ВОДОРОД: ИСТОРИЯ, СТРУКТУРА, СВОЙСТВА И ПРИЛОЖЕНИЯ - ХИМИЯ - 2025

На водород е химичен елемент, който е представен от Н. символ атом е най-малката от всички и е този, който започва на периодичната таблица, независимо къде е разположена. Той се състои от безцветен газ, съставен от двуатомни H ₂ молекули, а не изолирани H атома; както с благородните газове He, Ne, Ar, между другото.

От всички елементи той е може би най-емблематичният и изключителен не само заради свойствата си в сухоземни или драстични условия, но и заради огромното си изобилие и разнообразие от съединения. Водородът е газ, въпреки че е инертен при липса на пожар, запалим и опасен; а вода, H ₂ O, е универсален и живот разтворителя.

Червени цилиндри, използвани за съхраняване на водород. Източник: Фамартин

Самият водород не показва никакви визуални особености, достойни за възхищение, като е просто газ, който се съхранява в бутилки или червени бутилки. Въпреки това, неговите свойства и способност да се свързват с всички елементи, прави водорода специален. И всичко това, въпреки факта, че има само един валентен електрон.

Ако водородът не се съхранява в съответните му бутилки, той би избягал в космоса, докато голяма част от него реагира на изкачването. И въпреки че има много ниска концентрация във въздуха, който дишаме, извън Земята и в останалата част на Вселената, той е най-изобилният елемент, намиращ се в звездите и считан за неговата конструкция.

На Земята, от друга страна, той представлява около 10% от общата му маса. За да се визуализира какво означава това, трябва да се има предвид, че повърхността на планетата на практика е покрита с океани и че водородът се намира в минерали, в суров нефт и във всяко органично съединение, в допълнение към това, че е част от всички живи същества.

Подобно на въглерода, всички биомолекули (въглехидрати, протеини, ензими, ДНК и др.) Имат водородни атоми. Следователно има много източници, които да го извлекат или произведат; въпреки това малцина представляват наистина печеливши методи на производство.

история

Идентификация и име

Въпреки че през 1671 г. Робърт Бойл за пръв път е свидетел на газ, който се е образувал, когато железните стружки реагират с киселини, британският учен Хенри Кавендиш от 1766 г. го определя като ново вещество; "запалимият въздух".

Кавендиш откри, че когато този уж запалим въздух изгаря, се образува вода. Въз основа на своята работа и резултати, френският химик Антоан Лавоазие е дал на този газ името на водород през 1783 г. Етимологично значението му произлиза от гръцките думи „хидро“ и „гени“: образуване на вода.

Електролиза и гориво

Скоро след това, през 1800 г., американските учени Уилям Никълсън и сър Антъни Карлайл откриват, че водата може да се разложи на водород и кислород; бяха открили електролизата на водата. По-късно, през 1838 г., швейцарският химик Кристиан Фридрих Шьонбейн въвежда идеята да се възползва от изгарянето на водорода за генериране на електричество.

Популярността на водорода беше такава, че дори писателят Жул Верн го посочи като гориво на бъдещето в книгата си „Мистериозният остров“ (1874).

Изолация

През 1899 г. шотландският химик Джеймс Девар е първият, който изолира водорода като втечнен газ, като самият той е този, който е в състояние да го охлади достатъчно, за да го получи в твърдата си фаза.

Два канала

От този момент нататък историята на водорода представя два канала. От една страна, нейното развитие в областта на горивата и батериите; и от друга, разбирането за структурата на нейния атом и как той представлява елемента, който отвори вратите за квантова физика.

Структура и електронна конфигурация

Диатомична водородна молекула. Източник: Benjah-bmm27

Водородните атоми са много малки и имат само един електрон, за да образуват ковалентни връзки. При два от тези атоми се свързват, те водят до молекула, молекула, Н ₂; това е молекулен водороден газ (горно изображение). Всяка бяла сфера съответства на отделен Н атом, а глобалната сфера на молекулярните орбитали.

По този начин водородът всъщност се състои от много малки молекули на Н ₂, които взаимодействат чрез силите на разсейване в Лондон, тъй като им липсва диполен момент, защото са хомоядрени. Следователно те са много "неспокойни" и се разпространяват бързо в пространството, тъй като няма достатъчно силни междумолекулни сили, които да ги забавят.

Електронната конфигурация на водорода е просто 1s ¹. Тази орбитала, 1s, е продукт на решаването на известното уравнение на Шрьодингер за водородния атом. В Н _2, две 1S орбитали припокриват да образуват две молекулни орбитали: един свързване и други анти-свързване, според молекулната орбитала теория (TOM).

Тези орбитали позволяват или обясняват съществуването на йони Н ₂ ⁺ или Н ₂ ^-; обаче, водород химия се определя при нормални условия на Н ₂ или Н ⁺ или Н ^- йони.

Окислителни числа

От електронната конфигурация за водород, 1s ¹, е много лесно да се предскаже възможните му окислителни числа; като се има предвид, разбира се, че орбиталите с по-висока енергия 2s не са достъпни за химически връзки. Така в базално състояние водородът има окислително число 0, H ⁰.

Ако загуби единствения си електрон, орбиталите 1s остават празни и водородният катион или йон, Н ⁺ се образува с голяма подвижност в почти всяка течна среда; особено водата. В този случай нейният окислителен номер е +1.

И когато се случи обратното, тоест придобиване на електрон, орбиталата вече ще има два електрона и ще стане 1s ². Тогава окислителното число става -1 и съответства на хидридния анион, Н ^-. Заслужава да се отбележи, че Н ^- е изоелектронно към благородния газов хелий, Той; тоест и двата вида имат еднакъв брой електрони.

В обобщение, номерата на окисление за водород са: 1, 0 и -1 и молекулата на Н ₂ има като имащи два водородни атома H ⁰.

Фази

Предпочитаната фаза на водорода, поне в сухоземни условия, е газообразната, поради изложените преди това причини. Въпреки това, когато температурите се понижат от порядъка на -200 ° C или ако налягането се увеличава стотици хиляди пъти от атмосферното, водородът може да се кондензира или кристализира съответно в течна или твърда фаза.

При тези условия, H ₂ молекули могат да бъдат подредени по различни начини за определяне структурни модели. Силите на разсейване в Лондон сега стават силно насочени и поради това се появяват геометрии или симетрии, възприети от H ₂ двойки.

Например, две двойки Н ₂, е че равна на писане (Н ₂) ₂ определи симетричен или асиметричен квадрат. Междувременно, три Н ₂, или (Н ₂) ₃ двойки определят шестоъгълник, много подобни на тези на въглерод в графит кристали. Всъщност тази шестоъгълна фаза е основната или най-стабилната фаза за твърдия водород.

Но какво ще стане, ако твърдото вещество се състои не от молекули, а от Н атоми? Тогава ще се справим с метален водород. Тези Н атоми, припомняйки белите сфери, могат да определят както течна фаза, така и метално твърдо вещество.

Имоти

Външен вид

Водородът е безцветен газ без мирис и вкус. Следователно наличието на теч представлява риск от експлозия.

Точка на кипене

-253 ° С.

Точка на топене

-259 ° С.

Точка на запалване и стабилност

Той експлодира при почти всяка температура, ако има източник на искра или топлина близо до газа, дори слънчевата светлина може да възпламени водород. Въпреки това, стига да се съхранява добре, той е слабо реактивен газ.

плътност

0,082 g / L Той е 14 пъти по-лек от въздуха.

разтворимост

1,62 mg / L при 21 ° C във вода. Най-общо казано е неразтворим в повечето течности.

Парно налягане

1,24 · 10 ⁶ mmHg при 25 ° C. Тази стойност дава представа колко затворени трябва да са водородните бутилки, за да се предотврати изтичането на газ.

Температура на самозапалване

560v ° C.

Електроотрицателност

2.20 по скалата на Полинг.

Топлина на горене

-285,8 kJ / mol.

Топлина от изпаряване

0,90 kJ / mol.

Топлина от синтез

0.117 kJ / mol.

Изотопи

"Нормалната" водороден атом е протий, ¹ Н, което съставлява около 99.985% от водород. Другите две изотопи за този елемент са деутерий, ² Н и тритий, ³ H. Те се различават по броя на неутроните; деутерият има един неутрон, докато тритий има два.

Спинови изомери

Има два вида молекулярен водород, Н ₂: орто и пара. В първия, двата завъртания (на протона) на Н атомите са ориентирани в една и съща посока (те са успоредни); докато във втория, двете завъртания са в противоположни посоки (те са антипаралелни).

Водород-пара е по-стабилният от двата изомера; Но с повишаване на температурата съотношението орто: пара става 3: 1, което означава, че водород-орто изомерът преобладава над другия. При много ниски температури (отдалечени близо до абсолютна нула, 20 К) могат да се получат чисти водород-пара проби.

номенклатура

Номенклатурата за обозначаване на водород е една от най-простите; въпреки че не е същия начин за неговите неорганични или органични съединения. Н ₂ може да се нарече със следните имена в допълнение към „водород“:

-Молекулен водород

-Dihydrogen

-Диатомна молекула водород.

За Н ⁺ йона имената им са протонен или водороден йон; и ако е във водна среда, H ₃ О ⁺, хидрониев катион. Докато H ^- йонът е хидридният анион.

Водородният атом

Водородният атом, представен от планетарния модел на Бор. Източник: Pixabay

Водороден атом е най-простият от всички и обикновено представени като в изображението по-горе: ядро с един протон (за ¹ Н), заобиколен от електрон че обръща орбита. Всички атомни орбитали за останалите елементи на периодичната таблица са построени и оценени на този атом.

По-вярно представяне на настоящото разбиране на атомите би било това на сфера, чиято периферия се определя от електронния и вероятностния облак на електрона (неговата орбитала 1s).

Къде да намерите и производство

Поле от звезди: неизчерпаем източник на водород. Източник: Pixabay

Водородът е, макар и може би в по-малка степен в сравнение с въглерода, химическият елемент, който може да се каже без съмнение, че е навсякъде; във въздуха, образувайки част от водата, която запълва моретата, океаните и телата ни, в суров нефт и минерали, както и в органичните съединения, които са събрани, за да възникнат живот.

Просто прескачайте всяка библиотека от съединения, за да намерите водородни атоми в тях.

Въпросът е не толкова в колко, а в това как присъства. Например, молекула H ₂ е толкова летливи и реактивна на честотата на слънчева светлина, което е много ниско в атмосферата; следователно, той реагира да се присъедини към други елементи и по този начин придобива стабилност.

Докато е по-високо в Космоса, водородът се намира предимно като неутрални атоми, Н.

Всъщност водородът се разглежда в своята метална и кондензирана фаза като строителна единица от звезди. Тъй като има неизмерими количества от тях и поради своята здравина и колосални размери, те правят този елемент най-изобилен в цялата вселена. Изчислено е, че 75% от известната материя съответства на водородни атоми.

естествен

Събирането на водородни атоми, отпуснати в пространството, звучи непрактично и извличането им от периферията на Слънцето или мъглявините, недостъпно. На Земята, където условията му принуждават този елемент да съществува като H ₂, той може да бъде произведен чрез естествени или геоложки процеси.

Например водородът има свой собствен естествен цикъл, в който определени бактерии, микроби и водорасли могат да го генерират чрез фотохимични реакции. Мащабирането на естествените процеси и паралелно с тях включва използването на биореактори, при които бактериите се хранят с въглеводороди, за да отделят съдържащия се в тях водород.

Живите същества също са производители на водород, но в по-малка степен. Ако това не беше така, не би било възможно да се обясни как представлява един от газообразните компоненти на метеоризма; които са били прекомерно доказани като запалими.

И накрая, заслужава да се спомене, че при анаеробни условия (без кислород), например в подземни слоеве, минералите могат да реагират бавно с водата, за да произведат водород. Реакцията на Файелита го доказва:

3Fe ₂ SiO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Fe ₃ O ₄ + 3 SiO ₂ + 3 H ₂

индустриален

Въпреки биоводород е алтернатива за генериране на този газ в промишлен мащаб, най-използваните методи на практика се състои от "премахване" водородът от съединенията, които го съдържат, така че неговите атоми обединяват и образуват Н ₂.

Най-малко екологичните методи за производството му са чрез реакция на кокс (или дървени въглища) с прегрята пара:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

По същия начин природният газ е използван за тази цел:

CH ₄ (г) + H ₂ O (ж) → CO (ж) + 3H ₂ (г)

И тъй като количествата кокс или природен газ са огромни, е изгодно да се произвежда водород по всяка от тези две реакции.

Друг метод за получаване на водород е да се приложи електрически разряд към водата, за да се разгради на неговите елементарни части (електролиза):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

В лабораторията

Молекулярният водород може да се приготви в малки количества във всяка лаборатория. За да направите това, активен метал трябва да реагира със силна киселина, или в чаша, или в епруветка. Наблюдаемият балон е ясен признак за образуване на водород, представен от следното общо уравнение:

M (s) + nH ⁺ (aq) → M ^{n +} (aq) + H ₂ (g)

Където n е валентността на метала. Например, магнезиеви реагира с Н ⁺, за да произвеждат Н ₂:

Mg (s) + 2H ⁺ (aq) → Mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

реакции

Redox

Окислителните числа сами по себе си предлагат първи поглед върху това как водородът участва в химичните реакции. Н ₂ при взаимодействие може да остане непроменен или да се раздели на Н ⁺ или Н ^- йони в зависимост от това с кои видове се свързва; ако са повече или по-малко електроотрицателни от него.

Н ₂ не е много реактивен поради силата на своята ковалентна връзка, HH; това обаче не е абсолютна пречка той да реагира и образува съединения с почти всички елементи от периодичната таблица.

Най-известната му реакция е с тази на кислородния газ за получаване на водни пари:

Н ₂ (г) + O ₂ (г) → 2H ₂ O (ж)

А такъв е нейният афинитет към кислорода да образува стабилната водна молекула, че дори може да реагира с нея като O ^2- анион в определени метални оксиди:

H ₂ (g) + CuO (s) → Cu (s) + H ₂ O (l)

Сребърен оксид също реагира или се "намалява" със същата реакция:

H ₂ (g) + AgO (s) → Ag (s) + H ₂ O (l)

Тези водородни реакции съответстват на окислително-окислителния тип. Тоест редукция-окисляване. Водородът окислява както в присъствието на кислород, така и на металните оксиди на метали, по-малко реактивни от него; например мед, сребро, волфрам, живак и злато.

абсорбция

Някои метали могат да абсорбират водороден газ за образуване на метални хидриди, които се считат за сплави. Например, преходните метали като паладий абсорбират значителни количества Н2 , като са подобни на металните гъби.

Същото се случва и с по-сложни метални сплави. По този начин водородът може да се съхранява по начин, различен от неговите бутилки.

допълнение

Органичните молекули могат също така да "абсорбират" водород чрез различни молекулни механизми и / или взаимодействия.

За метали, Н ₂ молекули са заобиколени от метални атоми в техните кристали; докато в органичните молекули НН връзката се разрушава, за да образува други ковалентни връзки. В по-формализиран смисъл: водородът не се абсорбира, а се добавя към структурата.

Класическият пример е добавянето на Н ₂ с двойна или тройна връзка на алкени или алкини, съответно:

С = С + Н ₂ → ХКМЧП

= С + Н ₂ → HC = CH

Тези реакции се наричат ​​също хидрогениране.

Образуване на хидриди

Водородът реагира директно с елементи и образува семейство химични съединения, наречени хидриди. Те са главно от два вида: физиологичен и молекулен.

По същия начин има и металните хидриди, които се състоят от вече споменатите метални сплави, когато тези метали абсорбират водороден газ; и полимерните, с мрежи или вериги от връзки EH, където Е означава химическият елемент.

физиологичен разтвор

В солените хидриди водородът участва в йонната връзка като хидрид анион, Н ^-. За да се образува това, елементът задължително трябва да бъде по-малко електроотрицателен; в противен случай той не би предал електроните си на водород.

Следователно, солните хидриди се образуват само когато водородът реагира с силно електропозитивни метали, като алкални и алкалоземни метали.

Например водородът реагира с метален натрий за получаване на натриев хидрид:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Или с барий за получаване на бариев хидрид:

Ba (s) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

молекулен

Молекулярните хидриди са дори по-известни от йонните. Наричат ​​се още водородни халогениди, HX, когато водородът реагира с халоген:

Cl ₂ (г) + Н ₂ (г) → 2HCl (ж)

Тук водородът участва в ковалентната връзка като Н ⁺; тъй като разликите между електроотрицателностите между двата атома не са много големи.

Самата вода може да се разглежда като кислороден хидрид (или водороден оксид), реакцията на образуването на която вече е обсъдена. Реакцията със сяра е много подобна, като се получава сероводород, миризлив газ:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Но от всички молекулни хидриди най-известният (и може би най-трудният за синтез) е амонякът:

N ₂ (г) + 3H ₂ (г) → 2NH ₃ (г)

Приложения

В предишния раздел вече беше разгледано едно от основните приложения на водорода: като суровина за развитието на синтез, неорганичен или органичен. Контролът на този газ обикновено няма друга цел освен да го накара да реагира, за да създаде съединения, различни от тези, от които е извлечен.

Суров материал

- Той е един от реагентите за синтеза на амоняк, който от своя страна има безкрайно промишлено приложение, като започне от производството на торове, дори като материал за нитрогениране на лекарства.

- Предвижда се да реагира с въглероден окис и по този начин да произвежда масово метанол, реагент, който е изключително важен за биогоривата.

Редуциращ агент

- Той е редуциращ агент за определени метални оксиди, затова се използва при металургично редуциране (вече обяснено в случая с мед и други метали).

- Намалете мазнините или маслата, за да произведете маргарин.

Нефтената промишленост

В нефтената промишленост водородът се използва за "хидротретиране" на суров нефт в процесите на рафиниране.

Например, той се стреми да фрагментира големи и тежки молекули на малки молекули с по-голямо търсене на пазара (хидрокрекинг); освобождават металите, хванати в клетките на петропорфирина (хидродеметализация); отстраняване на серни атоми като H ₂ S (хидрогениращо отстраняване на сярата); или намалете двойните връзки, за да създадете смеси, богати на парафини.

гориво

Самият водород е отлично гориво за ракети или космически кораби, тъй като малки количества от него при взаимодействие с кислород отделят огромни количества топлина или енергия.

В по-малък мащаб тази реакция се използва за проектиране на водородни клетки или батерии. Тези клетки обаче са изправени пред трудностите да не могат да съхраняват този газ правилно; и предизвикателството да станем напълно независими от изгарянето на изкопаеми горива.

От положителна страна, водородът, използван като гориво, отделя само вода; вместо газове, които представляват средства за замърсяване на атмосферата и екосистемите.

Препратки

1. Шивър и Аткинс. (2008 г.). Неорганична химия. (Четвърто издание). Mc Graw Hill.
2. Ханю Лю, Ли Джу, Венвен Куй и Янмин Ма. (Nd). Стайно-температурни структури на твърд водород при високи налягания. Държавна ключова лаборатория за суперздрави материали, университет в Джилин, Чанчун 130012, Китай.
3. Пиер-Мари Робитале. (2011 г.). Течен метален водород: Строителен блок за течното слънце. Катедра по радиология, Държавния университет в Охайо, 395 W. 12th Ave, Колумб, Охайо, 43210, САЩ.
4. Групата на Боднър. (SF). Химията на водорода. Възстановени от: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Водорода. Възстановено от: en.wikipedia.org
6. Водородна Европа. (2017). Водородни приложения. Възстановено от: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Водород: Свойства и възникване. Изследване. Възстановено от: study.com
8. Джонас Джеймс. (4 януари 2009 г.). Историята на водорода. Възстановени от: altenergymag.com