Vandenilio atradimo istorija

Jei tai yra labiausiai paplitęs cheminis elementas Žemėje, tai vandenilis yra gausiausias elementas visoje visatoje. Mūsų (ir kitų žvaigždžių) yra maždaug pusė vandenilio, o tarpžvaigždinių dujų – 90% vandenilio atomų. Šis cheminis elementas taip pat užima nemažą vietą Žemėje, nes kartu su deguonimi yra vandens dalis, o pats jo pavadinimas „vandenilis“ kilęs iš dviejų senovinių Graikiški žodžiai: "vanduo" ir "Aš pagimdžiu". Be vandens, daugumoje yra vandenilio organinės medžiagos ir ląstelės, be jo, kaip ir be deguonies, pati gyvybė būtų neįsivaizduojama.

Vandenilio atradimo istorija

Pirmasis tarp mokslininkų, pastebėjęs vandenilį, buvo didysis viduramžių alchemikas ir gydytojas Teofrastas Paracelsas. Atlikdamas alcheminius eksperimentus, tikėdamasis rasti „filosofinį akmenį“ maišydamas su rūgštimis, Paracelsas gavo šiek tiek anksčiau nežinomų degiųjų dujų. Tiesa, šių dujų nuo oro atskirti nepavyko.

Praėjus tik pusantro šimtmečio po Paracelso, prancūzų chemikas Lemery sugebėjo atskirti vandenilį nuo oro ir įrodyti jo degumą. Tiesa, Lemery nesuprato, kad jo gautos dujos buvo grynas vandenilis. Tuo pačiu metu rusų mokslininkas Lomonosovas taip pat užsiėmė panašiais cheminiais eksperimentais, tačiau tikrą proveržį vandenilio tyrime padarė anglų chemikas Henry Cavendish, kuris pagrįstai laikomas vandenilio atradėju.

1766 m. Cavendishui pavyko gauti gryno vandenilio, kurį jis pavadino „degiu oru“. Po dar 20 metų talentingas prancūzų chemikas Antoine'as Lavoisier sugebėjo susintetinti vandenį ir iš jo išgauti šį labai „degų orą“ – vandenilį. Ir, beje, būtent Lavoisier pasiūlė vandenilio pavadinimą – „Hydrogenium“, dar žinomas kaip „vandenilis“.

Antoine'as Lavoisier su žmona, kuri padėjo jam atlikti cheminius eksperimentus, įskaitant vandenilio sintezę.

Vietos centre cheminiai elementai in periodinė sistema Mendelejevas yra jų atominis svoris, apskaičiuotas atsižvelgiant į vandenilio atominę masę. Kitaip tariant, vandenilis ir jo atominis svoris yra kertinis periodinės lentelės akmuo, atramos taškas, kuriuo remdamasis didysis chemikas sukūrė savo sistemą. Todėl nenuostabu, kad vandenilis periodinėje lentelėje užima garbingą pirmąją vietą.

Be to, vandenilis turi šias savybes:

• Vandenilio atominė masė yra 1,00795.
• Vandenilis turi tris izotopus, kurių kiekvienas turi individualių savybių.
• Vandenilis yra lengvas mažo tankio elementas.
• Vandenilis turi ir redukuojančių, ir oksiduojančių savybių.
• Susidūręs su metalais, vandenilis priima jų elektronus ir tampa oksidatoriumi. Tokie junginiai vadinami hidratais.

Vandenilis yra dujos, jo molekulė susideda iš dviejų atomų.

Taip atrodo vandenilio molekulė.

Molekulinis vandenilis, susidaręs iš tokių dviatomių molekulių, sprogsta, kai iškeliamas degantis degtukas. Kai vandenilio molekulė sprogsta, ji skyla į atomus, kurie virsta helio branduoliais. Būtent taip nutinka Saulėje ir kitose žvaigždėse – dėl nuolatinio vandenilio molekulių irimo mūsų šviesulys dega ir šildo mus savo šiluma.

Vandenilio fizinės savybės

Vandenilis turi šias savybes fizines savybes:

• Vandenilio virimo temperatūra yra 252,76 °C;
• Ir esant 259,14 ° C temperatūrai, jis jau pradeda tirpti.
• Vandenilis šiek tiek tirpsta vandenyje.
• Grynas vandenilis yra labai pavojinga sprogi ir degi medžiaga.
• Vandenilis yra 14,5 karto lengvesnis už orą.

Cheminės vandenilio savybės

Nes vandenilis gali būti skirtingos situacijos ir oksidatorius bei reduktorius, jis naudojamas reakcijoms ir sintezėms vykdyti.

Vandenilio oksidacinės savybės sąveikauja su aktyviais (dažniausiai šarminiais ir šarminių žemių) metalais, dėl šių sąveikų susidaro hidridai – į druskas panašūs junginiai. Tačiau hidridai susidaro ir vandenilio reakcijose su neaktyviais metalais.

Vandenilio redukcinės savybės turi savybę redukuoti metalus į paprastas medžiagas iš jų oksidų, pramonėje tai vadinama hidrotermija.

Kaip gauti vandenilio?

Tarp pramoninių vandenilio gamybos priemonių yra:

• anglies dujinimas,
• metano reformavimas garais,
• elektrolizė.

Laboratorijoje vandenilį galima gauti:

• metalų hidridų hidrolizėje,
• reaguojant su vandeniu, šarminiais ir šarminiais žemės metalais,
• praskiestų rūgščių sąveikoje su aktyviais metalais.

Vandenilio panaudojimas

Kadangi vandenilis yra 14 kartų lengvesnis už orą, senais laikais jis buvo prikimštas balionų ir dirižablių. Tačiau po daugybės katastrofų, įvykusių su dirižabliais, dizaineriams teko ieškoti vandenilio pakaitalo (priminsime, grynas vandenilis yra sprogi medžiaga, o sprogimui sukelti pakako menkiausios kibirkšties).

1937 m. įvykęs dirižablio „Hindenburg“ sprogimas, sprogimo priežastis buvo vandenilio užsidegimas (dėl trumpojo jungimo), kuriuo šis didžiulis dirižablis skrido.

Todėl tokiems orlaiviams vietoj vandenilio buvo pradėtas naudoti helis, kuris taip pat yra lengvesnis už orą, helio gavimas yra sudėtingesnis, tačiau jis nėra toks sprogus kaip vandenilis.

Vandenilis taip pat naudojamas įvairių rūšių kurui, ypač naftos ir naftos produktų pagrindu, valyti.

Vandenilis, video

Ir galiausiai mokomasis vaizdo įrašas mūsų straipsnio tema.

• Pavadinimas - H (vandenilis);
• Lotyniškas pavadinimas – Hydrogenium;
• Laikotarpis - I;
• Grupė – 1 (Ia);
• Atominė masė - 1,00794;
• Atominis skaičius – 1;
• Atomo spindulys = 53 pm;
• Kovalentinis spindulys = 32 pm;
• Elektronų pasiskirstymas - 1s 1;
• lydymosi temperatūra = -259,14°C;
• virimo temperatūra = -252,87°C;
• Elektronegatyvumas (pagal Paulingą / pagal Alpredą ir Rochovą) \u003d 2,02 / -;
• Oksidacijos būsena: +1; 0; - vienas;
• Tankis (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
• Molinis tūris = 14,1 cm 3 / mol.

Dvejetainiai vandenilio ir deguonies junginiai:

Vandenilį („vandens gimdymą“) 1766 m. atrado anglų mokslininkas G. Cavendishas. Tai paprasčiausias elementas gamtoje – vandenilio atomas turi branduolį ir vieną elektroną, tikriausiai dėl šios priežasties vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas visatoje (daugiau nei pusė daugumos žvaigždžių masės).

Apie vandenilį galime pasakyti, kad „ritė maža, bet brangi“. Nepaisant savo „paprastumo“, vandenilis suteikia energijos visoms gyvoms būtybėms Žemėje – Saulėje vyksta nenutrūkstama termobranduolinė reakcija, kurios metu iš keturių vandenilio atomų susidaro vienas helio atomas, šį procesą lydi didžiulis kiekis energija (daugiau informacijos žr. Branduolio sintezė).

AT Žemės pluta vandenilio masės dalis yra tik 0,15%. Tuo tarpu didžioji dauguma (95%) visų Žemėje žinomų cheminių medžiagų turi vieną ar daugiau vandenilio atomų.

Junginiuose su nemetalais (HCl, H 2 O, CH 4 ...) vandenilis atiduoda savo vienintelį elektroną labiau elektroneigiamiems elementams, kurių oksidacijos būsena yra +1 (dažniau), sudarydamas tik kovalentiniai ryšiai(žr. Kovalentinis ryšys).

Junginiuose su metalais (NaH, CaH 2 ...) vandenilis, priešingai, savo vienintelėje s-orbitoje paima dar vieną elektroną, tokiu būdu bandydamas užpildyti savo elektronų sluoksnį, rodydamas -1 oksidacijos būseną (rečiau). , dažniau sudaro joninę jungtį (žr. Joninė jungtis), nes vandenilio atomo ir metalo atomo elektronegatyvumo skirtumas gali būti gana didelis.

H2

Dujinėje būsenoje vandenilis yra dviatomių molekulių pavidalu, sudarančių nepolinį kovalentinį ryšį.

Vandenilio molekulės turi:

• didelis mobilumas;
• didelė jėga;
• mažas poliarizavimas;
• mažas dydis ir svoris.

Vandenilio dujų savybės:

• lengviausios gamtoje dujos, bespalvės ir bekvapės;
• blogai tirpsta vandenyje ir organiniuose tirpikliuose;
• mažais kiekiais ištirpsta skystuose ir kietuose metaluose (ypač platinoje ir paladyje);
• sunkiai suskystinamas (dėl mažo poliarizavimo);
• turi didžiausią šilumos laidumą iš visų žinomų dujų;
• kaitinamas, jis reaguoja su daugeliu nemetalų, parodydamas redukuojančios medžiagos savybes;
• kambario temperatūroje reaguoja su fluoru (įvyksta sprogimas): H 2 + F 2 = 2HF;
• reaguoja su metalais ir susidaro hidridai oksidacinės savybės: H 2 + Ca \u003d CaH 2;

Junginiuose vandenilis turi daug stipriau redukuojančių savybių nei oksiduojančios. Vandenilis yra stipriausias reduktorius po anglies, aliuminio ir kalcio. Vandenilio redukuojančios savybės plačiai naudojamos pramonėje metalams ir nemetalams (paprastoms medžiagoms) gauti iš oksidų ir galidų.

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O

Vandenilio reakcijos su paprastomis medžiagomis

Vandenilis priima elektroną, atlikdamas vaidmenį reduktorius, reakcijose:

• Su deguonies(uždegant arba esant katalizatoriui), santykiu 2:1 (vandenilis:deguonis) susidaro sprogios detonuojančios dujos: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
• Su pilka(kai kaitinama iki 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Su chloro(uždegus arba apšvitinus UV spinduliais): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
• Su fluoras: H 2 0 + F 2 \u003d 2H + 1 F
• Su azoto(kaitinant esant katalizatoriams arba esant aukštam slėgiui): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Vandenilis atiduoda elektroną, atlikdamas vaidmenį oksidatorius, reaguojant su šarminis ir šarminių žemių metalai, formuojantys metalų hidridus – į druskas panašius joninius junginius, kuriuose yra hidrido jonų H – yra nestabilios baltos kristalinės medžiagos.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Nedažnai vandenilio oksidacijos būsena yra -1. Reaguodami su vandeniu hidridai suyra, vandenį redukuodami į vandenilį. Kalcio hidrido reakcija su vandeniu yra tokia:

CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Vandenilio reakcijos su sudėtingomis medžiagomis

• aukštoje temperatūroje vandenilis redukuoja daugelį metalų oksidų: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
• metilo alkoholis gaunamas vykstant vandenilio reakcijai su anglies monoksidu (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• hidrinimo reakcijose vandenilis reaguoja su daugeliu organinių medžiagų.

Išsamesnės lygtys cheminės reakcijos vandenilis ir jo junginiai aptariami puslapyje „Vandilis ir jo junginiai – cheminių reakcijų, kuriose dalyvauja vandenilis, lygtys“.

Vandenilio panaudojimas

• branduolinėje energetikoje naudojami vandenilio izotopai - deuteris ir tritis;
• chemijos pramonėje vandenilis naudojamas daugelio organinių medžiagų, amoniako ir vandenilio chlorido sintezei;
• in Maisto pramone vandenilis naudojamas kietų riebalų gamyboje hidrinant augalinius aliejus;
• metalų suvirinimui ir pjovimui naudojama aukšta vandenilio degimo temperatūra deguonyje (2600 ° C);
• kai kurių metalų gamyboje kaip reduktorius naudojamas vandenilis (žr. aukščiau);
• kadangi vandenilis yra lengvosios dujos, jis naudojamas aeronautikoje kaip balionų, oro balionų, dirižablių užpildas;
• Kaip kuras, vandenilis naudojamas sumaišytas su CO.

AT paskutiniais laikais mokslininkai daug dėmesio skiria alternatyvių atsinaujinančios energijos šaltinių paieškoms. Viena iš perspektyvių sričių – „vandenilio“ energetika, kurioje kaip kuras naudojamas vandenilis, kurio degimo produktas yra paprastas vanduo.

Vandenilio gamybos metodai

Pramoniniai vandenilio gamybos metodai:

• metano konversija (katalizinis vandens garų redukavimas) vandens garais aukštoje temperatūroje (800°C) ant nikelio katalizatoriaus: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• anglies monoksido pavertimas garais (t=500°C) ant Fe 2 O 3 katalizatoriaus: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
• terminis skilimas metanas: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• kietojo kuro dujinimas (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• vandens elektrolizė (labai brangus metodas, kai gaunamas labai grynas vandenilis): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:

• poveikis metalams (dažniausiai cinkui) su druskos rūgštimi arba praskiesta sieros rūgštimi: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
• vandens garų sąveika su karštomis geležies drožlėmis: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Vandenilis yra dujos, būtent jis yra pirmoje vietoje periodinėje sistemoje. Šio gamtoje plačiai paplitusio elemento pavadinimas, išvertus iš lotynų kalbos, reiškia „vandens gimdymas“. Taigi kokias fizines ir chemines vandenilio savybes mes žinome?

Vandenilis: bendra informacija

Normaliomis sąlygomis vandenilis neturi nei skonio, nei kvapo, nei spalvos.

Ryžiai. 1. Vandenilio formulė.

Kadangi atomas turi vieną energetinį elektroninį lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip du elektronai, tada esant stabiliai būsenai, atomas gali priimti vieną elektroną (oksidacijos laipsnis -1) arba atiduoti vieną elektroną (oksidacijos būsena +1), parodydamas pastovus valentingumas I Štai kodėl elemento vandenilio simbolis dedamas ne tik į IA grupę (pagrindinis I grupės pogrupis) kartu su šarminiais metalais, bet ir į VIIA grupę (pagrindinis VII grupės pogrupis) kartu su halogenais. Halogeno atomams taip pat trūksta vieno elektrono, kuris užpildytų išorinį lygį, ir jie, kaip ir vandenilis, yra nemetalai. Vandenilis turi teigiamą oksidacijos būseną junginiuose, kur jis yra prijungtas prie daugiau elektronneigiamų nemetalinių elementų ir neigiamas laipsnis oksidacija – junginiuose su metalais.

Ryžiai. 2. Vandenilio vieta periodinėje sistemoje.

Vandenilis turi tris izotopus, kurių kiekvienas turi savo pavadinimą: protiumas, deuteris, tritis. Pastarųjų kiekis Žemėje yra nereikšmingas.

Cheminės vandenilio savybės

Paprastoje medžiagoje H 2 ryšys tarp atomų yra stiprus (surišimo energija yra 436 kJ / mol), todėl molekulinio vandenilio aktyvumas yra mažas. Normaliomis sąlygomis jis sąveikauja tik su labai aktyviais metalais, o vienintelis nemetalas, su kuriuo reaguoja vandenilis, yra fluoras:

F 2 + H 2 \u003d 2HF (vandenilio fluoridas)

Vandenilis reaguoja su kitomis paprastomis (metalai ir nemetalai) ir sudėtingomis (oksidai, neapibrėžti organiniai junginiai) medžiagomis arba apšvitindamas ir padidindamas temperatūrą, arba esant katalizatoriui.

Vandenilis dega deguonimi, išskirdamas didelį šilumos kiekį:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Vandenilio ir deguonies mišinys (2 tūriai vandenilio ir 1 tūris deguonies) smarkiai sprogsta, kai užsiliepsnoja, todėl vadinamas detonuojančiomis dujomis. Dirbant su vandeniliu, reikia laikytis saugos taisyklių.

Ryžiai. 3. Sprogios dujos.

Esant katalizatoriams, dujos gali reaguoti su azotu:

3H2 + N2 \u003d 2NH3

- šios reakcijos metu aukštesnėje temperatūroje ir slėgyje pramonėje gaunamas amoniakas.

Aukštoje temperatūroje vandenilis gali reaguoti su siera, selenu ir telūru. o kai sąveikauja su šarminiais ir šarminių žemių metalų susidaro hidridai: 4.3. Iš viso gautų įvertinimų: 186.

Periodinėje sistemoje vandenilis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Dėl šios savybės jis yra visiškai unikalus. Vandenilis yra ne tik elementas ar medžiaga, bet ir daugelio sudėtingų junginių komponentas, organogeninis ir biogeninis elementas. Todėl mes išsamiau apsvarstysime jo savybes ir charakteristikas.

Degiųjų dujų išsiskyrimas metalų ir rūgščių sąveikos metu buvo pastebėtas dar XVI amžiuje, tai yra, formuojantis chemijai kaip mokslui. Žymus anglų mokslininkas Henry Cavendish tyrinėjo šią medžiagą nuo 1766 m. ir suteikė jai pavadinimą „degus oras“. Degdamos šios dujos gamino vandenį. Deja, mokslininko laikymasis flogistono (hipotetinės „hipersmulkiosios medžiagos“) teorijos sutrukdė jam pasiekti. teisingos išvados.

Prancūzų chemikas ir gamtininkas A. Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Meunier ir specialių gasometrų pagalba 1783 metais atliko vandens sintezę, o vėliau ir jo analizę skaidydamas vandens garus raudonai įkaitusia geležimi. Taigi mokslininkai galėjo padaryti tinkamas išvadas. Jie išsiaiškino, kad „degus oras“ yra ne tik vandens dalis, bet ir jo galima gauti.

1787 m. Lavoisier pasiūlė, kad tiriamos dujos buvo paprasta medžiaga ir atitinkamai nurodo pirminių cheminių elementų skaičių. Jis pavadino jį vandeniliu (iš graikiškų žodžių hydor – vanduo + gennao – aš pagimdžiu), tai yra „vandens gimdymas“.

Rusišką pavadinimą „vandenilis“ 1824 metais pasiūlė chemikas M. Solovjovas. Vandens sudėties nustatymas pažymėjo „flogistono teorijos“ pabaigą. XVIII–XIX amžių sandūroje buvo nustatyta, kad vandenilio atomas yra labai lengvas (palyginti su kitų elementų atomais) ir pagrindiniu palyginimo vienetu paimta jo masė. atominės masės, gaunant vertę, lygią 1.

Fizinės savybės

Vandenilis yra lengviausia iš visų mokslui žinomų medžiagų (jis 14,4 karto lengvesnis už orą), jo tankis 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ši medžiaga tirpsta (kieta) ir verda (suskystėja) atitinkamai -259,1 ° C ir -252,8 ° C temperatūroje (tik helio virimo ir lydymosi t ° yra žemesnė).

Kritinė vandenilio temperatūra yra itin žema (-240 °C). Dėl šios priežasties jo suskystinimas yra gana sudėtingas ir brangus procesas. Kritinis medžiagos slėgis yra 12,8 kgf / cm², o kritinis tankis yra 0,0312 g / cm³. Tarp visų dujų yra vandenilis didžiausias šilumos laidumas: esant 1 atm ir 0 ° C, jis yra lygus 0,174 W / (mxK).

Medžiagos savitoji šiluminė talpa tomis pačiomis sąlygomis yra 14,208 kJ / (kgxK) arba 3,394 cal / (gh ° C). Šis elementas šiek tiek tirpsta vandenyje (apie 0,0182 ml / g esant 1 atm ir 20 ° C), bet gerai - daugumoje metalų (Ni, Pt, Pa ir kt.), ypač paladyje (apie 850 tūrių Pd tūryje). .

Pastaroji savybė siejama su jos gebėjimu difuzuoti, o difuziją per anglies lydinį (pavyzdžiui, plieną) lydinys gali sunaikinti dėl vandenilio sąveikos su anglimi (šis procesas vadinamas dekarbonizacija). Skystoje būsenoje medžiaga yra labai lengva (tankis - 0,0708 g / cm³ esant t ° \u003d -253 ° C) ir skysta (klampumas - 13,8 laipsnių tomis pačiomis sąlygomis).

Daugelyje junginių šio elemento valentingumas (oksidacijos būsena) yra +1, panašus į natrio ir kitų šarminių metalų. Paprastai jis laikomas šių metalų analogu. Atitinkamai jis vadovauja Mendelejevo sistemos I grupei. Metalo hidriduose vandenilio jonas turi neigiamą krūvį (oksidacijos būsena yra -1), tai yra, Na + H- struktūra panaši į Na + Cl-chlorido. Remiantis šiuo ir kai kuriais kitais faktais (elemento "H" ir halogenų fizinių savybių artumas, galimybė jį pakeisti halogenais organiniuose junginiuose), vandenilis priskiriamas Mendelejevo sistemos VII grupei.

Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis turi mažą aktyvumą, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais nemetalais (su fluoru ir chloru, su pastaruoju - šviesoje). Savo ruožtu, kaitinamas, jis sąveikauja su daugeliu cheminių elementų.

Atominis vandenilis turi didesnį cheminį aktyvumą (palyginti su molekuliniu vandeniliu). Su deguonimi jis sudaro vandenį pagal formulę:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

išskiriant 285,937 kJ/mol šilumos arba 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Normaliomis temperatūros sąlygomis reakcija vyksta gana lėtai, o esant t° >= 550 °С, ji nekontroliuojama. Vandenilio ir deguonies mišinio sprogumo ribos pagal tūrį yra 4–94 % H₂, o vandenilio ir oro mišiniuose – 4–74 % H₂ (dviejų tūrių H₂ ir vieno tūrio O2 mišinys vadinamas sprogiosiomis dujomis).

Šis elementas naudojamas redukuoti daugumą metalų, nes jis paima deguonį iš oksidų:

Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H2O ir kt.

Su skirtingais halogenais vandenilis sudaro vandenilio halogenidus, pavyzdžiui:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Tačiau reaguojant su fluoru vandenilis sprogsta (taip nutinka ir tamsoje, esant -252 °C), su bromu ir chloru reaguoja tik kaitinamas ar apšviestas, o su jodu tik kaitinamas. Sąveikaujant su azotu, susidaro amoniakas, bet tik ant katalizatoriaus, su padidėjęs slėgis ir temperatūra:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Kaitinamas, vandenilis aktyviai reaguoja su siera:

H₂ + S = H2S (vandenilio sulfidas),

ir daug sunkiau – su telūru ar selenu. Vandenilis reaguoja su gryna anglimi be katalizatoriaus, bet esant aukštai temperatūrai:

2H₂ + C (amorfinis) = CH₂ (metanas).

Ši medžiaga tiesiogiai reaguoja su kai kuriais metalais (šarmais, šarminėmis žemėmis ir kitais), sudarydama hidridus, pavyzdžiui:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Nemenką praktinę reikšmę turi vandenilio ir anglies monoksido (II) sąveika. Šiuo atveju, priklausomai nuo slėgio, temperatūros ir katalizatoriaus, skiriasi organiniai junginiai: HCHO, CH₃OH ir kt. Nesotieji angliavandeniliai reakcijos metu tampa sotūs, pvz.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vandenilis ir jo junginiai atlieka išskirtinį vaidmenį chemijoje. Tai sąlygoja rūgščių savybių vadinamasis. protinės rūgštys linkusios sudaryti vandenilinius ryšius su skirtingais elementais, kurie turi didelę įtaką daugelio neorganinių ir organinių junginių savybėms.

Vandenilio gavimas

Pagrindinės žaliavų rūšys, skirtos pramoninės gamybosšio elemento yra naftos perdirbimo dujos, natūralios degiosios ir kokso krosnių dujos. Jis taip pat gaunamas iš vandens elektrolizės būdu (vietose, kuriose elektros energija yra prieinama). Vienas iš esminiai metodai Medžiagos gamyba iš gamtinių dujų laikoma katalizine angliavandenilių, daugiausia metano, sąveika su vandens garais (vadinamoji konversija). Pavyzdžiui:

CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.

Neužbaigta angliavandenilių oksidacija deguonimi:

CH₄ + ½O2 \u003d CO + 2H₂.

Susintetintas anglies monoksidas (II) virsta:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Iš gamtinių dujų pagamintas vandenilis yra pigiausias.

Vandens elektrolizei naudojama nuolatinė srovė, kuri praleidžiama per NaOH arba KOH tirpalą (rūgštys nenaudojamos, kad būtų išvengta įrangos korozijos). Laboratorinėmis sąlygomis medžiaga gaunama elektrolizės būdu vandenį arba kaip reakcijos tarp vandenilio chlorido rūgštis ir cinko. Tačiau dažniau naudojama paruošta gamyklinė medžiaga cilindruose.

Iš naftos perdirbimo ir koksavimo krosnių dujų šis elementas yra izoliuojamas pašalinus visus kitus komponentus dujų mišinys, nes giliai atvėsę jie lengviau skystėja.

Pramoniniu būdu ši medžiaga vėl buvo pradėta gauti pabaigos XVIII amžiaus. Tada jis buvo naudojamas balionams užpildyti. Šiuo metu vandenilis plačiai naudojamas pramonėje, daugiausia chemijos pramonėje, amoniako gamybai.

Masiniai medžiagos vartotojai yra metilo ir kitų alkoholių, sintetinio benzino ir daugelio kitų produktų gamintojai. Jie gaunami sintezės būdu iš anglies monoksido (II) ir vandenilio. Vandenilis naudojamas sunkiojo ir kietojo skystojo kuro, riebalų ir kt. hidrinimo, HCl sintezei, naftos produktų hidrinimo, taip pat metalų pjovimo / suvirinimo metu. Esminiai elementai branduolinei energijai yra jos izotopai – tritis ir deuteris.

Biologinis vandenilio vaidmuo

Apie 10% gyvų organizmų masės (vidutiniškai) tenka šiam elementui. Tai dalis vandens ir svarbiausių natūralių junginių grupių, įskaitant baltymus, nukleino rūgštis, lipidus, angliavandenius. Kam jis tarnauja?

Ši medžiaga groja lemiamas vaidmuo: išlaikant erdvinę baltymų struktūrą (ketvirtinę), įgyvendinant komplementarumo principą nukleino rūgštys(t. y. genetinės informacijos įgyvendinime ir saugojimuose), apskritai „atpažinimas“ molekuliniu lygmeniu.

Vandenilio jonas H+ dalyvauja svarbiose organizme vykstančiose dinaminėse reakcijose/procesuose. Įskaitant: in biologinė oksidacija, kuris aprūpina gyvas ląsteles energija, biosintezės reakcijose, fotosintezėje augaluose, bakterijų fotosintezėje ir azoto fiksavime, palaikant rūgščių-šarmų pusiausvyrą ir homeostazę, membranų transportavimo procesuose. Kartu su anglimi ir deguonimi jis sudaro funkcinį ir struktūrinį gyvybės reiškinių pagrindą.

Bendra schema "VANDENILIS"

aš. Vandenilis yra cheminis elementas

a) Padėtis RESP

• serijos numeris №1
• laikotarpis 1
• I grupė (pagrindinis pogrupis "A")
• santykinė masė Ar(H)=1
• Lotyniškas pavadinimas Hydrogenium (gimdantis vandenį)

b) Vandenilio paplitimas gamtoje

Vandenilis yra cheminis elementas.	Žemės plutoje(litosfera ir hidrosfera) – 1% masės (10 vieta tarp visų elementų)
	ATMOSFERA - 0,0001 % pagal atomų skaičių
	Labiausiai paplitęs elementas visatoje – 92% visų atomų (pagrindinis komponentasžvaigždės ir tarpžvaigždinės dujos)

Vandenilis – cheminis elementas	Ryšiuose	H 2 O – vanduo(11 % masės)
		CH 4 – metano dujos(25 % masės)
		organinės medžiagos(nafta, degiosios gamtinės dujos ir kt.) Gyvūnų ir augalų organizmuose(tai yra baltymų, nukleino rūgščių, riebalų, angliavandenių ir kt.) Žmogaus kūne vidutiniškai yra apie 7 kilogramus vandenilio.

c) Vandenilio valentingumas junginiuose

II. Vandenilis yra paprasta medžiaga (H2)

Kvitas

1. Laboratorija (Kipp aparatas) A) Metalų sąveika su rūgštimis: Zn+ 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 druskos B) Sąveika aktyvieji metalai su vandeniu: 2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2 bazė

2. Pramonė · vandens elektrolizė paštu srovė 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 · Iš gamtinių dujų t, Ni CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2

Vandenilio radimas gamtoje.

Vandenilis yra plačiai paplitęs gamtoje, jo kiekis žemės plutoje (litosferoje ir hidrosferoje) yra 1 % masės, 16 % pagal atomų skaičių. Vandenilis yra labiausiai paplitusios medžiagos Žemėje dalis - vanduo (11,19% vandenilio masės), junginiuose, kurie sudaro anglį, naftą, gamtines dujas, molį, taip pat gyvūnų ir augalų organizmus (tai yra baltymai, nukleino rūgštys, riebalai, angliavandeniai ir kt.). Laisvoje būsenoje vandenilis yra labai retas, nedideliais kiekiais randamas vulkaninėse ir kitose gamtinėse dujose. Atmosferoje yra nedidelis kiekis laisvo vandenilio (0,0001 % atomų skaičiaus). Netoli Žemės esančioje erdvėje vandenilis protonų srauto pavidalu sudaro vidinę („protoninę“) Žemės radiacijos juostą. Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas erdvėje. Plazmos pavidalu ji sudaro apie pusę Saulės ir daugumos žvaigždžių masės, didžiąją dalį tarpžvaigždinės terpės dujų ir dujinių ūkų. Vandenilio yra daugelio planetų atmosferoje ir kometose laisvojo H 2 , metano CH 4 , amoniako NH 3 , vandens H 2 O ir radikalų pavidalu. Protonų srauto pavidalu vandenilis yra Saulės ir kosminių spindulių korpuskulinės spinduliuotės dalis.

Yra trys vandenilio izotopai:
a) lengvasis vandenilis – protiumas,
b) sunkusis vandenilis – deuteris (D),
c) supersunkusis vandenilis – tritis (T).

Tritis yra nestabilus (radioaktyvus) izotopas, todėl gamtoje jo praktiškai nėra. Deuteris yra stabilus, bet labai mažas: 0,015% (viso antžeminio vandenilio masės).

Vandenilio valentingumas junginiuose

Junginiuose vandenilis pasižymi valentiškumu aš.

Vandenilio fizinės savybės

Paprasta medžiaga vandenilis (H 2) yra dujos, lengvesnės už orą, bespalvės, bekvapės, beskonės, t kip \u003d - 253 0 C, vandenilis netirpsta vandenyje, degi. Vandenilį galima surinkti išstumiant orą iš mėgintuvėlio arba vandens. Tokiu atveju vamzdis turi būti apverstas aukštyn kojomis.

Vandenilio gavimas

Laboratorijoje reakcijos metu susidaro vandenilis

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

Vietoj cinko galima naudoti geležį, aliuminį ir kai kuriuos kitus metalus, o vietoj sieros rūgšties – kai kurias kitas praskiestas rūgštis. Gautas vandenilis surenkamas į mėgintuvėlį vandens išstūmimo būdu (žr. 10.2 pav. b) arba tiesiog į apverstą kolbą (10.2 pav. a).

Pramonėje vandenilis gaunamas dideliais kiekiais iš gamtinių dujų (daugiausia metano), sąveikaujant su vandens garais 800 °C temperatūroje, esant nikelio katalizatoriui:

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 (t, Ni)

arba apdoroti aukštoje temperatūroje vandens garų anglimi:

2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. (t)

Grynas vandenilis gaunamas iš vandens jį skaidant elektros šokas(elektrolizei):

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (elektrolizė).