškas kuras.

Akivaizdu, kad vandenilis yra tiek pat svarbus, kiek jo gausu gamtoje. Įvairūs jo sudaryti junginiai vaidina dar didesnį vaidmenį.

Vandenilio junginiai

Tai sudėtingos medžiagos, turinčios vandenilio atomų. Yra keletas pagrindinių tokių medžiagų tipų.

1. Vandenilio halogenidai. Bendra formulė yra HHal. Ypatinga reikšmė tarp jų yra vandenilio chloridas. Tai dujos, kurios ištirpsta vandenyje ir susidaro druskos rūgšties tirpalas. Ši rūgštis plačiai naudojama beveik visose cheminėse sintezėse. Be to, tiek organinių, tiek neorganinių. Vandenilio chloridas yra junginys, kurio empirinė formulė HCL ir yra vienas didžiausių mūsų šalyje kasmet pagaminamų. Vandenilio halogenidai taip pat apima vandenilio jodidą, vandenilio fluoridą ir vandenilio bromidą. Visi jie sudaro atitinkamas rūgštis.
2. Lakios Beveik visos jos yra gana nuodingos dujos. Pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, metanas, silanas, fosfinas ir kt. Tuo pačiu metu jie yra labai degūs.
3. Hidridai yra junginiai su metalais. Jie priklauso druskų klasei.
4. Hidroksidai: bazės, rūgštys ir amfoteriniai junginiai. Juose būtinai yra vienas ar daugiau vandenilio atomų. Pavyzdys: NaOH, K 2, H 2 SO 4 ir kt.
5. Vandenilio hidroksidas. Šis junginys geriau žinomas kaip vanduo. Kitas pavadinimas yra vandenilio oksidas. Empirinė formulė atrodo taip - H2O.
6. Vandenilio peroksidas. Tai stiprus oksidatorius, kurio formulė yra H 2 O 2.
7. Daugybė organiniai junginiai: angliavandeniliai, baltymai, riebalai, lipidai, vitaminai, hormonai, eteriniai aliejai ir kiti.

Akivaizdu, kad mūsų nagrinėjamo elemento junginių įvairovė yra labai didelė. Tai dar kartą patvirtina jo didelę svarbą gamtai ir žmonėms, taip pat visoms gyvoms būtybėms.

- tai geriausias tirpiklis

Kaip minėta pirmiau, bendras šios medžiagos pavadinimas yra vanduo. Susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, sujungtų kovalentinėmis jungtimis poliniai ryšiai. Vandens molekulė yra dipolis, tai paaiškina daugelį jos savybių. Visų pirma, tai yra universalus tirpiklis.

Tai yra vandens aplinka beveik visko pasitaiko cheminiai procesai. Vidinės plastiko ir energijos apykaitos reakcijos gyvuose organizmuose taip pat vykdomos naudojant vandenilio oksidą.

Vanduo pagrįstai laikomas svarbiausia medžiaga planetoje. Yra žinoma, kad joks gyvas organizmas negali gyventi be jo. Žemėje jis gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis:

• skystis;
• dujos (garai);
• kietas (ledas).

Priklausomai nuo vandenilio izotopo, esančio molekulėje, išskiriami trys vandens tipai.

1. Šviesus arba protiumas. Izotopas, kurio masės skaičius 1. Formulė – H 2 O. Tai įprasta forma, kurią naudoja visi organizmai.
2. Deuteris arba sunkusis, jo formulė yra D 2 O. Sudėtyje yra izotopas 2 H.
3. Super sunkus arba tritis. Formulė atrodo kaip T3O, izotopas - 3H.

Gėlo protiumo vandens atsargos planetoje yra labai svarbios. Daugelyje šalių jo jau trūksta. Kuriami metodai, skirti sūraus vandens apdorojimui geriamam vandeniui gaminti.

Vandenilio peroksidas yra universali priemonė

Šis junginys, kaip minėta aukščiau, yra puikus oksidatorius. Tačiau su stipriais atstovais jis gali elgtis ir kaip restauratorius. Be to, jis turi ryškų baktericidinį poveikį.

Kitas šio junginio pavadinimas yra peroksidas. Būtent tokia forma jis naudojamas medicinoje. Aptariamo junginio kristalinio hidrato 3% tirpalas yra medicininė medicina, kuriuo gydomos smulkios žaizdelės, siekiant jas dezinfekuoti. Tačiau buvo įrodyta, kad tai padidina žaizdos gijimo laiką.

Vandenilio peroksidas taip pat naudojamas raketų kurui, pramonėje dezinfekcijai ir balinimui bei kaip putojantis agentas gaminant atitinkamas medžiagas (pvz., putas). Be to, peroksidas padeda išvalyti akvariumus, balinti plaukus ir balinti dantis. Tačiau jis kenkia audiniams, todėl specialistų šiems tikslams nerekomenduoja.

Vandenilis(lot. hydrogenium), H, cheminis elementas, pirmasis pagal eilės numerį Mendelejevo periodinėje sistemoje; atominė masė 1.00797. At normaliomis sąlygomis V. - dujos; neturi spalvos, kvapo ar skonio.

Istorinis fonas. XVI–XVII a. chemikų darbuose. Degiųjų dujų išsiskyrimas, kai rūgštys veikia metalus, buvo ne kartą minėtas. 1766 metais Cavendish surinko ir ištyrė išleistas dujas, pavadindamas jas „degiu oru“. Būdamas teorijos šalininku flogistonas, Cavendishas manė, kad šios dujos yra grynas flogistonas. 1783 metais A. Lavoisier analizuodamas ir sintetindamas vandenį įrodė jo sudėties sudėtingumą, o 1787 m. kaip naują cheminį elementą identifikavo „degų orą“ (V.) ir suteikė jam. modernus pavadinimas hydrog e ne (iš graikų kalbos h y d o r - vanduo ir genn a o - aš pagimdžiu), o tai reiškia „gimdyti vandenį“; ši šaknis vartojama V. junginių ir jai dalyvaujančių procesų pavadinimuose (pavyzdžiui, hidridai, hidrinimas). Šiuolaikinis rusiškas pavadinimas „V“. pasiūlė M. F. Solovjovas 1824 m.

Paplitimas gamtoje . V. yra plačiai paplitęs gamtoje, jo kiekis žemės plutoje (litosferoje ir hidrosferoje) yra 1% masės ir 16% atomų skaičiaus. V. yra labiausiai paplitusios Žemėje medžiagos – vandens (11,19 % V. masės) dalis junginių, sudarančių anglį, naftą, gamtines dujas, molį, taip pat gyvūnų ir augalų organizmus (t. y. sudėtyje yra baltymų, nukleino rūgščių, riebalų, angliavandenių ir kt.). Laisvoje valstybėje V. yra itin retas, in nedideli kiekiai jo yra vulkaninėse ir kitose gamtinėse dujose. Atmosferoje yra nedidelis kiekis laisvo vandenilio (0,0001 % pagal atomų skaičių). IN artima žemei erdvė V. protonų srauto pavidalu sudaro vidinį („protoną“) Žemės radiacijos juosta. Erdvėje V. yra labiausiai paplitęs elementas. Formoje plazma ji sudaro apie pusę Saulės ir daugumos žvaigždžių masės, didžiąją dalį tarpžvaigždinės terpės dujų ir dujinių ūkų. V. yra daugelio planetų atmosferoje ir kometose kaip laisvasis h 2, metanas ch 4, amoniakas nh 3, vanduo h 2 o, radikalai, tokie kaip ch, nh, oh, sih, ph ir kt. . Protonų srauto pavidalu energija yra Saulės ir kosminių spindulių korpuskulinės spinduliuotės dalis.

Izotopai, atomas ir molekulė. Paprastasis V. susideda iš dviejų stabilių izotopų mišinio: lengvojo V. arba protiumo (1 val.) ir sunkiojo V. arba deuterio(2 val. arba d.). Natūraliuose junginiuose vidutiniškai yra 6800 1 h atomų 1 2 valandų atome. Dirbtinai gaunamas radioaktyvus izotopas – supersunkusis V., arba tričio(3 val. arba T), su minkšta spinduliuote ir pusinės eliminacijos periodu t 1/2= 12,262 metų. Gamtoje tritis susidaro, pavyzdžiui, iš atmosferos azoto, veikiant kosminių spindulių neutronams; atmosferoje jis yra nereikšmingas (4 10 -15 proc bendras skaičius atomai V.). Gautas itin nestabilus izotopas 4 val. Izotopų masių skaičiai 1 h, 2 h, 3 h ir 4 h, atitinkamai 1,2, 3 ir 4, rodo, kad protiumo atomo branduolyje yra tik 1 protonas, deuterio - 1 protonas ir 1 neutronas, tritis - 1 protonas ir 2 neutronai, 4 val - 1 protonas ir 3 neutronai. Didelis V. izotopų masių skirtumas lemia ryškesnį jų fizinių ir cheminės savybės nei kitų elementų izotopų atveju.

V. atomas turi paprasčiausią struktūrą tarp visų kitų elementų atomų: jis susideda iš branduolio ir vieno elektrono. Elektrono su branduoliu surišimo energija (jonizacijos potencialas) lygi 13,595 ev. Neutralus atomas taip pat gali pridėti antrą elektroną, sudarydamas neigiamą joną H -; šiuo atveju antrojo elektrono su neutraliu atomu surišimo energija (elektronų afinitetas) yra 0,78 ev. Kvantinė mechanika leidžia apskaičiuoti visus įmanomus atomo V energijos lygius, todėl pateikti pilną jo interpretaciją atomo spektras. V atomas naudojamas kaip pavyzdinis atomas atliekant kvantinius mechaninius kitų sudėtingesnių atomų energijos lygių skaičiavimus. B. h 2 molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų kovalentiniu cheminiu ryšiu. Disociacijos energija (ty skilimo į atomus) yra 4,776 ev(1 ev= 1,60210 10 -19 j). Tarpatominis atstumas branduolių pusiausvyros padėtyje yra 0,7414 a. At aukšta temperatūra molekulinė V. disocijuoja į atomus (disociacijos laipsnis 2000°C temperatūroje 0,0013, 5000°C – 0,95). Atominis V. taip pat susidaro įvairiose cheminės reakcijos(pavyzdžiui, zn poveikis druskos rūgščiai). Tačiau V. egzistavimas atominėje būsenoje trunka tik trumpas laikas, atomai rekombinuojasi į h 2 molekules.

Fizinės ir cheminės savybės . V. yra lengviausia iš visų žinomų medžiagų (14,4 karto lengvesnė už orą), tankis 0,0899 g/l esant 0°C ir 1 atm. Helis užverda (suskystėja) ir tirpsta (kietėja) atitinkamai -252,6°C ir -259,1°C temperatūroje (daugiau turi tik helis žemos temperatūros lydymas ir virimas). Kritinė vandens temperatūra yra labai žema (-240°C), todėl jo suskystėjimas yra susijęs su didelių sunkumų; kritinis slėgis 12.8 kgf / cm 2 (12,8 atm), kritinis tankis 0,0312 g/cm 3. Iš visų dujų V. turi didžiausią šilumos laidumą, lygų esant 0°C ir 1 atm 0,174 antradienis/(m· KAM), t. y. 4,16 0 -4 cal/(Su· cm· °C). Savitoji šiluminė talpa V. esant 0°C ir 1 atmS p 14.208 10 3 j/(kg· KAM), t. y. 3,394 cal/(G· °C). V. mažai tirpsta vandenyje (0,0182 ml/g 20°C temperatūroje ir 1 atm), bet geras - daugelyje metalų (ni, pt, pd ir kt.), ypač paladyje (850 tūrių 1 tūryje pd). V. tirpumas metaluose yra susijęs su jo gebėjimu difunduoti per juos; Difuziją per anglies lydinį (pavyzdžiui, plieną) kartais lydi lydinio sunaikinimas dėl anglies sąveikos su anglimi (vadinamoji dekarbonizacija). Skystis V. labai lengvas (tankis esant -253°C 0,0708 g/cm 3) ir skystis (klampumas prie -253°C 13.8 spoise).

Daugumoje junginių V. pasižymi valentiškumu (tiksliau, oksidacijos laipsniu) +1, kaip ir natrio ir kitų šarminių metalų; paprastai jis laikomas šių metalų analogu, pirmaujančiu 1 gramu. Mendelejevo sistema. Tačiau metalų hidriduose B jonas yra neigiamai įkrautas (oksidacijos būsena -1), ty hidridas na + h - yra sudarytas panašiai kaip chloridas na + cl -. Šis ir kai kurie kiti faktai (V. ir halogenų fizinių savybių panašumas, halogenų gebėjimas pakeisti V. organiniuose junginiuose) duoda pagrindą V. priskirti ir periodinės lentelės VII grupei. Normaliomis sąlygomis molekulinis V. yra santykinai mažai aktyvus, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais iš nemetalų (su fluoru, o šviesoje su chloru). Tačiau kaitinamas jis reaguoja su daugeliu elementų. Atominis V. turi didesnį cheminį aktyvumą lyginant su molekuliniu. Su deguonimi V. sudaro vandenį: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o išskiriant 285,937 10 3 J/mol, ty 68,3174 kcal/mol karštis (25°C ir 1 atm). Normalioje temperatūroje reakcija vyksta itin lėtai, virš 550°C ji sprogsta. Vandenilio ir deguonies mišinio sprogumo ribos yra (pagal tūrį) nuo 4 iki 94% h2, o vandenilio-oro mišinio - nuo 4 iki 74% h2 (2 tūrių h2 ir 1 tūrio O2 mišinys vadinamas sprogstamųjų dujų). V. naudojamas daugeliui metalų redukuoti, nes pašalina deguonį iš jų oksidų:

cuo +H 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o ir kt.

Su halogenais V. sudaro vandenilio halogenidus, pvz.:

h 2 + cl 2 = 2hcl.

Tuo pat metu V. sprogsta su fluoru (net tamsoje ir prie -252°C), su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas. V. reaguoja su azotu ir susidaro amoniakas: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai bei slėgiui. Kaitinamas V. energingai reaguoja su siera: h 2 + s = h 2 s (vandenilio sulfidas), daug sunkiau su selenu ir telūru. V. su gryna anglimi be katalizatoriaus gali reaguoti tik aukštoje temperatūroje: 2h 2 + C (amorfinė) = ch 4 (metanas). V. tiesiogiai reaguoja su tam tikrais metalais (šarminiais, šarminių žemių ir kt.), sudarydami hidridus: h 2 + 2li = 2lih. Svarbu praktinę reikšmę turi vandenilio reakcijas su anglies monoksidu, kuriose susidaro įvairūs organiniai junginiai, priklausomai nuo temperatūros, slėgio ir katalizatoriaus, pvz., hcho, ch 3 oh ir kt. Nesotieji angliavandeniliai reaguoja su vandeniliu, virsdami sočiaisiais, pvz.:

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

V. ir jo junginių vaidmuo chemijoje išskirtinai didelis. V. nustato rūgščių savybių vadinamosios protinės rūgštys. V. su kai kuriais elementais linkęs formuoti vadinamuosius vandenilinė jungtis, kuris turi lemiamos įtakos daugelio organinių ir neorganinių junginių savybėms.

Kvitas . Pagrindinės žaliavų rūšys pramoninės gamybos IN. natūralios degios dujos, kokso krosnies dujinės(cm. Kokso chemija) Ir naftos perdirbimo dujos, taip pat kietojo ir skystojo kuro (daugiausia anglies) dujinimo produktai. V. taip pat gautas iš vandens elektrolizė (vietose su pigia elektra). Svarbiausi vandenilio gamybos iš gamtinių dujų metodai yra katalizinė angliavandenilių, daugiausia metano, sąveika su vandens garais (konversija): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 ir nepilna angliavandenilių oksidacija deguonimi: ch 4 + 1/2 o 2 = co + 2h 2. Susidaręs anglies monoksidas taip pat virsta: co + h 2 o = co 2 + h 2. V., išgaunamas iš gamtinių dujų, yra pigiausias. Labai paplitęs energijos gamybos būdas yra iš vandens ir garų-oro dujų, gaunamų dujofikuojant anglį. Procesas pagrįstas anglies monoksido konversija. Vandens dujose yra iki 50 % h 2 ir 40 % ko; garo-oro dujose, be h 2 ir co, yra nemažas kiekis n 2, kuris kartu su gautu V. naudojamas nh 3 sintezei. V. izoliuojamas nuo kokso krosnių dujų ir naftos perdirbimo dujų pašalinant likusius dujų mišinio komponentus, kurie giliai aušinant suskystėja lengviau nei V.. Vandens elektrolizė atliekama nuolatine srove, praleidžiant ją per koh arba naoh tirpalą (rūgštys nenaudojamos, kad būtų išvengta plieno įrangos korozijos). Laboratorijose V. gaunamas elektrolizės būdu vandenį, taip pat cinko ir druskos rūgšties reakcijos būdu. Tačiau dažniau jie naudoja gatavą gamyklinį V. cilindruose.

Taikymas . V. pramoniniu mastu pradėtas gaminti XVIII amžiaus pabaigoje. užpildymui balionai. Šiuo metu V. plačiai naudojamas chemijos pramonė, daugiausia gamybai amoniako. Pagrindinis alkoholio vartotojas taip pat yra metilo ir kitų alkoholių, sintetinio benzino (sintino) ir kitų produktų, gaunamų sintezės būdu iš alkoholio ir anglies monoksido, gamyba. V. naudojamas kietoms ir sunkioms medžiagoms hidrinti. skystas kuras, riebalai ir kt., skirti hcl sintezei, naftos produktų hidriniam apdorojimui, suvirinant ir pjaustant metalus deguonies-vandenilio liepsna (temperatūra iki 2800°C) ir suvirinimas atominiu vandeniliu(iki 4000°C). Vandenilio, deuterio ir tričio izotopai buvo labai svarbūs branduolinėje energetikoje.

Lit.: Nekrasov B.V., kursas bendroji chemija, 14 leidimas, M., 1962; Remy G., Neorganinės chemijos kursas, vert. iš vokiečių k., 1 t., M., 1963 m. Egorov A.P., Shereshevsky D.I., Shmanenkov I.V., Bendroji neorganinių medžiagų cheminė technologija, 4 leidimas, M., 1964; Bendroji cheminė technologija. Red. S. I. Volfkovich, t. 1, M., 1952; Lebedevas V.V., Vandenilis, jo gamyba ir naudojimas, M., 1958; Nalbandyan A. B., Voevodsky V. V., Vandenilio oksidacijos ir degimo mechanizmas, M. - L., 1949; Trumpa cheminė enciklopedija, t. 1, M., 1961, p. 619-24.

Pažiūrėkime, kas yra vandenilis. Šio nemetalo cheminės savybės ir gamyba mokomasi neorganinės chemijos kurse mokykloje. Būtent šis elementas veda periodinė lentelė Mendelejevas, todėl nusipelno išsamaus aprašymo.

Trumpa informacija apie elemento atidarymą

Prieš pažvelgdami į fizines ir chemines vandenilio savybes, išsiaiškinkime, kaip buvo rastas šis svarbus elementas.

Chemikai, dirbę XVI–XVII amžiuje, savo raštuose ne kartą minėjo degiąsias dujas, kurios išsiskiria rūgštims veikiant aktyviais metalais. XVIII amžiaus antroje pusėje G. Cavendishas sugebėjo surinkti ir išanalizuoti šias dujas, suteikdamas joms pavadinimą „degiosios dujos“.

Fizinės ir cheminės vandenilio savybės tuo metu nebuvo tiriamos. Tik XVIII amžiaus pabaigoje A. Lavoisier, atlikęs analizę, sugebėjo nustatyti, kad šias dujas galima gauti analizuojant vandenį. Šiek tiek vėliau jis pradėjo vadinti naująjį elementą vandeniliu, kuris išvertus reiškia „vandens gimdymą“. Vandenilis savo šiuolaikinį rusišką pavadinimą skolingas M. F. Solovjovui.

Buvimas gamtoje

Cheminės vandenilio savybės gali būti analizuojamos tik remiantis jo atsiradimu gamtoje. Šis elementas yra hidro- ir litosferoje, taip pat yra mineralų dalis: natūralus ir susijusių dujų, durpės, nafta, anglys, skalūnai. Sunku įsivaizduoti suaugusį žmogų, kuris nežinotų, kad vandenilis yra vandens sudedamoji dalis.

Be to, šis nemetalas randamas gyvūnų kūnuose nukleorūgščių, baltymų, angliavandenių ir riebalų pavidalu. Mūsų planetoje šis elementas laisvos formos aptinkamas gana retai, galbūt tik gamtinėse ir vulkaninėse dujose.

Plazmos pavidalu vandenilis sudaro maždaug pusę žvaigždžių ir Saulės masės, be to, jis yra tarpžvaigždinių dujų dalis. Pavyzdžiui, laisvos formos, taip pat metano ir amoniako pavidalu šio nemetalo yra kometose ir net kai kuriose planetose.

Fizinės savybės

Prieš nagrinėdami vandenilio chemines savybes, pažymime, kad normaliomis sąlygomis tai yra dujinė medžiaga, lengvesnė už orą, turinti keletą izotopinių formų. Jis beveik netirpsta vandenyje ir turi didelį šilumos laidumą. Protium, kurio masės skaičius yra 1, laikomas lengviausia forma. Radioaktyviųjų savybių turintis tritis gamtoje susidaro iš atmosferos azoto, kai neuronai jį veikia UV spinduliais.

Molekulės sandaros ypatumai

Norėdami panagrinėti vandenilio chemines savybes ir jam būdingas reakcijas, apsistokime ties jo struktūros ypatumais. Šioje dviatomėje molekulėje yra kovalentinis nepolinis cheminis ryšys. Atominio vandenilio susidarymas galimas aktyviems metalams sąveikaujant su rūgščių tirpalais. Tačiau tokioje formoje šis nemetalas gali egzistuoti tik trumpą laiką, jis beveik iš karto rekombinuojasi į molekulinę formą.

Cheminės savybės

Panagrinėkime chemines vandenilio savybes. Daugumoje junginių, kuriuos sudaro šis cheminis elementas, jo oksidacijos būsena yra +1, todėl jis panašus į aktyvius (šarminius) metalus. Pagrindinės vandenilio cheminės savybės, apibūdinančios jį kaip metalą:

• sąveika su deguonimi susidaro vanduo;
• reakcija su halogenais, lydima vandenilio halogeno susidarymo;
• gamina vandenilio sulfidą jungdamasis su siera.

Žemiau yra reakcijų, apibūdinančių vandenilio chemines savybes, lygtis. Atkreipkite dėmesį, kad kaip nemetalas (su oksidacijos laipsniu -1) jis veikia tik reaguodamas su aktyviais metalais, sudarydamas su jais atitinkamus hidridus.

Vandenilis įprastoje temperatūroje neaktyviai reaguoja su kitomis medžiagomis, todėl dauguma reakcijų įvyksta tik pakaitinus.

Išsamiau pakalbėkime apie kai kurias chemines sąveikas elemento, kuris vadovauja Mendelejevo periodinei cheminių elementų sistemai.

Vandens susidarymo reakciją lydi 285,937 kJ energijos išsiskyrimas. Esant aukštesnei temperatūrai (daugiau nei 550 laipsnių Celsijaus), šį procesą lydi stiprus sprogimas.

Tarp tų vandenilio dujų cheminių savybių, kurios buvo plačiai pritaikytos pramonėje, įdomi jo sąveika su metalų oksidais. Tai vyksta katalizinio hidrinimo būdu moderni pramonė atlikti metalų oksidų apdirbimą, pavyzdžiui, grynas metalas atskiriamas nuo geležies nuosėdų (geležies oksido mišinio). Šis metodas leidžia diriguoti efektyvus apdorojimas metalo laužas

Amoniako sintezė, apimanti vandenilio sąveiką su oro azotu, taip pat yra paklausi šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Tarp šios cheminės sąveikos sąlygų pažymime slėgį ir temperatūrą.

Išvada

Tai vandenilis, kuris yra neaktyvus cheminis normaliomis sąlygomis. Kylant temperatūrai jo aktyvumas žymiai padidėja. Ši medžiaga yra paklausa organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, hidrinimas gali redukuoti ketonus į antrinius alkoholius ir paversti aldehidus pirminiais alkoholiais. Be to, hidrinant galima paversti etileno ir acetileno klasės nesočiuosius angliavandenilius į sočiuosius metano serijos junginius. Vandenilis pagrįstai laikomas paprasta medžiaga, kuri yra paklausa šiuolaikinėje chemijos gamyboje.