ndërveprimi me ujin formon një alkali; c) pasiv, joaktiv; b) kur ndërveprojnë me metalet, ato formojnë kripëra; d) metale tipike; 2. Metal që mund të përdoret për të prodhuar hidrogjen (duke reaguar me ujin në temperaturë të ulët): a) Zn; b) Mg; c) Au; d) Hg; e) K; 3. Oksidet dhe hidroksidet që mund të reagojnë si me acidet ashtu edhe me alkalet quhen: a) amfoterike b) acide c) bazike 4. Nga e majta në të djathtë në perioda vetitë metalike: a) forcohet b) dobësohet c) mbetet i pandryshuar 5. Elementi i nëngrupit dytësor të grupit VII: a) klori b) fosfori c) mangani d) franciumi 6. Ngarkesa e bërthamës së një atomi përcaktohet: a) nga numri i periudhës b) nga numri i grupit c) nga numri serik 7. Struktura e atomeve të elementeve me numra serialë 17 dhe 35 është identike: a) numri i përgjithshëm i elektroneve; c) numri i niveleve elektronike; d) numrin e elektroneve në nivelin e fundit të energjisë; b) numri i neutroneve; 8. Element me formulë elektronike 1s22s2р63s2p4: a) karboni; b) squfuri; c) klorin; d) natriumi; 9. Atomi i karbonit ka formulën elektronike: a) 1s22s22р3 b) 1s22s2 c) 1s22s22p2 10. Atomi i të cilit element ka strukturën e mëposhtme të nivelit të fundit energjetik…3s23p5: a) fosfor; b) fluorin; c) klorin; d) magnez; 11. Numri i elektroneve të paçiftuara në shtresën elektronike të elementit nr. 19: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; 12. Numri rendor i një elementi, atomet e të cilit janë në gjendje të formojnë një oksid më të lartë të tipit RO3: a) Nr. 11 (natrium); b) Nr 14 (silikon); c) Nr.16 (squfur); 13. Një element me formulën elektronike 1s22s22p63s23p5 formon një të paqëndrueshme lidhje hidrogjeni lloji: a) RH4; b) RH3; c) H2R; d) BNJ; 14. Vëllimi i 3 mole hidrogjen në kushte normale: a) 22,4 l; b) 44,8 l; c) 67,2 l; d) 89,6 l; e) 112 l; 15. Element i periudhës së katërt, i vendosur në nëngrupi anësor; oksidi dhe hidroksidi shfaqin karakter amfoterik. Ky element formon një oksid të tipit RO dhe një hidroksid R(OH)2. a) magnezi b) kalciumi c) zinku d) karboni 16. Valenca maksimale e silicit: a) IV b) V c) VI d) VII 17. Valenca minimale e selenit (nr. 34): a) I b) II c ) III d ) IV 18. Pesha molekulare kripë e përftuar duke reaguar dy oksidet më të larta elementet me konfiguracion atomik në to përkatësisht 1s22s22p63s23p64s1 dhe 1s22s22p3 është i barabartë me: a) 85; b) 111; c) 63; d) 101; e) 164; 19. Produkti “X”, i cili fitohet si rezultat i shndërrimeve: kripë Al (OH)3 X a) Al Cl3 b) Al H3 c) Na Al O2 d) Al e) Al2O3 20. Shuma e koeficientëve. në ekuacionin e reaksionit, diagrami i të cilit H2S + O2 → SO2 + H2O a) 5; b) 6; c) 7; d) 8; e) 9; 21. Masa molare oksid magnezi (në g/mol): a) 24; b) 36; c) 40; d) 80; e) 82; 22. Numri i moleve të oksidit të hekurit (III) që përbën 800 g të këtij përbërësi: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; e) 5; 23. Kur u dogj 8 g metan CH4, u lirua 401 kJ nxehtësi. Njehsoni efektin termik (Q) të reaksionit kimik CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q: a) + 401 kJ; b) + 802 kJ; c) - 802 kJ; d) + 1604 kJ; e) - 1604 kJ; 24. Në kushte normale, 128 g oksigjen zënë vëllimin prej: a) 11,2 l; b) 22,4 l; c) 44,8 l; d) 67,2 l; e) 89,6 l; 25. Pjesa masive hidrogjeni në përbërjen SiH4 është: a) 30%; b) 12.5%; c) 40%; d) 60%; e) 65%; 26. Pjesa masive e oksigjenit në përbërjen EO2 është 50%. Emri i elementit E në përbërje: a) azoti; b) titan; c) squfuri; d) selen; e) karboni; 27. Numri i moleve të oksidit të hekurit (III) që ndërveprojnë me 44,8 litra hidrogjen (n.s.): a) 0,67 mol; b) 2 mol; c) 0,3 mol; d) 0,4 mol; e) 5 mol; 28. Meshë acid klorhidrik, e nevojshme për të marrë 44,8 litra hidrogjen (n.s.) (Mg + 2HCl = MgCl2 + H2): a) 146 g; b) 73 g; c) 292 g; d) 219 g; e) 20 g; 29. Masa e kripës që përmbahet në 400 g tretësirë 80% të klorurit të natriumit: a) 146 g; b) 320 g; c) 210 g; d) 32 g; e) 200 g; 30. Masa e kripës që formohet nga bashkëveprimi i hidroksidit të kaliumit me 300 g tretësirë 65% të acidit ortofosforik: a) 422 g; b) 196 g; c) 360 g; d) 435 g; e) 200 g;
NË tabela periodike Hidrogjeni ndodhet në dy grupe elementesh që janë absolutisht të kundërta në vetitë e tyre. Kjo veçori e bën atë krejtësisht unik. Hidrogjeni nuk është vetëm një element apo substancë, por është gjithashtu pjesë përbërëse shumë komponimet komplekse, organogjene dhe element biogjen. Prandaj, le të shohim vetitë dhe karakteristikat e tij në më shumë detaje.
Lëshimi i gazit të ndezshëm gjatë bashkëveprimit të metaleve dhe acideve u vu re në shekullin e 16-të, domethënë gjatë formimit të kimisë si shkencë. Shkencëtari i famshëm anglez Henry Cavendish studioi substancën duke filluar nga viti 1766 dhe i dha emrin "ajri i djegshëm". Kur digjej, ky gaz prodhonte ujë. Fatkeqësisht, aderimi i shkencëtarit në teorinë e phlogiston ("materie ultrafine" hipotetike) e pengoi atë të dilte në përfundimet e duhura.
Kimisti dhe natyralisti francez A. Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier dhe me ndihmën e gazometrave specialë, sintetizuan ujin në vitin 1783 dhe më pas e analizuan atë përmes zbërthimit të avullit të ujit me hekur të nxehtë. Kështu, shkencëtarët arritën të arrinin në përfundimet e duhura. Ata zbuluan se "ajri i djegshëm" nuk është vetëm pjesë e ujit, por edhe mund të merret prej tij.
Në 1787, Lavoisier sugjeroi që gazi në studim ishte substancë e thjeshtë dhe, në përputhje me rrethanat, është një nga elementët kryesorë kimikë. Ai e quajti atë hidrogjen (nga fjalët greke hydor - ujë + gennao - lind), d.m.th. "lindja e ujit".
Emri rus "hidrogjen" u propozua në 1824 nga kimisti M. Soloviev. Përcaktimi i përbërjes së ujit shënoi fundin e "teorisë së phlogiston". Në kapërcyellin e shekujve 18 dhe 19, u vërtetua se atomi i hidrogjenit është shumë i lehtë (në krahasim me atomet e elementeve të tjerë) dhe masa e tij u mor si njësi bazë për krahasimin e masave atomike, duke marrë një vlerë të barabartë me 1.
Vetitë fizike
Hidrogjeni është substanca më e lehtë e njohur për shkencën (është 14,4 herë më e lehtë se ajri), dendësia e tij është 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ky material shkrihet (ngurtësohet) dhe vlon (lëngizohet), përkatësisht në -259,1 ° C dhe -252,8 ° C (vetëm heliumi ka temperatura më të ulëta të vlimit dhe shkrirjes).
Temperatura kritike e hidrogjenit është jashtëzakonisht e ulët (-240 °C). Për këtë arsye, lëngëzimi i tij është një proces mjaft kompleks dhe i kushtueshëm. Presioni kritik i substancës është 12,8 kgf/cm², dhe dendësia kritike është 0,0312 g/cm³. Ndër të gjithë gazrat, hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike: në 1 atm dhe 0 °C është e barabartë me 0,174 W/(mxK).
Kapaciteti termik specifik i substancës në të njëjtat kushte është 14.208 kJ/(kgxK) ose 3.394 cal/(rx°C). Ky element është pak i tretshëm në ujë (rreth 0,0182 ml/g në 1 atm dhe 20 °C), por i tretshëm mirë në shumicën e metaleve (Ni, Pt, Pa dhe të tjerë), veçanërisht në paladium (rreth 850 vëllime për vëllim Pd ) .
Vetia e fundit shoqërohet me aftësinë e tij për t'u shpërndarë, dhe difuzioni përmes një aliazh karboni (për shembull, çeliku) mund të shoqërohet me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (ky proces quhet dekarbonizim). NË gjendje e lëngshme substanca është shumë e lehtë (dendësia - 0,0708 g/cm³ në t° = -253 °C) dhe e lëngshme (viskoziteti - 13,8 spoise në të njëjtat kushte).
Në shumë komponime, ky element shfaq një valencë +1 (gjendje oksidimi), si natriumi dhe metalet e tjera alkali. Zakonisht konsiderohet si një analog i këtyre metaleve. Prandaj, ai kryeson grupin I të sistemit periodik. Në hidridet metalike, joni i hidrogjenit shfaqet ngarkesë negative(gjendja e oksidimit është -1), domethënë Na+H- ka një strukturë të ngjashme me klorurin Na+Cl-. Në përputhje me këtë dhe disa fakte të tjera (ngjashmëria e vetive fizike të elementit "H" dhe halogjeneve, aftësia për ta zëvendësuar atë me halogjene në përbërjet organike), hidrogjeni klasifikohet si Grupi VII Sistemi i Mendelejevit.
Në kushte normale, hidrogjeni molekular ka aktivitet të ulët, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktivë (me fluorin dhe klorin, me këtë të fundit në dritë). Nga ana tjetër, kur nxehet, ai ndërvepron me shumë elementë kimikë.
Hidrogjeni atomik ka rritur aktivitetin kimik (krahasuar me hidrogjenin molekular). Me oksigjen formon ujë sipas formulës:
Н2 + ½О2 = Н2О,
duke çliruar 285,937 kJ/mol nxehtësie ose 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Në kushte normale të temperaturës, reaksioni vazhdon mjaft ngadalë dhe në t° >= 550 °C është i pakontrollueshëm. Kufijtë shpërthyes të një përzierjeje hidrogjen + oksigjen sipas vëllimit janë 4–94% H2, dhe një përzierje hidrogjen + ajër është 4–74% H2 (një përzierje e dy vëllimeve të H2 dhe një vëllimi të O2 quhet gaz shpërthyes).
Ky element përdoret për të reduktuar shumicën e metaleve, pasi largon oksigjenin nga oksidet:
Fe₃O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O,
CuO + H2 = Cu + H2O, etj.
Hidrogjeni formon halogjene hidrogjeni me halogjene të ndryshme, për shembull:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Sidoqoftë, kur reagon me fluorin, hidrogjeni shpërthen (kjo ndodh edhe në errësirë, në -252 ° C), me bromin dhe klorin reagon vetëm kur nxehet ose ndriçohet, dhe me jod - vetëm kur nxehet. Kur ndërvepron me azotin, formohet amoniaku, por vetëm në katalizator, kur presionin e lartë të gjakut dhe temperatura:
ЗН2 + N2 = 2NN₃.
Kur nxehet, hidrogjeni reagon në mënyrë aktive me squfurin:
H2 + S = H2S (sulfidi i hidrogjenit),
dhe shumë më e vështirë me telurin ose selenin. Hidrogjeni reagon me karbon të pastër pa katalizator, por me temperaturat e larta:
2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).
Kjo substancë reagon drejtpërdrejt me disa prej metaleve (alkali, toka alkaline dhe të tjera), duke formuar hidride, për shembull:
H2 + 2Li = 2LiH.
E rëndësishme rëndësi praktike kanë ndërveprime ndërmjet hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit (II). Në këtë rast, në varësi të presionit, temperaturës dhe katalizatorit, formohen përbërje të ndryshme organike: HCHO, CH3OH, etj. Hidrokarburet e pangopura gjatë reaksionit bëhen të ngopura, p.sh.
С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.
Hidrogjeni dhe komponimet e tij luajnë një rol të jashtëzakonshëm në kimi. Ajo kushtëzon vetitë e acidit të ashtuquajturat acidet protike, tenton të krijojë lidhje hidrogjenore me elementë të ndryshëm, të cilët kanë një ndikim të rëndësishëm në vetitë e shumë përbërjeve inorganike dhe organike.
Prodhimi i hidrogjenit
Llojet kryesore të lëndëve të para për prodhimin industrial të këtij elementi janë gazrat e rafinimit të naftës, gazrat e djegshëm natyrorë dhe gazrat e furrës së koksit. Përftohet edhe nga uji nëpërmjet elektrolizës (në vendet ku ka energji elektrike). Një nga metodat më të rëndësishme për prodhimin e materialit nga gazi natyror Konsiderohet ndërveprimi katalitik i hidrokarbureve, kryesisht metanit, me avujt e ujit (i ashtuquajturi shndërrim). Për shembull:
CH4 + H2O = CO + ZN2.
Oksidimi jo i plotë i hidrokarbureve me oksigjen:
CH4 + ½O2 = CO + 2H2.
Monoksidi i karbonit i sintetizuar (II) i nënshtrohet shndërrimit:
CO + H2O = CO2 + H2.
Hidrogjeni i prodhuar nga gazi natyror është më i liri.
Përdoret për elektrolizën e ujit D.C., i cili kalohet përmes një tretësire të NaOH ose KOH (acidet nuk përdoren për të shmangur korrozionin e pajisjes). NË kushtet laboratorike materiali fitohet me elektrolizë të ujit ose si rezultat i reaksionit ndërmjet acidit klorhidrik dhe zinkut. Sidoqoftë, materiali i gatshëm i fabrikës në cilindra përdoret më shpesh.
Ky element izolohet nga gazrat e rafinimit të naftës dhe gazi i furrës së koksit duke hequr të gjithë përbërësit e tjerë të përzierjes së gazit, pasi ato lëngëzohen më lehtë gjatë ftohjes së thellë.
Ky material filloi të prodhohej industrialisht përsëri në fundi i XVIII shekulli. Në atë kohë përdorej për të mbushur balona. Aktualisht hidrogjeni përdoret gjerësisht në industri, kryesisht në industrinë kimike, për prodhimin e amoniakut.
Konsumatorët në masë të substancës janë prodhues të metilit dhe alkooleve të tjera, benzinës sintetike dhe shumë produkteve të tjera. Ato përftohen nga sinteza nga monoksidi i karbonit (II) dhe hidrogjeni. Hidrogjeni përdoret për hidrogjenizimin e lëndëve djegëse të rënda dhe të ngurta të lëngshme, yndyrat, etj., për sintezën e HCl, hidrotrajtimin e produkteve të naftës, si dhe në prerjen/saldimin e metaleve. Elementet më të rëndësishme për energjinë bërthamore janë izotopet e tij - tritiumi dhe deuteriumi.
Roli biologjik i hidrogjenit
Rreth 10% e masës së organizmave të gjallë (mesatarisht) vjen nga ky element. Është pjesë e ujit dhe grupeve më të rëndësishme të përbërjeve natyrore, duke përfshirë proteinat, acidet nukleike, lipidet dhe karbohidratet. Për çfarë përdoret?
Ky send luan rol vendimtar: duke ruajtur struktura hapësinore proteinat (kuaternare), në zbatimin e parimit të komplementaritetit të acideve nukleike (d.m.th. në zbatimin dhe ruajtjen informacion gjenetik), përgjithësisht në "njohje" në nivel molekular.
Joni i hidrogjenit H+ merr pjesë në reaksione/procese të rëndësishme dinamike në trup. Përfshirë: në oksidimin biologjik, i cili u siguron qelizave të gjalla energji, në reaksionet biosintetike, në fotosintezën në bimë, në fotosintezën bakteriale dhe fiksimin e azotit, në ruajtjen ekuilibri acido-bazik dhe homeostaza, në proceset e transportit membranor. Së bashku me karbonin dhe oksigjenin, ai përbën bazën funksionale dhe strukturore të fenomeneve të jetës.
Hidrogjeni është më i thjeshti nga të gjithë elementët dhe gjithashtu më i shumti në natyrë. Nxënësit e moshuar tashmë e dinë se reaksionet e metaleve si magnezi dhe zinku me acide të holluara inorganike çojnë në formimin e hidrogjenit. Ata gjithashtu dinë për testin për gaz hidrogjeni me një "pop" karakteristik. Hidrogjeni përfshihet në formulat e përbërjeve më të thjeshta me të cilat fillon studimi i kimisë në shkollë, si uji, metani. acid sulfurik amoniakut dhe etanolit
Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në Univers. Nga vlerësimet ekzistuese, hidrogjeni përbën mbi 90% të atomeve dhe afërsisht 75% të masës së Universit. Ndër elementët që ekzistojnë në Tokë, hidrogjeni është i nënti më i bollshëm. Ai përbën 0.76% të masës së Tokës dhe gjendet në pothuajse po aq përbërës të ndryshëm sa karboni. Përbërja më e rëndësishme e hidrogjenit që gjendet në natyrë është uji. Hidrogjeni gjendet gjithashtu në përbërjet organike si qymyri dhe nafta.
Hidrogjeni nuk është vetëm një nga elementët më të zakonshëm, por është gjithashtu krejtësisht i ndryshëm nga të gjithë elementët e tjerë në një sërë vetive kimike dhe fizike. Për më tepër, ajo formon një seri të veçantë përbërjesh. Ky është i vetmi element për të cilin emërtohet një lloj unik i lidhjes kimike (shih seksionin 2.1). Ekzistojnë koncepte të tilla si bomba me hidrogjen (shih seksionin 1.3), bakteret e hidrogjenit dhe madje edhe energjia e hidrogjenit (shih më poshtë).
Bakteret e hidrogjenit janë të afta të prodhojnë energji duke oksiduar hidrogjenin në ujë. Kjo energji është e nevojshme që bakteret e hidrogjenit të asimilojnë dioksidin e karbonit. Në kushte të caktuara, ato janë gjithashtu të afta të oksidojnë disa përbërje organike.
Hidrogjeni është i vetmi element që është një gaz i ndezshëm. Kjo është arsyeja pse kimisti flamand I. B. Van Helmont (1579-1644), i cili izoloi për herë të parë hidrogjenin, e quajti atë "gaz të ndezshëm". Në kushte laboratorike, hidrogjeni u përftua fillimisht nga veprimi i acidit në hekur nga T. Mayern, dhe më vonë (në 1672) nga R. Boyle. Në vitin 1766, hidrogjeni u studiua me kujdes nga kimisti dhe fizikani anglez G. Cavendish, i cili e quajti atë "ajër i ndezshëm". Emri "hidrogjen" u prezantua nga Lavoisier, duke formuar termin latin "hidrogjen" nga fjalët greke "hydro" (ujë) dhe "gjene" (lindja).
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
Lavoisier konsiderohet themelues kimi moderne. Kontributi i tij më i rëndësishëm në kimi ishte përmbysja e teori e gabuar flogistoni. Sipas kësaj teorie, të gjitha substancat e ndezshme përbëhen nga dy përbërës - phlogistoni dhe shkalla. Kur një substancë e ndezshme digjet, ajo humbet phlogistonin dhe shndërrohet në shkallë ("hiri" ose "gëlqere"). Lavoisier tregoi eksperimentalisht se oksigjeni nga ajri merr pjesë në procesin e djegies. Ai vendosi gjithashtu rolin e oksigjenit në frymëmarrje dhe ishte i pari që bëri dallimin midis elementeve dhe përbërjeve.
Antoine Lavoisier (nga piktura e Thalstrup).
Struktura e atomit të hidrogjenit
Atomi i hidrogjenit ka strukturën më të thjeshtë: ai përbëhet nga një bërthamë, e cila është një proton, si dhe një elektron, i cili ndodhet në orbitalin ls që rrethon bërthamën (shih seksionin 1.2). Kjo strukturë e thjeshtë është përgjegjëse për shumë nga vetitë unike të hidrogjenit. Së pari, atomi i hidrogjenit ka vetëm një valencë shtresë elektronike. Prandaj, elektroni i tij i vetëm nuk është i mbrojtur nga veprimi i ngarkesës bërthamore nga elektronet e brendshme. Së dyti, kjo shtresë e jashtme duhet të fitojë ose humbasë vetëm një elektron për të arritur qëndrueshmëri konfigurim elektronik. Së fundi, meqenëse atomi i hidrogjenit përbëhet nga vetëm një elektron dhe një proton, ai është shumë i vogël në madhësi. Në fakt, rrezja e saj kovalente (0.029 nm) dhe rrezja e van der Waals (0.12 nm) kanë vlerat minimale midis të gjithë elementëve (shih seksionin 2.2). Këto karakteristika shpjegojnë shumë vetitë dalluese hidrogjeni dhe pozicioni i tij i veçantë në tabelën periodike.
Pozicioni në tabelën periodike
Për shkak se një atom hidrogjeni humbet elektronin e tij të vetëm për të formuar një jon pozitiv të vetëm të ngarkuar, ky element vendoset në krye të grupit 1 në tabelën periodike. Megjithatë, edhe pse hidrogjeni në kushte të caktuara mund të fitojë
Tabela 12.1. Energjitë e jonizimit të hidrogjenit, litiumit dhe natriumit
Tabela 12.2. Afinitetet e elektroneve të hidrogjenit, fluorit dhe klorit
Tabela 12.3. Entalpitë mesatare të lidhjeve në molekulat e hidrogjenit, fluorit dhe klorit
vetitë metalike (shih Fig. 2.15), në kushte normale shfaq vetëm veti jometalike. Krahasimi i energjisë së tij të jonizimit me energjinë e jonizimit të litiumit dhe natriumit (Tabela 12.1) tregon se hidrogjeni është shumë i ndryshëm nga elementët e tjerë të metaleve alkali të grupit I.
Atomi i hidrogjenit është gjithashtu i aftë, megjithëse me vështirësi, të bashkojë një elektron, duke formuar një jon. Megjithatë, hidrogjeni nuk është një element p, dhe një krahasim i afinitetit të tij elektronik (shih seksionin 2.1) me afinitetin elektronik të fluorit dhe klorit (Tabela 12.2) tregon se ai nuk ka vend në grupin VII.
Vini re gjithashtu se megjithëse hidrogjeni, si halogjenet, formon molekula diatomike, lidhja në një molekulë hidrogjeni është shumë më e fortë se në molekulat e fluorit ose klorit. Kjo mund të verifikohet duke krahasuar entalpitë e tyre të lidhjes (shih seksionin 5.3) të treguar në tabelë. 12.3.
Ai ka pozicionin e tij specifik në tabelën periodike, i cili pasqyron vetitë që shfaq dhe flet për strukturën e tij elektronike. Sidoqoftë, midis të gjithëve ekziston një atom i veçantë që zë dy qeliza njëherësh. Ndodhet në dy grupe elementesh që janë krejtësisht të kundërta në vetitë e tyre. Ky është hidrogjen. Karakteristika të tilla e bëjnë atë unik.
Hidrogjeni nuk është vetëm një element, por edhe një substancë e thjeshtë, si dhe një pjesë përbërëse e shumë përbërjeve komplekse, një element biogjen dhe organogjen. Prandaj, le të shqyrtojmë karakteristikat dhe vetitë e tij në më shumë detaje.
Hidrogjeni si element kimik
Hidrogjeni është një element i grupit 1 nëngrupi kryesor, si dhe grupi i shtatë i nëngrupit kryesor në periudhën e parë të vogël. Kjo periudhë përbëhet nga vetëm dy atome: helium dhe elementi që po shqyrtojmë. Le të përshkruajmë tiparet kryesore të pozicionit të hidrogjenit në tabelën periodike.
- Numri atomik i hidrogjenit është 1, numri i elektroneve është i njëjtë dhe, në përputhje me rrethanat, numri i protoneve është i njëjtë. Masa atomike - 1,00795. Ekzistojnë tre izotope të këtij elementi me numra masiv 1, 2, 3. Megjithatë, vetitë e secilit prej tyre janë shumë të ndryshme, pasi një rritje në masë edhe me një për hidrogjenin është menjëherë dyfish.
- Fakti që ai përmban vetëm një elektron në sipërfaqen e tij të jashtme e lejon atë të shfaqë me sukses si oksidues ashtu edhe vetitë restauruese. Përveç kësaj, pas dhurimit të një elektroni, ai mbetet me një orbital të lirë, i cili merr pjesë në formimin e lidhjeve kimike sipas mekanizmit dhurues-pranues.
- Hidrogjeni është një agjent i fortë reduktues. Prandaj, vendi kryesor i tij konsiderohet të jetë grupi i parë i nëngrupit kryesor, ku kryeson metalet më aktive - alkali.
- Megjithatë, kur ndërvepron me agjentë të fortë reduktues, siç janë metalet, mund të jetë gjithashtu një agjent oksidues, duke pranuar një elektron. Këto komponime quhen hidride. Sipas kësaj veçorie, ai kryeson nëngrupin e halogjenëve me të cilin është i ngjashëm.
- Për shkak të masës së tij shumë të vogël atomike, hidrogjeni konsiderohet elementi më i lehtë. Përveç kësaj, dendësia e tij është gjithashtu shumë e ulët, kështu që është gjithashtu një pikë referimi për lehtësinë.
Kështu, është e qartë se atomi i hidrogjenit është një element krejtësisht unik, ndryshe nga të gjithë të tjerët. Për rrjedhojë, vetitë e tij janë gjithashtu të veçanta dhe substancat e thjeshta dhe komplekse të formuara janë shumë të rëndësishme. Le t'i shqyrtojmë ato më tej.
Substanca e thjeshtë
Nëse flasim për këtë element Si molekulë duhet të themi se është diatomike. Kjo do të thotë, hidrogjeni (një substancë e thjeshtë) është një gaz. Formula e saj empirike do të shkruhet si H2, dhe formula e saj grafike do të shkruhet duke përdorur një të vetme lidhja sigma H-H. Mekanizmi i formimit të lidhjes ndërmjet atomeve është kovalent jopolar.
- Reformimi i metanit me avull.
- Gazifikimi i qymyrit - procesi përfshin ngrohjen e qymyrit në 1000 0 C, duke rezultuar në formimin e hidrogjenit dhe qymyrit me karbon të lartë.
- Elektroliza. Kjo metodë mund të përdoret vetëm për solucione ujore të kripërave të ndryshme, pasi shkrirjet nuk çojnë në shkarkimin e ujit në katodë.
Metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit:
- Hidroliza e hidrideve të metaleve.
- Efekti i acideve të holluara në metale aktive dhe aktivitet mesatar.
- Ndërveprimi ndërmjet alkalinës dhe metalet alkaline të tokës me ujë.
Për të mbledhur hidrogjenin e prodhuar, duhet ta mbani epruvetën me kokë poshtë. Në fund të fundit, ky gaz nuk mund të mblidhet në të njëjtën mënyrë si, për shembull, dioksidi i karbonit. Ky është hidrogjen, është shumë më i lehtë se ajri. Ai avullon shpejt, dhe në sasi të mëdha shpërthen kur përzihet me ajrin. Prandaj, epruveta duhet të përmbyset. Pas mbushjes, duhet të mbyllet me një tapë gome.
Për të kontrolluar pastërtinë e hidrogjenit të mbledhur, duhet të sillni një shkrepës të ndezur në qafë. Nëse duartrokitja është e shurdhër dhe e qetë, do të thotë se gazi është i pastër, me papastërti minimale të ajrit. Nëse është me zë të lartë dhe fishkëllimë, është i ndotur, me një pjesë të madhe të komponentëve të huaj.
Zonat e përdorimit
Kur hidrogjeni digjet, aq shumë lirohet numër i madh energjia (nxehtësia), se ky gaz konsiderohet karburanti më fitimprurës. Për më tepër, është miqësore me mjedisin. Megjithatë, deri më sot aplikimi i tij në këtë fushë është i kufizuar. Kjo është për shkak të problemeve të konceptuara keq dhe të pazgjidhura të sintetizimit të hidrogjenit të pastër, i cili do të ishte i përshtatshëm për t'u përdorur si lëndë djegëse në reaktorë, motorë dhe pajisje portative, si dhe në kaldaja për ngrohjen e banesave.
Në fund të fundit, metodat për prodhimin e këtij gazi janë mjaft të shtrenjta, kështu që së pari është e nevojshme të zhvillohet një metodë e veçantë sinteze. Një që do t'ju lejojë të merrni produktin në vëllime të mëdha dhe me kosto minimale.
Ka disa fusha kryesore në të cilat përdoret gazi që po shqyrtojmë.
- Sintezat kimike. Hidrogjenimi përdoret për të prodhuar sapunë, margarina dhe plastikë. Me pjesëmarrjen e hidrogjenit, metanoli dhe amoniaku, si dhe komponimet e tjera, sintetizohen.
- NË industria ushqimore- si aditiv E949.
- Industria e aviacionit (shkenca raketore, prodhimi i avionëve).
- Industria e energjisë elektrike.
- Meteorologjia.
- Karburant miqësor ndaj mjedisit.
Natyrisht, hidrogjeni është po aq i rëndësishëm sa është i bollshëm në natyrë. Komponimet e ndryshme që ajo formon luajnë një rol edhe më të madh.
Komponimet e hidrogjenit
Këto janë substanca komplekse që përmbajnë atome hidrogjeni. Ekzistojnë disa lloje kryesore të substancave të tilla.
- Halidet e hidrogjenit. Formula e përgjithshme është HHal. Rëndësi e veçantë ndër to është klorur hidrogjeni. Është një gaz që tretet në ujë për të formuar një tretësirë të acidit klorhidrik. Ky acid përdoret gjerësisht në pothuajse të gjitha sintezat kimike. Për më tepër, si organike ashtu edhe inorganike. Kloruri i hidrogjenit është një përbërës me formulën empirike HCL dhe është një nga më të mëdhenjtë që prodhohet në vendin tonë çdo vit. Halidet e hidrogjenit përfshijnë gjithashtu jodur hidrogjeni, fluor hidrogjeni dhe bromur hidrogjeni. Ata të gjithë formojnë acidet përkatëse.
- I paqëndrueshëm Pothuajse të gjithë janë mjaft gazet helmuese. Për shembull, sulfuri i hidrogjenit, metani, silani, fosfina dhe të tjerët. Në të njëjtën kohë, ato janë shumë të ndezshme.
- Hidridet janë komponime me metale. I përkasin klasës së kripërave.
- Hidroksidet: bazat, acidet dhe komponimet amfoterike. Ato përmbajnë domosdoshmërisht atome hidrogjeni, një ose më shumë. Shembull: NaOH, K 2, H 2 SO 4 dhe të tjerët.
- Hidroksidi i hidrogjenit. Kjo përbërje njihet më mirë si ujë. Një emër tjetër është oksidi i hidrogjenit. Formula empirike duket kështu - H 2 O.
- Peroksid hidrogjeni. Ky është një agjent i fortë oksidues, formula e të cilit është H 2 O 2.
- Komponime të shumta organike: hidrokarbure, proteina, yndyrna, lipide, vitamina, hormone, vajra esenciale dhe të tjera.
Është e qartë se shumëllojshmëria e përbërjeve të elementit që po shqyrtojmë është shumë e madhe. Kjo konfirmon edhe një herë rëndësinë e saj të lartë për natyrën dhe njerëzit, si dhe për të gjitha qeniet e gjalla.
- ky është tretësi më i mirë
Siç u përmend më lart, emri i zakonshëm për këtë substancë është uji. Përbëhet nga dy atome hidrogjeni dhe një oksigjen, të bashkuar me lidhje kovalente lidhjet polare. Molekula e ujit është një dipol, kjo shpjegon shumë nga vetitë që ajo shfaq. Në veçanti, është një tretës universal.
Është në mjedisi ujor Pothuajse të gjitha proceset kimike ndodhin. Reaksionet e brendshme të plastikës dhe metabolizmin e energjisë në organizmat e gjallë kryhen edhe duke përdorur oksid hidrogjeni.
Uji konsiderohet me të drejtë substanca më e rëndësishme në planet. Dihet se asnjë organizëm i gjallë nuk mund të jetojë pa të. Në Tokë mund të ekzistojë në tre gjendje grumbullimi:
- lëngshme;
- gaz (avull);
- të ngurtë (akulli).
Në varësi të izotopit të hidrogjenit të përfshirë në molekulë, dallohen tre lloje uji.
- Dritë ose protium. Një izotop me numër masiv 1. Formula - H 2 O. Kjo është forma e zakonshme që përdorin të gjithë organizmat.
- Deuterium ose i rëndë, formula e tij është D 2 O. Përmban izotopin 2 H.
- Super i rëndë ose tritium. Formula duket si T 3 O, izotopi - 3 H.
Rezervat e ujit të freskët protium në planet janë shumë të rëndësishme. Tashmë ka mungesë të tij në shumë vende. Janë duke u zhvilluar metoda për trajtimin e ujit të kripur për të prodhuar ujë të pijshëm.
Peroksidi i hidrogjenit është një ilaç universal
Ky përbërës, siç u përmend më lart, është një agjent i shkëlqyer oksidues. Megjithatë, me përfaqësues të fortë ai mund të sillet edhe si restaurues. Përveç kësaj, ajo ka një efekt të theksuar baktericid.
Një emër tjetër për këtë përbërje është peroksid. Është në këtë formë që përdoret në mjekësi. Një zgjidhje 3% e hidratit kristalor të përbërjes në fjalë është një ilaç mjekësor që përdoret për trajtimin e plagëve të vogla me qëllim dezinfektimin e tyre. Megjithatë, është vërtetuar se kjo rrit kohën e shërimit të plagës.
Peroksidi i hidrogjenit përdoret gjithashtu në karburantin e raketave, në industri për dezinfektim dhe zbardhje, dhe si një agjent shkumës për prodhimin e materialeve të përshtatshme (shkumë, për shembull). Për më tepër, peroksidi ndihmon në pastrimin e akuariumeve, zbardhjen e flokëve dhe zbardhjen e dhëmbëve. Megjithatë, ajo shkakton dëme në inde, ndaj nuk rekomandohet nga specialistët për këto qëllime.
Hidrogjeni është një element kimik me simbolin H dhe numri atomik 1. Me një peshë standarde atomike prej rreth 1,008, hidrogjeni është elementi më i lehtë në tabelën periodike. Forma e tij monatomike (H) është kimikati më i bollshëm në Univers, që përbën afërsisht 75% të masës totale të barionit. Yjet përbëhen kryesisht nga hidrogjeni në gjendje plazmatike. Izotopi më i zakonshëm i hidrogjenit, i quajtur protium (ky emër përdoret rrallë, simboli 1H), ka një proton dhe nuk ka neutrone. Shfaqja e përhapur e hidrogjenit atomik për herë të parë ndodhi gjatë epokës së rikombinimit. Në temperatura dhe presione standarde, hidrogjeni është një gaz diatomik pa ngjyrë, pa erë, pa shije, jo toksik, jo metalik, i ndezshëm me formulën molekulare H2. Meqenëse hidrogjeni formohet lehtësisht lidhje kovalente me shumicën e elementeve jometalike, shumica e hidrogjenit në Tokë ekziston në forma molekulare si uji ose komponimet organike. Hidrogjeni luan veçanërisht rol të rëndësishëm në reaksionet acid-bazë sepse shumica e reaksioneve me bazë acidi përfshijnë shkëmbimin e protoneve ndërmjet molekulave të tretshme. Në përbërjet jonike, hidrogjeni mund të marrë formën e një ngarkese negative (d.m.th., një anion), ku njihet si një hidrid, ose si një formë e ngarkuar pozitivisht (d.m.th., kation), e shënuar me simbolin H+. Kationi i hidrogjenit përshkruhet si i përbërë nga një proton i thjeshtë, por në realitet kationet e hidrogjenit në përbërjet jonike janë gjithmonë më komplekse. Si i vetmi atom neutral për të cilin ekuacioni i Shrodingerit mund të zgjidhet analitikisht, hidrogjeni (domethënë, studimi i energjisë dhe lidhjes së atomit të tij) luajti një rol kyç në zhvillimin e mekanikës kuantike. Gazi hidrogjen u prodhua për herë të parë artificialisht në fillim të shekullit të 16-të duke reaguar acidet me metalet. Në 1766-81. Henry Cavendish ishte i pari që pranoi se gazi i hidrogjenit ishte një substancë diskrete dhe se prodhonte ujë kur digjej, duke i dhënë emrin: në greqisht, hidrogjen do të thotë "prodhues uji". Prodhim industrial Prodhimi i hidrogjenit lidhet kryesisht me reformimin me avull të gazit natyror dhe, më rrallë, me metoda më intensive të energjisë, siç është elektroliza e ujit. Shumica Hidrogjeni përdoret afër vendit ku prodhohet, ku dy përdorimet më të zakonshme janë përpunimi i lëndëve djegëse fosile (p.sh. hidrokrikimi) dhe prodhimi i amoniakut, kryesisht për tregun e plehrave. Hidrogjeni është një shqetësim në metalurgji, sepse mund të bëjë shumë metale të brishtë, duke e bërë të vështirë projektimin e tubacioneve dhe rezervuarëve të magazinimit.
Vetitë
Djegia
Gazi hidrogjen (dihidrogjen ose hidrogjen molekular) është një gaz i ndezshëm që do të digjet në ajër në një gamë shumë të gjerë përqendrimesh nga 4% në 75% të vëllimit. Entalpia e djegies është 286 kJ/mol:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)
Gazi i hidrogjenit formon përzierje shpërthyese me ajrin në përqendrime nga 4-74% dhe me klorin në përqendrime deri në 5,95%. Reaksionet shpërthyese mund të shkaktohen nga shkëndija, nxehtësia ose rrezet e diellit. Temperatura e vetëndezjes së hidrogjenit, temperatura në të cilën ai ndizet spontanisht në ajër, është 500 °C (932 °F). Flakët e pastra hidrogjen-oksigjen lëshojnë rrezatim ultravjollcë dhe me një përzierje të lartë oksigjeni janë pothuajse të padukshme për syrin e lirë, siç dëshmohet nga shtëllunga e dobët e motorit kryesor anije kozmike krahasuar me shtëllungën shumë të dukshme të përforcuesit të ngurta të raketave të anijes hapësinore, i cili përdor një përbërje perklorate amoniumi. Një detektor flakë mund të kërkohet për të zbuluar një rrjedhje hidrogjeni të djegur; rrjedhjet e tilla mund të jenë shumë të rrezikshme. Një flakë hidrogjeni është blu në kushte të tjera dhe i ngjan flakës blu të gazit natyror. Vdekja e aeroplanit "Hindenburg" është e trishtueshme shembull i famshëm djegia e hidrogjenit, dhe çështja është ende në diskutim. Flakët e dukshme portokalli në këtë incident u shkaktuan nga ekspozimi ndaj një përzierje hidrogjeni dhe oksigjeni të kombinuar me komponimet e karbonit nga lëkura e anijes ajrore. H2 reagon me çdo element oksidues. Hidrogjeni mund të reagojë spontanisht në temperaturën e dhomës me klorin dhe fluorin për të formuar halogjenët përkatës të hidrogjenit, klorurin e hidrogjenit dhe fluorin e hidrogjenit, të cilat janë gjithashtu acide potencialisht të rrezikshme.
Nivelet e energjisë së elektroneve
Niveli i energjisë së gjendjes bazë të një elektroni në një atom hidrogjeni është -13,6 eV, që është e barabartë me një foton ultravjollcë me një gjatësi vale prej rreth 91 nm. Nivelet e energjisë së hidrogjenit mund të llogariten mjaft saktë duke përdorur modelin Bohr të atomit, i cili koncepton elektronin si një proton "orbital", analog me orbitën e Tokës ndaj Diellit. Megjithatë, elektroni dhe protoni atomik mbahen së bashku nga forca elektromagnetike, ndërsa planetët dhe objektet qiellore mbahen së bashku nga graviteti. Për shkak të kampionimit momenti këndor, i supozuar në mekanikën kuantike të hershme nga Bohr, elektroni në modelin e Bohr-it mund të zërë vetëm distanca të caktuara të lejueshme nga protoni dhe për këtë arsye vetëm disa energji të lejueshme. Një përshkrim më i saktë i atomit të hidrogjenit vjen nga një trajtim i pastër mekanik kuantik, i cili përdor ekuacionin e Schrödinger-it, ekuacionin Dirac, apo edhe qarkun e integruar Feynman për të llogaritur shpërndarjen e densitetit të probabilitetit të një elektroni rreth një protoni. Metodat më të sofistikuara të përpunimit mund të prodhojnë efekte të vogla të relativitetit special dhe polarizimit të vakumit. Në përpunimin kuantik, elektroni në atomin e hidrogjenit në gjendjen bazë nuk ka fare çift rrotullues, duke ilustruar se si një "orbitë planetare" është e ndryshme nga lëvizja e elektroneve.
Format elementare molekulare
Ekzistojnë dy izomerë të ndryshëm spin molekulat diatomike hidrogjeni, të cilët ndryshojnë në rrotullimin relativ të bërthamave të tyre. Në formën ortohidrogjene, rrotullimet e dy protoneve janë paralele dhe formojnë një gjendje treshe me një numër kuantik molekular spin prej 1 (1/2 + 1/2); në formën e parahidrogjenit, rrotullimet janë antiparalele dhe formojnë një teke me një numër kuantik molekular spin prej 0 (1/2 1/2). Në temperaturë dhe presion standard, gazi i hidrogjenit përmban rreth 25% formë para dhe 75% formë orto, e njohur edhe si "forma normale". Raporti i ekuilibrit të ortohidrogjenit ndaj parahidrogjenit varet nga temperatura, por duke qenë se forma orto është një gjendje e ngacmuar dhe ka një energji më të lartë se forma para, ajo është e paqëndrueshme dhe nuk mund të pastrohet. Në shumë temperaturat e ulëta, gjendja e ekuilibrit përbëhet pothuajse ekskluzivisht nga forma para. Vetitë termike të fazave të lëngshme dhe të gazta të parahidrogjenit të pastër ndryshojnë ndjeshëm nga ato të formës normale për shkak të dallimeve në kapacitetet e nxehtësisë rrotulluese, të diskutuara më në detaje në izomerët spin të hidrogjenit. Dallimi orto/çift ndodh gjithashtu në molekula të tjera që përmbajnë hidrogjen ose grupe funksionale si uji dhe metileni, por kjo ka pak rëndësi për vetitë e tyre termike. Ndërkonvertimi i pakatalizuar ndërmjet para dhe orto H2 rritet me rritjen e temperaturës; kështu, H2 i kondensuar me shpejtësi përmban sasi të mëdha një formë ortogonale me energji të lartë që shumë ngadalë shndërrohet në formën para. Koeficienti orto/para në H2 të kondensuar është faktor i rëndësishëm në përgatitjen dhe ruajtjen e hidrogjenit të lëngshëm: shndërrimi nga orto në avull është ekzotermik dhe siguron nxehtësi të mjaftueshme për të avulluar një pjesë të lëngut të hidrogjenit, duke rezultuar në humbjen e materialit të lëngshëm. Për ftohjen me hidrogjen përdoren katalizatorë për konvertimin orto-para, si oksidi i hekurit, karboni i aktivizuar, azbesti i platinizuar, metalet e rralla të tokës, komponimet e uraniumit, oksidi i kromit ose disa komponime të nikelit.
Fazat
Gaz hidrogjen
Hidrogjen i lëngshëm
Hidrogjeni i llumit
Hidrogjen i ngurtë
Hidrogjeni metalik
Lidhjet
Komponimet kovalente dhe organike
Ndërsa H2 nuk është shumë reaktiv në kushte standarde, ai formon komponime me shumicën e elementeve. Hidrogjeni mund të formojë komponime me elementë që janë më elektronegativë, si halogjenët (p.sh. F, Cl, Br, I) ose oksigjeni; në këto komponime, hidrogjeni merr një ngarkesë të pjesshme pozitive. Kur lidhet me fluorin, oksigjenin ose azotin, hidrogjeni mund të marrë pjesë në formën e një lidhjeje jokovalente forcë mesatare me hidrogjenin e molekulave të tjera të ngjashme, një fenomen i quajtur lidhje hidrogjeni, i cili është kritik për stabilitetin e shumë molekulave biologjike. Hidrogjeni gjithashtu formon komponime me elementë më pak elektronegativë si metalet dhe metaloidet, ku merr një ngarkesë të pjesshme negative. Këto komponime shpesh njihen si hidride. Hidrogjeni formon një shumëllojshmëri të gjerë të komponimeve me karbonin, të quajtur hidrokarbure, dhe një shumëllojshmëri akoma më të madhe të komponimeve me heteroatome, të cilat, për shkak të komunikimi i përgjithshëm me gjallesat quhen komponime organike. Po studion pronat e tyre kimia organike, dhe studimi i tyre në kontekstin e organizmave të gjallë njihet si biokimi. Sipas disa përkufizimeve, komponimet "organike" duhet të përmbajnë vetëm karbon. Megjithatë, shumica e tyre përmbajnë edhe hidrogjen, dhe për shkak se është lidhja karbon-hidrogjen që i jep kësaj klase përbërjesh shumicën e karakteristikave të tyre specifike kimike, lidhjet karbon-hidrogjen kërkohen në disa përkufizime të fjalës "organike" në kimi. Miliona hidrokarbure janë të njohura, dhe ato zakonisht formohen përmes rrugëve komplekse sintetike që rrallë përfshijnë hidrogjen elementar.
Hidridet
Komponimet e hidrogjenit shpesh quhen hidride. Termi "hidrid" supozon se atomi H ka marrë një karakter negativ ose anionik, të emërtuar H- dhe përdoret kur hidrogjeni formon një përbërje me një element më elektropozitiv. Ekzistenca e një anioni hidridi, i propozuar nga Gilbert N. Lewis në 1916 për hidridet që përmbajnë kripë të grupeve 1 dhe 2, u demonstrua nga Moers në 1920 me elektrolizën e hidridit të litiumit të shkrirë (LiH), duke prodhuar një sasi stoikiometrike të hidrogjenit në anoda. Për hidridet e tjera përveç metaleve të grupit 1 dhe 2, termi është mashtrues duke pasur parasysh elektronegativitetin e ulët të hidrogjenit. Përjashtim nga hidridet e grupit 2 është BeH2, i cili është polimer. Në hidridin e aluminit të litiumit, anioni AlH-4 ka qendra hidride të lidhura fort me Al(III). Megjithëse hidridet mund të formohen pothuajse në të gjithë elementët e grupit kryesor, numri dhe kombinimi i përbërjeve të mundshme ndryshon shumë; për shembull, njihen më shumë se 100 hidride binar boran dhe vetëm një hidride binar alumini. Hidridi binar i indiumit ende nuk është identifikuar, megjithëse ekzistojnë komplekse të mëdha. Në kiminë inorganike, hidridet mund të shërbejnë gjithashtu si ligandë lidhës që lidhin dy qendra metalike në një kompleks koordinimi. Ky funksion është veçanërisht karakteristik për elementët e grupit 13, veçanërisht në boranet (hidridet e borit) dhe komplekset e aluminit, si dhe në karboranet e grumbulluara.
Protonet dhe acidet
Oksidimi i hidrogjenit heq elektronin e tij dhe prodhon H+, i cili nuk përmban elektrone dhe një bërthamë që zakonisht përbëhet nga një proton i vetëm. Kjo është arsyeja pse H+ shpesh quhet proton. Kjo specie është qendrore për diskutimin e acideve. Sipas teorisë Bronsted-Lowry, acidet janë dhurues të protoneve dhe bazat janë pranues të protoneve. Protoni i zhveshur, H+, nuk mund të ekzistojë në tretësirë ose në kristalet jonike për shkak të tij tërheqje e parezistueshme tek atomet ose molekulat e tjera me elektrone. Me përjashtim të temperaturave të larta që lidhen me plazmën, protone të tillë nuk mund të hiqen nga retë elektronike të atomeve dhe molekulave dhe do të mbeten të lidhur me to. Sidoqoftë, termi "proton" përdoret ndonjëherë në mënyrë metaforike për t'iu referuar hidrogjenit të ngarkuar pozitivisht ose kationik të lidhur me speciet e tjera në këtë mënyrë, dhe si i tillë referohet si "H +" pa asnjë nënkuptim që ndonjë proton individual ekziston lirisht si specie. Për të shmangur shfaqjen e një "protoni të tretur" të zhveshur në tretësirë, ndonjëherë besohet se është acid tretësirat ujore përmbajnë një specie fiktive më pak të mundshme të quajtur "jon hidronium" (H3O+). Megjithatë, edhe në këtë rast, katione të tilla të tretshme të hidrogjenit perceptohen më realisht si grupime të organizuara që formojnë specie afër H9O+4. Jone të tjera oksoniumi gjenden kur uji është në tretësirë acidike me tretës të tjerë. Pavarësisht pamjes së tij ekzotike në Tokë, një nga jonet më të zakonshme në Univers është H+3, i njohur si hidrogjen molekular i protonuar ose kation trihidrogjen.
Izotopet
Hidrogjeni ka tre izotope natyrale, të përcaktuara 1H, 2H dhe 3H. Bërthama të tjera, shumë të paqëndrueshme (4H deri në 7H) janë sintetizuar në laborator, por nuk janë vërejtur në natyrë. 1H është izotopi më i bollshëm i hidrogjenit me një bollëk prej mbi 99.98%. Për shkak se bërthama e këtij izotopi përbëhet nga vetëm një proton, atij i jepet emri zyrtar përshkrues, por i përdorur rrallë protium. 2H, të tjera izotop i qëndrueshëm hidrogjeni njihet si deuterium dhe përmban një proton dhe një neutron në bërthamë. Besohet se i gjithë deuteriumi në Univers është prodhuar gjatë shpërthim i madh dhe ka ekzistuar që nga ajo kohë e deri më tani. Deuteriumi nuk është një element radioaktiv dhe nuk paraqet rrezik të konsiderueshëm toksiciteti. Uji i pasuruar me molekula që përfshijnë deuterium në vend të hidrogjenit normal quhet ujë i rëndë. Deuteriumi dhe komponimet e tij përdoren si gjurmues jo radioaktiv në eksperimentet kimike dhe në tretës për spektroskopinë 1H-NMR. Uji i rëndë përdoret si një moderator neutron dhe ftohës për reaktorët bërthamorë. Deuteriumi është gjithashtu një lëndë djegëse e mundshme për tregti fuzion bërthamor. 3H njihet si tritium dhe përmban një proton dhe dy neutrone në bërthamë. Është radioaktiv, duke u zbërthyer në helium-3 nëpërmjet zbërthimit beta me një gjysmë jete prej 12.32 vjetësh. Është aq radioaktive sa mund të përdoret në bojë me shkëlqim, duke e bërë të dobishme për të bërë orët me numërues ndriçues, për shembull. Xhami parandalon daljen e sasive të vogla të rrezatimit. Prodhohet një sasi e vogël tritium natyrshëm gjatë bashkëveprimit të rrezeve kozmike me gazrat atmosferikë; tritium u lëshua gjithashtu gjatë testimit të armëve bërthamore. Përdoret në reaksionet e shkrirjes bërthamore si një tregues i gjeokimisë së izotopeve dhe në pajisjet e specializuara të ndriçimit me energji vetë-fuqishme. Tritium është përdorur gjithashtu në eksperimentet e etiketimit kimik dhe biologjik si gjurmues radioaktiv. Hidrogjeni është i vetmi element që ka emra të ndryshëm për izotopet e tij, të cilat përdoren gjerësisht sot. Gjatë mësimi i hershëm radioaktiviteti, të ndryshme të rënda izotopet radioaktive u dhanë emra të përveçëm, por emra të tillë nuk përdoren më, me përjashtim të deuteriumit dhe tritiumit. Simbolet D dhe T (në vend të 2H dhe 3H) përdoren ndonjëherë për deuterium dhe tritium, por simboli përkatës për protium P përdoret tashmë për fosforin dhe për këtë arsye nuk është i disponueshëm për protium. Në udhëzimet e saj të nomenklaturës, Bashkimi Ndërkombëtar Kimia e pastër dhe e aplikuar lejon përdorimin e cilitdo prej simboleve D, T, 2H dhe 3H, megjithëse preferohen 2H dhe 3H. Atomi ekzotik i muoniumit (simboli Mu), i përbërë nga një antimuon dhe një elektron, konsiderohet gjithashtu ndonjëherë si një radioizotop i lehtë i hidrogjenit për shkak të ndryshimit në masë midis antimuonit dhe elektronit, i cili u zbulua në vitin 1960. Gjatë jetës së muonit, 2.2 μs, muoniumi mund të përfshihet në komponime të tilla si kloruri i muoniumit (MuCl) ose muonidi i natriumit (NaMu), i ngjashëm me klorurin e hidrogjenit dhe hidridin e natriumit, përkatësisht.
Histori
Hapja dhe përdorimi
Në 1671, Robert Boyle zbuloi dhe përshkroi reagimin midis tallash hekuri dhe acide të holluara, të cilat prodhojnë gaz hidrogjen. Në 1766, Henry Cavendish ishte i pari që njohu gazin hidrogjen si një substancë diskrete, duke e quajtur gazin "ajër i ndezshëm" për shkak të reagimit të tij metal-acid. Ai teorizoi se "ajri i ndezshëm" ishte praktikisht identik me një substancë hipotetike të quajtur "phlogiston" dhe zbuloi përsëri në 1781 se gazi prodhonte ujë kur digjej. Besohet se ishte ai që zbuloi hidrogjenin si element. Në 1783, Antoine Lavoisier i dha elementit emrin hidrogjen (nga greqishtja ὑδρο-hydro që do të thotë "ujë" dhe -γενής gjenet që do të thotë "krijues") kur ai dhe Laplace riprodhuan të dhënat e Cavendish se djegia e hidrogjenit prodhon ujë. Lavoisier prodhoi hidrogjen për eksperimentet e tij mbi ruajtjen e masës duke reaguar një rrymë avulli me hekur metalik përmes një llambë inkandeshente të ndezur nga zjarri. Oksidimi anaerobik i hekurit nga protonet e ujit në temperaturë të lartë mund të përfaqësohet skematikisht nga një grup i reaksioneve të mëposhtme:
Fe + H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2
Shumë metale, si zirkonium, i nënshtrohen një reagimi të ngjashëm me ujin për të prodhuar hidrogjen. Hidrogjeni u lëngëzuar për herë të parë nga James Dewar në 1898 duke përdorur ftohje rigjeneruese dhe shpikjen e tij, balonën e vakumit. Një vit më pas prodhoi hidrogjen të ngurtë. Deuteriumi u zbulua në dhjetor 1931 nga Harold Urey, dhe tritiumi u përgatit në 1934 nga Ernest Rutherford, Mark Oliphant dhe Paul Harteck. Uji i rëndë, i cili përbëhet nga deuterium në vend të hidrogjenit të zakonshëm, u zbulua nga grupi i Urey në 1932. François Isaac de Rivaz ndërtoi motorin e parë Rivaz, një motor me djegie të brendshme të fuqizuar nga hidrogjeni dhe oksigjeni, në 1806. Edward Daniel Clark shpiku tubin e gazit të hidrogjenit në 1819. Flint Döbereiner (çakmaku i parë i plotë) u shpik në 1823. Baloni i parë me hidrogjen u shpik nga Jacques Charles në 1783. Hidrogjeni siguroi ngritjen e formës së parë të besueshme të udhëtimit ajror pas shpikjes së avionit të parë me energji hidrogjeni në 1852 nga Henri Giffard. Konti gjerman Ferdinand von Zeppelin promovoi idenë e aeroplanëve të ngurtë të shtyrë në ajër nga hidrogjeni, të cilat më vonë u quajtën Zeppelin; i pari nga këto fluturoi për herë të parë në 1900. Fluturimet e planifikuara rregullisht filluan në vitin 1910 dhe me shpërthimin e Luftës së Parë Botërore në gusht 1914 ata transportuan 35,000 pasagjerë pa ndonjë incident të madh. Gjatë luftës, aeroplanët me hidrogjen u përdorën si platforma vëzhgimi dhe bombardues. Fluturimi i parë transatlantik pa ndalesë u krye nga avioni britanik R34 në 1919. Shërbimi i rregullt i pasagjerëve rifilloi në vitet 1920 dhe zbulimi i rezervave të heliumit në Shtetet e Bashkuara pritej të përmirësonte sigurinë e udhëtimit, por qeveria amerikane refuzoi të shiste gazin për këtë qëllim, kështu që H2 u përdor në anijen ajrore Hindenburg, e cila u shkatërrua. në një zjarr në Milano në Nju Jork - Xhersi më 6 maj 1937. Ngjarja u transmetua drejtpërdrejt në radio dhe u filmua. U supozua gjerësisht se shkaku i ndezjes ishte një rrjedhje hidrogjeni, por studimet e mëvonshme tregojnë se mbulesa e pëlhurës së aluminuar ishte ndezur nga elektriciteti statik. Por në këtë kohë, reputacioni i hidrogjenit si një gaz ngritës ishte dëmtuar tashmë. Po atë vit, turbogjeneratori i parë i ftohur me hidrogjen, me gaz hidrogjen si ftohës në rotor dhe stator, hyri në shërbim në 1937 në Dayton, Ohio, nga Dayton Power & Light Co.; Për shkak të përçueshmërisë termike të gazit hidrogjen, ai është gazi më i zakonshëm që përdoret në këtë fushë sot. Bateria nikel-hidrogjen u përdor për herë të parë në 1977 në bordin e US Navigation Technology Satellite-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey dhe Mars Global Surveyor janë të pajisura me bateri nikel-hidrogjen. Në pjesën e errët të orbitës së saj, Teleskopi hapësinor Hubble fuqizohet gjithashtu nga bateritë nikel-hidrogjen, të cilat u zëvendësuan përfundimisht në maj 2009, më shumë se 19 vjet pas lëshimit dhe 13 vjet pasi u projektuan.
Roli në teorinë kuantike
Për shkak të strukturës së tij të thjeshtë atomike, të përbërë vetëm nga një proton dhe një elektron, atomi i hidrogjenit, së bashku me spektrin e dritës të krijuar ose të zhytur prej tij, ishte qendror në zhvillimin e teorisë së strukturës atomike. Përveç kësaj, studimi i thjeshtësisë përkatëse të molekulës së hidrogjenit dhe kationit përkatës H+2 çoi në një kuptim të natyrës së lidhjes kimike, e cila u pasua shpejt nga trajtimi fizik i atomit të hidrogjenit në mekanikën kuantike në mes të 2020. Një nga të parët efektet kuantike që u vëzhguan qartë (por nuk u kuptuan në atë kohë) ishte vëzhgimi i Maxwell që përfshin hidrogjenin gjysmë shekulli përpara se të shfaqej teoria e plotë mekanike kuantike. Maxwell vuri në dukje se ngrohje specifike H2 e lë në mënyrë të pakthyeshme gazin diatomik nën temperaturën e dhomës dhe fillon të ngjajë gjithnjë e më shumë me nxehtësinë specifike të gazit monatomik në temperaturat kriogjenike. Sipas teorisë kuantike, kjo sjellje lind nga distanca e niveleve të energjisë rrotulluese (të kuantizuara), të cilat janë veçanërisht të ndara gjerësisht në H2 për shkak të masës së tij të ulët. Këto nivele të ndara gjerësisht parandalojnë ndarjen e barabartë të energjisë termike në lëvizje rrotulluese në hidrogjen në temperatura të ulëta. Gazet diatomike, të cilat përbëhen nga atome më të rënda, nuk kanë nivele kaq të ndara dhe nuk shfaqin të njëjtin efekt. Antihidrogjeni është analog antimaterial i hidrogjenit. Ai përbëhet nga një antiproton me një pozitron. Antihidrogjeni është i vetmi lloj atomi i antimateries, i cili u mor në vitin 2015.
Të qenit në natyrë
Hidrogjeni është elementi kimik më i bollshëm në univers, duke përbërë 75% të lëndës normale në masë dhe më shumë se 90% për nga numri i atomeve. (Shumica e masës së universit, megjithatë, nuk është në këtë formë element kimik, dhe besohet se ka forma masash ende të pazbuluara, si p.sh materie e errët dhe energjia e errët.) Ky element gjendet me shumicë te yjet dhe gjigantët e gazit. Retë molekulare H2 shoqërohen me formimin e yjeve. Hidrogjeni luan një rol jetik në fuqizimin e yjeve përmes reaksionit proton-proton dhe shkrirjes bërthamore të ciklit CNO. Në të gjithë botën, hidrogjeni gjendet kryesisht në gjendje atomike dhe plazmatike me veti krejtësisht të ndryshme nga ato të hidrogjenit molekular. Si një plazmë, elektroni dhe protoni i hidrogjenit nuk janë të lidhur me njëri-tjetrin, duke rezultuar në shumë përçueshmëri e lartë elektrike dhe emetim të lartë (prodhimi i dritës nga Dielli dhe yjet e tjerë). Grimcat e ngarkuara ndikohen fuqishëm nga magnetike dhe fusha elektrike. Për shembull, në erën diellore ato ndërveprojnë me magnetosferën e Tokës, duke krijuar rrymat Birkeland dhe aurorën. Hidrogjeni ekziston në një gjendje atomike neutrale në mjedisin ndëryjor. Sasi të mëdha të hidrogjenit neutral që gjenden në sistemet e kalbjes Lyman-alfa mendohet se dominojnë densitetin kozmologjik të barionit të Universit deri në zhvendosjen e kuqe z = 4. Në kushte normale në Tokë, hidrogjeni elementar ekziston si një gaz diatomik, H2. Megjithatë, gazi i hidrogjenit është shumë i rrallë në atmosferën e Tokës (1 ppm në vëllim) për shkak të peshës së tij të lehtë, e cila e lejon atë të kapërcejë gravitetin e Tokës më lehtë sesa gazrat më të rëndë. Megjithatë, hidrogjeni është elementi i tretë më i bollshëm në sipërfaqen e Tokës, që ekziston kryesisht në formën e komponimeve kimike si hidrokarburet dhe uji. Gazi i hidrogjenit prodhohet nga disa baktere dhe alga dhe është një përbërës natyror i flautit, siç është metani, i cili është një burim gjithnjë e më i rëndësishëm hidrogjeni. Një formë molekulare e quajtur hidrogjen molekular i protonizuar (H+3) gjendet në mjedisin ndëryjor, ku gjenerohet nga jonizimi i hidrogjenit molekular nga rrezet kozmike. Ky jon i ngarkuar është vërejtur gjithashtu në atmosfera e sipërme planeti Jupiter. Joni është relativisht i qëndrueshëm në mjedis për shkak të temperaturës dhe densitetit të ulët. H+3 është një nga jonet më të bollshme në Univers dhe luan një rol të rëndësishëm në kiminë e mediumit ndëryjor. Hidrogjeni triatomik neutral H3 mund të ekzistojë vetëm në formë të ngacmuar dhe është i paqëndrueshëm. Në të kundërt, joni molekular pozitiv i hidrogjenit (H+2) është një molekulë e rrallë në Univers.
Prodhimi i hidrogjenit
H2 prodhohet në laboratorë kimikë dhe biologjikë, shpesh si nënprodukt i reaksioneve të tjera; në industri për hidrogjenizimin e substrateve të pangopura; dhe në natyrë si mjet për zhvendosjen e ekuivalentëve reduktues në reaksionet biokimike.
Reformimi me avull
Hidrogjeni mund të prodhohet në disa mënyra, por më ekonomike procese të rëndësishme përfshijnë heqjen e hidrogjenit nga hidrokarburet, pasi rreth 95% e prodhimit të hidrogjenit në vitin 2000 erdhi nga reformimi me avull. Në treg, vëllime të mëdha hidrogjeni prodhohen zakonisht nga reformimi me avull i gazit natyror. Në temperatura të larta (1000-1400 K, 700-1100 °C ose 1300-2000 °F), avulli (avulli i ujit) reagon me metanin për të prodhuar monoksid karboni dhe H2.
CH4 + H2O → CO + 3 H2
Ky reagim zhvillohet më mirë në presione të ulëta, por, megjithatë, mund të kryhet edhe në presione të larta(2.0 MPa, 20 atm ose 600 inHg). Kjo për shkak se presioni i lartë H2 është produkti më i popullarizuar dhe sistemet e çnxehjes nën presion funksionojnë më mirë në presione më të larta. Përzierja e produkteve njihet si "syngas" sepse shpesh përdoret drejtpërdrejt për të prodhuar metanol dhe përbërës të lidhur. Hidrokarburet përveç metanit mund të përdoren për të prodhuar gaz sintezë me raporte të ndryshme produkti. Një nga ndërlikimet e shumta të kësaj teknologjie shumë të optimizuar është formimi i koksit ose karbonit:
CH4 → C + 2 H2
Prandaj, reformimi me avull zakonisht përdor H2O të tepërt. Hidrogjeni shtesë mund të rikuperohet nga avulli duke përdorur monoksid karboni përmes një reaksioni të zhvendosjes së gazit të ujit, veçanërisht duke përdorur një katalizator oksid hekuri. Ky reagim është gjithashtu një burim i zakonshëm industrial i dioksidit të karbonit:
CO + H2O → CO2 + H2
Të tjera metoda të rëndësishme për H2 përfshijnë oksidimin e pjesshëm të hidrokarbureve:
2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2
Dhe një reaksion qymyri që mund të shërbejë si një prelud për reaksionin e prerjes të përshkruar më sipër:
C + H2O → CO + H2
Ndonjëherë hidrogjeni prodhohet dhe konsumohet në të njëjtin proces industrial, pa ndarje. Në procesin Haber për prodhimin e amoniakut, hidrogjeni gjenerohet nga gazi natyror. Elektroliza e shëllirë për të prodhuar klor gjithashtu prodhon hidrogjen si një nënprodukt.
Acidi metalik
Në laborator, H2 zakonisht përgatitet duke reaguar acide të holluara jooksiduese me disa metale reaktive si zinku me një aparat Kipp.
Zn + 2 H + → Zn2 + + H2
Alumini gjithashtu mund të prodhojë H2 kur trajtohet me baza:
2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2
Elektroliza e ujit është një mënyrë e thjeshtë për të prodhuar hidrogjen. Një rrymë e tensionit të ulët rrjedh nëpër ujë, dhe a gaz oksigjen, ndërsa gazi hidrogjen prodhohet në katodë. Në mënyrë tipike, katoda është bërë nga platini ose një metal tjetër inert kur prodhohet hidrogjen për ruajtje. Megjithatë, nëse gazi do të digjet në vend, prania e oksigjenit është e dëshirueshme për të ndihmuar djegien dhe për këtë arsye të dyja elektrodat do të bëhen nga metale inerte. (Për shembull, hekuri oksidohet dhe për këtë arsye zvogëlon sasinë e oksigjenit të prodhuar). Efikasiteti maksimal teorik (energjia elektrike e përdorur në raport me vlerën energjetike të hidrogjenit të prodhuar) është në intervalin 80-94%.
2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)
Një aliazh alumini dhe galiumi në formën e kokrrizave të shtuara në ujë mund të përdoret për të prodhuar hidrogjen. Ky proces prodhon gjithashtu oksid alumini, por galiumi i shtrenjtë, i cili parandalon formimin e lëkurës së oksidit në pelet, mund të ripërdoret. Kjo ka implikime të rëndësishme potenciale për ekonominë e hidrogjenit, pasi hidrogjeni mund të prodhohet në vend dhe nuk ka nevojë të transportohet.
Vetitë termokimike
Ekzistojnë mbi 200 cikle termokimike që mund të përdoren për të ndarë ujin, rreth një duzinë prej këtyre cikleve si cikli i oksidit të hekurit, cikli i oksidit të ceriumit (IV), cikli i oksidit të zinkut, cikli i jodit të squfurit, cikli i bakrit dhe klori dhe hibridi cikli i squfurit janë në kërkim dhe testim për të prodhuar hidrogjen dhe oksigjen nga uji dhe nxehtësia pa përdorimin e energjisë elektrike. Një numër laboratorësh (përfshirë Francën, Gjermaninë, Greqinë, Japoninë dhe SHBA) po zhvillojnë metoda termokimike për prodhimin e hidrogjenit nga energjia diellore dhe uji.
Korrozioni anaerobik
Në kushte anaerobe, lidhjet e hekurit dhe çelikut oksidohen ngadalë nga protonet e ujit ndërsa reduktohen në hidrogjen molekular (H2). Korrozioni anaerobik i hekurit çon së pari në formimin e hidroksidit të hekurit (ndryshk i gjelbër) dhe mund të përshkruhet nga reagimi i mëposhtëm: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Nga ana tjetër, në kushte anaerobe, hidroksidi i hekurit (Fe (OH) 2) mund të oksidohet nga protonet e ujit për të formuar magnetitin dhe hidrogjenin molekular. Ky proces përshkruhet nga reaksioni i Shikorrës: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 hidroksid hekuri → magnez + ujë + hidrogjen. Magnetiti i kristalizuar mirë (Fe3O4) është termodinamikisht më i qëndrueshëm se hidroksidi i hekurit (Fe (OH) 2). Ky proces ndodh gjatë korrozionit anaerobik të hekurit dhe çelikut në ujërat nëntokësore anoksike dhe gjatë restaurimit të dherave nën tavolinën e ujit.
Origjina gjeologjike: reaksioni i serpentinizimit
Në mungesë të oksigjenit (O2) në thellësi kushtet gjeologjike, duke mbizotëruar larg atmosferës së Tokës, hidrogjeni (H2) formohet në procesin e serpentinizimit nga oksidimi anaerobik nga protonet e ujit (H+) të silikatit të hekurit (Fe2 +) të pranishëm në rrjetën kristalore të fayalitit (Fe2SiO4, pika përfundimtare olivin-hekur) . Reaksioni përkatës që çon në formimin e magnetitit (Fe3O4), kuarcit (SiO2) dhe hidrogjenit (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalite + ujë → magnetit + kuarc + hidrogjen. Ky reaksion është shumë i ngjashëm me reaksionin e Shikorës që vërehet gjatë oksidimit anaerobik të hidroksidit të hekurit në kontakt me ujin.
Formimi në transformatorë
Nga të gjithë gazrat e rrezikshëm të prodhuar në transformatorët e fuqisë, hidrogjeni është më i zakonshmi dhe gjenerohet në shumicën e defekteve; pra, prodhimi i hidrogjenit është një shenjë e hershme probleme serioze V cikli jetësor transformator.
Aplikacionet
Konsumi në procese të ndryshme
Sasi të mëdha të H2 nevojiten në industrinë e naftës dhe kimike. Përdorimet më të mëdha të H2 janë për përpunimin (“përmirësimin”) e lëndëve djegëse fosile dhe për prodhimin e amoniakut. Në impiantet petrokimike, H2 përdoret në hidrodealkilimin, hidrodesulfurizimin dhe hidrokrikim. H2 ka disa përdorime të tjera të rëndësishme. H2 përdoret si agjent hidrogjenues, veçanërisht për të rritur nivelet e ngopjes së yndyrave dhe vajrave të pangopura (që gjenden në artikuj të tillë si margarina) dhe në prodhimin e metanolit. Është gjithashtu një burim hidrogjeni në prodhimin e acidit klorhidrik. H2 përdoret gjithashtu si agjent reduktues për mineralet metalike. Hidrogjeni është shumë i tretshëm në shumë metale të rralla të tokës dhe në tranzicion dhe është i tretshëm si në metalet nanokristalore ashtu edhe në ato amorfe. Tretshmëria e hidrogjenit në metale varet nga shtrembërimet lokale ose papastërtitë në rrjetën kristalore. Kjo mund të jetë e dobishme kur hidrogjeni pastrohet duke kaluar nëpër disqe paladiumi të nxehtë, por tretshmëria e lartë e gazit është një problem metalurgjik që kontribuon në brishtësinë e shumë metaleve, duke komplikuar dizajnin e tubacioneve dhe rezervuarëve të magazinimit. Përveç përdorimit të tij si reagent, H2 ka aplikime të gjera në fizikë dhe teknologji. Përdoret si gaz mbrojtës në teknikat e saldimit si saldimi atomik me hidrogjen. H2 përdoret si ftohës i rotorit në gjeneratorët elektrikë në termocentrale sepse ka më shumë përçueshmëri e lartë termike midis të gjitha gazeve. Lëngu H2 përdoret në kërkimet kriogjenike, duke përfshirë kërkimin e superpërçueshmërisë. Për shkak se H2 është më i lehtë se ajri, duke qenë pak më shumë se 1/14 e densitetit të ajrit, dikur përdorej gjerësisht si gaz ngritës në balona dhe aeroplanët. Në aplikimet më të reja, hidrogjeni përdoret i pastër ose i përzier me azot (ndonjëherë i quajtur gaz formues) si një gaz gjurmues për zbulimin e menjëhershëm të rrjedhjeve. Hidrogjeni përdoret në industrinë e automobilave, kimikateve, energjisë, hapësirës ajrore dhe telekomunikacionit. Hidrogjeni është i lejuar aditiv ushqimor(E 949), i cili lejon testimin e rrjedhjeve produkte ushqimore, ndër vetitë e tjera antioksidante. Izotopet e rralla të hidrogjenit kanë gjithashtu përdorime specifike. Deuteriumi (hidrogjen-2) përdoret në aplikimet e ndarjes bërthamore si një moderator neutronet e ngadalta dhe në reaksionet e fuzionit bërthamor. Komponimet e deuteriumit përdoren në fushat e kimisë dhe biologjisë për të studiuar efektet izotopike të reaksioneve. Tritiumi (hidrogjen-3), i prodhuar në reaktorët bërthamorë, përdoret në prodhimin e bombave me hidrogjen, si gjurmues izotopi në shkencat biologjike dhe si burim rrezatimi në bojërat me dritë. Temperatura pikë e trefishtë hidrogjeni i ekuilibrit është faktori përcaktues pikë fikse V shkalla e temperaturës ITS-90 në 13,8033 kelvin.
Medium ftohës
Hidrogjeni përdoret zakonisht në termocentrale si ftohës në gjeneratorë për shkak të një sërë vetive të favorshme që janë rezultat i drejtpërdrejtë i molekulave të tij të lehta diatomike. Këto përfshijnë densitetin e ulët, viskozitetin e ulët dhe kapacitetin më të lartë specifik të nxehtësisë dhe përçueshmërinë termike të çdo gazi.
Bartës i energjisë
Hidrogjeni nuk është një burim energjie, përveç në kontekstin hipotetik të termocentraleve komerciale të shkrirjes që përdorin deuterium ose tritium, një teknologji që aktualisht është larg të qenit i pjekur. Energjia e diellit vjen nga shkrirja bërthamore e hidrogjenit, por ky proces është i vështirë për t'u arritur në Tokë. Hidrogjeni elementar nga burimet diellore, biologjike ose elektrike kërkon më shumë energji për t'u prodhuar sesa harxhohet kur digjet, kështu që në këto raste hidrogjeni funksionon si një bartës energjie, ngjashëm me një bateri. Hidrogjeni mund të prodhohet nga burime fosile (si metani), por këto burime janë të shterueshme. Dendësia e energjisë për njësi vëllimi të hidrogjenit të lëngshëm dhe gazit të ngjeshur të hidrogjenit në çdo presion praktik është dukshëm më i vogël se ai i burimeve tradicionale të energjisë, megjithëse dendësia e energjisë për njësi masë të karburantit është më e lartë. Megjithatë, hidrogjeni elementar është diskutuar gjerësisht në kontekstin e energjisë si një bartës i mundshëm i energjisë në të ardhmen në të gjithë ekonominë. Për shembull, sekuestrimi i CO2 i ndjekur nga kapja dhe ruajtja e karbonit mund të kryhet në pikën e prodhimit të H2 nga lëndët djegëse fosile. Hidrogjeni i përdorur në transport do të digjet relativisht pastër, me disa emetime NOx, por pa emetime karboni. Megjithatë, kostot e infrastrukturës që lidhen me një konvertim të plotë në një ekonomi hidrogjeni do të jenë të rëndësishme. Qelizat e karburantit mund të konvertojë hidrogjenin dhe oksigjenin drejtpërdrejt në energji elektrike në mënyrë më efikase sesa motorët me djegie të brendshme.
Industria gjysmëpërçuese
Hidrogjeni përdoret për të ngopur lidhjet e varura të silikonit amorf dhe karbonit amorf, gjë që ndihmon në stabilizimin e vetive të materialit. Ai është gjithashtu një dhurues i mundshëm i elektroneve në materiale të ndryshme okside, duke përfshirë ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 dhe Sr.
Reaksionet biologjike
H2 është produkt i disa metabolizmit anaerobik dhe prodhohet nga disa mikroorganizma, zakonisht nëpërmjet reaksioneve të katalizuara nga enzimat që përmbajnë hekur ose nikel të quajtura hidrogjenaza. Këto enzima katalizojnë një reaksion redoks të kthyeshëm midis H2 dhe përbërësve të tij - dy protone dhe dy elektrone. Krijimi i gazit të hidrogjenit ndodh duke transferuar ekuivalentët reduktues të prodhuar nga fermentimi i piruvatit në ujë. Cikli natyror i prodhimit dhe konsumit të hidrogjenit nga organizmat quhet cikli i hidrogjenit. Ndarja e ujit, procesi me të cilin uji zbërthehet në protone, elektrone dhe oksigjen përbërës të tij, ndodh në reaksionet e dritës në të gjithë organizmat fotosintetikë. Disa organizma të tillë, duke përfshirë algat Chlamydomonas Reinhardtii dhe cianobakteret, kanë evoluar një fazë të dytë në reaksionet e errëta, në të cilat protonet dhe elektronet reduktohen për të formuar gazin H2 nga hidrogjenazat e specializuara në kloroplast. Janë bërë përpjekje për të modifikuar gjenetikisht hidrazat cianobakteriale për të sintetizuar në mënyrë efikase gazin H2 edhe në prani të oksigjenit. Janë bërë gjithashtu përpjekje duke përdorur algat e modifikuara gjenetikisht në një bioreaktor.
