HYDROGEN: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKAPER OG BRUKSOMRÅDER - KJEMI - 2026

Den hydrogen er et grunnstoff som er representert ved symbolet H. atomet er den minste av alt og er en som starter i det periodiske system, uansett hvor det plasseres. Den består av en fargeløs gass består av diatomiske H ₂ -molekyler , ikke isolert, H-atomer; som med de edle gassene blant andre He, Ne, Ar.

Av alle elementene er det kanskje det mest emblematiske og enestående, ikke bare for dets egenskaper under terrestriske eller drastiske forhold, men for dens enorme overflod og mangfold av forbindelser. Hydrogen er en gass, selv om den er inert i fravær av brann, brannfarlig og farlig; mens vann, H ₂ O, er det universelle løsningsmidlet og livet.

Røde sylindere brukes til å lagre hydrogen. Kilde: Famartin

I seg selv viser ikke hydrogen noen visuelle særegenheter som er beundringsverdige, og er ganske enkelt en gass som er lagret i sylindere eller røde flasker. Imidlertid er det dens egenskaper og evne til å binde til alle elementer, noe som gjør hydrogen spesielt. Og alt dette, til tross for at det bare har ett valenselektron.

Hvis ikke hydrogen ble lagret i de respektive sylindrene, ville det sluppet ut i rommet mens mye av det reagerer på 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, som finnes i stjernene og regnes som konstruksjonsenheten.

På jorda derimot, representerer den omtrent 10% av den totale massen. For å visualisere hva dette betyr, må det vurderes at overflaten av planeten praktisk talt er dekket med hav og at hydrogen finnes i mineraler, i råolje og i hvilken som helst organisk forbindelse, i tillegg til å være en del av alle levende vesener.

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

Historie

Identifikasjon og navn

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

Cavendish fant ut at da denne antok brennbare luften brant, ble det generert vann. Basert på hans arbeid og resultater ga den franske kjemikeren Antoine Lavoisier denne gassen navnet hydrogen i 1783. Etymologisk stammer betydningen av de greske ordene 'hydro' og 'gener': å danne vann.

Elektrolyse og drivstoff

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

Hydrogenets popularitet var slik at til og med forfatteren Jules Verne omtalte det som fremtidens drivstoff i sin bok The Mysterious Island (1874).

Isolering

I 1899 var den skotske kjemikeren James Dewar den første som isolerte hydrogen som en flytende gass, og var selv den som var i stand til å avkjøle det nok til å få det i sin faste fase.

To kanaler

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

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Diatomisk hydrogenmolekyl. Kilde: Benjah-bmm27

Hydrogenatomer er veldig små og har bare ett elektron for å danne kovalente bindinger. Når to av disse atomene med, de gir opphav til en toatomig, H ₂ ; dette er molekylær hydrogengass (toppbilde). Hver hvite sfære tilsvarer et individuelt H-atom, og den globale sfæren til de molekylære orbitaler.

Således er hydrogen faktisk består av meget små H ₂ -molekyler som interagerer gjennom London spredningskrefter, ettersom de mangler et dipolmoment fordi de er homonukleær. Derfor er de veldig "rastløse" og sprer seg raskt i verdensrommet ettersom det ikke er sterke nok intermolekylære krefter til å bremse dem.

Elektronkonfigurasjonen av hydrogen er ganske enkelt 1s ¹ . Denne orbitalen, 1s, er produktet av å løse den berømte Schrödinger-ligningen for hydrogenatomet. I H ₂ overlapper to 1s orbitaler for å danne to molekylære orbitaler: den ene bindingen og den andre anti-binding, i henhold til molekylær orbital teori (TOM).

Disse orbitaler tillate eller forklare eksistensen av ionene H ₂ ⁺ eller H ₂ ^- ; imidlertid, er hydrogen kjemi definert under normale forhold av H ₂ eller H ⁺ eller H ^- ioner .

Oksidasjonsnummer

Fra elektronkonfigurasjonen for hydrogen, 1s ¹ , er det veldig enkelt å forutsi dets mulige oksidasjonsnummer; Husk selvfølgelig at den høyere energi 2s orbital ikke er tilgjengelig for kjemiske bindinger. Således, i den basale tilstand, har hydrogenoksidasjonstall på 0, H ⁰ .

Hvis den mister det eneste elektronet, forblir 1-orbitalen tom, og hydrogenkationen eller ionet, H ⁺ , dannes med stor mobilitet i nesten hvilket som helst flytende medium; spesielt vannet. I dette tilfellet er oksidasjonsnummeret +1.

Og når det motsatte skjer, det vil si å få et elektron, vil orbitalen nå ha to elektroner og vil bli 1s ² . Da blir oksidasjonstallet -1, og tilsvarer hydridanionen, H ^- . Det er verdt å merke seg at H ^- er isoelektronisk for edelgasshelium, He; det vil si at begge artene har samme antall elektroner.

I sammendrag, oksidasjons- tallene for hydrogen er: 1, 0 og -1 og molekylet av H- ₂ er som har to hydrogenatomer H- ⁰ .

faser

Den foretrukne fasen av hydrogen, i det minste under terrestriske forhold, er den gassformige fasen på grunn av de tidligere eksponerte årsakene. Imidlertid når temperaturene synker i størrelsesorden -200 ° C, eller hvis trykket øker hundretusenvis av ganger det atmosfæriske, kan hydrogen kondensere eller krystallisere til henholdsvis en flytende eller fast fase.

Under disse forholdene kan H _2- molekyler justeres på forskjellige måter for å definere strukturelle mønstre. Londons spredningskrefter blir nå veldig retningsbestemte, og derfor vises geometrier eller symmetrier adoptert av H _2- par .

For eksempel, to par H ₂ , er det som tilsvarer skriving (H- ₂ ) ₂ definerer et symmetrisk eller asymmetrisk firkantet. I mellomtiden, tre H ₂ , eller (H ₂ ) ₃ par definerer en sekskant, meget lik de av karbon i grafittkrystaller. Faktisk er denne sekskantede fasen den viktigste eller mest stabile fasen for fast hydrogen.

Men hva hvis det faste stoffet ikke var sammensatt av molekyler, men av H-atomer? Da ville vi takle metallisk hydrogen. Disse H-atomer, som erindrer 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 er det en eksplosjonsfare å ha en lekkasje.

Kokepunkt

-253 ° C.

Smeltepunkt

-259 ° C.

Flammepunkt og stabilitet

Det eksploderer ved praktisk talt hvilken som helst temperatur hvis det er en gnist eller varmekilde i nærheten av gassen, selv sollys kan tenne hydrogen. Så lenge den er lagret er det imidlertid en dårlig reaktiv gass.

tetthet

0,082 g / L. Den 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 · 10 ⁶ mmHg ved 25 ° C. Denne verdien gir en ide om hvor lukkede hydrogensylindrene må være for å forhindre at gass slipper ut.

Selvantennelsestemperatur

560v ° C.

elektro

2.20 på Pauling-skalaen.

Forbrenningsvarme

-285,8 kJ / mol.

Fordampingsvarme

0,90 kJ / mol.

Fusjonsvarme

0,177 kJ / mol.

isotoper

Det "normale" hydrogenatom er protium, ¹ H, som utgjør omtrent 99,985% hydrogen. De to andre isotoper for dette element er deuterium, ² H, og tritium, ³ H. Disse varierer i antall nøytroner; deuterium har ett nøytron, mens tritium har to.

Spinn-isomerer

Det finnes to typer av molekylært hydrogen, H- ₂ : orto og para. I den første er de to spinnene (av protonet) til H-atomer orientert i samme retning (de er parallelle); mens i det andre er de to spinnene i motsatte retninger (de er antiparallelle).

Hydrogen-para er den mer stabile av de to isomerer; Men når temperaturen øker, blir orto: para-forholdet 3: 1, noe som betyr at hydrogen-orto-isomeren dominerer over den andre. Ved veldig lave temperaturer (eksternt nær absolutt null, 20K) kan man oppnå rene hydrogen-para-prøver.

nomenklatur

Nomenklaturen for å referere til hydrogen er en av de enkleste; selv om det ikke er på samme måte for dets uorganiske eller organiske forbindelser. H ₂ kan kalles med følgende navn i tillegg til 'hydrogen':

-Molekylært hydrogen

-Dihydrogen

-Diatomisk hydrogenmolekyl.

For H ⁺ -ionet er navnene proton eller hydrogenion; og hvis den er i et vandig medium, H ₃ O ⁺ , hydronium kation. Mens H ^- ionet er hydridanionen.

Hydrogenatom

Hydrogenatomet representert ved Bohrs planetariske modell. Kilde: Pixabay.

Hydrogenatom er det enkleste av alle og er normalt representert som på bildet over: en kjerne med et enkelt proton (for ¹ H), omgitt av et elektron som tegner en bane. Alle atomomgangene for de andre elementene i den periodiske tabellen er konstruert og estimert på dette atomet.

En mer trofast fremstilling av den nåværende forståelsen av atomer ville være den for en sfære hvis periferi er definert av elektronets og sannsynlighetsskyen til elektronet (dets 1 orbital).

Hvor du finner og produserer

Et felt med stjerner: uuttømmelig hydrogenkilde. Kilde: Pixabay.

Hydrogen er, selv om det i mindre grad er sammenlignet med karbon, det kjemiske elementet som uten tvil kan sies å være overalt; i luften, som utgjør en del av vannet som fyller havene, havene og kroppene våre, i råolje og mineraler, så vel som i de organiske forbindelsene som er satt sammen for å få liv.

Man trenger bare å skumme ethvert bibliotek med forbindelser for å finne hydrogenatomer i dem.

Spørsmålet er ikke så mye hvor mye, men hvordan det er til stede. For eksempel, molekylet H ₂ er så flyktig og reaktivt i forekomsten av sollys, noe som er svært lav i atmosfæren; derfor reagerer den for å bli med andre elementer og dermed oppnå stabilitet.

Mens han er høyere oppe i kosmos, finnes hydrogen overveiende som nøytrale atomer, H.

Faktisk regnes hydrogen i sin metalliske og kondenserte fase som bygningsenhet for stjerner. Ettersom det er umåtelige mengder av dem, og på grunn av dets robusthet og kolossale dimensjoner, gjør de dette elementet til det mest tallrike i hele universet. Det anslås at 75% av den kjente saken tilsvarer hydrogenatomer.

naturlig

Å samle hydrogenatomer løs i verdensrommet høres upraktisk ut og trekker dem ut fra solens periferi, eller tåke, som ikke kan nås. På jorden, der dens forhold tvinger dette elementet til å eksistere som H ₂ , kan det produseres gjennom naturlige eller geologiske prosesser.

For eksempel har hydrogen sin egen naturlige syklus der visse bakterier, mikrober og alger kan generere det gjennom fotokjemiske reaksjoner. Skalering av naturlige prosesser og parallelt med disse inkluderer bruk av bioreaktorer, der bakterier lever av hydrokarboner for å frigjøre hydrogenet som finnes i dem.

Levende ting er også hydrogenprodusenter, men i mindre grad. Hvis ikke, ville det ikke være mulig å forklare hvordan den utgjør en av luftformede gasskomponenter; som har blitt vist seg å være brannfarlig.

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

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

Industriell

Selv biohydrogen er et alternativ til å danne denne gass i industriell målestokk, de mest anvendte metoder praktisk talt bestå av “fjerne” hydrogenet fra forbindelsene som inneholder den, slik at dets atomer forenes og danner H- ₂ .

De minst miljøvennlige metodene for å produsere den er ved å reagere koks (eller kull) med overopphetet damp:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

På samme måte har naturgass blitt brukt til dette formålet:

CH ₄ (g) + H ₂ O (g) → CO (g) + 3 H ₂ (g)

Og fordi mengdene koks eller naturgass er enorme, er det lønnsomt å produsere hydrogen ved en av disse to reaksjonene.

En annen metode for å oppnå hydrogen er å påføre en elektrisk utladning til vann for å bryte det ned i elementære deler (elektrolyse):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

På laboratoriet

Molekylært hydrogen kan tilberedes i små mengder i ethvert laboratorium. For å gjøre dette må et aktivt metall reageres med en sterk syre, enten i et begerglass eller i et reagensglass. Den observerbare boblingen er et tydelig tegn på hydrogendannelse, representert ved følgende generelle ligning:

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

Hvor n er metallens valens. For eksempel, magnesium reagerer med H ⁺ for å fremstille H- ₂ :

Mg (s) + 2H ⁺ (aq) → Mg ^{2 +} (aq) + H ₂ (g)

reaksjoner

redox

Oksidasjonstallene gir i seg selv et første glimt av hvordan hydrogen deltar i kjemiske reaksjoner. H ₂ når du reagerer kan forbli uendret, eller deles i H ⁺ eller H ^- ioner avhengig av hvilken art den binder seg til; hvis de er mer eller mindre elektronegative enn det.

H ₂ ikke er meget reaktiv på grunn av styrken av dens kovalent binding, HH; dette er imidlertid ikke en absolutt hindring for det å reagere og danne forbindelser med nesten alle elementene på det periodiske systemet.

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

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Og slik er dens affinitet for oksygen til å danne det stabile vannmolekylet, at det til og med kan reagere med det som et O ^2- anion i visse metalloksider:

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

Sølvoksid reagerer også eller reduseres med den samme reaksjonen:

H ₂ (g) + siden (e) → Ag (s) + H ₂ O (l)

Disse hydrogenreaksjonene tilsvarer redoks-typen. Det vil si reduksjon-oksidasjon. Hydrogen oksiderer både i nærvær av oksygen og av metalloksydene av metaller som er mindre reaktive enn det; for eksempel kobber, sølv, wolfram, kvikksølv og gull.

absorpsjon

Noen metaller kan absorbere hydrogengass for å danne metallhydrider, som anses å være legeringer. For eksempel absorberer overgangsmetaller som palladium betydelige mengder H2 _, som ligner metalliske svamper.

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

Addisjon

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

For metaller, H ₂ molekyler er omgitt av metallatomer i sine krystaller; mens i organiske molekyler brytes HH-bindingen for å danne andre kovalente bindinger. I en mer formalisert forstand: hydrogen absorberes ikke, men tilføres strukturen.

Det klassiske eksempel er tilsetningen av H- ₂ til den dobbelt- eller trippelbinding av alkener eller alkyner, henholdsvis:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Disse reaksjonene kalles også hydrogenering.

Hydriddannelse

Hydrogen reagerer direkte med elementer for å danne en familie av kjemiske forbindelser som kalles hydrider. De er hovedsakelig av to typer: saltvann og molekylær.

På samme måte er det metallhydridene, som består av metalllegeringene som allerede er nevnt når disse metaller tar opp hydrogengass; og de polymere, med nettverk eller kjeder med bindinger EH, hvor E betegner det kjemiske elementet.

Saline

I saltvannhydrider deltar hydrogen i ionebinding som hydridanionen, H ^- . For at dette skal danne, må elementet nødvendigvis være mindre elektronisk; Ellers ville det ikke gi opp elektronene sine til hydrogen.

Derfor dannes salthydrider bare når hydrogen reagerer med sterkt elektropositive metaller, for eksempel alkali og jordalkalimetaller.

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

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (r)

Eller med barium for å produsere bariumhydrid:

Ba (r) + H ₂ (g) → BaH ₂ (r)

Molecular

Molekylære hydrider er enda bedre kjent enn ioniske. De kalles også hydrogenhalogenider, HX, når hydrogen reagerer med et halogen:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Her deltar hydrogen i den kovalente bindingen som H ⁺ ; siden forskjellene mellom elektronegativitetene mellom begge atomer ikke er veldig store.

Vann i seg selv kan betraktes som et oksygenhydrid (eller hydrogenoksyd), hvis dannelsesreaksjon allerede er diskutert. Reaksjonen med svovel er veldig lik å gi hydrogensulfid, en stinkende gass:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

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

N ₂ (g) + 3 H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

applikasjoner

I forrige seksjon ble en av hovedbrukene av hydrogen allerede adressert: som et råstoff for utvikling av syntese, uorganisk eller organisk. Kontroll av denne gassen har vanligvis ikke noe annet formål enn å få den til å reagere for å lage andre forbindelser enn de som den ble ekstrahert fra.

Råmateriale

- Det er et av reagensene for syntese av ammoniakk, som igjen har uendelige industrielle bruksområder, og starter med produksjon av gjødsel, til og med som et stoff for å nitrogenisere medikamenter.

- Det er ment å reagere med karbonmonoksid og dermed massivt produsere metanol, et reagens som er svært viktig i biodrivstoff.

Reduksjonsmiddel

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

- Reduser fett eller oljer for å produsere margarin.

Oljeindustrien

I oljeindustrien brukes hydrogen til å "hydrotreat" råolje i raffineringsprosesser.

For eksempel søker den å fragmentere store og tunge molekyler til små molekyler med større etterspørsel i markedet (hydrokrakking); frigjør metaller fanget i petroporfyrinburene (hydrodemetalisering); fjerne svovelatomer som H ₂ S (hydroavsvovling); eller reduser dobbeltbindinger for å lage parafinrike blandinger.

Brensel

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

I mindre skala brukes denne reaksjonen til å designe hydrogeceller eller batterier. Imidlertid møter disse cellene vanskene med å ikke kunne lagre denne gassen ordentlig; og utfordringen med å bli helt uavhengig av å brenne fossile brensler.

På den positive siden frigjør hydrogen som drivstoff 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. (Nd). Rom-temperatur strukturer av fast hydrogen ved høye 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. (SF). Kjemien til hydrogen. Gjenopprettet fra: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Hydrogen. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
6. Hydrogen Europa. (2017). Hydrogen applikasjoner. Gjenopprettet fra: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Hydrogen: Egenskaper og forekomst. Studere. Gjenopprettet fra: study.com
8. Jonas James. (4. januar 2009). Hydrogenens historie. Gjenopprettet fra: altenergymag.com