Hydrogenhistorie, struktur, egenskaper og bruk

Han hydrogen Det er et kjemisk element som er representert med symbol h. Hans atom er det minste av alle, og det er som den periodiske tabellen begynner, uavhengig av hvor han er plassert. Den består av en fargeløs gass sammensatt av diatomiske molekyler av H₂, og ikke for isolerte atomer av H; Som med de edle gassene han, ne, ar, blant andre.

Av alle elementene er det kanskje de mest symbolsk og fremhevet, ikke bare for sine egenskaper under terrestriske eller drastiske forhold, men for dens enorme overflod og variasjon av forbindelsene. Hydrogen er en gass, selv om den er inert i fravær av ild, brennbar og farlig; Mens vann, h₂Eller, det er det universelle løsningsmidlet og livet.

Røde sylindere pleide å lagre hydrogen. Kilde: Famartin [CC BY-SA 4.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/by-SA/4.0)]

I seg selv viser hydrogen ingen visuell særegenhet verdt å beundre, ganske enkelt å være en gass som er lagret i røde sylindere eller knutepunkter. Imidlertid er de dens egenskaper og evne til å koble til alle elementene, som går tilbake til spesielt hydrogen. Og alt dette, selv om det bare har et elektron fra Valencia.

Hvis hydrogenet ikke er lagret i sine respektive sylindere, ville det slippe unna rommet mens en stor del reagerer i oppstigningen. Og selv om den har en veldig lav konsentrasjon i luften vi puster, utenfor jorden og i resten av universet, er det det mest tallrike elementet, å være i stjernene og betraktet som konstruksjonsenheten.

På jorden, derimot, representerer det omtrent 10% av den totale massen. For å visualisere hva dette betyr, bør det vurderes at planetens overflate praktisk talt er dekket med hav og at hydrogen finnes i mineraler, i oljeolje og i enhver organisk forbindelse, i tillegg til å være en del av alle levende vesener.

Som karbon, alle biomolekyler (karbohydrater, proteiner, enzymer, DNA, etc.) De har hydrogenatomer. Derfor er det mange kilder å hente ut eller produsere det; Imidlertid representerer få virkelig lønnsomme produksjonsmetoder.

[TOC]

Historie

Identifikasjon og navn

Selv om Robert Boyle i 1671 for første gang var vitne til en gass som ble dannet da jernfiler reagerte med syrer, var den britiske forskeren Henry Cavendish, i 1766, som identifiserte ham som et nytt stoff; Den "brennbare luften".

Cavendish fant ut at når denne påståtte brennbare luften brant, ble vann generert. Basert på hans arbeid og resultater ga den franske kjemikeren Antoine Lavoisier denne gassen navnet på hydrogen i 1783. Etymologisk er betydningen av de greske ordene 'Hydro' og 'gener': Vannformator.

Elektrolyse og drivstoff

Like etter, i 1800, oppdaget amerikanske forskere William Nicholson og Sir Anthony Carlisle at vann kan dekomponere i hydrogen og oksygen; hadde funnet vannelektrolyse. Deretter introduserte E 1838, den sveitsiske kjemikeren Christian Friedrich Schoenbein ideen om å dra nytte av hydrogenforbrenning for å generere strøm.

Populariteten til hydrogen var så mye at til og med forfatteren Julio Verne omtalte det som fremtidens drivstoff i sin bok Den mystiske øya (1874).

Isolering

I 1899 var den skotske kjemikeren James Dewar den første som isolerte hydrogen som flytende gass, og var seg selv som kunne avkjøle den nok til å skaffe den i sin faste fase.

To kanaler

Fra dette tidspunktet presenterer hydrogens historie to kanaler. På den ene siden dens utvikling innen drivstoff og batterier; Og på den andre siden, forståelsen av strukturen til atomet hans og hvordan han representerte elementet som åpnet dørene for kvantefysikk.

Elektronisk struktur og konfigurasjon

Diatomisk hydrogenmolekyl. Kilde: Benjah-BMM27 [Public Domain]

Hydrogenatomer er veldig små og har knapt et elektron for å danne kovalente bindinger. Når to av disse atomene kommer sammen, gir de opphav til et diatomisk molekyl, h₂; Dette er gassmolekylært hydrogen (overlegen bilde). Hver hvite sfære tilsvarer et individuelt H -atom, og den globale sfæren til molekylære orbitaler.

Dermed består hydrogen virkelig av H -molekyler₂ Veldig liten som samhandler gjennom spredningskrefter i London, siden de mangler et dipolmoment for å være homonukleære. Derfor er de veldig "rastløse" og sprer seg raskt i verdensrommet, da det ikke er noen sterke intermolekylære krefter for å bremse dem.

Den elektroniske hydrogenkonfigurasjonen er ganske enkelt 1s¹. Denne orbitalen, 1S, er produktet av oppløsningen av den berømte Schrödinger -ligningen for hydrogenoidatom. I h₂ To 1s orbitaler overlapper hverandre for å danne to molekylære orbitaler: en av lenken og et annet av antienlace, ifølge The Molecular Orbital Theory (TOM).

Disse orbitalene tillater eller forklarer eksistensen av H -ioner₂⁺ eller h₂^-; Imidlertid er hydrogenkjemi definert under normale forhold ved h₂ eller ionene h⁺ eller h^-.

Oksidasjonstall

Fra den elektroniske konfigurasjonen for hydrogen, 1s¹, Det er veldig enkelt å forutsi dets mulige oksidasjonstall; Å være i tankene, selvfølgelig, at orbital 2s av større energi ikke er tilgjengelig for kjemiske koblinger. I basal tilstand har hydrogenet et oksidasjonsnummer på 0, h⁰.

Det kan tjene deg: Nikkelhydroksid (II): Struktur, egenskaper, bruksområder, risiko

Hvis du mister det eneste elektronet ditt, er 1s orbital tom og kation eller hydrogenion dannes, h⁺, av stor mobilitet i nesten ethvert flytende medium; Spesielt vann. I dette tilfellet er oksidasjonsnummeret +1.

Og for når det motsatte skjer, det vil si å vinne et elektron, vil orbitalen nå ha to elektroner og vil være 1². Da er oksidasjonsnummeret -1, og tilsvarer hydridanionen, h^-. Det er verdt å merke seg at h^- Han er isolektronisk for edel heliumgass, han; det vil si at begge artene har samme antall elektroner.

Oppsummert er hydrogenoksidasjonstall: +1, 0 og -1 og H -molekylet₂ teller som om de hadde to hydrogenatomer h⁰.

Faser

Favorittfasen av hydrogen, i det minste under terrestriske forhold, er brus, på grunn av årsakene som tidligere er oppgitt. Men når temperaturene avtar i størrelsesorden -200 ºC, eller hvis trykket øker hundretusenvis av ganger enn atmosfærisk, kan hydrogen kondensere eller krystallisere i en flytende eller fast fase, henholdsvis.

Under disse forholdene molekylene h₂ De kan samkjøre med forskjellige måter å definere strukturelle mønstre. London -spredningskrefter blir nå svært retningsbestemt, og derfor dukker geometrier eller symmetrier som er adoptert av jevnaldrende₂.

For eksempel to HSSes h₂, Det er som å skrive (h₂)₂ Definer et symmetrisk eller asymmetrisk firkant. I mellomtiden tre par h₂, eller (h₂)₃ De definerer en sekskant, veldig lik de av karbon i grafittkrystaller. Faktisk er denne sekskantede fasen den viktigste eller mest stabile for fast hydrogen.

Men hva om det faste stoffet ikke var sammensatt fra molekyler, men av h? Da ville vi takle metallisk hydrogen. Disse H -atomene, som husker de hvite kulene, kan definere både en flytende fase og et metallisk fast stoff.

Egenskaper

Fysisk utseende

Hydrogen er en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Derfor, hvis det er en lekkasje representerer en risiko for eksplosjon.

Kokepunkt

-253 ºC.

Smeltepunkt

-259 ºC.

Tenningspunkt og stabilitet

Praktisk talt eksploderer det ved enhver temperatur hvis det er en gnist eller varmekilde i nærheten av gass, til og med sollys kan skyte hydrogen. Imidlertid, så lenge den er godt lagret, er den litt reaktiv gass.

Tetthet

0,082 g/l. Er 14 ganger lettere enn luft.

Løselighet

1,62 mg/l ved 21 ºC i vann. Det er generelt sett uoppløselig i de fleste væsker.

Damptrykk

1.24 · 10⁶ MMHG ved 25 ºC. Denne verdien gir en ide om hvor lukket hydrogensylindere må være for å forhindre at gass slipper unna.

Selvordemperatur

560VºC.

Elektronegativitet

2.20 på Pauling -skalaen.

Forbrenningsvarme

-285,8 kJ/mol.

Fordampningsvarme

0,90 kJ/mol.

Fusjonsvarme

0,117 kJ/mol.

Isotoper

Det "normale" hydrogenatomet er protio, ¹H, som utgjør rundt 99.985% av hydrogen. De to andre isotoper for dette elementet er deuteriet, ²H, og tritium, ³H. Disse er forskjellige i antall nøytroner; Deuteriet har et nøytron, mens Tritio har to.

Spines isomerer

Det er to typer molekylært hydrogen, h₂: Ortho og for. I den første er de to spinnene (av protonet) av H -atomene orientert mot samme retning (de er parallelle); Mens de i det andre er de to spinnene i motsatte retninger (de er antiparallelle).

Hydrogen-for er den mest stabile av de to isomerer; Men ved å øke temperaturen, dominerer det orto forholdet: å bli 3: 1, noe som betyr at hydrogenorganisomeren dominerer over den andre. Ved veldig lave temperaturer (eksternt nær absolutt null, 20K), rent hydrogen-for.

Nomenklatur

Nomenklaturen for å referere til hydrogen er en av de enkleste; Selv om det ikke er på samme måte for deres uorganiske eller organiske forbindelser. H₂ Det kan kalles med følgende navn i tillegg til 'hydrogen':

-Molekylært hydrogen

-Dihydrogen

-Diatomisk hydrogenmolekyl.

For ion h⁺ Navnene deres er proton eller hydrogenion; Og hvis det er i vandig medium, h₃ENTEN⁺, Hydroniumkation. Mens ion h^- Det er hydridanionen.

Hydrogenatomet

Hydrogenatom representert gjennom Bohrs planetariske modell. Kilde: Pixabay.

Hydrogenatom er det enkleste av alle og er vanligvis representert som i det overordnede bildet: en kjerne med en proton ensom (for ¹H), omgitt av et elektron som trekker en bane. På dette atomet er alle atombaner for de andre elementene i det periodiske tabellen blitt bygget og estimert.

En mer lojal representasjon for den nåværende forståelsen av atomer ville være en sfære hvis periferi er definert av den elektroniske og probabilistiske skyen til elektronet (dets 1s orbital).

Kan tjene deg: termisk: struktur, egenskaper, formasjon, eksempler

Hvor er og produksjon

A Stars Field: Uuttømmelig kilde til hydrogen. Kilde: Pixabay.

Hydrogen er, selv om det kanskje i mindre grad sammenlignes med karbon, det kjemiske elementet som kan sies uten tvil at det er overalt; I luften, i tillegg til vannet som fyller havene, havene og kroppene våre, i olje råolje og mineraler, så vel som i de organiske forbindelsene som er samlet for å stamme liv.

Det er nok å overfladisk se på enhver sammensatt bokhandel for å finne hydrogenatomer i dem.

Spørsmålet ligger i ikke så mye hvor mye, men hvordan det er til stede. For eksempel M -molekylet₂ Det er så flyktig og reaktivt under forekomsten av solstråler, som er veldig knapp i atmosfæren; Derfor reagerer den på å slå sammen andre elementer og dermed få stabilitet.

Mens over, i kosmos, er hydrogen hovedsakelig som nøytrale atomer, h.

Faktisk blir hydrogen vurdert, i sin metall og kondenserte fase, for eksempel Star Construction Unit. Når det er umålelige mengder av dem, og på grunn av deres robusthet og kolossale dimensjoner, gjør de dette elementet til det mest tallrike av hele universet. Det anslås at 75% av den kjente saken tilsvarer hydrogenatomer.

Naturlig

Samle atomene til løse hydrogener i rommet høres ut og trekker dem ut fra solens periferier, eller av den nebulous, uoppnåelige. På jorden, der forholdene tvinger dette elementet til å eksistere som h₂, Det kan skje gjennom naturlige eller geologiske prosesser.

For eksempel har hydrogen sin egen naturlige syklus der visse bakterier, mikrober og alger kan generere den gjennom fotokjemiske reaksjoner. Opptrapping av naturlige prosesser og paralleller til disse inkluderer bruk av bioreaktorer, der bakterier lever av hydrokarboner for å frigjøre hydrogen inneholdt i dem.

Levende vesener er også hydrogenprodusenter, men i mindre grad. I så fall kunne det ikke forklares hvordan en av de gassformede komponentene i flatulens utgjør; som har vist for mye at de er brennbare.

Til slutt er det verdt å nevne at under anaerobe forhold (uten oksygen), for eksempel i underjordiske lag, kan mineraler sakte reagere med vann for å produsere hydrogen. Fayelitas reaksjon demonstrerer det:

3fe₂Sio₄ + 2 h₂O → 2 tro₃ENTEN₄ + 3 Sio₂ + 3 H₂

Industriell

Mens biohydrogen er et alternativ for å generere denne gassen i industrielle skalaer, er de mest brukte metodene praktisk talt "å" ta bort "hydrogen til forbindelsene som inneholder det, slik at atomene deres sammenføyer og danner h₂.

De minst miljømessige metodene for å produsere den består av å reagere koks (eller trekull) med overopphetet vanndamp:

C (S) + H₂O (g) → co (g) + h₂(g)

På samme måte har naturgass blitt brukt til dette formålet:

Ch₄(g) + h₂O (g) → CO (g) + 3H₂(g)

Og fordi mengden koks eller naturgass er store, er det lønnsomt å produsere hydrogen av en av disse to reaksjonene.

En annen metode for å oppnå hydrogen er å påføre et elektrisk støt på vannet for å dekomponere det i elementære deler (elektrolyse):

2 h₂Eller (l) → 2 H₂(g) + eller₂(g)

På laboratoriet

I ethvert laboratorium kan molekylært hydrogen fremstilles i små mengder. For å gjøre dette, bør et aktivt metall reageres med en sterk syre, enten i et beger eller i et testrør. Den observerbare boblen er et tydelig tegn på hydrogendannelse, representert med følgende generelle ligning:

M (S) + NH⁺(AC) → Mⁿ⁺(AC) + H₂(g)

Hvor n er metall Valencia. Dermed reagerer for eksempel magnesium med H⁺ Å produsere h₂:

MG (S) + 2H⁺(AC) → MG²⁺(AC) + H₂(g)

Reaksjoner

Rédox

Oksidasjonstall selv tilbyr en første tilnærming til hvordan hydrogen deltar i kjemiske reaksjoner. H₂ Når du reagerer, kan det forbli uendret, eller dele på H -ionene⁺ eller h^- Avhengig av hvilke arter den kobler til; Hvis de er mer eller mindre elektronegative enn ham.

H₂ Det er lite reaktivt på grunn av styrken til den kovalente bindingen, H-H; Dette er imidlertid ikke et absolutt hinder for å reagere og danne forbindelser med nesten alle elementene i det periodiske tabellen.

Den mest kjente reaksjonen er med oksygengass for å produsere vanndamp:

H₂(g) + eller₂(g) → 2H₂O (g)

Og det er en slik affinitet for oksygen å danne det stabile vannmolekylet, som til og med kan reagere med det som anion eller^2- I visse metalloksider:

H₂(g) + Cuo (S) → Cu (S) + H₂Eller (l)

Også sølvoksid reagerer eller "reduserer" med samme reaksjon:

H₂(g) + aug (er) → ag (er) + h₂Eller (l)

Disse hydrogenreaksjonene tilsvarer de av Rédox -typen. Det vil si reduksjonsoksidasjon. Hydrogen oksiderer både i nærvær av oksygen- og metalloksider av mindre reaktive metaller enn ham; For eksempel kobber, sølv, wolfram, kvikksølv og gull.

Absorpsjon

Noen metaller kan absorbere gasshydrogen for å danne metallhydror, som anses som om de var legeringer. For eksempel absorberer overgangsmetaller som paladium beryktede mengder h_2, å ligne på metallsvamper.

Kan tjene deg: neodym: struktur, egenskaper, bruk

Det samme skjer med mer komplekse metalllegeringer. På denne måten kan hydrogen lagres på andre måter i tillegg til sylindrene.

Addisjon

Organiske molekyler kan også "absorbere" hydrogen gjennom molekylære mekanismer og/eller forskjellige interaksjoner.

For metaller, H -molekyler₂ De er omgitt av metallatomer inne i krystaller; Mens du er i organiske molekyler, brytes H-H-bindingen for å danne andre kovalente bindinger. I en mer formalisert forstand: hydrogen blir ikke absorbert, men blir lagt til strukturen.

Det klassiske eksemplet er tilsetningen av H₂ Å doble henholdsvis eller trippelkobling av alkener eller alkiner:

C = C + H₂  → H-C-H-H

C≡C + H₂ → HC = CH

Disse reaksjonene får også navnet på hydrogenering.

HYDROS -formasjon

Hydrogen reagerer direkte på elementene for å danne en familie av kjemiske forbindelser kalt hydros. Det er hovedsakelig to typer: Salinos og molekylær.

Det er også metallhydror, som består av metalllegeringene som allerede er nevnt når disse metallene absorberer gasshydrogen; og polymeret, med nettverk eller kjeder av E-H-bindinger, der det betegner det kjemiske elementet.

Salinos

I saltvannshydror deltar hydrogen i den ioniske bindingen som hydridanion, h^-. For at dette skal dannes, må elementet nødvendigvis være mindre elektronegativt; Ellers ville det ikke gi fra seg elektronene til hydrogen.

Derfor dannes saltvann bare når hydrogen reagerer med veldig elektropositive metaller, for eksempel alkaliske og alkaliner.

For eksempel reagerer hydrogen med metallisk natrium for å produsere natriumhydrid:

2na (S) + H₂(g) → 2nah (er)

Eller med barium for å produsere bariumhydrid:

Ba (S) + H₂(g) → BAH₂(S)

Molekylær

Molekylære hydrider er enda bedre kjent enn ionisk. De mottar også navnet Hydrogen Halogenuros, HX, når hydrogen reagerer med et halogen:

Cl₂(g) + h₂(g) → 2HCl (g)

Her deltar hydrogenet i den kovalente bindingen som h⁺; Siden er forskjellene mellom elektronegativitetene mellom begge atomene ikke veldig store.

Det samme vannet kan betraktes som et oksygenhydrid (eller hydrogenoksid), hvis dannelsesreaksjon allerede var utsatt. Veldig lik er reaksjonen med svovel for å gi hydrogensulfid, en stinkende gass:

S (S) + H₂(g) → h₂S (g)

Men av alle molekylære hydrors er den mest kjente (og kanskje den vanskeligste å syntetisere) ammoniakk:

N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)

applikasjoner

I forrige seksjon var en av hovedbruken av hydrogen allerede adressert: som råstoff for utvikling av syntese, uorganisk eller organisk. Å kontrollere denne gassen har vanligvis et annet formål enn å få den til å reagere for å skape andre forbindelser som er forskjellige fra de som ble trukket ut.

Råmateriale

- Det er et av reagensene for syntese av ammoniakk, som igjen har uendelige industrielle anvendelser, og starter med utdyping av gjødsel, til som materiale for nitrogenarmedisiner.

- Det er ment å reagere med karbonmonoksid og produserer dermed metanol, et reagens som er høyt i biodrivstoff.

Reduksjonsmiddel

- Det er et reduserende middel for visse metalloksider, så det brukes i metallurgisk reduksjon (allerede forklart i tilfelle kobber og andre metaller).

- Reduser fett eller oljer for å produsere margarin.

Oljeindustrien

I oljeindustrien er hydrogen vant til å "hydrotratar" olje råolje i foredlingsprosesser.

For eksempel søker den å fragmentere store og tunge molekyler i små molekyler og med større etterspørsel i markedet (Hydrocracheus); frigjøre metaller fanget i petroporfirinbur (hydrodesmetalisering); Fjern svovelatomer som H₂S (hydrodesulfurisering); eller redusere dobbeltkoblinger for å lage rike blandinger i parafiner.

Brensel

Hydrogen i seg selv er et utmerket drivstoff for raketter eller romfartøy, siden små mengder av det reagerer med oksygen, frigjør de enorme mengder varme eller energi.

I mindre skala brukes denne reaksjonen for utforming av celler eller hydrogenbatterier. Disse cellene står imidlertid overfor vanskene med å ikke kunne lagre denne gassen ordentlig; og utfordringen med helt uavhengig av å brenne fossile brensler.

På den positive siden, brukt som drivstoff, frigjør hydrogen bare vann; I stedet for gasser som representerer forurensningsmidler for atmosfæren og økosystemene.

Referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui og Yanming Ma. (s.F.). Romtemperaturstrukturer av fast hydrogen ved høyt trykk. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, Kina.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Flytende metallisk hydrogen: En byggestein for den flytende solen. Institutt for radiologi, Ohio State University, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, USA.
4. Bodner -gruppen. (s.F.). Kjemien til hydrogen. Hentet fra: Chemed.Chem.Purdue.Edu
5. Wikipedia. (2019). Hydrogen. Hentet fra: i.Wikipedia.org
6. Hydrogen Europa. (2017). Hydrogenapplikasjoner. Gjenopprettet fra: Hydrogeneurope.EU
7. Foist Laura. (2019). Hydrogen: egenskaper og forekomst. Studere. Gjenopprettet fra: Studie.com
8. Jonas James. (4. januar 2009). Hydrogens historie. Hentet fra: Altenergymag.com