Evrendeki en yaygın element hidrojendir. Yıldızlar söz konusu olduğunda çekirdek (proton) biçimindedir ve termonükleer süreçler için bir malzemedir. Güneş'in kütlesinin neredeyse yarısı da H2 moleküllerinden oluşur. Yer kabuğundaki içeriği %0,15'e ulaşır ve atomlar petrolde, doğalgazda ve suda bulunur. Oksijen, nitrojen ve karbonla birlikte Dünya üzerindeki tüm canlı organizmaların bir parçası olan organojenik bir elementtir. Makalemizde hidrojenin fiziksel ve kimyasal özelliklerini inceleyeceğiz, endüstrideki ana uygulama alanlarını ve doğadaki önemini belirleyeceğiz.

Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik tablosundaki konumu

Periyodik tabloyu keşfeden ilk element hidrojendir. Atom kütlesi 1.0079'dur. İki kararlı izotopu (protium ve döteryum) ve bir radyoaktif izotopu (trityum) vardır. Fiziksel özellikler ametalin kimyasal elementler tablosundaki yerine göre belirlenir. Normal koşullar altında hidrojen (formülü H2'dir) havadan neredeyse 15 kat daha hafif bir gazdır. Elementin atomunun yapısı benzersizdir: yalnızca bir çekirdek ve bir elektrondan oluşur. Maddenin molekülü diatomiktir; içindeki parçacıklar kovalent polar olmayan bir bağ kullanılarak bağlanır. Enerji yoğunluğu oldukça yüksektir - 431 kJ. Bu, bileşiğin normal koşullar altında düşük kimyasal aktivitesini açıklar. Hidrojenin elektronik formülü: H:H.

Madde ayrıca diğer metal olmayanlar arasında benzeri olmayan bir takım özelliklere de sahiptir. Bunlardan bazılarına bakalım.

Çözünürlük ve termal iletkenlik

Metaller ısıyı en iyi şekilde iletir, ancak termal iletkenlik açısından hidrojen onlara yakındır. Bu olgunun açıklaması, bir maddenin hafif moleküllerinin çok yüksek termal hareket hızında yatmaktadır, bu nedenle hidrojen atmosferinde ısıtılmış bir nesne, havaya göre 6 kat daha hızlı soğur. Bileşik metallerde oldukça çözünür olabilir; örneğin, neredeyse 900 hacim hidrojen, bir hacim paladyum tarafından emilebilir. Metaller, hidrojenin oksitleyici özelliklerinin ortaya çıktığı H2 ile kimyasal reaksiyonlara girebilir. Bu durumda hidritler oluşur:

2Na + H2 =2 NaH.

Bu reaksiyonda elementin atomları metal parçacıklarından elektronları kabul ederek tek negatif yüklü anyonlara dönüşür. Bu durumda basit H2 maddesi, genellikle onun için tipik olmayan bir oksitleyici maddedir.

İndirgeyici madde olarak hidrojen

Metalleri ve hidrojeni birleştiren şey, yalnızca yüksek ısı iletkenliği değil, aynı zamanda atomlarının kimyasal işlemlerde kendi elektronlarından vazgeçme, yani oksitlenme yeteneğidir. Örneğin bazik oksitler hidrojenle reaksiyona girer. Redoks reaksiyonu, saf metalin salınması ve su moleküllerinin oluşmasıyla sona erer:

CuO + H2 = Cu + H2O.

Bir maddenin ısıtıldığında oksijenle etkileşimi aynı zamanda su moleküllerinin üretimine de yol açar. İşlem ekzotermiktir ve buna büyük miktarda termal enerjinin salınması eşlik eder. H2 ve O2'den oluşan bir gaz karışımı 2:1 oranında reaksiyona girerse, ateşlendiğinde patladığı için buna denir:

2H2 + O2 = 2H20.

Su, Dünya'nın hidrosferinin, ikliminin ve hava durumunun oluşumunda hayati bir rol oynar ve oynar. Doğadaki elementlerin dolaşımını sağlar, gezegenimizin sakinleri olan organizmaların tüm yaşam süreçlerini destekler.

Metal olmayanlarla etkileşim

Hidrojenin en önemli kimyasal özellikleri metalik olmayan elementlerle reaksiyona girmesidir. Normal koşullar altında kimyasal olarak oldukça inerttirler, bu nedenle madde yalnızca halojenlerle, örneğin tüm metal olmayanlar arasında en aktif olan flor veya klor ile reaksiyona girebilir. Böylece, karanlıkta veya soğukta bir flor ve hidrojen karışımı ve ısıtıldığında veya ışıkta klor ile patlar. Reaksiyon ürünleri, sulu çözeltileri florür ve klorür asitleri olarak bilinen hidrojen halojenürler olacaktır. C, 450-500 derece sıcaklıkta, 30-100 mPa basınçta ve bir katalizör varlığında etkileşime girer:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH₃.

Hidrojenin dikkate alınan kimyasal özellikleri endüstri için büyük önem taşımaktadır. Örneğin, değerli bir kimyasal ürün olan amonyak elde edebilirsiniz. Nitrat asit ve azotlu gübrelerin üretimi için ana hammaddedir: üre, amonyum nitrat.

Organik madde

Karbon ve hidrojen arasında en basit hidrokarbon - metan üretimine yol açar:

C + 2H2 = CH4.

Bu madde doğalın en önemli bileşenidir ve organik sentez endüstrisi için değerli bir yakıt türü ve hammadde olarak kullanılır.

Karbon bileşiklerinin kimyasında element çok sayıda maddenin bir parçasıdır: alkanlar, alkenler, karbonhidratlar, alkoller vb. Organik bileşiklerin H2 molekülleriyle birçok reaksiyonu bilinmektedir. Ortak bir isimleri var - hidrojenasyon veya hidrojenasyon. Böylece aldehitler hidrojen ile alkollere, doymamış hidrokarbonlar - alkanlara indirgenebilir. Örneğin etilen etana dönüştürülür:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Hidrojenin kimyasal özellikleri, örneğin ayçiçeği, mısır, kolza tohumu gibi sıvı yağların hidrojenlenmesi pratik açıdan önemli bir öneme sahiptir. Gliserin, sabun, stearin ve sert margarin üretiminde kullanılan katı yağ - domuz yağı üretimine yol açar. Bir gıda ürününün görünümünü ve tadını iyileştirmek için ona süt, hayvansal yağlar, şeker ve vitaminler eklenir.

Makalemizde hidrojenin özelliklerini inceleyerek doğadaki ve insan yaşamındaki rolünü öğrendik.

HİDROJEN
N (lat. hidrojenyum),
en hafif gaz halindeki kimyasal element, periyodik element tablosunun IA alt grubunun bir üyesidir, bazen alt grup VIIA olarak sınıflandırılır. Hidrojen, dünya atmosferinde yalnızca bir dakikadan kısa bir süre için bağlanmamış bir halde bulunur; miktarı, 1.500.000 parça hava başına 1-2 parçadır. Volkanik patlamalar sırasında, petrol kuyularından ve büyük miktarlarda organik maddenin ayrıştığı yerlerde genellikle diğer gazlarla birlikte salınır. Hidrojen, karbonhidratlar, hidrokarbonlar, yağlar ve hayvansal proteinler gibi organik maddelerde karbon ve/veya oksijenle birleşir. Hidrosferde hidrojen, Dünya'daki en yaygın bileşik olan suyun bir parçasıdır. Kayalarda, toprakta ve yer kabuğunun diğer kısımlarında hidrojen oksijenle birleşerek su ve hidroksit iyonu OH-'yi oluşturur. Hidrojen yerkabuğundaki tüm atomların %16'sını oluşturur, ancak oksijenden 16 kat daha hafif olduğu için kütle olarak yalnızca %1 kadardır. Güneşin ve yıldızların kütlesinin %70'i hidrojen plazmasıdır: uzayda en yaygın bulunan elementtir. Düşük yoğunluğu ve yüksek irtifalara çıkabilmesi nedeniyle Dünya atmosferindeki hidrojen konsantrasyonu rakımla birlikte artar. Dünya yüzeyinde bulunan meteorlar, 100 silikon atomu başına 6-10 hidrojen atomu içerir.
Tarihsel referans. 16. yüzyılda bir başka Alman doktor ve doğa bilimci Paracelsus. Hidrojenin yanıcılığını kanıtladı. 1700 yılında N. Lemery, sülfürik asidin demir üzerindeki etkisiyle açığa çıkan gazın havada patladığını keşfetti. Hidrojen, 1766 yılında G. Cavendish tarafından bir element olarak tanımlandı ve ona "yanıcı hava" adını verdi ve 1781'de suyun oksijenle etkileşiminin bir ürünü olduğunu kanıtladı. Yunanca "suyu doğurmak" kombinasyonundan gelen Latince hidrojenyum, bu elemente A. Lavoisier tarafından atanmıştır.
Hidrojenin genel özellikleri. Hidrojen, periyodik element tablosundaki ilk elementtir; atomu, etrafında dönen bir proton ve bir elektrondan oluşur
(ayrıca bkz. ELEMANLARIN PERİYODİK SİSTEMİ).
5000 hidrojen atomundan biri, çekirdekte bir nötronun varlığıyla ayırt edilir, bu da çekirdeğin kütlesini 1'den 2'ye çıkarır. Hidrojenin bu izotopuna döteryum 21H veya 21D denir. Hidrojenin daha nadir olan başka bir izotopu, çekirdeğinde iki nötron içerir ve trityum 31H veya 31T olarak adlandırılır. Trityum radyoaktiftir ve helyum ve elektronları açığa çıkarmak için bozunur. Farklı hidrojen izotoplarının çekirdekleri, protonlarının dönüşleri açısından farklılık gösterir. Hidrojen a) aktif bir metalin su üzerindeki etkisi ile, b) asitlerin belirli metaller üzerindeki etkisi ile, c) bazların silikon ve bazı amfoterik metaller üzerindeki etkisi ile, d) aşırı ısıtılmış buharın su üzerindeki etkisi ile elde edilebilir. kömür ve metanın yanı sıra demir üzerinde, e) suyun elektrolitik ayrışması ve hidrokarbonların termal ayrışması yoluyla. Hidrojenin kimyasal aktivitesi, bir elektronu başka bir atoma bağışlama veya kimyasal bir bağ oluştururken onu diğer elementlerle neredeyse eşit şekilde paylaşma veya hidrit adı verilen kimyasal bir bileşiğe başka bir elementin elektronunu bağlama yeteneği ile belirlenir. Endüstri tarafından üretilen hidrojen, amonyak, nitrik asit ve metal hidritlerin sentezi için büyük miktarlarda kullanılır. Gıda endüstrisi, sıvı bitkisel yağları katı yağlara (margarin gibi) hidrojenlemek (hidrojene etmek) için hidrojen kullanır. Hidrojenasyon sırasında, karbon atomları arasında çift bağ içeren doymuş organik yağlar, tek karbon-karbon bağına sahip doymuş organik yağlara dönüştürülür. Yüksek saflıkta (%99,9998) sıvı hidrojen, uzay roketlerinde yüksek verimli bir yakıt olarak kullanılır.
Fiziki ozellikleri. Hidrojenin sıvılaşması ve katılaşması için çok düşük sıcaklıklar ve yüksek basınç gerekir (özellikler tablosuna bakın). Normal koşullar altında hidrojen renksiz, kokusuz ve tatsız, çok hafif bir gazdır: 0°C'de ve atmosferik basınçta 1 litre hidrojenin kütlesi 0,08987 g'dır (karşılaştırma, hava ve helyumun yoğunluğu 1,2929 ve 0,1785 g/l, Bu nedenle, helyumla doldurulmuş ve hidrojenle doldurulmuş bir balonla aynı kaldırma kuvvetine sahip bir balonun hacmi %8 daha fazla olmalıdır). Tablo hidrojenin bazı fiziksel ve termodinamik özelliklerini göstermektedir. SIRADAN HİDROJENİN ÖZELLİKLERİ
(273,16 K veya 0°C'de)
Atom numarası 1 Atom kütlesi 11H 1,00797 Yoğunluk, g/l

normal basınçta 0,08987, 2,5*10'da 5 atm'de 0,66, 2,7*10'da 18 atm'de 1,12*10 7

suda, hacim/100 hacim H2O (standart koşullar altında) benzen içinde 2,148, ml/g (35,2° C, 150,2 atm) Amonyak içinde 11,77, 50 atm'de ml/g (25° C) 1000 atm'de 4 ,47 79.25

Ametaller, nispeten düşük kaynama noktasına ve yüksek buhar basıncına sahip, MHx (x bir tamsayıdır) genel formülüne sahip uçucu hidrürler oluşturur. Bu hidritler, hidrojenin daha negatif bir yüke sahip olduğu tuz hidritlerden önemli ölçüde farklıdır. Uçucu hidritlerde (örneğin hidrokarbonlar), ametaller ve hidrojen arasındaki kovalent bağ baskındır. Metalik olmayan karakter arttıkça kısmen iyonik bağlı bileşikler oluşur, örneğin H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Çeşitli hidritlerin oluşumuna ilişkin bazı örnekler aşağıda verilmiştir (hidrit oluşum ısısı parantez içinde gösterilmiştir):

Hidrojenin izomerliği ve izotopları. Hidrojen izotoplarının atomları birbirine benzemez. Sıradan hidrojen, protium, her zaman çevresinde bir elektronun döndüğü, protondan çok uzakta bulunan (protonun boyutuna göre) bir protondur. Her iki parçacığın da dönüşü vardır, dolayısıyla hidrojen atomları elektron dönüşünde, proton dönüşünde veya her ikisinde de farklılık gösterebilir. Protonun veya elektronun dönüşü farklı olan hidrojen atomlarına izomerler denir. Paralel spinlere sahip iki atomun birleşimi bir "ortohidrojen" molekülünün oluşumuyla sonuçlanırken, protonların zıt spinleri olan atomların birleşimi bir "parahidrojen" molekülüyle sonuçlanır. Kimyasal olarak her iki molekül de aynıdır. Ortohidrojen çok zayıf bir manyetik momente sahiptir. Oda sıcaklığında veya yüksek sıcaklıklarda, her iki izomer (ortohidrojen ve parahidrojen) genellikle 3:1 oranında dengededir. 20 K'ye (-253° C) soğutulduğunda parahidrojen içeriği daha stabil olduğundan %99'a yükselir. Ortoform, endüstriyel saflaştırma yöntemleriyle sıvılaştırıldığında ısının açığa çıkmasıyla paraforma dönüşür ve bu da buharlaşma yoluyla hidrojen kaybına neden olur. Alümina destekli kömür, nikel oksit, krom oksit gibi bir katalizörün varlığında ortoformun paraforma dönüşüm hızı artar. Protium alışılmadık bir elementtir çünkü çekirdeğinde nötron yoktur. Çekirdekte bir nötron belirirse, bu tür hidrojene döteryum 21D denir. Proton ve elektron sayıları aynı, nötron sayıları farklı olan elementlere izotop denir. Doğal hidrojen az miktarda HD ve D2 içerir. Benzer şekilde, doğal su düşük konsantrasyonlarda (%0,1'den az) DOH ve D2O içerir. Kütlesi H2O'dan daha büyük olan ağır su D2O, fiziksel ve kimyasal özellikler açısından farklılık gösterir; örneğin sıradan suyun yoğunluğu 0,9982 g/ml (20° C), ağır suyun yoğunluğu ise 1,105 g/ml'dir. sıradan suyun erime noktası 0,0 ° C ve ağır - 3,82 ° C, kaynama noktası - 100 ° C ve 101,42 ° C'dir.D2O içeren reaksiyonlar daha düşük bir hızda ilerler (örneğin, doğal suyun elektrolizi) alkali NaOH ilavesiyle bir D2O karışımı içeren). Protium oksit H2O'nun elektrolitik ayrışma hızı, D2O'nunkinden daha yüksektir (elektrolize tabi tutulan D2O oranındaki sürekli artış hesaba katılırsa). Protium ve döteryumun benzer özelliklerinden dolayı protiumun döteryum ile değiştirilmesi mümkündür. Bu tür bağlantılara etiket adı verilir. Döteryum bileşiklerini sıradan hidrojen içeren maddelerle karıştırarak birçok reaksiyonun yollarını, doğasını ve mekanizmasını incelemek mümkündür. Bu yöntem, sindirim süreçleri gibi biyolojik ve biyokimyasal reaksiyonları incelemek için kullanılır. Hidrojenin üçüncü bir izotopu olan trityum (31T), eser miktarlarda doğal olarak oluşur. Stabil döteryumun aksine trityum radyoaktiftir ve yarı ömrü 12,26 yıldır. Trityum, bir b parçacığının (elektron) salınmasıyla helyuma (32He) bozunur. Trityum ve metal trititler nükleer enerji üretmek için kullanılır; örneğin bir hidrojen bombasında aşağıdaki termonükleer füzyon reaksiyonu meydana gelir: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 MeV
Hidrojen elde etmek.Çoğunlukla hidrojenin daha fazla kullanımı, üretimin doğasına göre belirlenir. Bazı durumlarda, örneğin amonyak sentezinde, başlangıç ​​hidrojenindeki az miktardaki nitrojen elbette zararlı bir safsızlık değildir. Hidrojen indirgeyici madde olarak kullanıldığında karbon(II) monoksit karışımı da sorun olmayacaktır. 1. En büyük hidrojen üretimi, CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 ve CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n) şemasına göre hidrokarbonların buharla katalitik dönüşümüne dayanmaktadır. + 1)H2. Proses sıcaklığı katalizörün bileşimine bağlıdır. Boksitin katalizör olarak kullanılmasıyla propan ile reaksiyon sıcaklığının 370 °C'ye düşürülebileceği bilinmektedir. Bu durumda üretilen CO'nun %95'e kadarı su buharı ile başka bir reaksiyonda tüketilir: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Su gazı yöntemi toplam hidrojen üretiminin önemli bir kısmını oluşturmaktadır. Yöntemin özü, su buharının kok ile reaksiyona girerek bir CO ve H2 karışımı oluşturmasıdır. Reaksiyon endotermiktir (DH° = 121.8 kJ/mol) ve 1000°C'de gerçekleştirilir Isıtılan kok buharla işlenir; açığa çıkan arıtılmış gaz karışımı bir miktar hidrojen, büyük oranda CO ve küçük bir CO2 karışımı içerir. H2 verimini arttırmak için, CO monoksit 370°C'de başka bir buhar işlemiyle uzaklaştırılır ve daha fazla CO2 üretilir. Gaz karışımını ters akıntılı su ile sulanan bir yıkayıcıdan geçirerek karbondioksitin uzaklaştırılması oldukça kolaydır. 3. Elektroliz. Elektrolitik süreçte hidrojen aslında ana ürünler olan klor ve alkalinin (NaOH) üretiminin bir yan ürünüdür. Elektroliz, hafif alkalin sulu bir ortamda, 80°C'de ve yaklaşık 2V'luk bir voltajda, bir demir katot ve bir nikel anot kullanılarak gerçekleştirilir:

4. 500-1000 °C sıcaklıktaki buharın demir üzerinden geçirildiği demir-buhar yöntemi: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 kJ. Bu yöntemle üretilen hidrojen genellikle katı ve sıvı yağların hidrojenlenmesinde kullanılır. Demir oksidin bileşimi proses sıcaklığına bağlıdır; nC + (n + 1)H2'de
6. Bir sonraki en büyük üretim hacmi metanol-buhar yöntemidir: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Reaksiyon endotermiktir ve HİDROJEN 260° C'de geleneksel çelik reaktörlerde 20 atm'ye kadar basınçlarda gerçekleştirilir. 7. Amonyağın katalitik ayrışması: 2NH3 -> Reaksiyon tersine çevrilebilir. Hidrojen gereksinimleri küçük olduğunda bu işlem ekonomik değildir. Hidrojen üretimine yönelik çeşitli yöntemler de vardır; bunlar endüstriyel öneme sahip olmasa da bazı durumlarda ekonomik açıdan en avantajlı yöntemler olabilir. Saflaştırılmış alkali metal hidritlerin hidrolizi ile çok saf hidrojen elde edilir; bu durumda az miktarda hidritten çok miktarda hidrojen oluşur: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Bu yöntem, elde edilen hidrojenin doğrudan kullanılması durumunda uygundur.) Asitler aktif metallerle etkileşime girdiğinde hidrojen de açığa çıkar, ancak genellikle asit buharı veya başka bir gazlı ürün, örneğin fosfin PH3, hidrojen sülfit H2S, arsin AsH3 ile kirlenir. . Su ile reaksiyona giren en aktif metaller, hidrojenin yerini alır ve alkalin bir çözelti oluşturur: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Kipp cihazında H2 elde etmek için yaygın bir laboratuvar yöntemi, çinkonun hidroklorik veya sülfürik asitle reaksiyona sokulmasıdır:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Alkali toprak metal hidrürler (örneğin, CaH2), kompleks tuz hidrürler (örneğin, LiAlH4 veya NaBH4) ve bazı borohidrürler (örneğin, B2H6), suyla reaksiyona girdiğinde veya termal ayrışma sırasında hidrojen açığa çıkarır. Yüksek sıcaklıklarda kahverengi kömür ve buhar da reaksiyona girerek hidrojen açığa çıkarır.
Hidrojen saflaştırması. Hidrojenin gerekli saflık derecesi, uygulama alanına göre belirlenir. Karbon dioksit safsızlıkları, dondurularak veya sıvılaştırılarak (örneğin, gazlı karışımın sıvı nitrojenden geçirilmesiyle) çıkarılır. Aynı kirlilik sudan geçirilerek tamamen giderilebilir. CO, CH4 veya CO2'ye katalitik dönüşüm yoluyla veya sıvı nitrojenle işlenerek sıvılaştırma yoluyla giderilebilir. Elektroliz işlemi sırasında oluşan oksijen kirliliği, kıvılcım deşarjından sonra su şeklinde uzaklaştırılır.
Hidrojen kullanımı. Hidrojen esas olarak kimya endüstrisinde hidrojen klorür, amonyak, metanol ve diğer organik bileşiklerin üretiminde kullanılır. Yağların yanı sıra kömür ve petrolün hidrojenlenmesinde (düşük kaliteli yakıtları yüksek kaliteli yakıtlara dönüştürmek için) kullanılır. Metalurjide bazı demir dışı metaller hidrojen kullanılarak oksitlerinden indirgenir. Hidrojen güçlü elektrik jeneratörlerini soğutmak için kullanılır. Hidrojen izotopları nükleer enerjide kullanılır. Hidrojen-oksijen alevi metalleri kesmek ve kaynaklamak için kullanılır.
EDEBİYAT
Nekrasov B.V. Genel kimyanın temelleri. M., 1973 Sıvı hidrojen. M., 1980 Metallerde hidrojen. M., 1981

Collier Ansiklopedisi. - Açık Toplum. 2000 .

Diğer sözlüklerde "HİDROJEN" in ne olduğunu görün:

Nüklit tablosu Genel bilgiler Ad, sembol Hidrojen 4, 4H Nötronlar 3 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 4,027810 (110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 5, 5H Nötronlar 4 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 5.035310 (110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi Ad, sembol Hidrojen 6, 6H Nötronlar 5 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 6.044940(280) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 7, 7H Nötronlar 6 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 7,052750 (1080) ... Wikipedia

Hidrojen

Hidrojen Periyodik sistemin ilk elementi ve ilk periyodunun iki temsilcisinden biridir. Hidrojen atomu, aralarında yalnızca çekim kuvvetlerinin bulunduğu bir proton ve bir elektron olmak üzere iki parçacıktan oluşur. Hidrojen ve grup IA metalleri +1 oksidasyon durumu sergiler, indirgeyici ajanlardır ve benzer optik spektruma sahiptirler. Ancak tek yüklü H+ katyonu (proton) durumunda hidrojenin analogları yoktur. Ayrıca hidrojen atomunun iyonlaşma enerjisi, alkali metal atomlarının iyonlaşma enerjisinden çok daha fazladır.

Öte yandan, hem hidrojen hem de halojenler, dış elektron katmanını tamamlamada bir elektron eksiktir. Halojenler gibi hidrojen de –1 oksidasyon durumu ve oksitleyici özellikler sergiler. Hidrojen, hem toplanma durumu hem de E2 moleküllerinin bileşimi açısından halojenlere benzer. Ancak H2'nin moleküler yörüngesinin (MO) halojen moleküllerininkilerle hiçbir ortak yanı yoktur, aynı zamanda H2'nin MO'su, buhar halinde bulunan alkali metallerin diyatomik moleküllerinin MO'su ile belirli bir benzerliğe sahiptir.

Hidrojen Evrendeki en yaygın elementtir ve Güneş'in, yıldızların ve diğer kozmik cisimlerin büyük kısmını oluşturur. Dünyada yaygınlık açısından 9. sırada yer alıyor; serbest durumda nadirdir ve ana kısmı su, kil, kömür ve kahverengi kömür, petrol vb. ile canlı organizmaların karmaşık maddelerinin bir parçasıdır.

Doğal hidrojen, protium 1H (%99,985) ve döteryum 2H (2 D), radyoaktif trityum 3H (3 T)'nin kararlı izotoplarının bir karışımıdır.

Basit maddeler. Hafif hidrojen molekülleri mümkündür - H2 (diprotium), ağır hidrojen - D2 (didöteryum), T2 (ditrityum), HD (protodeuterium), HT (prototritium), DT (döterotrityum).

H2 (dihidrojen, diprotyum)– renksiz, sıvılaştırılması zor bir gaz, suda çok az çözünür, organik çözücülerde daha iyi çözünür, metaller (Fe, Ni, Pt, Pd) tarafından kimyasal olarak emilir. Normal koşullar altında nispeten az aktiftir ve yalnızca flor ile doğrudan etkileşime girer; yüksek sıcaklıklarda metaller, metal olmayanlar ve metal oksitlerle reaksiyona girer. Moleküler hidrojenin termal ayrışması sırasında veya doğrudan indirgeme işlemi bölgesindeki reaksiyonların bir sonucu olarak oluşan atomik hidrojen H0'ın indirgeme yeteneği özellikle yüksektir.

Hidrojen, ametaller, metal oksitler ve halojenürlerle etkileşime girdiğinde indirgeyici özellikler sergiler:

H20 + Cl2 = 2H +1 Cl; 2H2 + O2 = 2H20; CuO + H2 = Cu + H2O

Oksitleyici bir madde olarak hidrojen, aktif metallerle etkileşime girer:

2Na + H 2 0 = 2NaH –1

Hidrojen üretimi ve kullanımı. Endüstride hidrojen esas olarak doğal ve ilgili gazlardan, yakıt gazlaştırma ürünlerinden ve kok fırını gazından üretilir. Hidrojen üretimi, sırasıyla hidrokarbonların (esas olarak metan) ve karbon monoksitin (II) su buharı (dönüşüm) ile etkileşiminin katalitik reaksiyonlarına dayanmaktadır:

CH4 + H2O = CO + 3H2 (kat. Ni, 800°C)

CO + H 2 O = CO 2 + H 2 (kat. Fe, 550°C)

Hidrojen elde etmenin önemli bir yolu, onu kok fırını gazından ve yağ rafine edici gazlardan derin soğutma yoluyla ayırmaktır. Suyun elektrolizi (elektrolit genellikle sulu bir alkali çözeltisidir) en saf hidrojeni sağlar.

Laboratuvar koşullarında hidrojen genellikle çinkonun sülfürik veya hidroklorik asit çözeltileri üzerindeki etkisiyle elde edilir:

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Hidrojen, kimya endüstrisinde amonyak, metanol, hidrojen klorürün sentezi, katı ve sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesi için kullanılır. Su gazı formunda (CO ile karıştırılmış) yakıt olarak kullanılır. Hidrojen oksijen içinde yandığında, yüksek bir sıcaklık ortaya çıkar (2600°C'ye kadar), bu da refrakter metallerin, kuvarsın vb. kaynaklanmasını ve kesilmesini mümkün kılar. Sıvı hidrojen, en verimli jet yakıtlarından biri olarak kullanılır.

Hidrojen bileşikleri (–I). Negatif polarize olduğu daha az elektronegatif elementlere sahip hidrojen bileşikleri şu şekilde sınıflandırılır: hidritler yani esas olarak metallerle olan bileşikleri.

Basit tuz benzeri hidritlerde bir H anyonu bulunur. En polar bağ, aktif metallerin - alkali ve alkali toprak (örneğin, KH, CaH2) hidritlerinde gözlenir. İyonik hidritler kimyasal olarak bazik bileşikler gibi davranır.

LiH + H20 = LiOH + H2

Kovalent olanlar, hidrojenin kendisinden daha az elektronegatif olan hidritleri, metalik olmayan elementleri (örneğin, SiH4 ve BH3 bileşiminin hidritlerini) içerir. Kimyasal yapısı gereği metal olmayan hidritler asidik bileşiklerdir.

SiH4 + 3H20 = H2Si03 + 4H2

Hidroliz üzerine bazik hidritler bir alkali oluşturur ve asidik hidritler bir asit oluşturur.

Birçok geçiş metali, stokiyometrik olmayan bileşimdeki bağın ağırlıklı olarak metalik doğasına sahip hidrürler oluşturur. Metal hidritlerin idealleştirilmiş bileşimi çoğunlukla şu formüllere karşılık gelir: M +1 H (VH, NbH, TaH), M +2 H2 (TiH2, ZrH2) ve M +3 H3 (UH3, PaH3) .

Hidrojen bileşikleri (I). Kovalent bağlı çok sayıda bileşiğinde hidrojen atomlarının pozitif polarizasyonu gözlenir. Normal koşullar altında bunlar gazlardır (HCl, H 2 S, H 3 N), sıvılar (H 2 O, HF, HNO 3), katılardır (H 3 PO 4, H 2 SiO 3). Bu bileşiklerin özellikleri büyük ölçüde elektronegatif elementin doğasına bağlıdır.

Lityum

Lityum yer kabuğunda oldukça yaygındır. Kömürde, toprakta, deniz suyunda ve ayrıca canlı organizmalarda bulunan birçok mineralin bir parçasıdır. En değerli madenler spodümen LiAl(SiO3)2, Ambligonit LiAl(PO 4)F ve lepidolit Li 2 Al 2 (Si03) 3 (F,OH) 2.

Basit madde. Li (lityum) – gümüşi beyaz, yumuşak, düşük erime noktalı alkali metal, metallerin en hafifidir. Reaktif; havada bir oksit-nitrür filmi (Li 2 O, Li 3 N) ile kaplıdır. Orta derecede ısıtıldığında (200°C'nin üzerinde) tutuşacaktır; gaz ocağının alevini koyu kırmızıya çevirir. Güçlü indirgeyici ajan. Sodyum ve uygun alkali metallerle (potasyum alt grubu) karşılaştırıldığında lityum, kimyasal olarak daha az aktif bir metaldir. Normal şartlarda tüm halojenlerle şiddetli reaksiyona girer. Isıtıldığında doğrudan kükürt, kömür, hidrojen ve diğer metal olmayanlarla birleşir. Isıtıldığında CO2'de yanar. Lityum metallerle intermetalik bileşikler oluşturur. Ayrıca Na, Al, Zn ve diğer bazı metallerle katı çözeltiler oluşturur. Lityum suyu kuvvetli bir şekilde ayrıştırır, ondan hidrojen açığa çıkarır ve asitlerle daha kolay etkileşime girer.

2Li + H20 = 2LiOH + H2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2

3Li + 4HNO3 (seyreltilmiş) = 2LiNO3 + NO + 2H2O

Lityum, kapalı kaplarda bir vazelin veya parafin tabakası altında depolanır.

Kabul ve başvuru. Lityum, spodümen veya lityum oksidin vakum-termal indirgenmesiyle elde edilir, indirgeyici madde olarak silikon veya alüminyum kullanılır.

2Li 2 O + Si = 4Li + SiO 2

3Li 2 Ö + 2Al = 6Li + A1 2 Ö 3

Elektrolitik indirgemede LiCl-KCl ötektik karışımının eriyiği kullanılır.

Lityum, alaşımlara bir dizi değerli fiziksel ve kimyasal özellik kazandırır. Bu nedenle, %1'e kadar Li içeriğine sahip alüminyum alaşımları için mekanik mukavemet ve korozyon direnci artar, ticari bakıra %2 Li eklenmesi elektrik iletkenliğini vb. önemli ölçüde artırır. En önemli uygulama alanı Lityumun büyük bir kısmı nükleer enerjidir (nükleer reaktörlerde soğutucu olarak). Trityum (3H) kaynağı olarak kullanılır.

Lityum(I) bileşikleri.İkili lityum bileşikleri renksiz kristalli maddelerdir; tuzlar veya tuz benzeri bileşiklerdir. Kimyasal yapıları, çözünürlükleri ve hidroliz doğası bakımından kalsiyum ve magnezyum türevlerine benzerler. LiF, Li2C03, Li3PO4 vb. az çözünür.

Peroksit bileşikleri lityum için çok az karaktere sahiptir. Bununla birlikte, Li 2 O 2 peroksit, Li 2 S 2 persülfür ve Li 2 C2 perkarbür bunun için bilinmektedir.

Lityum oksit Li 2 O, basit maddelerin etkileşimi ile elde edilen bazik bir oksittir. Suyla, asitlerle, asidik ve amfoterik oksitlerle aktif olarak reaksiyona girer.

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH

Li 2 O + 2HCl (seyreltilmiş) = 2LiCl + H 2 O

Li 2 O + C02 = Li 2 C03

Lityum hidroksit LiOH güçlü bir bazdır, ancak çözünürlük ve dayanıklılık açısından diğer alkali metallerin hidroksitlerinden daha düşüktür ve onlardan farklı olarak ısıtıldığında LiOH ayrışır:

2LiOH ↔ Li 2 O + H 2 O (800-1000°C, H 2 atmosferinde)

LiOH, LiCl'nin sulu çözeltilerinin elektrolizi ile üretilir. Pillerde elektrolit olarak kullanılır.

Lityum tuzlarının diğer alkali metallerin benzer bileşikleri ile ortak kristalizasyonu veya füzyonu ile ötektik karışımlar oluşur (LiNO3 -KNO3, vb.); daha az sıklıkla ikili bileşikler oluşur, örneğin M +1 LiS04, Na3Li (S04)2 ∙ 6H20 ve katı çözeltiler.

Lityum tuzlarının eriyikleri ve karışımları sulu olmayan çözücülerdir; Çoğu metal bunların içinde çözünür. Bu çözeltiler yoğun renklidir ve çok güçlü indirgeyici maddelerdir. Metallerin erimiş tuzlarda çözünmesi, birçok elektrometalurjik ve metalotermik proses, metallerin rafine edilmesi ve çeşitli sentezlerin gerçekleştirilmesi için önemlidir.

Sodyum

Sodyum Dünya üzerinde en bol bulunan elementlerden biridir. Temel sodyum mineralleri: Kaya tuzu veya halit NaCI, mirabilit veya Glauber tuzu Na 2 SO 4 ∙10H 2 Ö, kriyolit Na3AlF6, boraks Na2B407∙10H20, vb.; birçok doğal silikat ve alüminosilikatın bir parçasıdır. Sodyum bileşikleri hidrosferde (yaklaşık 1,5∙10 ton), canlı organizmalarda bulunur (örneğin, insan kanındaki Na + iyonları% 0,32, kas dokusunda -% 1,5'e kadar).

Basit madde. Na (sodyum) – gümüşi beyaz, hafif, çok yumuşak, düşük erime noktalı alkali metal. Çok reaktif; havada bir oksit filmi ile kaplanır (koyulaşır), orta derecede ısındığında tutuşur. Argon ve nitrojen atmosferinde stabildir (sadece ısıtıldığında nitrojenle reaksiyona girer). Güçlü indirgeyici madde; Suyla, asitlerle ve metal olmayanlarla kuvvetli reaksiyona girer. Cıva ile bir amalgam oluşturur (saf sodyumun aksine suyla reaksiyonu sakin bir şekilde ilerler). Bir gaz ocağının alevini sarıya boyar.

2Na + H20 = 2NaOH + H2

2Na + 2НCl(dil.) = 2NaCl + H2

2Na + 2NaOH(l) = 2Na20 + H2

2Na + H2 = 2NaH

2Na + Hal 2 = 2NaHal (oda, Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH3 (g) = 2NaNH2 + H2

Sodyum birçok metalle intermetalik bileşikler oluşturur. Böylece kalay ile bir dizi bileşik elde edilir: NaSn 6, NaSn 4, NaSn 3, NaSn 2, NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn, vb.; Bazı metallerle katı çözeltiler verir.

Sodyum kapalı kaplarda veya bir gazyağı tabakası altında saklanır.

Sodyumun hazırlanması ve kullanımı. Sodyum, erimiş NaCl'nin ve daha az yaygın olarak NaOH'nin elektrolizi ile elde edilir. NaCl'nin elektrolitik indirgenmesinde ötektik bir karışım kullanılır, örneğin NaCl-KCl (erime noktası NaCl'nin erime noktasından neredeyse 300°C daha düşüktür).

2NaCl(l) = 2Na + Cl 2 (elektrik akımı)

Sodyum, metalotermide, organik sentezde, nükleer enerji santrallerinde (soğutucu olarak), uçak motor valflerinde, kimya endüstrilerinde, 450-650 °C aralığında düzgün ısıtmanın gerekli olduğu yerlerde kullanılır.

Sodyum bileşikleri (I). En karakteristik olanı, refrakter özelliklerle karakterize edilen ve suda oldukça çözünür olan, kristal yapıya sahip iyonik bileşiklerdir. Na heksahidroksostibat (V) gibi karmaşık anyonlara sahip bazı türevler az çözünür; NaHC03 az çözünür (karbonatın aksine).

Oksijenle etkileşime girdiğinde sodyum (lityumun aksine) bir oksit değil peroksit oluşturur: 2Na + O2 = Na202

Sodyum oksit Na20, Na202'nin sodyum metali ile indirgenmesiyle elde edilir. Düşük dirençli ozonit NaO3 ve sodyum süperoksit NaO2 de bilinmektedir.

Sodyum bileşiklerinden klorürü, hidroksiti, karbonatları ve diğer birçok türevi önemlidir.

Sodyum klorür NaCl, sodyum, kostik soda, soda, klor vb. üretimi gibi bir dizi önemli endüstrinin temelini oluşturur.

Sodyum hidroksit ( kostik soda, kostik soda) NaOH çok kuvvetli bir bazdır. Başlıca sabun, boya, selüloz vb. üretimi olan çeşitli endüstrilerde kullanılır. NaOH, NaCl'nin sulu çözeltilerinin elektrolizi ve kimyasal yöntemlerle elde edilir. Bu nedenle, kireç yöntemi yaygındır - bir sodyum karbonat (soda) çözeltisinin kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç) ile etkileşimi:

Na2C03 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaC03

Sodyum karbonatlar Na2C03 ( soda külü), Na2C03∙10H20 ( kristal soda), NaHC03 ( soda içmek) kimya, sabun, kağıt, tekstil ve gıda endüstrilerinde kullanılmaktadır.

Potasyum alt grubu(potasyum, rubidyum, sezyum, francium)

Potasyum alt grubunun elementleri en tipik metallerdir. En çok, ağırlıklı olarak iyonik tipte bir bağa sahip bileşiklerle karakterize edilirler. K+, Rb+, Cs+ için inorganik ligandlarla kompleks oluşturma karakteristik değildir.

En önemli potasyum mineralleri şunlardır: silvin KCl, silvinit NaCl∙KCl, karnalit KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 O, Cainit KCl∙MgSO 4 ∙3H 2 O. Potasyum (sodyum ile birlikte) canlı organizmaların ve tüm silikat kayalarının bir parçasıdır. Rubidyum ve sezyum potasyum minerallerinde bulunur. Fransiyum radyoaktiftir ve kararlı izotopları yoktur (en uzun ömürlü izotop, 22 dakikalık yarı ömre sahip Fr'dir).

Basit maddeler. K (potasyum) – gümüşi beyaz, yumuşak, düşük erime noktalı alkali metal. Son derece reaktif, güçlü indirgeyici madde; hava O2, su (serbest kalan H2'nin tutuşması meydana gelir), seyreltik asitler, metal olmayanlar, amonyak, hidrojen sülfür, erimiş potasyum hidroksit ile reaksiyona girer. Pratik olarak nitrojenle reaksiyona girmez (lityum ve sodyumun aksine). Na, Tl, Sn, Pb ve Bi ile intermetalik bileşikler oluşturur. Bir gaz ocağının alevini mora boyar.

Rb (rubidyum) – beyaz, yumuşak, çok düşük erime noktalı alkali metal. Son derece reaktif; en güçlü indirgeyici madde; hava O2, su (metalin tutuşması ve H2'nin açığa çıkması meydana gelir), seyreltik asitler, metal olmayanlar, amonyak, hidrojen sülfür ile kuvvetli reaksiyona girer. Azotla reaksiyona girmez. Bir gaz ocağının alevini mora boyar.

Cs (sezyum) – beyaz (kesildiğinde açık sarı), yumuşak, çok düşük erime noktalı alkali metal. Son derece reaktif, güçlü indirgeyici ajan; hava O2, su (metalin tutuşması ve açığa çıkan H2 meydana gelir), seyreltik asitler, metal olmayanlar, amonyak, hidrojen sülfür ile reaksiyona girer. Azotla reaksiyona girmez. Bir gaz ocağının alevini maviye boyar.

Fr (Fransızca) – beyaz, çok düşük erime noktalı alkali metal. Radyoaktif. Tüm metaller arasında en reaktif olanıdır ve kimyasal davranışı sezyumla benzerdir. Havada oksit bir filmle kaplanır. Güçlü indirgeyici madde; Su ve asitlerle kuvvetli reaksiyona girerek H2 açığa çıkarır. Fransiyum bileşikleri FrClO4 ve Fr2, karşılık gelen zayıf çözünür tuzlar Rb ve Cs ile çöktürme yoluyla izole edildi.

Potasyum ve analogları kapalı kaplarda ve ayrıca bir parafin veya vazelin tabakası altında saklanır. Potasyum ayrıca bir gazyağı veya benzin tabakası altında iyi korunur.

Kabul ve başvuru. Potasyum, erimiş KCl'nin elektrolizi ve erimiş potasyum hidroksit veya klorürden sodyum termal yöntemiyle elde edilir. Rubidyum ve sezyum çoğunlukla klorürlerinin kalsiyum metali ile vakum-termal indirgenmesiyle elde edilir. Tüm alkali metaller vakumda süblimleşme yoluyla kolaylıkla saflaştırılabilir.

Potasyum alt grubuna ait metaller ısıtıldığında ve aydınlatıldığında nispeten kolay bir şekilde elektronlarını kaybederler ve bu yetenek onları güneş pillerinin üretimi için değerli bir malzeme haline getirir.

Potasyum (I), rubidyum (I), sezyum (I) bileşikleri. Potasyum türevleri ve analogları esas olarak tuzlar ve tuz benzeri bileşiklerdir. Bileşim, kristal yapı, çözünürlük ve solvolizin doğası bakımından bileşikleri benzer sodyum bileşikleriyle büyük benzerlik gösterir.

K–Rb–Cs serisindeki kimyasal aktivitenin artmasına bağlı olarak peroksit bileşiklerinin oluşma eğilimi artar. Böylece yandıklarında süperoksitler EO 2 oluştururlar. Peroksitler E2O2 ve ozonitler EO3 ayrıca dolaylı olarak da elde edilebilir. Peroksitler, süperoksitler ve ozonitler güçlü oksitleyici maddelerdir; su ve seyreltik asitlerle kolaylıkla ayrışırlar:

2KO2 + 2H2Ö = 2KON + H2Ö2 + Ö2

2KO 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2

4KO3 + 2H2Ö = 4KON + 5O2

EON hidroksitler en güçlü bazlardır (alkaliler); NaOH gibi ısıtıldıklarında ayrışmadan süblimleşirler. Suda çözündüğünde önemli miktarda ısı açığa çıkar. Teknolojide en önemlisi, sulu bir KCl çözeltisinin elektrolizi ile elde edilen KOH'dur (kostik potas).

Benzer bileşikler Li + ve Na +'nın aksine, bunların oksokloratları (VII) EOCl 4, kloroplatinatlar (IV) E2 PlCl 6, nitrit kobaltatlar (III) E3 [Co(NO 2) 6] ve diğerleri az çözünür.

Alt grubun türevlerinden potasyum bileşikleri en büyük öneme sahiptir. Potasyum tuzlarının yaklaşık %90'ı gübre olarak tüketilmektedir. Bileşikleri aynı zamanda cam ve sabun üretiminde de kullanılmaktadır.

Bakır alt grubu(bakır, gümüş, altın)

Bakır için en tipik bileşikler oksidasyon durumları +1 ve +2, altın için +1 ve +3 ve gümüş için +1'dir. Hepsinin kompleks oluşturma konusunda belirgin bir eğilimi var.

IB grubunun tüm unsurları nispeten nadirdir. Doğal bakır bileşiklerinin en önemlileri aşağıdaki minerallerdir: bakır pirit (kalkopirit) CuFeS 2 , bakır parlaklık Cu 2 S ve ayrıca kuprit Cu 2 O, malakit CuCO 3 ∙Cu(OH) 2, vb. Gümüş, diğer metallerin (Pd, Zn, Cd, vb.) sülfit minerallerinin bir parçasıdır. Cu, Ag ve Au için arsenit, stibid ve sülfidarsenit mineralleri de oldukça yaygındır. Bakır, gümüş ve özellikle altın doğada doğal halde bulunur.

Bakır, gümüş ve altının çözünebilen tüm bileşikleri zehirlidir.

Basit maddeler. Si (bakır) – kırmızı, yumuşak, dövülebilir metal. Nem ve CO2 yokluğunda havada değişmez, ısıtıldığında donuklaşır (oksit filmi oluşumu). Zayıf indirgeyici madde (asil metal); su ile reaksiyona girmez. O2, potasyum siyanür varlığında oksitleyici olmayan asitler veya amonyak hidrat ile çözeltiye aktarılır. Konsantre sülfürik ve nitrik asitler, kral suyu, oksijen, halojenler, kalkojenler ve metal oksitler tarafından oksitlenir. Hidrojen halojenürlerle ısıtıldığında reaksiyona girer.

Cu + H 2 SO 4 (kons., yatay) = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Cu + 4HNO3 (kons.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 (seyreltilmiş) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Cu + 4НCl(seyreltilmiş) + O 2 = 2CuCl2 + 2Н 2 O

Cu + Cl 2 (nem, oda) = CuCl 2

2Cu + O2 (yük) = 2CuO

Cu + 4KCN(konsantre) + H20 = 2K + 2KOH + H2

4Cu + 2O2 + 8NH3 + 2H2O = 4OH

2Cu + C02 + O2 + H20 = Cu2C03 (OH)2 ↓

Ag (gümüş) – beyaz, ağır, esnek metal. Düşük aktif (asil metal); oksijen, su, seyreltik hidroklorik ve sülfürik asitlerle reaksiyona girmez. Zayıf indirgeyici ajan; Oksitleyici asitlerle reaksiyona girer. Nemli H2S varlığında siyaha döner.

Ag + 2H 2 SO 4 (kons., yatay) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O

3Ag + 4HNO3 (seyreltilmiş) = 3AgNO3 + NO + 2H2O

4Ag + H 2 S + O 2 (hava) = 2Ag 2 S + 2H 2 O

2Ag + Hal 2 (yük) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K + 4KOH

Ai (altın) – sarı, dövülebilir, ağır, yüksek erime noktasına sahip metal. Kuru ve nemli havada stabildir. Soy metal; su, oksitleyici olmayan asitler, konsantre sülfürik ve nitrik asitler, alkaliler, amonyak hidrat, oksijen, nitrojen, karbon, sülfür ile reaksiyona girmez. Çözeltide basit katyonlar oluşturmaz. Çözüme aktarıldı "kraliyet votkası" halojenlerin ve hidrohalik asitlerin karışımları, alkali metal siyanürlerin varlığında oksijen. Füzyon sırasında sodyum nitrat ile oksitlenen kripton diflorür.

Au + HNO3 (konsantre) + 4HCl (konsantre) = H + NO + 2H2O

2Au + 6H2 SeO4 (konsantre, yatay) = Au2 (SeO4) 3 + 3SeO2 + 6H2O

2Au + 3Cl 2 (150°C'ye kadar) = 2AuCl3

2Au + Cl2 (150-250°C) = 2AuCl

Au + 3Hal + 2HAl(kons.) = H + NO + 2H 2 O (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2H20 + O2 = 4Na + 4KOH

Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + HAYIR

Kabul ve başvuru. Bakır, oksitlenmiş sülfit konsantrelerinin pirometalurjik indirgenmesiyle elde edilir. Sülfürlerin kavrulması sırasında açığa çıkan kükürt dioksit SO2, sülfürik asit üretimi için kullanılır ve cüruf, cüruf betonu, taş dökümü, cüruf yünü vb. üretiminde kullanılır. Geri kazanılan kabarcıklı bakır, elektrokimyasal rafinasyon yoluyla saflaştırılır. Anot çamurundan değerli metaller, selenyum, tellür vb. ekstrakte edilir.Polimetalik (gümüş-kurşun-çinko) sülfür cevherlerinin işlenmesiyle gümüş elde edilir. Oksidatif kavurma sonrasında çinko damıtılır, bakır oksitlenir ve ham gümüş elektrokimyasal rafinasyona tabi tutulur. Altın madenciliğinin siyanür yönteminde, altın içeren kaya önce suyla yıkanır, ardından havadaki NaCN çözeltisiyle işlenir; bu durumda altın, çinko ile çökeltildiği bir Na kompleksi oluşturur:

Na + Zn = Na 2 + 2Au↓

Bu yöntem aynı zamanda gümüşü düşük tenörlü cevherlerden izole etmek için de kullanılabilir. Cıva yönteminde, altın içeren kayalar cıva ile işlenerek altın elde edilir. amalgamlar altın, daha sonra cıva damıtılarak çıkarılır.

Cu, Ag ve Au birbirleriyle ve diğer birçok metalle alaşımlar oluşturur. Bakır alaşımlarından en önemlileri bronz(%90 Cu, %10 Sn), kırmızı pirinç(%90 Cu, %10 Zn), bakır nikel(%68 Cu, %30 Ni, %1 Mn, %1 Fe), nikel gümüş(%65 Cu, %20 Zn, %15 Ni), pirinç(%60 Cu, %40 Zn) ve madeni para alaşımları.

Bakır, yüksek termal ve elektriksel iletkenliği, dövülebilirliği, iyi döküm kalitesi, yüksek çekme mukavemeti ve kimyasal direnci nedeniyle endüstride, elektrik mühendisliğinde ve makine mühendisliğinde yaygın olarak kullanılmaktadır. Bakır, elektrik telleri ve kabloları, çeşitli endüstriyel ekipmanlar (kazanlar, damıtma küpleri vb.) yapımında kullanılır.

Yumuşaklıklarından dolayı gümüş ve altın genellikle diğer metallerle, çoğunlukla bakırla alaşımlanır. Gümüş alaşımları mücevher ve ev eşyalarının, madeni paraların, radyo bileşenlerinin, gümüş-çinko pillerin imalatında ve tıpta kullanılır. Altın alaşımları elektrik kontakları, diş protezleri ve mücevherlerde kullanılır.

Bakır (I), gümüş (I) ve altın (I) bileşikleri.+1 oksidasyon durumu gümüşün en karakteristik özelliğidir; Bakırda ve özellikle de altında bu oksidasyon durumu daha az sıklıkta görülür.

İkili bileşikler Cu (I), Ag (I) ve Au (I), çoğunlukla suda çözünmeyen katı kristalli tuz benzeri maddelerdir. Ag (I) türevleri basit maddelerin doğrudan etkileşimi ile oluşur ve Cu (I) ve Au (I), karşılık gelen Cu (II) ve Au (III) bileşiklerinin indirgenmesiyle oluşturulur.

[E(NH3)2]+ tipindeki amino kompleksleri Cu (I) ve Ag (I) için stabildir ve bu nedenle çoğu Cu (I) ve Ag (I) bileşiği amonyak varlığında oldukça kolay çözünür. şöyle:

CuCl + 2NH3 = Cl

Ag 2 O + 4NH3 + H 2 O = 2(OH)

[E(NH3)2 ](OH) tipindeki hidroksitler, EON'dan çok daha kararlıdır ve alkalilere yakındır. EON hidroksitleri kararsızdır ve bunları değişim reaksiyonları yoluyla elde etmeye çalışırken aşağıdaki gibi CuO (kırmızı), Ag2O (koyu kahverengi) oksitler açığa çıkar:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

E20 oksitleri karşılık gelen bazik bileşiklerle etkileşime girdiğinde asidik özellikler sergiler, kupratlar (I), argentatlar (I) ve auratlar (I) oluşur.

Cu 2 O + 2NaOH (kons.) + H 2 O = 2Na

Suda ve asitlerde çözünmeyen EHal halojenürler, hidrohalik asitlerin veya bazik halojenürlerin çözeltilerinde oldukça önemli ölçüde çözünür:

CuCl + HC1 = H AgI + KI = K

Suda çözünmeyen siyanürler ECN, sülfürler E2S vb. benzer şekilde davranır.

Çoğu Cu (I) ve Au (I) bileşiği kolayca oksitlenir (atmosferik oksijenle bile) ve kararlı Cu (II) ve Au (III) türevlerine dönüşür.

4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

Bağlantılar için. Cu(I) ve Au(I) orantısızlıkla karakterize edilir:

2CuC1 = CuCl2 + Cu

3AuCl + KCl = K + 2Au

Çoğu E(I) bileşiği hafif ısıtma ve ışığa maruz kalma ile kolayca ayrışır, bu nedenle genellikle koyu renkli cam kavanozlarda saklanır. Gümüş halojenürlerin ışığa duyarlılığı ışığa duyarlı emülsiyonların hazırlanmasında kullanılır. Bakır (I) oksit camın, emayelerin renklendirilmesinde ve ayrıca yarı iletken teknolojisinde kullanılır.

Bakır(II) bileşikleri . Oksidasyon durumu +2 yalnızca bakır için tipiktir. Cu(II) tuzları suda çözündüğünde veya CuO (siyah) ve Cu(OH)2 (mavi) asitlerle etkileşime girdiğinde mavi su kompleksleri 2+ oluşur. Kristalin hidratların çoğu aynı renge sahiptir; örneğin Cu(NO3)2∙6H2O; Yeşil ve koyu kahverengi bir renge sahip olan Cu(II)'nin kristalin hidratları da bulunur.

Amonyağın bakır (II) tuzlarının çözeltileri üzerindeki etkisi altında amonyak oluşur:

Cu(OH)2 ↓ + 4NH3 + 2H2 = (OH)2

Bakır (II) aynı zamanda anyonik kompleksler - kupratlar (II) ile de karakterize edilir. Böylece Cu(OH)2, konsantre alkali çözeltilerde ısıtıldığında kısmen çözünür ve mavi hidroksokupratlar (II) M2+1 tipini oluşturur. Hidroksokupratlar (II) sulu çözeltilerde kolayca ayrışır.

Bazik halojenürlerin fazlalığında CuHal2, M+1 ve M2+1 [CuHal4] tipi halojenokupratları (II) oluşturur. Cu (II)'nin siyanür, karbonat, sülfat ve diğer anyonlarla anyonik kompleksleri de bilinmektedir.

Bakır (II) bileşiklerinden teknik açıdan en önemlisi kristalin hidrat CuS04∙5H2O'dur ( bakır sülfat) boya üretmek, zararlıları ve bitki hastalıklarını kontrol etmek için kullanılır, bakır ve bileşiklerinin vb. üretiminde başlangıç ​​ürünü olarak hizmet eder.

Bakır (III), gümüş (III), altın (III) bileşikleri.+3 oksidasyon durumu altının en karakteristik özelliğidir. Bakır (III) ve gümüş (III) bileşikleri kararsızdır ve güçlü oksitleyici maddelerdir.

Birçok altın bileşiğinin hazırlanmasına yönelik başlangıç ​​ürünü, Au tozunun 200°C'de fazla Cl2 ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilen AuCl3'tür.

Au(III) halojenürler, oksit ve hidroksit, baskın asidik özelliklere sahip amfoterik bileşiklerdir.

NaOH + Au(OH)3 = Na

Au(OH)3 + 4HN03 = H + 3H20

AuHal 3 + M +1 Hal = M

Hidrojen nitrat ve siyanoauratlar (III) serbest halde izole edilir. Alkali metal tuzlarının varlığında oratlar oluşur, örneğin: M +1, M +1, vb.

Altın (V) ve (VII) bileşikleri. Altın ve kripton(II) florürün etkileşimi, altın pentaflorür AuF 5'i üretti:

2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Kr

Pentaflorür AuF 5, asidik özellikler sergiler ve bazik florürlerle floroauratlar (V) oluşturur.

NaF + AuF5 = Na

Au(V) bileşikleri çok güçlü oksitleyici maddelerdir. Böylece AuF 5, XeF 2'yi bile oksitler:

AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3

XeFAuF 6, XeF 5 AuF 6 ve diğerleri gibi bileşikler de bilinmektedir.

Son derece kararsız bir florür AuF 7 bilinmektedir.

Hidrojen H, evrenimizde en yaygın olanlardan biri olan kimyasal bir elementtir. Maddelerin bileşimindeki bir element olarak hidrojenin kütlesi, diğer türdeki atomların toplam içeriğinin% 75'idir. Gezegendeki en önemli ve hayati bileşiğin bir parçasıdır - su. Hidrojenin ayırt edici bir özelliği de D.I. Mendeleev'in periyodik kimyasal elementler sistemindeki ilk element olmasıdır.

Keşif ve keşif

Paracelsus'un yazılarında hidrojenden ilk kez bahsedilmesi on altıncı yüzyıla kadar uzanıyor. Ancak havanın gaz karışımından izolasyonu ve yanıcı özelliklerin incelenmesi on yedinci yüzyılda bilim adamı Lemery tarafından gerçekleştirildi. Hidrojen, hidrojen kütlesinin diğer gazlarla karşılaştırıldığında en küçük olduğunu deneysel olarak kanıtlayan bir İngiliz kimyager, fizikçi ve doğa bilimci tarafından kapsamlı bir şekilde incelenmiştir. Bilimin gelişiminin sonraki aşamalarında birçok bilim adamı, özellikle de onu "suyun doğuşu" olarak adlandıran Lavoisier ile çalıştı.

PSHE'deki pozisyona göre özellikler

D.I. Mendeleev'in periyodik tablosunu açan element hidrojendir. Atomun fiziksel ve kimyasal özellikleri belirli bir ikilik gösterir, çünkü hidrojen aynı anda birinci gruba, ana alt gruba ait olarak sınıflandırılır, eğer bir metal gibi davranıyorsa ve kimyasal reaksiyon sürecinde tek bir elektronu verirse ve yedinciye - değerlik kabuğunun tamamen doldurulması durumunda, yani onu halojenlere benzer şekilde karakterize eden negatif parçacığın kabulü.

Elemanın elektronik yapısının özellikleri

İçerdiği karmaşık maddelerin ve en basit madde olan H2'nin özellikleri öncelikle hidrojenin elektronik konfigürasyonu tarafından belirlenir. Parçacık, birim kütleli bir proton ve pozitif yük (+1) içeren bir çekirdeğin etrafında yörüngesinde dönen Z= (-1) değerinde bir elektrona sahiptir. Elektronik konfigürasyonu 1s 1 olarak yazılmıştır; bu, hidrojenin ilk ve tek s-orbitalinde bir negatif parçacığın varlığı anlamına gelir.

Bir elektron çıkarıldığında veya verildiğinde ve bu elementin bir atomu metallerle akraba olacak bir özelliğe sahip olduğunda bir katyon elde edilir. Aslında hidrojen iyonu pozitif bir temel parçacıktır. Bu nedenle elektron içermeyen bir hidrojene basitçe proton denir.

Fiziki ozellikleri

Hidrojeni kısaca tanımlayacak olursak, renksiz, az çözünebilen, bağıl atom kütlesi 2 olan, havadan 14,5 kat daha hafif, sıvılaşma sıcaklığı -252,8 santigrat derece olan bir gazdır.

H2'nin en hafif olduğu deneyimlerden kolaylıkla görülebilir. Bunu yapmak için, üç topu çeşitli maddelerle (hidrojen, karbondioksit, sıradan hava) doldurmanız ve aynı anda elinizden bırakmanız yeterlidir. CO2 ile dolu olan yere herkesten daha hızlı ulaşacak, ardından hava karışımıyla şişerek düşecek ve H2 içeren tavana yükselecektir.

Hidrojen parçacıklarının küçük kütlesi ve boyutu, çeşitli maddelere nüfuz etme yeteneğini haklı çıkarır. Aynı top örneğini kullanarak bunu doğrulamak kolaydır; gaz kauçuğun içinden geçeceğinden birkaç gün sonra kendi kendine sönecektir. Hidrojen ayrıca bazı metallerin (paladyum veya platin) yapısında da birikebilir ve sıcaklık yükseldiğinde buharlaşabilir.

Hidrojenin düşük çözünürlük özelliği, laboratuvar uygulamalarında, uygulama kapsamını ve üretim yöntemlerini belirlemek için hidrojenin yerini alarak (aşağıda gösterilen tablo ana parametreleri içerir) onu izole etmek için kullanılır.

İzotopik bileşim

Periyodik kimyasal elementler sisteminin diğer birçok temsilcisi gibi, hidrojenin de birkaç doğal izotopu vardır, yani çekirdekte aynı sayıda protona sahip atomlar, ancak farklı sayıda nötron - sıfır yüke ve birim kütleye sahip parçacıklar. Benzer özelliğe sahip atomların örnekleri oksijen, karbon, klor, brom ve radyoaktif olanlar dahil diğerleridir.

Bu grubun temsilcileri arasında en yaygın olanı olan hidrojen 1H'nin fiziksel özellikleri, benzerlerinin aynı özelliklerinden önemli ölçüde farklıdır. Özellikle içerdikleri maddelerin özellikleri farklılık göstermektedir. Bu nedenle, tek protonlu bir hidrojen atomu yerine döteryum 2 H - iki temel parçacık içeren izotopu içeren sıradan ve döteryumlu su vardır: pozitif ve yüksüz. Bu izotop sıradan hidrojenden iki kat daha ağırdır ve bu da oluşturdukları bileşiklerin özelliklerindeki dramatik farkı açıklar. Doğada döteryum hidrojenden 3200 kat daha az bulunur. Üçüncü temsilci trityum 3H'dir; çekirdeğinde iki nötron ve bir proton vardır.

Üretim ve izolasyon yöntemleri

Laboratuar ve endüstriyel yöntemler çok farklıdır. Bu nedenle gaz, esas olarak mineral maddeleri içeren reaksiyonlar yoluyla küçük miktarlarda üretilirken, büyük ölçekli üretimde daha büyük ölçüde organik sentez kullanılır.

Laboratuvarda aşağıdaki kimyasal etkileşimler kullanılmaktadır:

Endüstriyel çıkarlar açısından gaz aşağıdaki yöntemlerle elde edilir:

1. Metanın, bir katalizör varlığında, kendisini oluşturan basit maddelere (sıcaklık gibi bir göstergenin değeri 350 dereceye ulaşır) - hidrojen H2 ve karbon C'ye termal ayrışması.
2. Karbon dioksit CO2 ve H2 oluşturmak için buharlı suyun 1000 santigrat derecede koktan geçirilmesi (en yaygın yöntem).
3. Gaz halindeki metanın 800 dereceye ulaşan bir sıcaklıkta nikel katalizör üzerinde dönüştürülmesi.
4. Hidrojen, potasyum veya sodyum klorürlerin sulu çözeltilerinin elektrolizinde bir yan üründür.

Kimyasal etkileşimler: genel hükümler

Hidrojenin fiziksel özellikleri, onun bir veya başka bir bileşikle reaksiyon süreçlerindeki davranışını büyük ölçüde açıklar. Hidrojenin periyodik tabloda birinci grupta yer alması ve oksidasyon derecesinin farklı olması nedeniyle değerliği 1'dir. Hidritler hariç tüm bileşiklerde, S.O.'daki hidrojen = (1+), XH, XH2, XH3 - (1-) gibi moleküllerde.

Genelleştirilmiş bir elektron çifti oluşturularak oluşturulan hidrojen gazı molekülü iki atomdan oluşur ve enerji açısından oldukça kararlıdır, bu nedenle normal koşullar altında bir miktar inerttir ve normal koşullar değiştiğinde reaksiyonlara girer. Diğer maddelerin bileşimindeki hidrojenin oksidasyon derecesine bağlı olarak hem oksitleyici madde hem de indirgeyici madde olarak işlev görebilir.

Hidrojenin reaksiyona girip oluşturduğu maddeler

Karmaşık maddeler oluşturmak için elementel etkileşimler (genellikle yüksek sıcaklıklarda):

1. Alkali ve alkalin toprak metali + hidrojen = hidrit.
2. Halojen + H2 = hidrojen halojenür.
3. Kükürt + hidrojen = hidrojen sülfür.
4. Oksijen + H2 = su.
5. Karbon + hidrojen = metan.
6. Azot + H2 = amonyak.

Karmaşık maddelerle etkileşim:

1. Karbon monoksit ve hidrojenden sentez gazı üretimi.
2. H2 kullanılarak metallerin oksitlerinden indirgenmesi.
3. Doymamış alifatik hidrokarbonların hidrojenle doyması.

Hidrojen bağı

Hidrojenin fiziksel özellikleri, elektronegatif bir elementle birleştiğinde, yalnız elektron çiftlerine sahip komşu moleküllerden (örneğin oksijen, nitrojen ve flor) aynı atomla özel bir tür bağ oluşturmasına izin verecek şekildedir. Bu fenomeni dikkate almanın daha iyi olduğu en açık örnek sudur. Kovalent veya iyonik olanlardan daha zayıf olan hidrojen bağlarıyla dikildiği söylenebilir ancak bunların çok sayıda olması nedeniyle maddenin özellikleri üzerinde önemli bir etkisi vardır. Esasen hidrojen bağı, su moleküllerini dimerlere ve polimerlere bağlayan ve yüksek kaynama noktasına yol açan elektrostatik bir etkileşimdir.

Mineral bileşiklerinde hidrojen

Hepsi bir proton, hidrojen gibi bir atomun katyonu içerir. Asidik kalıntısı (-1)'den büyük bir oksidasyon durumuna sahip olan bir maddeye polibazik bileşik denir. Sulu çözeltilerde çok aşamalı ayrışmayı sağlayan birkaç hidrojen atomu içerir. Sonraki her protonun asit kalıntısından uzaklaştırılması giderek daha zor hale gelir. Ortamın asitliği, ortamdaki hidrojenin niceliksel içeriğine göre belirlenir.

İnsan faaliyetlerinde uygulama

Madde içeren silindirlerin yanı sıra oksijen gibi diğer sıvılaştırılmış gazların bulunduğu kaplar da belirli bir görünüme sahiptir. Koyu yeşil renkte ve parlak kırmızıyla yazılmış "Hidrojen" kelimesiyle boyanmıştır. Gaz, yaklaşık 150 atmosfer basınç altında bir silindire pompalanır. Hidrojenin fiziksel özellikleri, özellikle de gaz halindeki toplanma durumunun hafifliği, helyumla karıştırılmış balonları, balonları vb. doldurmak için kullanılır.

İnsanların fiziksel ve kimyasal özelliklerini yıllar önce kullanmayı öğrendiği hidrojen, günümüzde birçok endüstride kullanılmaktadır. Büyük kısmı amonyak üretimine gidiyor. Hidrojen aynı zamanda (hafniyum, germanyum, galyum, silikon, molibden, tungsten, zirkonyum ve diğerleri) oksitlere de katılır ve reaksiyonda indirgeyici bir madde, hidrosiyanik ve hidroklorik asitlerin yanı sıra yapay sıvı yakıt olarak görev yapar. Gıda endüstrisi bunu bitkisel yağları katı yağlara dönüştürmek için kullanır.

Hidrojenin kimyasal özellikleri ve katı yağların, kömürlerin, hidrokarbonların, sıvı yağların ve akaryakıtın çeşitli hidrojenasyon ve hidrojenasyon proseslerinde kullanımı belirlendi. Değerli taşlar, akkor lambalar üretmek ve oksijen-hidrojen alevinin etkisi altında metal ürünleri dövmek ve kaynaklamak için kullanılır.

HİDROJEN, H (lat. hidrojenyum; a. hidrojen; n. Wasserstoff; f. hidrojen; i. hidrojeno), aynı anda I ve VII grupları, atom numarası 1 olarak sınıflandırılan Mendeleev elementlerinin periyodik sisteminin kimyasal bir elementidir. , atom kütlesi 1, 0079. Doğal hidrojenin kararlı izotopları vardır - protium (1 H), döteryum (2 H veya D) ve radyoaktif - trityum (3 H veya T). Doğal bileşikler için ortalama D/H oranı = (158±2).10 -6 Dünyadaki 3H'nin denge içeriği ~5.10 27 atomdur.

Hidrojenin fiziksel özellikleri

Hidrojen ilk kez 1766 yılında İngiliz bilim adamı G. Cavendish tarafından tanımlandı. Normal şartlarda hidrojen renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Doğada serbest halde H2 molekülleri halinde bulunur. H2 molekülünün ayrışma enerjisi 4.776 eV'dir; Hidrojen atomunun iyonlaşma potansiyeli 13.595 eV'dir. Hidrojen, 0°C'de ve 0,1 MPa 0,0899 kg/m3'te bilinen en hafif maddedir; kaynama sıcaklığı - 252,6°C, erime sıcaklığı - 259,1°C; kritik parametreler: t - 240°C, basınç 1,28 MPa, yoğunluk 31,2 kg/m3. Tüm gazlar arasında termal olarak en iletken olanı 0°C'de 0,174 W/(m.K) ve 1 MPa'dır, özgül ısı kapasitesi 14.208.10 3 J(kg.K).

Hidrojenin kimyasal özellikleri

Sıvı hidrojen çok hafiftir (-253°C'de yoğunluk 70,8 kg/m3'tür) ve akışkandır (-253°C'de 13,8 cP'dir). Çoğu bileşikte hidrojen, +1 (alkali metallere benzer), daha az sıklıkla -1 (metal hidritlere benzer) oksidasyon durumu sergiler. Normal koşullar altında moleküler hidrojen aktif değildir; 20°C'de ve 1 MPa 0,0182 ml/g'de suda çözünürlük; metallerde oldukça çözünür - Ni, Pt, Pd, vb. Oksijenle birlikte 143,3 MJ/kg (25°C ve 0,1 MPa'da) ısı açığa çıkararak su oluşturur; 550°C ve üzerinde reaksiyona bir patlama eşlik eder. Flor ve klor ile etkileşime girdiğinde patlayıcı reaksiyonlar da meydana gelir. Ana hidrojen bileşikleri: H2O, amonyak NH3, hidrojen sülfür H2S, CH4, metal ve halojen hidritler CaH2, HBr, Hl ve ayrıca organik bileşikler C2H4, HCHO, CH3OH, vb. .

Doğada hidrojen

Hidrojen doğada yaygın olarak bulunan bir elementtir, içeriği (ağırlıkça) %1'dir. Dünyadaki hidrojenin ana rezervuarı sudur (kütlece %11,19). Hidrojen, tüm doğal organik bileşiklerin ana bileşenlerinden biridir. Serbest halde volkanik ve diğer doğal gazlarda (%0,0001, atom sayısına göre) bulunur. Güneş'in, yıldızların, yıldızlararası gazın ve gaz bulutsularının kütlesinin büyük kısmını oluşturur. Gezegenlerin atmosferlerinde H2, CH4, NH3, H2O, CH, NHOH, vb. şeklinde bulunur. Güneş'in parçacık radyasyonunun (proton akışları) ve kozmik ışınların (elektron) bir parçasıdır. akar).

Hidrojen üretimi ve kullanımı

Endüstriyel hidrojen üretimi için hammaddeler, petrol rafinerisi gazları, gazlaştırma ürünleri vb.'dir. Hidrojen üretmenin ana yöntemleri şunlardır: hidrokarbonların su buharı ile reaksiyonu, hidrokarbonların kısmi oksidasyonu, oksit dönüşümü, suyun elektrolizi. Hidrojen, amonyak, alkol, sentetik benzin, hidroklorik asit üretiminde, petrol ürünlerinin hidro-işlenmesinde ve metallerin hidrojen-oksijen aleviyle kesilmesinde kullanılır.

Hidrojen umut verici bir gaz yakıttır. Döteryum ve trityum nükleer enerjide uygulama alanı bulmuştur.