sąveikaujant su vandeniu susidaro šarmas; c) pasyvus, neaktyvus; b) sąveikaudami su metalais jie sudaro druskas; d) tipiniai metalai; 2. Metalas, iš kurio galima gaminti vandenilį (reaguojant su vandeniu žemoje temperatūroje): a) Zn; b) Mg; c) Au; d) Hg; e) K; 3. Oksidai ir hidroksidai, kurie gali reaguoti tiek su rūgštimis, tiek su šarmais, vadinami: a) amfoteriniais b) rūgštiniais c) baziniais 4. Iš kairės į dešinę periodais. metalines savybes: a) stiprinti b) susilpninti c) išlieka nepakitusi 5. VII grupės antrinio pogrupio elementas: a) chloras b) fosforas c) manganas d) francis 6. Atomo branduolio krūvis nustatomas: a) pagal periodo numeris b) grupės numeriu c) eilės numeriu 7. Elementų, kurių eilės numeriai 17 ir 35, atomų struktūra yra identiška: a) bendras elektronų skaičius; c) elektroninių lygių skaičius; d) elektronų skaičius paskutiniame energijos lygyje; b) neutronų skaičius; 8. Elementas, kurio elektroninė formulė 1s22s2р63s2p4: a) anglis; b) siera; c) chloro; d) natrio; 9. Anglies atomo elektroninė formulė: a) 1s22s22р3 b) 1s22s2 c) 1s22s22p2 10. Kurio elemento atomas turi tokią paskutinio energijos lygio struktūrą…3s23p5: a) fosforas; b) fluoro; c) chloro; d) magnio; 11. Nesuporuotų elektronų skaičius elemento Nr. 19 elektronų apvalkale: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; 12. Elemento, kurio atomai gali sudaryti aukštesnįjį RO3 tipo oksidą, eilės numeris: a) Nr. 11 (natris); b) Nr. 14 (silicis); c) Nr. 16 (siera); 13. Elementas, kurio elektroninė formulė 1s22s22p63s23p5 sudaro nepastovią vandenilio jungtis tipas: a) RH4; b) RH3; c) H2R; d) HR; 14. 3 molių vandenilio tūris at normaliomis sąlygomis: a) 22,4 l; b) 44,8 l; c) 67,2 l; d) 89,6 l; e) 112 l; 15. Ketvirtojo laikotarpio elementas, esantis šoninis pogrupis; oksidas ir hidroksidas turi amfoterinį pobūdį. Šis elementas sudaro RO tipo oksidą ir hidroksidą R(OH)2. a) magnis b) kalcis c) cinkas d) anglis 16. Maksimalus silicio valentingumas: a) IV b) V c) VI d) VII 17. Minimalus seleno valentingumas (Nr. 34): a) I b) II c ) III d ) IV 18. Molekulinė masė druska, gauta reaguojant dviem didesni oksidai elementų su atomine konfigūracija juose atitinkamai 1s22s22p63s23p64s1 ir 1s22s22p3 yra lygus: a) 85; b) 111; c) 63; d) 101; e) 164; 19. Produktas „X“, kuris gaunamas transformacijų rezultate: Al druska Al(OH)3 X a) Al Cl3 b) Al H3 c) Na Al O2 d) Al e) Al2O3 20. Koeficientų suma reakcijos lygtyje, kurios diagrama H2S + O2 → SO2 + H2O a) 5; b) 6; c) 7; d) 8; e) 9; 21. Molinė masė magnio oksidas (g/mol): a) 24; b) 36; c) 40; d) 80; e) 82; 22. Geležies (III) oksido molių, sudarančių 800 g šio junginio, skaičius: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; e) 5; 23. Sudegus 8 g CH4 metano išsiskyrė 401 kJ šilumos. Apskaičiuokite cheminės reakcijos CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q terminį efektą (Q): a) + 401 kJ; b) + 802 kJ; c) - 802 kJ; d) + 1604 kJ; e) - 1604 kJ; 24. Normaliomis sąlygomis 128 g deguonies užima: a) 11,2 l; b) 22,4 l; c) 44,8 l; d) 67,2 l; e) 89,6 l; 25. Masės dalis vandenilio SiH4 junginyje yra: a) 30 %; b) 12,5 %; c) 40 %; d) 60 %; e) 65 %; 26. Deguonies masės dalis junginyje EO2 yra 50%. Elemento E pavadinimas junginyje: a) azotas; b) titano; c) siera; d) seleno; e) anglis; 27. Geležies (III) oksido molių, sąveikaujančių su 44,8 l vandenilio, skaičius (n.s.): a) 0,67 mol; b) 2 mol; c) 0,3 molio; d) 0,4 molio; e) 5 mol; 28. Mišios druskos rūgštis, reikalinga norint gauti 44,8 l vandenilio (n.s.) (Mg + 2HCl = MgCl2 + H2): a) 146 g; b) 73 g; c) 292 g; d) 219 g; e) 20 g; 29. Druskos masė, esanti 400 g 80 % natrio chlorido tirpalo: a) 146 g; b) 320 g; c) 210 g; d) 32 g; e) 200 g; 30. Druskos, susidariusios sąveikaujant kalio hidroksidui su 300 g 65 % ortofosforo rūgšties tirpalo, masė: a) 422 g; b) 196 g; c) 360 g; d) 435 g; e) 200 g;
IN periodinė lentelė 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 yra neatskiriama dalis daug sudėtingi junginiai, organogeninis ir biogeninis elementas. Todėl pažvelkime į jo savybes ir charakteristikas išsamiau.
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 pavadino ją „degiu oru“. Degdamos šios dujos gamino vandenį. Deja, mokslininko laikymasis flogistono (hipotetinės "ultrasmulkiosios medžiagos") teorijos neleido padaryti teisingų išvadų.
Prancūzų chemikas ir gamtininkas A. Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Meunier ir specialių gasometrų pagalba 1783 m. susintetino vandenį, o vėliau jį analizavo skaidant vandens garus karšta geležimi. Taigi mokslininkai galėjo padaryti tinkamas išvadas. Jie nustatė, kad „degus oras“ yra ne tik vandens dalis, bet ir gali būti iš jo gaunamas.
1787 m. Lavoisier pasiūlė, kad tiriamos dujos buvo paprasta medžiaga ir atitinkamai yra vienas iš pirminių cheminių elementų. Jis pavadino jį vandeniliu (iš graikų kalbos žodžių hydor - vanduo + gennao - aš pagimdžiu), t. y. „gimdyti vandenį“.
Rusišką pavadinimą „vandenilis“ 1824 m. 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), o jo masė buvo paimta kaip pagrindinis vienetas, lyginant atomų mases, gaunant reikšmę, lygią 1.
Fizinės savybės
Vandenilis yra lengviausia mokslui žinoma medžiaga (14,4 karto lengvesnė 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 temperatūra 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 – 0,0312 g/cm³. Iš visų dujų didžiausią šilumos laidumą turi vandenilis: 1 atm ir 0 °C temperatūroje jis 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 mažai tirpsta vandenyje (apie 0,0182 ml/g esant 1 atm ir 20 °C), bet gerai tirpsta 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) gali lydėti lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglimi (šis procesas vadinamas dekarbonizacija). IN skysta būsena medžiaga yra labai lengva (tankis - 0,0708 g/cm³ esant t° = -253 °C) ir skysta (klampumas - 13,8 spoise tomis pačiomis sąlygomis).
Daugelyje junginių šio elemento valentingumas (oksidacijos būsena) yra +1, kaip ir natrio ir kitų šarminių metalų. Paprastai jis laikomas šių metalų analogu. Atitinkamai jis vadovauja periodinės sistemos I grupei. Metalo hidriduose yra vandenilio jonų neigiamas krūvis(oksidacijos laipsnis yra -1), tai yra, Na+H- struktūra panaši į Na+Cl-chlorido. Atsižvelgiant į tai ir kai kuriuos kitus faktus (elemento „H“ ir halogenų fizinių savybių panašumą, galimybę jį pakeisti halogenais organiniuose junginiuose), vandenilis klasifikuojamas kaip VII grupė Mendelejevo sistema.
Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis turi mažą aktyvumą, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais nemetalais (fluoru ir chloru, o pastarieji yra šviesoje). Savo ruožtu, kaitinamas, jis sąveikauja su daugeliu cheminių elementų.
Atominis vandenilis turi padidintą 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 °C, ji yra nekontroliuojama. Vandenilio ir deguonies mišinio sprogumo ribos pagal tūrį yra 4–94 % H₂, o vandenilio ir oro mišinio – 4–74 % H₂ (dviejų tūrių H₂ ir vieno tūrio O2 mišinys vadinamas detonuojančiomis dujomis).
Šis elementas naudojamas redukuoti daugumą metalų, nes pašalina deguonį iš oksidų:
Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,
CuO + H₂ = Cu + H2O ir kt.
Vandenilis sudaro vandenilio halogenidus su skirtingais halogenais, pavyzdžiui:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Tačiau reaguodamas su fluoru vandenilis sprogsta (taip nutinka ir tamsoje, esant -252 °C), su bromu ir chloru reaguoja tik kaitinamas ar apšviestas, o su jodu – tik kaitinant. Sąveikaujant su azotu susidaro amoniakas, bet tik ant katalizatoriaus, kai aukštas kraujospūdis ir temperatūra:
ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.
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 su aukšta temperatūra:
2H₂ + C (amorfinis) = CH₂ (metanas).
Ši medžiaga tiesiogiai reaguoja su kai kuriais metalais (šarmais, šarminėmis žemėmis ir kitais), sudarydama hidridus, pavyzdžiui:
H₂ + 2Li = 2LiH.
Svarbu praktinę reikšmę turi sąveiką tarp vandenilio ir anglies (II) monoksido. Tokiu atveju, priklausomai nuo slėgio, temperatūros ir katalizatoriaus, susidaro įvairūs organiniai junginiai: HCHO, CH₃OH ir kt. Nesotieji angliavandeniliai reakcijos metu pasisotina, 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 formuoti vandenilinius ryšius su skirtingais elementais, o tai turi didelę įtaką daugelio neorganinių ir organinių junginių savybėms.
Vandenilio gamyba
Pagrindinės žaliavų rūšys pramoninei šio elemento gamybai yra naftos perdirbimo dujos, natūralios degiosios ir kokso krosnių dujos. Jis taip pat gaunamas iš vandens elektrolizės būdu (tose vietose, kur yra elektra). Vienas iš svarbiausių būdų gaminti medžiagą iš gamtines dujas Nagrinėjama katalizinė angliavandenilių, daugiausia metano, sąveika su vandens garais (vadinamoji konversija). Pavyzdžiui:
CH₄ + H₂O = CO + ZN2.
Neužbaigta angliavandenilių oksidacija deguonimi:
CH4 + ½O2 = CO + 2H2.
Susintetintas anglies monoksidas (II) virsta:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Iš gamtinių dujų pagamintas vandenilis yra pigiausias.
Naudojamas vandens elektrolizei D.C., kuris praleidžiamas per NaOH arba KOH tirpalą (rūgštys nenaudojamos, kad būtų išvengta įrangos korozijos). IN laboratorinėmis sąlygomis medžiaga gaunama elektrolizės būdu vandeniui arba vykstant druskos rūgšties ir cinko reakcijai. Tačiau dažniau naudojama paruošta gamyklinė medžiaga cilindruose.
Šis elementas yra izoliuotas nuo naftos perdirbimo dujų ir kokso krosnių dujų pašalinant visus kitus dujų mišinio komponentus, nes giliai aušinant jie lengviau suskystėja.
Ši medžiaga pramoniniu būdu pradėta gaminti dar m 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 metalo pjovimo/virinimo darbams. Svarbiausi elementai, skirti branduolinė energija yra jo izotopai – tritis ir deuteris.
Biologinis vandenilio vaidmuo
Apie 10% gyvų organizmų masės (vidutiniškai) gaunama iš šio elemento. Tai dalis vandens ir svarbiausių natūralių junginių grupių, įskaitant baltymus, nukleino rūgštis, lipidus ir angliavandenius. Kam jis naudojamas?
Ši medžiaga groja lemiamas vaidmuo: išlaikant erdvinė struktūra baltymai (ketvirtiniai), įgyvendinant nukleorūgščių komplementarumo principą (t. y. įgyvendinant ir laikant genetinė informacija), paprastai „atpažįstamas“ molekuliniu lygiu.
Vandenilio jonas H+ dalyvauja svarbiose organizme vykstančiose dinaminėse reakcijose/procesuose. Įskaitant: biologinėje oksidacijoje, kuri aprūpina gyvas ląsteles energija, biosintetinėse reakcijose, fotosintezėje augaluose, bakterijų fotosintezėje ir azoto fiksavime, palaikant rūgščių-šarmų balansas ir homeostazė membranų transportavimo procesuose. Kartu su anglimi ir deguonimi jis sudaro funkcinį ir struktūrinį gyvybės reiškinių pagrindą.
Vandenilis yra paprasčiausias iš visų elementų, taip pat gausiausias gamtoje. Vyresni mokiniai jau žino, kad metalų, tokių kaip magnis ir cinkas, reakcijos su atskiestomis neorganinėmis rūgštimis sukelia vandenilio susidarymą. Jie taip pat žino apie vandenilio dujų bandymą su būdingu „pop“. Vandenilis įtrauktas į paprasčiausių junginių, nuo kurių prasideda chemijos studijos mokykloje, formules, pavyzdžiui, vanduo, metanas sieros rūgštis amoniakas ir etanolis
Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Autorius esamas sąmatas, vandenilis sudaro daugiau nei 90 % atomų ir maždaug 75 % Visatos masės. Tarp Žemėje esančių elementų vandenilis yra devintas pagal paplitimą. Jis sudaro 0,76% Žemės masės ir yra beveik tiek pat įvairių junginių, kiek anglis. Svarbiausias gamtoje randamas vandenilio junginys yra vanduo. Vandenilio taip pat yra organiniuose junginiuose, tokiuose kaip anglis ir nafta.
Vandenilis yra ne tik vienas iš labiausiai paplitusių elementų, jis taip pat visiškai skiriasi nuo visų kitų elementų savo cheminėmis ir fizinėmis savybėmis. Be to, jis sudaro specialią junginių seriją. Tai vienintelis elementas, kuriam suteiktas unikalus cheminio ryšio tipas (žr. 2.1 skyrių). Yra tokios sąvokos kaip vandenilinė bomba (žr. 1.3 skyrių), vandenilio bakterijos ir net vandenilio energija (žr. toliau).
Vandenilio bakterijos sugeba gaminti energiją oksiduodamos vandenilį į vandenį. Ši energija reikalinga vandenilio bakterijoms pasisavinti anglies dioksidą. Tam tikromis sąlygomis jie taip pat gali oksiduoti tam tikrus organinius junginius.
Vandenilis yra vienintelis elementas, kuris yra degios dujos. Štai kodėl flamandų chemikas I. B. Van Helmontas (1579–1644), pirmasis išskyręs vandenilį, pavadino jį „degiosiomis dujomis“. Laboratorinėmis sąlygomis vandenilį iš pradžių rūgštimi veikiant geležį gavo T. Mayernas, vėliau (1672 m.) R. Boyle'as. 1766 m. vandenilį kruopščiai ištyrė anglų chemikas ir fizikas G. Cavendish, pavadinęs jį „degiu oru“. Pavadinimą „vandenilis“ įvedė Lavoisier, sudarydamas lotynišką terminą „vandenilis“ iš graikiškų žodžių „hidro“ (vanduo) ir „genai“ (gimdymas).
Antoine'as Laurent'as Lavoisier (1743-1794)
Lavoisier laikomas įkūrėju šiuolaikinė chemija. Svarbiausias jo indėlis į chemiją buvo nuvertimas klaidinga teorija flogistonas. Pagal šią teoriją visos degios medžiagos susideda iš dviejų komponentų – flogistono ir apnašų. Degioji medžiaga netenka flogistono ir virsta nuosėdomis („pelenais“ arba „kalkėmis“). Lavoisier eksperimentiškai parodė, kad deguonis iš oro dalyvauja degimo procese. Jis taip pat nustatė deguonies vaidmenį kvėpuojant ir pirmasis atskyrė elementus nuo junginių.
Antoine'as Lavoisier (iš Thalstrupo paveikslo).
Vandenilio atomo sandara
Vandenilio atomas turi paprasčiausią struktūrą: jis susideda iš branduolio, kuris yra vienas protonas, taip pat iš vieno elektrono, esančio ls orbitoje, supančioje branduolį (žr. 1.2 skyrių). Ši paprasta struktūra yra atsakinga už daugelį unikalių vandenilio savybių. Pirma, vandenilio atomas turi tik valentiškumą elektronų apvalkalas. Todėl jo vienintelis elektronas nėra apsaugotas nuo branduolinio krūvio vidiniais elektronais. Antra, šiam išoriniam apvalkalui tereikia įgyti arba prarasti vieną elektroną, kad jis būtų stabilus elektroninė konfigūracija. Galiausiai, kadangi vandenilio atomą sudaro tik vienas elektronas ir vienas protonas, jis yra labai mažo dydžio. Tiesą sakant, jo kovalentinis spindulys (0,029 nm) ir van der Waals spindulys (0,12 nm) turi mažiausias reikšmes tarp visų elementų (žr. 2.2 skyrių). Šios savybės paaiškina daugelį išskirtines savybes vandenilis ir jo ypatinga padėtis periodinėje lentelėje.
Padėtis periodinėje lentelėje
Kadangi vandenilio atomas praranda vieną elektroną, kad susidarytų vieno krūvio teigiamas jonas, šis elementas periodinėje lentelėje yra 1 grupės viršuje. Tačiau, nors vandenilis tam tikromis sąlygomis gali įgyti
12.1 lentelė. Vandenilio, ličio ir natrio jonizacijos energija
12.2 lentelė. Vandenilio, fluoro ir chloro elektronų giminingumas
12.3 lentelė. Vidutinės jungčių entalpijos vandenilio, fluoro ir chloro molekulėse
metalines savybes (žr. 2.15 pav.), normaliomis sąlygomis jis pasižymi tik nemetalinėmis savybėmis. Palyginus jo jonizacijos energiją su ličio ir natrio jonizacijos energija (12.1 lentelė), matyti, kad vandenilis labai skiriasi nuo kitų I grupės šarminių metalų elementų.
Vandenilio atomas taip pat gali, nors ir sunkiai, prijungti elektroną, sudarydamas joną. Tačiau vandenilis nėra p elementas, ir palyginus jo elektronų giminingumą (žr. 2.1 skyrių) su fluoro ir chloro afinitetu (12.2 lentelė) matyti, kad jis neturi vietos VII grupėje.
Taip pat atkreipkite dėmesį, kad nors vandenilis, kaip ir halogenai, sudaro dviatomes molekules, ryšys vandenilio molekulėje yra daug stipresnis nei fluoro ar chloro molekulėse. Tai galima patikrinti palyginus jų ryšio entalpijas (žr. 5.3 skirsnį), nurodytas lentelėje. 12.3.
Ji turi savo specifinę vietą periodinėje lentelėje, kuri atspindi jo rodomas savybes ir kalba apie jo elektroninę struktūrą. Tačiau tarp jų yra vienas ypatingas atomas, kuris vienu metu užima dvi ląsteles. Jis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Tai vandenilis. Tokios savybės daro jį unikaliu.
Vandenilis yra ne tik elementas, bet ir paprasta medžiaga, taip pat daugelio sudėtingų junginių dalis, biogeninis ir organogeninis elementas. Todėl leiskite mums išsamiau apsvarstyti jo savybes ir savybes.
Vandenilis kaip cheminis elementas
Vandenilis yra 1 grupės elementas pagrindinis pogrupis, taip pat septintoji pagrindinio pogrupio grupė pirmajame mažajame periode. Šis laikotarpis susideda tik iš dviejų atomų: helio ir elemento, kurį mes svarstome. Apibūdinkime pagrindinius vandenilio padėties periodinėje lentelėje ypatumus.
- Vandenilio atominis skaičius yra 1, elektronų skaičius yra toks pat ir atitinkamai protonų skaičius yra toks pat. Atominė masė – 1,00795. Yra trys šio elemento izotopai, kurių masės skaičiai yra 1, 2, 3. Tačiau kiekvieno iš jų savybės labai skirtingos, nes vandenilio masės padidėjimas net vienu iš karto yra dvigubas.
- Tai, kad jo išoriniame paviršiuje yra tik vienas elektronas, leidžia sėkmingai parodyti ir oksidacinį, ir atkuriamosios savybės. Be to, dovanojus elektroną, jis lieka su laisva orbita, kuri dalyvauja formuojant cheminius ryšius pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.
- Vandenilis yra stiprus reduktorius. Todėl jo pagrindine vieta laikoma pirmoji pagrindinio pogrupio grupė, kur ji vadovauja aktyviausiems metalams – šarmams.
- Tačiau sąveikaujant su stipriais reduktoriais, tokiais kaip metalai, jis taip pat gali būti oksidatorius, priimantis elektroną. Šie junginiai vadinami hidridais. Pagal šią savybę jis priklauso halogenų pogrupiui, su kuriuo jis yra panašus.
- Dėl labai mažos atominės masės vandenilis laikomas lengviausiu elementu. Be to, jo tankis taip pat labai mažas, todėl tai taip pat yra lengvumo etalonas.
Taigi akivaizdu, kad vandenilio atomas yra visiškai unikalus elementas, skirtingai nei visi kiti. Vadinasi, jo savybės taip pat yra ypatingos, o susidarančios paprastos ir sudėtingos medžiagos yra labai svarbios. Apsvarstykime juos toliau.
Paprasta medžiaga
Jei kalbėtume apie šis elementas Kaip molekulė, turime pasakyti, kad ji yra dviatomė. Tai yra, vandenilis (paprasta medžiaga) yra dujos. Jo empirinė formulė bus parašyta kaip H 2, o grafinė formulė bus parašyta naudojant vieną sigma H-H jungtis. Ryšio tarp atomų susidarymo mechanizmas yra kovalentinis nepolinis.
- Garų metano reformavimas.
- Anglies dujinimas – procesas apima anglies kaitinimą iki 1000 0 C, todėl susidaro vandenilis ir daug anglies turinčios anglys.
- Elektrolizė. Šis metodas gali būti naudojamas tik įvairių druskų vandeniniams tirpalams, nes dėl lydalo katodo vanduo neišleidžiamas.
Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:
- Metalo hidridų hidrolizė.
- Praskiestų rūgščių poveikis aktyviems metalams ir vidutiniam aktyvumui.
- Sąveika tarp šarminių ir šarminių žemių metalai su vandeniu.
Norėdami surinkti susidariusį vandenilį, mėgintuvėlį turite laikyti apverstą. Juk šių dujų negalima surinkti taip, kaip, pavyzdžiui, anglies dvideginio. Tai vandenilis, jis daug lengvesnis už orą. Greitai išgaruoja, o dideliais kiekiais susimaišęs su oru sprogsta. Todėl mėgintuvėlis turi būti apverstas. Užpildžius jį reikia uždaryti guminiu kamščiu.
Norėdami patikrinti surinkto vandenilio grynumą, prie kaklo turėtumėte neštis degtuką. Jei plojimas yra nuobodus ir tylus, tai reiškia, kad dujos yra švarios, su minimaliomis oro priemaišomis. Jei jis garsiai ir švilpia, jis yra nešvarus, jame yra daug pašalinių komponentų.
Naudojimo sritys
Deginant vandenilio išsiskiria tiek daug didelis skaičius energijos (šilumos), kad šios dujos laikomos pelningiausiu kuru. Be to, jis yra nekenksmingas aplinkai. Tačiau iki šiol jo taikymas šioje srityje yra ribotas. Taip yra dėl neapgalvotų ir neišspręstų gryno vandenilio sintezės problemų, kurios būtų tinkamos naudoti kaip kuras reaktoriuose, varikliuose ir nešiojamuose įrenginiuose, taip pat gyvenamųjų namų šildymo katiluose.
Juk šių dujų gamybos būdai yra gana brangūs, todėl pirmiausia reikia sukurti specialų sintezės metodą. Toks, kuris leis jums gauti gaminį dideliais kiekiais ir minimaliomis sąnaudomis.
Yra keletas pagrindinių sričių, kuriose naudojamos mūsų svarstomos dujos.
- Cheminės sintezės. Hidrinimas naudojamas muilui, margarinui ir plastikams gaminti. Dalyvaujant vandeniliui, sintetinamas metanolis ir amoniakas, taip pat kiti junginiai.
- IN maisto pramonė- kaip priedas E949.
- Aviacijos pramonė (raketų mokslas, orlaivių gamyba).
- Elektros energijos pramonė.
- Meteorologija.
- Ekologiškas kuras.
Akivaizdu, kad vandenilis yra tiek pat svarbus, kiek jo gausu gamtoje. Įvairūs jo sudaryti junginiai vaidina dar didesnį vaidmenį.
Vandenilio junginiai
Tai sudėtingos medžiagos, turinčios vandenilio atomų. Yra keletas pagrindinių tokių medžiagų tipų.
- Vandenilio halogenidai. Bendra formulė yra HHal. Ypatinga reikšmė tarp jų yra vandenilio chloridas. Tai dujos, kurios ištirpsta vandenyje ir susidaro druskos rūgšties tirpalas. Ši rūgštis plačiai naudojama beveik visose cheminėse sintezėse. Be to, tiek organinių, tiek neorganinių. Vandenilio chloridas yra junginys, kurio empirinė formulė HCL ir yra vienas didžiausių mūsų šalyje kasmet pagaminamų. Vandenilio halogenidai taip pat apima vandenilio jodidą, vandenilio fluoridą ir vandenilio bromidą. Visi jie sudaro atitinkamas rūgštis.
- Nepastovi Beveik visi jie yra gana nuodingų dujų. Pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, metanas, silanas, fosfinas ir kt. Tuo pačiu metu jie yra labai degūs.
- Hidridai yra junginiai su metalais. Jie priklauso druskų klasei.
- Hidroksidai: bazės, rūgštys ir amfoteriniai junginiai. Juose būtinai yra vienas ar daugiau vandenilio atomų. Pavyzdys: NaOH, K 2, H 2 SO 4 ir kt.
- Vandenilio hidroksidas. Šis junginys geriau žinomas kaip vanduo. Kitas pavadinimas yra vandenilio oksidas. Empirinė formulė atrodo taip - H2O.
- Vandenilio peroksidas. Tai stiprus oksidatorius, kurio formulė yra H 2 O 2.
- Daugybė organinių junginių: angliavandeniliai, baltymai, riebalai, lipidai, vitaminai, hormonai, eteriniai aliejai ir kt.
Akivaizdu, kad mūsų nagrinėjamo elemento junginių įvairovė yra labai didelė. Tai dar kartą patvirtina jo didelę svarbą gamtai ir žmonėms, taip pat visoms gyvoms būtybėms.
- tai geriausias tirpiklis
Kaip minėta pirmiau, bendras šios medžiagos pavadinimas yra vanduo. Susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, sujungtų kovalentinėmis jungtimis poliniai ryšiai. Vandens molekulė yra dipolis, tai paaiškina daugelį jos savybių. Visų pirma, tai yra universalus tirpiklis.
Tai yra vandens aplinka Beveik visi cheminiai procesai vyksta. Plastiko vidinės reakcijos ir energijos apykaitą gyvuose organizmuose taip pat atliekami naudojant vandenilio oksidą.
Vanduo pagrįstai laikomas svarbiausia medžiaga planetoje. Yra žinoma, kad joks gyvas organizmas negali gyventi be jo. Žemėje jis gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis:
- skystis;
- dujos (garai);
- kietas (ledas).
Priklausomai nuo vandenilio izotopo, esančio molekulėje, išskiriami trys vandens tipai.
- Šviesus arba protiumas. Izotopas, kurio masės skaičius 1. Formulė – H 2 O. Tai įprasta forma, kurią naudoja visi organizmai.
- Deuteris arba sunkusis, jo formulė yra D 2 O. Sudėtyje yra izotopas 2 H.
- Super sunkus arba tritis. Formulė atrodo kaip T3O, izotopas - 3H.
Gėlo protiumo vandens atsargos planetoje yra labai svarbios. Daugelyje šalių jo jau trūksta. Kuriami metodai, skirti sūraus vandens apdorojimui geriamam vandeniui gaminti.
Vandenilio peroksidas yra universali priemonė
Šis junginys, kaip minėta aukščiau, yra puikus oksidatorius. Tačiau su stipriais atstovais jis gali elgtis ir kaip restauratorius. Be to, jis turi ryškų baktericidinį poveikį.
Kitas šio junginio pavadinimas yra peroksidas. Būtent tokia forma jis naudojamas medicinoje. Aptariamo junginio 3% kristalinio hidrato tirpalas yra medicininis vaistas, naudojamas mažoms žaizdoms gydyti, siekiant jas dezinfekuoti. Tačiau buvo įrodyta, kad tai padidina žaizdos gijimo laiką.
Vandenilio peroksidas taip pat naudojamas raketų kurui, pramonėje dezinfekcijai ir balinimui bei kaip putojantis agentas gaminant atitinkamas medžiagas (pvz., putas). Be to, peroksidas padeda išvalyti akvariumus, balinti plaukus ir balinti dantis. Tačiau jis kenkia audiniams, todėl specialistų šiems tikslams nerekomenduoja.
Vandenilis yra cheminis elementas su simboliu H ir atominis skaičius 1. Vandenilis, kurio standartinė atominė masė yra apie 1,008, yra lengviausias periodinės lentelės elementas. Monatominė jo forma (H) yra gausiausia cheminė medžiaga Visatoje, kuri sudaro maždaug 75% visos bariono masės. Žvaigždės daugiausia sudarytos iš vandenilio plazmos būsenoje. Labiausiai paplitęs vandenilio izotopas, vadinamas protium (šis pavadinimas vartojamas retai, simbolis 1H), turi vieną protoną ir neturi neutronų. Plačiai paplitęs atominio vandenilio atsiradimas pirmą kartą įvyko rekombinacijos eroje. Esant standartinei temperatūrai ir slėgiui, vandenilis yra bespalvės, bekvapės, beskonės, netoksiškos, nemetalinės, degios dviatomės dujos, kurių molekulinė formulė H2. Kadangi lengvai susidaro vandenilis kovalentiniai ryšiai su dauguma nemetalinių elementų, dauguma vandenilio Žemėje egzistuoja molekulinėmis formomis, tokiomis kaip vanduo arba organiniai junginiai. Vandenilis vaidina ypač svarbus vaidmuo rūgščių ir šarmų reakcijose, nes dauguma rūgščių pagrindu vykstančių reakcijų apima protonų mainus tarp tirpių molekulių. Joniniuose junginiuose vandenilis gali būti neigiamo krūvio (ty anijono) pavidalu, kur jis žinomas kaip hidridas, arba kaip teigiamai įkrautas (ty katijonas), žymimas simboliu H+. Vandenilio katijonas apibūdinamas kaip sudarytas iš paprasto protono, tačiau iš tikrųjų vandenilio katijonai joniniuose junginiuose visada yra sudėtingesni. Kaip vienintelis neutralus atomas, kuriam Schrödingerio lygtis gali būti išspręsta analitiškai, vandenilis (būtent jo atomo energetikos ir ryšių tyrimas) vaidino pagrindinį vaidmenį plėtojant kvantinę mechaniką. Vandenilio dujos pirmą kartą dirbtinai buvo pagamintos XVI amžiaus pradžioje, reaguojant rūgštims su metalais. 1766-81 metais. Henry Cavendish buvo pirmasis, kuris pripažino, kad vandenilio dujos yra atskira medžiaga ir kad jos degina vandenį, davė jam pavadinimą: graikų kalba vandenilis reiškia „vandens gamintoja“. Pramoninė gamyba Vandenilio gamyba pirmiausia siejama su gamtinių dujų transformavimu garais ir, rečiau, su daug energijos reikalaujančiais metodais, tokiais kaip vandens elektrolizė. Dauguma Vandenilis naudojamas netoli jo gamybos vietos. Du dažniausiai naudojami iškastinio kuro apdorojimas (pvz., hidrokrekingas) ir amoniako gamyba, daugiausia trąšų rinkai. Vandenilis kelia susirūpinimą metalurgijoje, nes dėl jo daugelis metalų gali tapti trapūs, todėl sunku projektuoti vamzdynus ir rezervuarus.
Savybės
Degimas
Vandenilio dujos (divandenilis arba molekulinis vandenilis) yra degios dujos, kurios degs ore labai plačiu koncentracijų diapazonu nuo 4% iki 75% tūrio. Degimo entalpija yra 286 kJ/mol:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)
Vandenilio dujos sudaro sprogius mišinius su oru, kurio koncentracija yra 4-74%, o su chloru - iki 5,95%. Sprogias reakcijas gali sukelti kibirkštys, karštis arba saulės šviesa. Vandenilio savaiminio užsidegimo temperatūra, kuriai esant jis savaime užsiliepsnoja ore, yra 500 °C (932 °F). Grynos vandenilio-deguonies liepsnos skleidžia ultravioletinę spinduliuotę ir su dideliu deguonies mišiniu yra beveik nematomos plika akimi, kaip rodo silpnas pagrindinio variklio pliūpsnis. erdvėlaivis palyginti su puikiai matomu Space Shuttle Solid Rocket Booster stulpeliu, kuriame naudojamas amonio perchlorato kompozitas. Norint aptikti degančio vandenilio nuotėkį, gali prireikti liepsnos detektoriaus; tokie nutekėjimai gali būti labai pavojingi. Vandenilio liepsna kitomis sąlygomis yra mėlyna ir primena mėlyną gamtinių dujų liepsną. Dirižablio „Hindenburg“ mirtis yra liūdna garsus pavyzdys deginant vandenilį, ir šiuo klausimu vis dar diskutuojama. Šio incidento metu matomos oranžinės liepsnos kilo dėl vandenilio ir deguonies mišinio, sujungto su anglies junginiais iš dirižablio odos. H2 reaguoja su kiekvienu oksiduojančiu elementu. Vandenilis gali spontaniškai reaguoti kambario temperatūroje su chloru ir fluoru, sudarydamas atitinkamus vandenilio halogenidus, vandenilio chloridą ir vandenilio fluoridą, kurie taip pat yra potencialiai pavojingos rūgštys.
Elektronų energijos lygiai
Elektrono pagrindinės būsenos energijos lygis vandenilio atome yra –13,6 eV, o tai prilygsta ultravioletiniam fotonui, kurio bangos ilgis yra apie 91 nm. Vandenilio energijos lygius galima gana tiksliai apskaičiuoti naudojant Bohro atomo modelį, kuris konceptualizuoja elektroną kaip „orbitinį“ protoną, analogišką Žemės orbitai aplink Saulę. Tačiau atominį elektroną ir protoną kartu laiko elektromagnetinė jėga, o planetas ir dangaus objektus laiko gravitacija. Dėl mėginių ėmimo kampinis momentas Ankstyvojoje kvantinėje mechanikoje Bohras postulavo, Bohro modelio elektronas gali užimti tik tam tikrus leistinus atstumus nuo protono ir todėl tik tam tikras leistinas energijas. Tikslesnis vandenilio atomo aprašymas gaunamas naudojant grynai kvantinį mechaninį apdorojimą, kuris naudoja Schrödingerio lygtį, Dirako lygtį ar net Feynmano integrinę grandinę, kad apskaičiuotų elektrono aplink protoną tikimybės tankio pasiskirstymą. Sudėtingiausi apdorojimo metodai sukuria nedidelius specialiojo reliatyvumo ir vakuuminės poliarizacijos efektus. Atliekant kvantinį apdirbimą, pagrindinės būsenos vandenilio atomo elektronas neturi kampinio impulso, o tai rodo, kaip „planetos orbita“ skiriasi nuo elektronų judėjimo.
Elementarios molekulinės formos
Yra du skirtingi sukimosi izomerai dviatominės molekulės vandenilio, kurie skiriasi savo branduolių santykiniu sukimu. Ortovandenilio formoje dviejų protonų sukiniai yra lygiagretūs ir sudaro tripletinę būseną, kurios molekulinis sukimosi kvantinis skaičius yra 1 (1/2 + 1/2); paravandenilio pavidalu sukiniai yra antilygiagretūs ir sudaro vienetą, kurio molekulinis sukimosi kvantinis skaičius yra 0 (1/2 1/2). Esant standartinei temperatūrai ir slėgiui, vandenilio dujose yra apie 25 % para formos ir 75 % orto formos, taip pat žinomos kaip "normali forma". Ortovandenilio ir paravandenilio pusiausvyros santykis priklauso nuo temperatūros, tačiau kadangi orto forma yra sužadinta būsena ir turi didesnę energiją nei para forma, ji yra nestabili ir negali būti išgryninta. Labai žemos temperatūros, pusiausvyros būseną sudaro beveik vien para forma. Gryno paravandenilio skystųjų ir dujinių fazių šiluminės savybės labai skiriasi nuo normalios formos dėl sukimosi šiluminių pajėgumų skirtumų, plačiau aptartų vandenilio sukimosi izomerų atveju. Orto / poros skirtumas taip pat pasireiškia kitose vandenilio turinčiose molekulėse arba funkcinėse grupėse, tokiose kaip vanduo ir metilenas, tačiau tai turi mažai reikšmės jų šiluminėms savybėms. Nekatalizuojama tarpusavio konversija tarp para ir orto H2 didėja didėjant temperatūrai; taigi greitai kondensuotame H2 yra dideli kiekiai didelės energijos stačiakampė forma, kuri labai lėtai virsta para forma. Orto/para koeficientas kondensuotame H2 yra svarbus veiksnys ruošiant ir saugant skystą vandenilį: orto keitimas į garus vyksta egzotermiškai ir suteikia pakankamai šilumos, kad išgaruotų dalis vandenilio skysčio, todėl prarandama suskystinta medžiaga. Orto-para konversijos katalizatoriai, tokie kaip geležies oksidas, aktyvuota anglis, platinizuotas asbestas, retieji žemių metalai, urano junginiai, chromo oksidas arba kai kurie nikelio junginiai, naudojami aušinant vandeniliu.
Fazės
Vandenilio dujos
Skystas vandenilis
Dumblas vandenilis
Kietas vandenilis
Metalinis vandenilis
Jungtys
Kovalentiniai ir organiniai junginiai
Nors H2 nėra labai reaktyvus standartinėmis sąlygomis, jis sudaro junginius su dauguma elementų. Vandenilis gali sudaryti junginius su labiau elektronegatyviais elementais, tokiais kaip halogenai (pvz., F, Cl, Br, I) arba deguonis; šiuose junginiuose vandenilis įgauna dalinį teigiamą krūvį. Jungdamasis su fluoru, deguonimi arba azotu, vandenilis gali dalyvauti nekovalentinio ryšio pavidalu vidutinio stiprumo su kitų panašių molekulių vandeniliu, reiškiniu, vadinamu vandeniliniu ryšiu, kuris yra labai svarbus daugelio biologinių molekulių stabilumui. Vandenilis taip pat sudaro junginius su mažiau elektroneigiamų elementų, tokių kaip metalai ir metaloidai, kur jis įgauna dalinį neigiamą krūvį. Šie junginiai dažnai žinomi kaip hidridai. Vandenilis sudaro labai įvairius junginius su anglimi, vadinamus angliavandeniliais, ir dar didesnę įvairovę junginių su heteroatomais, kurie dėl savo bendras bendravimas su gyvais daiktais vadinami organiniais junginiais. Studijuoja jų savybes organinė chemija, o jų tyrimas gyvų organizmų kontekste yra žinomas kaip biochemija. Pagal kai kuriuos apibrėžimus „organiniuose“ junginiuose turi būti tik anglies. Tačiau daugumoje jų taip pat yra vandenilio ir kadangi būtent anglies-vandenilio jungtis suteikia šiai junginių klasei daugumą specifinių cheminių savybių, anglies ir vandenilio ryšiai būtini kai kuriuose chemijos žodžio „organinis“ apibrėžimuose. Yra žinomi milijonai angliavandenilių, kurie paprastai susidaro sudėtingais sintetiniais būdais, kuriuose retai naudojamas elementinis vandenilis.
Hidridai
Vandenilio junginiai dažnai vadinami hidridais. Sąvoka „hidridas“ reiškia, kad H atomas įgavo neigiamą arba anijoninį charakterį, žymimą H-, ir yra naudojamas, kai vandenilis sudaro junginį su elektroteigmingesniu elementu. Hidrido anijono, kurį 1916 m. pasiūlė Gilbertas N. Lewisas 1 ir 2 grupių hidridams, kurių sudėtyje yra druskos, egzistavimą Moersas įrodė 1920 m. elektrolizuodamas išlydytą ličio hidridą (LiH), gamindamas stechiometrinį vandenilio kiekį anodas. Kalbant apie hidridus, išskyrus 1 ir 2 grupės metalus, šis terminas yra klaidinantis, atsižvelgiant į mažą vandenilio elektronegatyvumą. 2 grupės hidridų išimtis yra BeH2, kuris yra polimerinis. Ličio aliuminio hidride AlH-4 anijonas turi hidrido centrus, tvirtai pritvirtintus prie Al (III). Nors hidridai gali susidaryti beveik visuose pagrindinės grupės elementuose, galimų junginių skaičius ir derinys labai skiriasi; pavyzdžiui, žinoma daugiau nei 100 dvejetainių borano hidridų ir tik vienas dvejetainis aliuminio hidridas. Dvejetainis indžio hidridas dar nenustatytas, nors egzistuoja dideli kompleksai. Neorganinėje chemijoje hidridai taip pat gali tarnauti kaip jungiamieji ligandai, jungiantys du metalinius centrus koordinaciniame komplekse. Ši funkcija ypač būdinga 13 grupės elementams, ypač boranams (boro hidridams) ir aliuminio kompleksams, taip pat susitelkusiems karboranams.
Protonai ir rūgštys
Vandenilio oksidacija pašalina jo elektroną ir gamina H+, kuriame nėra elektronų ir branduolį, kuris paprastai susideda iš vieno protono. Štai kodėl H+ dažnai vadinamas protonu. Ši rūšis yra pagrindinė diskusijoje apie rūgštis. Pagal Bronstedo-Lowry teoriją rūgštys yra protonų donorės, o bazės – protonų akceptorės. Plikas protonas H+ negali egzistuoti nei tirpale, nei joniniuose kristaluose dėl jo nenugalimas patrauklumasį kitus atomus ar molekules su elektronais. Išskyrus aukštą temperatūrą, susijusią su plazma, tokie protonai negali būti pašalinti iš atomų ir molekulių elektronų debesų ir liks prie jų prisirišę. Tačiau terminas „protonas“ kartais vartojamas metaforiškai, nurodant teigiamai įkrautą arba katijoninį vandenilį, tokiu būdu prijungtą prie kitų rūšių, ir todėl yra vadinamas „H+“ be jokios reikšmės, kad atskiri protonai laisvai egzistuoja kaip rūšis. Siekiant išvengti pliko „ištirpusio protono“ atsiradimo tirpale, kartais manoma, kad rūgštus vandeniniai tirpalai yra mažiau tikėtinas fiktyvus tipas, vadinamas „hidronio jonu“ (H3O+). Tačiau net ir šiuo atveju tokie solvatuoti vandenilio katijonai realiau suvokiami kaip organizuoti klasteriai, kurie sudaro rūšis, artimas H9O+4. Kiti oksonio jonai randami, kai vanduo yra rūgštiniame tirpale su kitais tirpikliais. Nepaisant egzotiškos išvaizdos Žemėje, vienas iš labiausiai paplitusių jonų Visatoje yra H+3, žinomas kaip protonuotas molekulinis vandenilis arba trivandenilio katijonas.
Izotopai
Vandenilis turi tris gamtoje esančius izotopus, žymimus 1H, 2H ir 3H. Kiti labai nestabilūs branduoliai (nuo 4H iki 7H) buvo susintetinti laboratorijoje, tačiau gamtoje jų nepastebėta. 1H yra labiausiai paplitęs vandenilio izotopas, kurio gausa viršija 99,98%. Kadangi šio izotopo branduolį sudaro tik vienas protonas, jam suteikiamas aprašomasis, bet retai naudojamas formalus pavadinimas protium. 2H, kita stabilus izotopas vandenilis žinomas kaip deuteris, jo branduolyje yra vienas protonas ir vienas neutronas. Manoma, kad visas deuteris Visatoje buvo pagamintas per didysis sprogimas ir egzistavo nuo to laiko iki dabar. Deuteris nėra radioaktyvus elementas ir nekelia didelio toksiškumo pavojaus. Vanduo, praturtintas molekulėmis, kuriose vietoj įprasto vandenilio yra deuterio, vadinamas sunkiuoju vandeniu. Deuteris ir jo junginiai naudojami kaip neradioaktyvus žymeklis cheminiuose eksperimentuose ir 1H-BMR spektroskopijos tirpikliuose. Sunkusis vanduo naudojamas kaip neutronų moderatorius ir aušinimo skystis branduoliniams reaktoriams. Deuteris taip pat yra potencialus kuras komerciniam naudojimui branduolių sintezė. 3H yra žinomas kaip tritis, jo branduolyje yra vienas protonas ir du neutronai. Jis yra radioaktyvus, beta skilimo būdu suyra iki helio-3, kurio pusinės eliminacijos laikas yra 12,32 metų. Jis toks radioaktyvus, kad gali būti naudojamas šviečiantiems dažams, todėl jis naudingas, pavyzdžiui, gaminant laikrodžius su šviečiančiais ciferblatais. Stiklas neleidžia prasiskverbti nedideliam radiacijos kiekiui. Gaminamas nedidelis tričio kiekis natūraliai kosminių spindulių sąveikos su atmosferos dujomis metu; branduolinio ginklo bandymų metu buvo išleistas ir tritis. Jis naudojamas branduolių sintezės reakcijose kaip izotopų geochemijos indikatorius ir specializuotuose savaeigiuose apšvietimo įrenginiuose. Tritis taip pat buvo naudojamas cheminio ir biologinio žymėjimo eksperimentuose kaip radioaktyvus atsekamoji medžiaga. Vandenilis yra vienintelis elementas, turintis skirtingi vardai dėl jo izotopų, kurie šiandien plačiai naudojami. Per ankstyvas mokymasis radioaktyvumo, įvairių sunkiųjų radioaktyvieji izotopai buvo pateikti tikriniai vardai, tačiau tokie pavadinimai nebevartojami, išskyrus deuterį ir tritį. Simboliai D ir T (vietoj 2H ir 3H) kartais naudojami deuteriui ir tričiui, tačiau atitinkamas protium P simbolis jau naudojamas fosforui, todėl jo negalima naudoti protiui. Savo nomenklatūros gairėse Tarptautinė sąjunga Gryna ir taikomoji chemija leidžia naudoti bet kurį iš simbolių D, T, 2H ir 3H, nors pirmenybė teikiama 2H ir 3H simboliams. Egzotiškasis atomas muonis (simbolis Mu), susidedantis iš antimuono ir elektrono, taip pat kartais laikomas lengvuoju vandenilio radioizotopu dėl antimuono ir elektrono masės skirtumo, kuris buvo atrastas 1960 m. Per miuono gyvavimo laiką, 2, 2 μs, miuonis gali būti įtrauktas į tokius junginius kaip muonio chloridas (MuCl) arba natrio miuonidas (NaMu), panašiai kaip vandenilio chloridas ir natrio hidridas.
Istorija
Atidarymas ir naudojimas
1671 m. Robertas Boyle'as atrado ir aprašė reakciją tarp geležies drožlių ir praskiestų rūgščių, kurios gamina vandenilio dujas. 1766 m. Henris Cavendishas pirmasis atpažino vandenilio dujas kaip atskirą medžiagą ir pavadino jas „degiu oru“ dėl metalo ir rūgšties reakcijos. Jis iškėlė teoriją, kad „degus oras“ yra beveik identiškas hipotetinei medžiagai, vadinamai „flogistonu“, ir 1781 m. vėl atrado, kad degdamos dujos gamina vandenį. Manoma, kad jis buvo tas, kuris atrado vandenilį kaip elementą. 1783 m. Antoine'as Lavoisier suteikė elementui pavadinimą vandenilis (iš graikų kalbos ὑδρο-hydro reiškia "vanduo" ir -γενής genų, reiškiančių "kūrėjas"), kai jis ir Laplasas atkūrė Cavendish duomenis, kad deginant vandenilį susidaro vanduo. Lavoisier gamino vandenilį savo masės išsaugojimo eksperimentams, reaguodamas garų srautą su metaline geležimi per kaitrinę lempą, įkaitintą ugnimi. Anaerobinis geležies oksidavimas vandens protonais aukštoje temperatūroje gali būti schematiškai pavaizduotas šių reakcijų rinkiniu:
Fe + H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2
Daugelis metalų, pavyzdžiui, cirkonis, panašiai reaguoja su vandeniu, kad susidarytų vandenilis. Pirmą kartą vandenilį suskystino Jamesas Dewaras 1898 m., naudodamas regeneracinį šaldymą ir savo išradimą – vakuuminę kolbą. Kitais metais jis gamino kietą vandenilį. Deuterį 1931 m. gruodį atrado Haroldas Urey, o tritį 1934 m. paruošė Ernestas Rutherfordas, Markas Oliphantas ir Paulas Harteckas. Sunkųjį vandenį, kurį sudaro deuteris, o ne įprastas vandenilis, Urey grupė atrado 1932 m. François Isaac de Rivaz 1806 m. sukūrė pirmąjį Rivaz variklį – vidaus degimo variklį, varomą vandeniliu ir deguonimi. Edwardas Danielis Clarkas išrado vandenilio dujų vamzdį 1819 m. Döbereiner titnagas (pirmasis pilnavertis žiebtuvėlis) buvo išrastas 1823 m. Pirmąjį vandenilio balioną išrado Jacques'as Charlesas 1783 m. Vandenilis suteikė pirmąją patikimą oro kelionių formą po to, kai 1852 m. Henri Giffard išrado pirmąjį vandeniliu varomą dirižablią. Vokiečių grafas Ferdinandas von Zeppelinas propagavo idėją apie standžius vandeniliu į orą varomus dirižablius, kurie vėliau buvo pavadinti cepelinais; pirmasis iš jų pirmą kartą skrido 1900 m. Reguliarūs skrydžiai prasidėjo 1910 m., o prasidėjus Pirmajam pasauliniam karui 1914 m. rugpjūtį be didesnių incidentų jais skrido 35 000 keleivių. Karo metu vandeniliniai dirižabliai buvo naudojami kaip stebėjimo platformos ir bombonešiai. Pirmąjį be sustojimo transatlantinį skrydį britų dirižablis R34 atliko 1919 m. Reguliarus keleivių aptarnavimas atnaujintas praėjusio amžiaus 2 dešimtmetyje, o JAV atradus helio atsargas, buvo tikimasi, kad kelionės saugumas pagerės, tačiau JAV vyriausybė atsisakė parduoti tam skirtas dujas, todėl H2 buvo panaudotas dirižablyje Hindenburg, kuris buvo sunaikintas. per gaisrą Milane, Niujorke - Džersis, 1937 m. gegužės 6 d. Įvykis buvo tiesiogiai transliuojamas per radiją ir nufilmuotas. Buvo plačiai manoma, kad užsidegimo priežastis buvo vandenilio nuotėkis, tačiau vėlesni tyrimai rodo, kad aliuminuoto audinio danga užsidegė dėl statinės elektros. Tačiau iki to laiko vandenilio, kaip kėlimo dujų, reputacija jau buvo pažeista. Tais pačiais metais pirmasis vandeniliu aušinamas turbogeneratorius su vandenilio dujomis kaip aušinimo skysčiu rotoriuje ir statoriuje, 1937 m. buvo pradėtas eksploatuoti Deitone, Ohajo valstijoje, „Dayton Power & Light Co.“; Dėl vandenilio dujų šilumos laidumo šiandien šios dujos yra dažniausiai naudojamos šioje srityje. Nikelio-vandenilio baterija pirmą kartą buvo panaudota 1977 m. JAV navigacijos technologijos palydove-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey ir Mars Global Surveyor aprūpinti nikelio-vandenilio baterijomis. Tamsioje savo orbitos dalyje, Kosminis teleskopas Hablas taip pat maitinamas nikelio-vandenilio baterijomis, kurios galiausiai buvo pakeistos 2009 m. gegužės mėn., praėjus daugiau nei 19 metų nuo paleidimo ir 13 metų po jų sukūrimo.
Vaidmuo kvantinėje teorijoje
Dėl savo paprastos atominės struktūros, kurią sudaro tik protonas ir elektronas, vandenilio atomas kartu su jo sukurtu arba jo sugertu šviesos spektru buvo pagrindinis atominės struktūros teorijos kūrimo pagrindas. Be to, atitinkamo vandenilio molekulės ir atitinkamo H+2 katijono paprastumo tyrimas leido suprasti cheminės jungties prigimtį, po kurios greitai buvo atliktas fizinis vandenilio atomo apdorojimas kvantinėje mechanikoje. 2020. Vienas iš pirmųjų kvantiniai efektai Tai buvo aiškiai pastebėta (bet tuo metu nebuvo suprasta) buvo Maksvelo stebėjimas, susijęs su vandeniliu, likus pusei amžiaus iki visiškos kvantinės mechanikos teorijos atsiradimo. Maxwellas tai pastebėjo specifinė šiluma H2 negrįžtamai palieka dviatomes dujas žemiau kambario temperatūros ir pradeda vis labiau panašėti į specifinę monoatominių dujų šilumą kriogeninėje temperatūroje. Remiantis kvantine teorija, toks elgesys kyla dėl (kvantuotų) sukimosi energijos lygių, kurie dėl mažos masės H2 yra ypač plačiai išdėstyti, atstumo. Šie plačiai išdėstyti lygiai neleidžia vienodai dalytis šilumine energija sukamasis judėjimas vandenilyje žemoje temperatūroje. Diatominės dujos, sudarytos iš sunkesnių atomų, neturi tokių plačiai išsidėsčiusių lygių ir neturi tokio paties poveikio. Antivandenilis yra antimaterialus vandenilio analogas. Jį sudaro antiprotonas su pozitronu. Antivandenilis yra vienintelė rūšis antimedžiagos atomas, kuris buvo gautas nuo 2015 m.
Buvimas gamtoje
Vandenilis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas visatoje, sudarantis 75% normalios medžiagos masės ir daugiau nei 90% atomų skaičiaus. (Tačiau didžioji visatos masės dalis nėra tokios formos cheminis elementas, ir manoma, kad turi dar neaptiktų masės formų, pvz tamsioji medžiaga ir tamsioji energija.) Šio elemento labai gausu žvaigždėse ir dujų milžinai. H2 molekuliniai debesys yra susiję su žvaigždžių formavimu. Vandenilis vaidina gyvybiškai svarbų vaidmenį maitinant žvaigždes per protonų ir protonų reakciją ir CNO ciklo branduolių sintezę. Visame pasaulyje vandenilis daugiausia randamas atominėje ir plazminėje būsenose, kurių savybės visiškai skiriasi nuo molekulinio vandenilio savybių. Kaip plazma, vandenilio elektronas ir protonas nėra susieti vienas su kitu, todėl labai didelis elektros laidumas ir didelė spinduliuotė (gamina šviesą iš Saulės ir kitų žvaigždžių). Įkrautas daleles stipriai veikia magnetiniai ir elektriniai laukai. Pavyzdžiui, saulės vėje jie sąveikauja su Žemės magnetosfera, sukurdami Birkelando sroves ir aurorą. Vandenilis tarpžvaigždinėje terpėje egzistuoja neutralioje atominėje būsenoje. Manoma, kad dideli neutralaus vandenilio kiekiai, randami irstančiose Lyman-alfa sistemose, dominuoja Visatos kosmologiniame barionų tankyje iki raudonojo poslinkio z = 4. Normaliomis sąlygomis Žemėje elementinis vandenilis egzistuoja kaip dviatomės dujos H2. Tačiau vandenilio dujos Žemės atmosferoje yra labai retos (1 ppm pagal tūrį) dėl savo mažo svorio, todėl joms lengviau nei sunkesnėms dujoms įveikti Žemės gravitaciją. Tačiau vandenilis yra trečias pagal gausumą elementas Žemės paviršiuje, visų pirma esantis cheminių junginių, tokių kaip angliavandeniliai ir vanduo, pavidalu. Vandenilio dujas gamina kai kurios bakterijos ir dumbliai, ir tai yra natūralus fleitos komponentas, kaip ir metanas, kuris tampa vis svarbesniu vandenilio šaltiniu. Molekulinė forma, vadinama protonuotu molekuliniu vandeniliu (H+3), randama tarpžvaigždinėje terpėje, kur ji susidaro jonizuojant molekulinį vandenilį iš kosminių spindulių. Šis įkrautas jonas taip pat buvo pastebėtas viršutinė atmosfera planeta Jupiteris. Jonas yra gana stabilus aplinkoje dėl žemos temperatūros ir tankio. H+3 yra vienas gausiausių jonų Visatoje ir vaidina svarbų vaidmenį tarpžvaigždinės terpės chemijoje. Neutralus triatominis vandenilis H3 gali egzistuoti tik sužadintas ir yra nestabilus. Priešingai, teigiamas molekulinis vandenilio jonas (H+2) yra reta molekulė Visatoje.
Vandenilio gamyba
H2 gaminamas chemijos ir biologijos laboratorijose, dažnai kaip šalutinis kitų reakcijų produktas; pramonėje nesočiųjų substratų hidrinimas; o gamtoje kaip priemonė išstumti redukuojančius ekvivalentus biocheminėse reakcijose.
Garų reformavimas
Vandenilį galima gaminti keliais būdais, tačiau ekonomiškiausiu svarbius procesus apima vandenilio pašalinimą iš angliavandenilių, nes apie 95 % vandenilio 2000 m. pagaminta iš riformingo garais. Komerciniu požiūriu dideli vandenilio kiekiai paprastai gaminami gamtinių dujų riformingo garais būdu. Aukštoje temperatūroje (1000–1400 K, 700–1100 °C arba 1300–2000 °F) garai (vandens garai) reaguoja su metanu ir susidaro anglies monoksidas ir H2.
CH4 + H2O → CO + 3 H2
Ši reakcija geriau vyksta esant žemam slėgiui, tačiau, nepaisant to, ji taip pat gali būti vykdoma esant žemam slėgiui aukšto slėgio(2,0 MPa, 20 atm arba 600 inHg). Taip yra todėl, kad aukšto slėgio H2 yra populiariausias produktas, o suslėgtos kaitinimo sistemos geriau veikia esant didesniam slėgiui. Produktų mišinys yra žinomas kaip "sinchroninės dujos", nes jis dažnai tiesiogiai naudojamas metanoliui ir susijusiems junginiams gaminti. Kiti angliavandeniliai, išskyrus metaną, gali būti naudojami sintezės dujoms gaminti su įvairiais produktų santykiais. Viena iš daugelio šios labai optimizuotos technologijos komplikacijų yra kokso arba anglies susidarymas:
CH4 → C + 2 H2
Todėl garų reformavimui paprastai naudojamas H2O perteklius. Papildomą vandenilį iš garų galima išgauti naudojant anglies monoksidą per vandens dujų išstūmimo reakciją, ypač naudojant geležies oksido katalizatorių. Ši reakcija taip pat yra įprastas pramoninis anglies dioksido šaltinis:
CO + H2O → CO2 + H2
Kita svarbius metodus H2 apima dalinę angliavandenilių oksidaciją:
2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2
Ir anglies reakcija, kuri gali būti pirmiau aprašytos šlyties reakcijos įžanga:
C + H2O → CO + H2
Kartais vandenilis gaminamas ir suvartojamas tame pačiame pramoniniame procese, neatskiriant. Haberio amoniako gamybos procese vandenilis susidaro iš gamtinių dujų. Sūrymo elektrolizė gaminant chlorą taip pat gamina vandenilį kaip šalutinį produktą.
Metalo rūgštis
Laboratorijoje H2 paprastai ruošiamas reaguojant praskiestoms neoksiduojančioms rūgštims su tam tikrais reaktyviais metalais, tokiais kaip cinkas, naudojant Kipp aparatą.
Zn + 2 H + → Zn2 + + H2
Aliuminis taip pat gali gaminti H2, kai jis apdorojamas bazėmis:
2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2
Vandens elektrolizė yra paprastas vandenilio gamybos būdas. Vandeniu teka žemos įtampos srovė, o a deguonies dujos, o prie katodo susidaro vandenilio dujos. Paprastai katodas yra pagamintas iš platinos arba kito inertinio metalo gaminant vandenilį saugojimui. Tačiau jei dujos turi būti deginamos vietoje, pageidautina, kad būtų deguonis, kad padėtų degimui, todėl abu elektrodai bus pagaminti iš inertinių metalų. (Pavyzdžiui, geležis oksiduojasi ir todėl sumažina gaminamo deguonies kiekį). Teorinis maksimalus naudingumo koeficientas (sunaudota elektros energija, palyginti su pagaminto vandenilio energine verte) yra 80-94 %.
2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)
Vandenilio gamybai gali būti naudojamas aliuminio ir galio lydinys granulių pavidalu, dedamas į vandenį. Šis procesas taip pat gamina aliuminio oksidą, tačiau brangus galis, kuris neleidžia susidaryti oksido odai ant granulių, gali būti naudojamas pakartotinai. Tai turi svarbių galimų pasekmių vandenilio ekonomikai, nes vandenilis gali būti gaminamas vietoje ir jo nereikia transportuoti.
Termocheminės savybės
Yra daugiau nei 200 termocheminių ciklų, kuriuos galima panaudoti vandeniui skaidyti, apie keliolika tokių ciklų, tokių kaip geležies oksido ciklas, cerio (IV) oksido ciklas, cinko ir cinko oksido ciklas, sieros jodo ciklas, vario ciklas ir chloro bei hibridinis ciklas. Sieros ciklas yra tiriamas ir bandomas siekiant pagaminti vandenilį ir deguonį iš vandens ir šilumos nenaudojant elektros. Nemažai laboratorijų (įskaitant Prancūziją, Vokietiją, Graikiją, Japoniją ir JAV) kuria termocheminius vandenilio gamybos metodus. saulės energija ir vandens.
Anaerobinė korozija
Anaerobinėmis sąlygomis geležies ir plieno lydinius lėtai oksiduoja vandens protonai, kol jie redukuojami į molekulinį vandenilį (H2). Anaerobinė geležies korozija pirmiausia sukelia geležies hidroksido (žaliųjų rūdžių) susidarymą ir gali būti apibūdinama tokia reakcija: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Savo ruožtu anaerobinėmis sąlygomis geležies hidroksidas (Fe (OH) 2) gali būti oksiduojamas vandens protonų, kad susidarytų magnetitas ir molekulinis vandenilis. Šis procesas apibūdinamas Shikorra reakcija: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 geležies hidroksidas → magnis + vanduo + vandenilis. Gerai susikristalizavęs magnetitas (Fe3O4) yra termodinamiškai stabilesnis nei geležies hidroksidas (Fe (OH) 2). Šis procesas vyksta anaerobinės geležies ir plieno korozijos metu beoksiniame požeminiame vandenyje ir atkuriant gruntą žemiau vandens lygio.
Geologinė kilmė: serpentinizacijos reakcija
Trūkstant deguonies (O2) giliai geologines sąlygas, vyraujantis toli nuo Žemės atmosferos, vandenilis (H2) susidaro serpentinizacijos procese, vykstant anaerobiniam oksidavimuisi vandens protonais (H+) iš geležies silikato (Fe2 +), esančio fajalito kristalinėje gardelėje (Fe2SiO4, olivino-geležies galutinis taškas). ). Atitinkama reakcija, vedanti į magnetito (Fe3O4), kvarco (SiO2) ir vandenilio (H2) susidarymą: 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fajalitas + vanduo → magnetitas + kvarcas + vandenilis. Ši reakcija yra labai panaši į Shikorra reakciją, pastebėtą anaerobinės geležies hidroksido oksidacijos metu, susilietus su vandeniu.
Formavimasis transformatoriuose
Iš visų galios transformatoriuose susidarančių pavojingų dujų vandenilis yra labiausiai paplitęs ir susidaro daugumos gedimų atveju; taigi vandenilio gamyba yra ankstyvas ženklas rimtų problemų V gyvavimo ciklas transformatorius.
Programos
Vartojimas įvairiuose procesuose
Naftos ir chemijos pramonėje reikalingi dideli H2 kiekiai. Daugiausia H2 panaudojama iškastinio kuro perdirbimui ("atnaujinimui") ir amoniako gamybai. Naftos chemijos gamyklose H2 naudojamas hidrodealkilinimui, hidrodesulfuracijai ir hidrokrekingui. H2 turi keletą kitų svarbių naudojimo būdų. H2 naudojamas kaip hidrinimo agentas, ypač siekiant padidinti nesočiųjų riebalų ir aliejų prisotinimą (kurių yra tokiuose gaminiuose kaip margarinas), ir gaminant metanolį. Jis taip pat yra vandenilio šaltinis gaminant druskos rūgštį. H2 taip pat naudojamas kaip metalo rūdų reduktorius. Vandenilis gerai tirpsta daugelyje retųjų žemių ir pereinamųjų metalų bei tirpsta tiek nanokristaliniuose, tiek amorfiniuose metaluose. Vandenilio tirpumas metaluose priklauso nuo vietinių iškraipymų arba priemaišų kristalinėje gardelėje. Tai gali būti naudinga, kai vandenilis valomas praleidžiant per karšto paladžio diskus, tačiau didelis dujų tirpumas yra metalurgijos problema, kuri prisideda prie daugelio metalų trapumo, apsunkindama vamzdynų ir rezervuarų projektavimą. Be to, kad H2 naudojamas kaip reagentas, jis plačiai naudojamas fizikoje ir technologijose. Jis naudojamas kaip apsauginės dujos suvirinimo būduose, pavyzdžiui, suvirinant atominiu vandeniliu. H2 naudojamas kaip rotoriaus aušinimo skystis elektrinių elektros generatoriuose, nes jo turi daugiausia didelis šilumos laidumas tarp visų dujų. Skystas H2 naudojamas kriogeniniams tyrimams, įskaitant superlaidumo tyrimus. Kadangi H2 yra lengvesnis už orą ir yra šiek tiek didesnis nei 1/14 oro tankio, jis kadaise buvo plačiai naudojamas kaip kėlimo dujos. balionai ir dirižablius. Naujesniuose įrenginiuose vandenilis naudojamas vienas arba sumaišytas su azotu (kartais vadinamas formuojančiomis dujomis) kaip atsekamosios dujos, kad būtų galima akimirksniu aptikti nuotėkį. Vandenilis naudojamas automobilių, chemijos, energetikos, aviacijos ir telekomunikacijų pramonėje. Vandenilis yra leistinas maisto priedas(E 949), kuris leidžia patikrinti sandarumą maisto produktai be kitų antioksidacinių savybių. Reti vandenilio izotopai taip pat turi specifinį panaudojimą. Deuteris (vandenilis-2) naudojamas branduolio dalijimosi srityse kaip moderatorius lėti neutronai ir branduolių sintezės reakcijose. Deuterio junginiai naudojami chemijos ir biologijos srityse tiriant reakcijų izotopinį poveikį. Branduoliniuose reaktoriuose gaminamas tritis (vandenilis-3) naudojamas vandenilinių bombų gamyboje, kaip izotopų žymeklis biologijos moksluose ir kaip spinduliuotės šaltinis šviečiančiuose dažuose. Temperatūra trigubas taškas pusiausvyros vandenilis yra lemiamas veiksnys fiksuotas taškas V temperatūros skalė ITS-90 13,8033 kelvinais.
Aušinimo terpė
Vandenilis dažniausiai naudojamas elektrinėse kaip aušinimo skystis generatoriuose dėl daugybės palankių savybių, kurias tiesiogiai lemia jo lengvos dviatomės molekulės. Tai apima mažą tankį, mažą klampumą ir didžiausią specifinę šilumos talpą bei šilumos laidumą iš bet kokių dujų.
Energijos nešiklis
Vandenilis nėra energijos išteklius, išskyrus hipotetinį komercinių branduolių sintezės elektrinių, naudojančių deuterį arba tritį, technologiją, kuri šiuo metu dar toli gražu nėra subrendusi, kontekstą. Saulės energija gaunama iš vandenilio branduolių sintezės, tačiau šį procesą Žemėje sunku pasiekti. Elementariniam vandeniliui iš saulės, biologinių ar elektros šaltinių pagaminti reikia daugiau energijos, nei sunaudojama jį deginant, todėl šiais atvejais vandenilis veikia kaip energijos nešiklis, panašiai kaip baterija. Vandenilį galima gauti iš iškastinių šaltinių (pavyzdžiui, metano), tačiau šie šaltiniai yra išsenkami. Tiek skysto vandenilio, tiek suslėgto vandenilio dujų tūrio vieneto energijos tankis esant bet kokiam praktiškai pasiekiamam slėgiui yra žymiai mažesnis nei tradicinių energijos šaltinių, nors energijos tankis kuro masės vienetui yra didesnis. Tačiau elementinis vandenilis buvo plačiai aptariamas energetikos kontekste kaip galimas ateities ekonomikos energijos nešiklis. Pavyzdžiui, CO2 sekvestracija, o vėliau anglies surinkimas ir saugojimas, gali būti atliekama H2 gamybos iš iškastinio kuro vietoje. Transporte naudojamas vandenilis degs santykinai švariai, išskirdamas šiek tiek NOx, bet neišmesdamas anglies. Tačiau infrastruktūros sąnaudos, susijusios su visišku perėjimu prie vandenilio ekonomikos, bus didelės. Kuro elementai gali paversti vandenilį ir deguonį tiesiogiai į elektros energiją efektyviau nei vidaus degimo varikliai.
Puslaidininkių pramonė
Vandenilis naudojamas amorfinio silicio ir amorfinės anglies kabančioms jungtims prisotinti, o tai padeda stabilizuoti medžiagos savybes. Jis taip pat yra potencialus elektronų donoras įvairiose oksidinėse medžiagose, įskaitant ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 ir SrZrO3.
Biologinės reakcijos
H2 yra tam tikro anaerobinio metabolizmo produktas, kurį gamina keli mikroorganizmai, dažniausiai vykstant reakcijoms, kurias katalizuoja geležies arba nikelio turintys fermentai, vadinami hidrogenazėmis. Šie fermentai katalizuoja grįžtamąją redokso reakciją tarp H2 ir jo komponentų – dviejų protonų ir dviejų elektronų. Vandenilio dujos susidaro perkeliant į vandenį redukuojančius ekvivalentus, susidariusius fermentuojant piruvatą. Natūralus organizmų vandenilio gamybos ir vartojimo ciklas vadinamas vandenilio ciklu. Vandens skilimas, procesas, kurio metu vanduo suskaidomas į jį sudarančius protonus, elektronus ir deguonį, vyksta šviesos reakcijose visuose fotosintetiniuose organizmuose. Kai kurie tokie organizmai, įskaitant dumblius Chlamydomonas Reinhardtii ir cianobakterijas, sukūrė antrąjį tamsiųjų reakcijų etapą, kurio metu specialios chloroplasto hidrogenazės redukuoja protonus ir elektronus, kad susidarytų H2 dujos. Buvo bandoma genetiškai modifikuoti cianobakterines hidrazes, kad būtų galima efektyviai sintetinti H2 dujas net ir esant deguoniui. Taip pat buvo stengiamasi bioreaktoriuje panaudoti genetiškai modifikuotus dumblius.
