Hidrojen - nedir bu? Özellikleri ve anlamı. Yer kabuğu ve canlı organizmalar

su ile etkileşim bir alkali oluşturur; c) pasif, aktif değil; b) metallerle etkileşime girdiğinde tuz oluştururlar; d) tipik metaller; 2. Hidrojen üretmek için kullanılabilen metal (düşük sıcaklıkta suyla reaksiyona sokularak): a) Zn; b) Mg; c) Au; d) Hg; e)K; 3. Hem asitlerle hem de alkalilerle reaksiyona girebilen oksit ve hidroksitlere şöyle denir: a) amfoterik b) asidik c) bazik 4. Periyodik olarak soldan sağa metalik özellikler: a) güçlendirmek b) zayıflatmak c) değişmeden kalmak 5. Grup VII'nin ikincil alt grubunun elementi: a) klor b) fosfor c) manganez d) francium 6. Bir atom çekirdeğinin yükü şu şekilde belirlenir: a) ile periyot numarası b) grup numarasına göre c) seri numarasına göre 7. Seri numarası 17 ve 35 olan elementlerin atomlarının yapısı aynıdır: a) toplam elektron sayısı; c) elektronik seviyelerin sayısı; d) son enerji seviyesindeki elektronların sayısı; b) nötron sayısı; 8. Elektronik formülü 1s22s2р63s2p4 olan element: a) karbon; b) kükürt; c) klor; d) sodyum; 9. Karbon atomunun elektronik formülü şu şekildedir: a) 1s22s22р3 b) 1s22s2 c) 1s22s22p2 10. Son enerji seviyesindeki elementi aşağıdaki yapıya sahip olan atom…3s23p5: a) fosfor; b) florin; c) klor; d) magnezyum; 11. 19 numaralı elementin elektron kabuğundaki eşleşmemiş elektronların sayısı: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; 12. Atomları RO3 türünde daha yüksek bir oksit oluşturabilen bir elementin sıra numarası: a) No. 11 (sodyum); b) No. 14 (silikon); c) No. 16 (kükürt); 13. Elektronik formülü 1s22s22p63s23p5 olan bir element uçucu bir element oluşturur. hidrojen bağlantısı tip: a) RH4; b) RH3; c) H2R; d) İK; 14. 3 mol hidrojenin hacmi normal koşullar: a) 22,4 l; b) 44,8 l; c) 67,2 l; d) 89,6 l; e) 112 l; 15. Dördüncü periyodun elementi yan alt grup; oksit ve hidroksit amfoterik karakter sergiler. Bu element, RO tipi bir oksit ve bir R(OH)2 hidroksit oluşturur. a) magnezyum b) kalsiyum c) çinko d) karbon 16. Silikonun maksimum değeri: a) IV b) V c) VI d) VII 17. Selenyumun minimum değeri (No. 34): a) I b) II c ) III d ) IV 18. Molekül ağırlığı ikisinin reaksiyona girmesiyle elde edilen tuz daha yüksek oksitler Atomik konfigürasyonları sırasıyla 1s22s22p63s23p64s1 ve 1s22s22p3 olan elementler şuna eşittir: a) 85; b) 111; c) 63; d) 101; e) 164; 19. Dönüşümler sonucunda elde edilen “X” ürünü: Al tuzu Al(OH)3 X a) Al Cl3 b) Al H3 c) Na Al O2 d) Al e) Al2O3 20. Katsayıların toplamı reaksiyon denkleminde diyagramı H2S + O2 → SO2 + H2O a) 5; b) 6; c) 7; d) 8; e) 9; 21. Molar kütle magnezyum oksit (g/mol cinsinden): a) 24; b) 36; c) 40; d) 80; e) 82; 22. Bu bileşiğin 800 gramını oluşturan demir (III) oksidin mol sayısı: a) 1; b) 2; c) 3; d) 4; e) 5; 23. 8 g CH4 metan yakıldığında 401 kJ ısı açığa çıktı. CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q kimyasal reaksiyonunun termal etkisini (Q) hesaplayın: a) + 401 kJ; b) +802 kJ; c) - 802 kJ; d) + 1604 kJ; e) - 1604 kJ; 24. Normal koşullar altında 128 g oksijen aşağıdaki hacmi kaplar: a) 11,2 l; b) 22,4 l; c) 44,8 l; d) 67,2 l; e) 89,6 l; 25. Kütle fraksiyonu SiH4 bileşiğindeki hidrojen: a) %30; b) %12,5; c) %40; d) %60; e) %65; 26. EO2 bileşiğindeki oksijenin kütle oranı %50'dir. Bileşikteki E elementinin adı: a) nitrojen; b) titanyum; c) kükürt; d) selenyum; e) karbon; 27. 44,8 litre hidrojenle etkileşime giren demir (III) oksidin mol sayısı (n.s.): a) 0,67 mol; b) 2 mol; c) 0,3 mol; d) 0,4 mol; e) 5 mol; 28. Kütle hidroklorik asit 44,8 litre hidrojen (n.s.) elde etmek için gereklidir (Mg + 2HCl = MgCl2 + H2): a) 146 g; b) 73 gr; c) 292 gr; d) 219 gr; e) 20 gr; 29. 400 g %80 sodyum klorür çözeltisi içindeki tuzun kütlesi: a) 146 g; b) 320 gr; c) 210 gr; d) 32 gr; e) 200 gr; 30. Potasyum hidroksitin 300 g %65'lik ortofosforik asit çözeltisi ile etkileşimi sonucu oluşan tuz kütlesi: a) 422 g; b) 196 gr; c) 360 gr; d) 435 gr; e) 200 gr;

İÇİNDE periyodik tablo Hidrojen, özellikleri bakımından tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu özellik onu tamamen benzersiz kılmaktadır. Hidrojen sadece bir element veya madde değildir, aynı zamanda ayrılmaz parça birçok karmaşık bileşikler, organojenik ve biyojenik element. Bu nedenle özelliklerine ve özelliklerine daha detaylı bakalım.

Metallerin ve asitlerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı 16. yüzyılda, yani kimyanın bir bilim olarak oluşumu sırasında gözlemlendi. Ünlü İngiliz bilim adamı Henry Cavendish, 1766 yılından itibaren maddeyi incelemeye başladı ve ona "yanıcı hava" adını verdi. Bu gaz yandığında su üretiyordu. Ne yazık ki bilim adamının flojiston (varsayımsal "ultra ince madde") teorisine bağlılığı onun doğru sonuçlara varmasını engelledi.

Fransız kimyager ve doğa bilimci A. Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte ve özel gazometrelerin yardımıyla 1783 yılında suyu sentezledi ve ardından su buharının sıcak demirle ayrışması yoluyla analiz etti. Böylece bilim adamları doğru sonuçlara varabildiler. "Yanıcı havanın" yalnızca suyun bir parçası olmadığını, aynı zamanda ondan da elde edilebileceğini buldular.

1787'de Lavoisier, incelenen gazın basit madde ve buna göre birincil kimyasal elementlerden biridir. Buna hidrojen adını verdi (Yunanca hydor - su + gennao - doğuruyorum kelimelerinden), yani "suyu doğurmak".

Rusça "hidrojen" adı 1824 yılında kimyager M. Soloviev tarafından önerildi. Suyun bileşiminin belirlenmesi "flojiston teorisinin" sonunu işaret ediyordu. 18. ve 19. yüzyılların başında, hidrojen atomunun (diğer elementlerin atomlarına kıyasla) çok hafif olduğu ve atom kütlelerini karşılaştırmak için kütlesinin 1'e eşit bir değer alarak temel birim olarak alındığı tespit edildi.

Fiziksel özellikler

Hidrojen bilimde bilinen en hafif maddedir (havadan 14,4 kat daha hafiftir), yoğunluğu 0,0899 g/l'dir (1 atm, 0 °C). Bu malzeme sırasıyla -259,1 °C ve -252,8 °C'de erir (katılaşır) ve kaynar (sıvılaşır) (sadece helyum daha düşük kaynama ve erime sıcaklıklarına sahiptir).

Hidrojenin kritik sıcaklığı oldukça düşüktür (-240°C). Bu nedenle sıvılaştırılması oldukça karmaşık ve maliyetli bir işlemdir. Maddenin kritik basıncı 12,8 kgf/cm², kritik yoğunluğu ise 0,0312 g/cm³'tür. Tüm gazlar arasında hidrojen en yüksek termal iletkenliğe sahiptir: 1 atm ve 0 °C'de 0,174 W/(mxK)'ye eşittir.

Maddenin aynı koşullardaki özgül ısı kapasitesi 14.208 kJ/(kgxK) veya 3.394 cal/(gh°C)'dir. Bu element suda az çözünür (1 atm ve 20 °C'de yaklaşık 0,0182 ml/g), ancak çoğu metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (hacim başına yaklaşık 850 hacim Pd) iyi çözünür. .

İkinci özellik, yayılma kabiliyeti ile ilişkilidir ve bir karbon alaşımı (örneğin çelik) yoluyla difüzyona, hidrojenin karbonla etkileşimi nedeniyle alaşımın tahrip olması eşlik edebilir (bu işleme karbon giderme denir). İÇİNDE sıvı hal madde çok hafiftir (t° = -253 °C'de yoğunluk - 0,0708 g/cm³) ve akışkandır (aynı koşullar altında viskozite - 13,8 bozulma).

Birçok bileşikte bu element, sodyum ve diğer alkali metaller gibi +1 değerlik (oksidasyon durumu) sergiler. Genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir. Buna göre periyodik sistemin I. grubuna başkanlık ediyor. Metal hidritlerde hidrojen iyonu şunları gösterir: negatif yük(Oksidasyon durumu -1'dir), yani Na+H-, Na+Cl- klorüre benzer bir yapıya sahiptir. Buna ve diğer bazı gerçeklere göre (“H” elementinin halojenlerle fiziksel özelliklerinin benzerliği, organik bileşiklerde onu halojenlerle değiştirme yeteneği), Hidrojen şu şekilde sınıflandırılır: VII grubu Mendeleev'in sistemi.

Normal koşullar altında, moleküler hidrojen düşük aktiviteye sahiptir ve yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ve klor ile, ikincisi ışıkta) doğrudan birleşir. Buna karşılık ısıtıldığında birçok kimyasal elementle etkileşime girer.

Atomik hidrojen kimyasal aktiviteyi arttırmıştır (moleküler hidrojen ile karşılaştırıldığında). Oksijenle aşağıdaki formüle göre su oluşturur:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

285,937 kJ/mol ısı veya 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm) açığa çıkar. Normal sıcaklık koşulları altında reaksiyon oldukça yavaş ilerler ve t° >= 550 °C'de kontrol edilemez. Hacimce hidrojen + oksijen karışımının patlama limitleri %4–94 H₂'dir ve hidrojen + hava karışımı %4–74 H₂'dir (iki hacim H₂ ve bir hacim O₂ karışımına patlayıcı gaz denir).

Bu element, oksijeni oksitlerden uzaklaştırdığı için çoğu metali azaltmak için kullanılır:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O, vb.

Hidrojen, farklı halojenlerle hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Bununla birlikte, flor ile reaksiyona girdiğinde hidrojen patlar (bu aynı zamanda karanlıkta, -252 ° C'de de olur), brom ve klor ile yalnızca ısıtıldığında veya aydınlatıldığında ve iyot ile yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer. Azotla etkileşime girdiğinde amonyak oluşur, ancak yalnızca katalizörde yüksek tansiyon ve sıcaklık:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Isıtıldığında hidrojen kükürt ile aktif olarak reaksiyona girer:

H₂ + S = H₂S (hidrojen sülfür),

ve tellür veya selenyumla çok daha zordur. Hidrojen saf karbonla katalizör olmadan reaksiyona girer, ancak yüksek sıcaklıklar:

2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).

Bu madde bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur, örneğin:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Önemli pratik önemi Hidrojen ve karbon(II) monoksit arasında etkileşimler vardır. Bu durumda basınca, sıcaklığa ve katalizöre bağlı olarak farklı organik bileşikler oluşur: HCHO, CH₃OH, vb. Reaksiyon sırasında doymamış hidrokarbonlar doymuş hale gelir, örneğin:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Hidrojen ve bileşikleri kimyada olağanüstü bir rol oynar. Koşullar asit özellikleri sözde protik asitler, birçok inorganik ve organik bileşiğin özellikleri üzerinde önemli etkiye sahip olan çeşitli elementlerle hidrojen bağları oluşturma eğilimindedir.

Hidrojen üretimi

Bu elementin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri, petrol rafine gazları, doğal yanıcı ve kok fırını gazlarıdır. Ayrıca sudan elektroliz yoluyla (elektriğin mevcut olduğu yerlerde) elde edilir. Malzeme üretmenin en önemli yöntemlerinden biri doğal gaz Başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimi (dönüşüm adı verilen) dikkate alınır. Örneğin:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Hidrokarbonların oksijenle eksik oksidasyonu:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Sentezlenen karbon monoksit (II) dönüşüme uğrar:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.

Suyun elektrolizi için kullanılır DC bir NaOH veya KOH çözeltisinden geçirilen (ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). İÇİNDE laboratuvar koşulları malzeme suyun elektrolizi ile veya hidroklorik asit ile çinko arasındaki reaksiyon sonucu elde edilir. Ancak silindirlerde hazır fabrika malzemesi daha sık kullanılır.

Bu element, derin soğutma sırasında daha kolay sıvılaştığından, gaz karışımındaki diğer tüm bileşenlerin çıkarılmasıyla petrol rafine gazlarından ve kok fırını gazından izole edilir.

Bu malzeme endüstriyel olarak üretilmeye başlandı. XVIII'in sonu yüzyıl. O zamanlar balonları doldurmak için kullanılıyordu. Şu anda hidrojen, amonyak üretimi için başta kimya endüstrisi olmak üzere endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır.

Maddenin kitlesel tüketicileri, metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin ve diğer birçok ürünün üreticileridir. Karbon monoksit (II) ve hidrojenden sentez yoluyla elde edilirler. Hidrojen, ağır ve katı sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, HCl sentezinde, petrol ürünlerinin hidrojenle işlenmesinde ve ayrıca metal kesme/kaynaklamada kullanılır. için en önemli unsurlar nükleer enerji izotopları trityum ve döteryumdur.

Hidrojenin biyolojik rolü

Canlı organizmaların kütlesinin yaklaşık %10'u (ortalama olarak) bu elementten gelir. Suyun ve proteinler, nükleik asitler, lipitler ve karbonhidratlar dahil olmak üzere en önemli doğal bileşik gruplarının bir parçasıdır. Ne için kullanılır?

Bu şey oynuyor belirleyici rol: bakımını yaparken mekansal yapı proteinler (dördüncül), nükleik asitlerin tamamlayıcılık ilkesinin uygulanmasında (yani uygulama ve depolamada) genetik bilgi), genellikle moleküler düzeyde “tanınmada”.

Hidrojen iyonu H+ vücutta önemli dinamik reaksiyonlarda/süreçlerde rol alır. Dahil olanlar: canlı hücrelere enerji sağlayan biyolojik oksidasyonda, biyosentetik reaksiyonlarda, bitkilerde fotosentezde, bakteriyel fotosentezde ve nitrojen fiksasyonunda, bakımında asit-baz dengesi ve homeostaz, membran taşıma süreçlerinde. Karbon ve oksijenle birlikte yaşam olgusunun işlevsel ve yapısal temelini oluşturur.

Hidrojen tüm elementlerin en basitidir ve aynı zamanda doğada en bol bulunanıdır. Daha büyük öğrenciler, magnezyum ve çinko gibi metallerin seyreltik inorganik asitlerle reaksiyonlarının hidrojen oluşumuna yol açtığını zaten biliyorlar. Ayrıca karakteristik bir "patlama" özelliğine sahip hidrojen gazı testini de biliyorlar. Hidrojen, su, metan gibi okulda kimya çalışmasının başladığı en basit bileşiklerin formüllerine dahil edilir. sülfürik asit amonyak ve etanol

Hidrojen evrende en bol bulunan elementtir. İle mevcut tahminler Hidrojen atomların %90'ından fazlasını ve Evrenin kütlesinin yaklaşık %75'ini oluşturur. Dünya üzerinde bulunan elementler arasında hidrojen en çok bulunan dokuzuncu elementtir. Dünya kütlesinin %0,76'sını oluşturur ve neredeyse karbon kadar farklı bileşikte bulunur. Doğada bulunan en önemli hidrojen bileşiği sudur. Hidrojen ayrıca kömür ve petrol gibi organik bileşiklerde de bulunur.

Hidrojen yalnızca en yaygın elementlerden biri değildir, aynı zamanda birçok kimyasal ve fiziksel özelliği bakımından diğer tüm elementlerden tamamen farklıdır. Ayrıca özel bir dizi bileşik oluşturur. Bu, benzersiz bir kimyasal bağ türünün adlandırıldığı tek elementtir (bkz. Bölüm 2.1). Hidrojen bombası (bkz. bölüm 1.3), hidrojen bakterileri ve hatta hidrojen enerjisi (aşağıya bakın) gibi kavramlar vardır.

Hidrojen bakterileri hidrojeni suya oksitleyerek enerji üretebilmektedir. Bu enerji, hidrojen bakterilerinin karbondioksiti özümsemesi için gereklidir. Belirli koşullar altında belirli organik bileşikleri de oksitleyebilirler.

Hidrojen yanıcı gaz olan tek elementtir. Hidrojeni ilk izole eden Flaman kimyager I. B. Van Helmont'un (1579-1644) onu "yanıcı gaz" olarak adlandırmasının nedeni budur. Laboratuvar koşullarında hidrojen ilk olarak asidin demir üzerindeki etkisiyle T. Mayern ve daha sonra (1672'de) R. Boyle tarafından elde edildi. 1766 yılında İngiliz kimyager ve fizikçi G. Cavendish hidrojeni dikkatle inceledi ve ona "yanıcı hava" adını verdi. "Hidrojen" adı Lavoisier tarafından tanıtıldı ve Yunanca "hidro" (su) ve "genler" (doğum) sözcüklerinden Latince "hidrojen" terimini oluşturdu.

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)

Lavoisier kurucusu olarak kabul edilir modern kimya. Kimyaya en önemli katkısı, yanlış teori filojiston. Bu teoriye göre, tüm yanıcı maddeler iki bileşenden oluşur: flojiston ve kireç. Yanıcı bir madde yakıldığında flojistonunu kaybeder ve tortuya (“kül” veya “kireç”) dönüşür. Lavoisier deneysel olarak havadaki oksijenin yanma sürecinde yer aldığını gösterdi. Ayrıca oksijenin solunumdaki rolünü de ortaya koydu ve elementler ile bileşikler arasında ayrım yapan ilk kişi oldu.

Antoine Lavoisier (Thalstrup'un tablosundan).

Hidrojen atomunun yapısı

Hidrojen atomu en basit yapıya sahiptir: bir protondan oluşan bir çekirdek ve çekirdeği çevreleyen ls yörüngesinde yer alan bir elektrondan oluşur (bkz. Bölüm 1.2). Bu basit yapı, hidrojenin birçok eşsiz özelliğinden sorumludur. Öncelikle hidrojen atomunun yalnızca bir değerliği vardır. elektron kabuğu. Bu nedenle, onun tek elektronu, iç elektronlar tarafından nükleer yükün etkisinden korunmaz. İkincisi, bu dış kabuğun kararlı hale gelmesi için yalnızca bir elektron kazanması veya kaybetmesi yeterlidir. elektronik konfigürasyon. Son olarak hidrojen atomu yalnızca bir elektron ve bir protondan oluştuğu için boyutu çok küçüktür. Aslında kovalent yarıçapı (0,029 nm) ve van der Waals yarıçapı (0,12 nm), tüm elementler arasında minimum değerlere sahiptir (bkz. Bölüm 2.2). Bu özellikler birçok şeyi açıklıyor ayırt edici özellikler hidrojen ve periyodik tablodaki özel konumu.

Periyodik tablodaki konumu

Hidrojen atomu tek elektronunu kaybederek tek yüklü pozitif iyon oluşturduğundan, bu element periyodik tablonun 1. grubunun en üstüne yerleştirilir. Bununla birlikte, belirli koşullar altında hidrojen elde edilebilmesine rağmen

Tablo 12.1. Hidrojen, lityum ve sodyumun iyonlaşma enerjileri

Tablo 12.2. Hidrojen, flor ve klorun elektron ilgileri

Tablo 12.3. Hidrojen, flor ve klor moleküllerindeki ortalama bağ entalpileri

metalik özellikler (bkz. Şekil 2.15), normal koşullar altında yalnızca metalik olmayan özellikler sergiler. İyonlaşma enerjisinin lityum ve sodyumun iyonlaşma enerjisiyle karşılaştırılması (Tablo 12.1), hidrojenin grup I alkali metallerin diğer elementlerinden çok farklı olduğunu gösterir.

Hidrojen atomu aynı zamanda zorlukla da olsa bir elektron bağlayarak iyon oluşturabilir. Bu özelliğinden dolayı halojenlerle birlikte grup VII'nin en üstüne yerleştirilebilir. Ancak hidrojen bir p-elementi değildir ve elektron ilgisi (bkz. Bölüm 2.1) ile flor ve klorun elektron ilgisi (Tablo 12.2) karşılaştırıldığında, onun grup VII'de yeri olmadığı görülür.

Hidrojenin de halojenler gibi diatomik moleküller oluşturmasına rağmen, hidrojen molekülündeki bağın flor veya klor moleküllerindeki bağdan çok daha güçlü olduğunu unutmayın. Bu, Tabloda belirtilen bağ entalpileri (bkz. Bölüm 5.3) karşılaştırılarak doğrulanabilir. 12.3.

Periyodik tabloda sergilediği özellikleri yansıtan ve elektronik yapısından bahseden kendine özgü bir konumu vardır. Ancak bunların arasında aynı anda iki hücreyi işgal eden özel bir atom vardır. Özellikleri bakımından tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu hidrojendir. Bu tür özellikler onu benzersiz kılmaktadır.

Hidrojen sadece bir element değil, aynı zamanda basit bir maddedir ve birçok karmaşık bileşiğin ayrılmaz bir parçası, biyojenik ve organojenik bir elementtir. Bu nedenle özelliklerini ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Kimyasal element olarak hidrojen

Hidrojen grup 1 elementidir ana alt grup ve ilk küçük dönemde ana alt grubun yedinci grubu. Bu periyot yalnızca iki atomdan oluşur: helyum ve ele aldığımız element. Periyodik tablodaki hidrojenin konumunun ana özelliklerini açıklayalım.

Hidrojenin atom numarası 1, elektron sayısı aynı ve buna bağlı olarak proton sayısı da aynıdır. Atom kütlesi - 1,00795. Bu elementin kütle numaraları 1, 2, 3 olan üç izotopu vardır. Bununla birlikte, her birinin özellikleri çok farklıdır, çünkü hidrojen için kütlede bir birim bile artış hemen iki katına çıkar.
Dış yüzeyinde yalnızca bir elektron bulunması, hem oksidatif hem de onarıcı özellikler. Ayrıca elektron verdikten sonra serbest bir yörüngede kalır ve verici-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda rol alır.
Hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır. Bu nedenle, ana yeri, en aktif metallerin - alkalilerin bulunduğu ana alt grubun ilk grubu olarak kabul edilir.
Bununla birlikte, metaller gibi güçlü indirgeyici maddelerle etkileşime girdiğinde elektron kabul eden bir oksitleyici madde de olabilir. Bu bileşiklere hidritler denir. Bu özelliğine göre benzer olduğu halojenler alt grubunun başında gelir.
Hidrojen, çok küçük atom kütlesi nedeniyle en hafif element olarak kabul edilir. Ayrıca yoğunluğu da çok düşüktür, dolayısıyla hafiflik açısından da bir ölçüttür.

Böylece hidrojen atomunun diğer tüm elementlerden farklı olarak tamamen benzersiz bir element olduğu açıktır. Dolayısıyla özellikleri de özeldir ve oluşan basit ve karmaşık maddeler çok önemlidir. Onları daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Basit madde

hakkında konuşursak bu eleman Molekül olarak diatomik olduğunu söylemeliyiz. Yani hidrojen (basit bir madde) bir gazdır. Ampirik formülü H 2 olarak, grafik formülü ise tek bir formül kullanılarak yazılacaktır. sigma H-H bağı. Atomlar arasındaki bağ oluşumunun mekanizması polar olmayan kovalenttir.

Buhar metan reformasyonu.
Kömürün gazlaştırılması - süreç, kömürün 1000 0 C'ye ısıtılmasını içerir ve bunun sonucunda hidrojen ve yüksek karbonlu kömür oluşur.
Elektroliz. Bu yöntem eriyikler katotta su tahliyesine yol açmadığından yalnızca çeşitli tuzların sulu çözeltileri için kullanılabilir.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

Metal hidritlerin hidrolizi.
Seyreltik asitlerin aktif metaller ve ortam aktivitesi üzerindeki etkisi.
Alkali ve arasındaki etkileşim alkali toprak metalleri su ile.

Üretilen hidrojeni toplamak için test tüpünü baş aşağı tutmalısınız. Sonuçta bu gaz, örneğin karbondioksitle aynı şekilde toplanamaz. Bu hidrojendir, havadan çok daha hafiftir. Çabuk buharlaşır ve büyük miktarlarda havayla karıştığında patlar. Bu nedenle test tüpü ters çevrilmelidir. Doldurulduktan sonra lastik tıpa ile kapatılmalıdır.

Toplanan hidrojenin saflığını kontrol etmek için boynunuza yanan bir kibrit getirmelisiniz. Alkış donuk ve sessizse bu, gazın temiz olduğu ve hava kirliliğinin minimum düzeyde olduğu anlamına gelir. Gürültülü ve ıslık çalıyorsa kirlidir ve büyük oranda yabancı bileşenler içermektedir.

Kullanım alanları

Hidrojen yakıldığında çok fazla şey açığa çıkar büyük sayı enerji (ısı), bu gazın en karlı yakıt olduğu düşünülmektedir. Üstelik çevre dostudur. Ancak bugüne kadar bu alandaki uygulaması sınırlıdır. Bunun nedeni, reaktörlerde, motorlarda ve taşınabilir cihazlarda ve ayrıca konut ısıtma kazanlarında yakıt olarak kullanıma uygun olan saf hidrojenin sentezlenmesine ilişkin kötü düşünülmüş ve çözülmemiş sorunlardan kaynaklanmaktadır.

Sonuçta bu gazı üretme yöntemleri oldukça pahalıdır, bu nedenle öncelikle özel bir sentez yöntemi geliştirmek gerekir. Ürünü büyük miktarlarda ve minimum maliyetle elde etmenizi sağlayacak bir ürün.

Düşündüğümüz gazın kullanıldığı birkaç ana alan var.

Kimyasal sentezler. Hidrojenasyon sabun, margarin ve plastik üretmek için kullanılır. Hidrojen, metanol ve amonyağın yanı sıra diğer bileşiklerin katılımıyla sentezlenir.
İÇİNDE gıda endüstrisi- katkı maddesi olarak E949.
Havacılık endüstrisi (roket bilimi, uçak üretimi).
Elektrik enerjisi endüstrisi.
Meteoroloji.
Çevre dostu yakıt.

Açıkçası hidrojen doğada bol olduğu kadar önemlidir. Oluşturduğu çeşitli bileşikler daha da büyük bir rol oynar.

Hidrojen bileşikleri

Bunlar hidrojen atomları içeren karmaşık maddelerdir. Bu tür maddelerin birkaç ana türü vardır.

Hidrojen halojenürler. Genel formül HHal'dir. Özel önem bunların arasında hidrojen klorür vardır. Hidroklorik asit çözeltisi oluşturmak üzere suda çözünen bir gazdır. Bu asit hemen hemen tüm kimyasal sentezlerde yaygın olarak kullanılmaktadır. Üstelik hem organik hem de inorganik. Hidrojen klorür, HCL ampirik formülüne sahip bir bileşiktir ve ülkemizde her yıl üretilen en büyük bileşiklerden biridir. Hidrojen halojenürler ayrıca hidrojen iyodür, hidrojen florür ve hidrojen bromürü içerir. Hepsi karşılık gelen asitleri oluşturur.
Uçucu Neredeyse hepsi oldukça zehirli gazlar. Örneğin hidrojen sülfür, metan, silan, fosfin ve diğerleri. Aynı zamanda çok yanıcıdırlar.
Hidritler metalli bileşiklerdir. Tuzlar sınıfına aittirler.
Hidroksitler: bazlar, asitler ve amfoterik bileşikler. Mutlaka bir veya daha fazla hidrojen atomu içerirler. Örnek: NaOH, K2, H2S04 ve diğerleri.
Hidrojen hidroksit. Bu bileşik daha çok su olarak bilinir. Diğer adı hidrojen oksittir. Ampirik formülşuna benziyor - H 2 O.
Hidrojen peroksit. Bu, formülü H2O2 olan güçlü bir oksitleyici maddedir.
Çok sayıda organik bileşik: hidrokarbonlar, proteinler, yağlar, lipitler, vitaminler, hormonlar, uçucu yağlar ve diğerleri.

Düşündüğümüz elementin bileşik çeşitliliğinin çok büyük olduğu açıktır. Bu da onun doğa ve insanlar için olduğu kadar tüm canlılar için de ne kadar önemli olduğunu bir kez daha doğruluyor.

- bu en iyi çözücüdür

Yukarıda da belirttiğimiz gibi bu maddenin ortak adı sudur. Kovalent bağlarla birbirine bağlanan iki hidrojen atomu ve bir oksijenden oluşur kutupsal bağlar. Su molekülü bir dipoldür ve bu onun sergilediği birçok özelliği açıklar. Özellikle evrensel bir çözücüdür.

İçinde su ortamı Hemen hemen tüm kimyasal işlemler meydana gelir. Plastiğin iç reaksiyonları ve enerji metabolizması canlı organizmalarda da hidrojen oksit kullanılarak gerçekleştirilir.

Su haklı olarak gezegendeki en önemli madde olarak kabul edilir. Hiçbir canlı organizmanın onsuz yaşayamayacağı bilinmektedir. Dünya'da üç toplama durumunda var olabilir:

sıvı;
gaz (buhar);
katı (buz).

Molekülde bulunan hidrojen izotopuna bağlı olarak üç tür su ayırt edilir.

Işık veya protium. Kütle numarası 1 olan bir izotop. Formül - H2O. Bu, tüm organizmaların kullandığı olağan formdur.
Döteryum veya ağır, formülü D 2 O'dur. 2 H izotopunu içerir.
Süper ağır veya trityum. Formül T 3 O, izotop - 3 H'ye benziyor.

Gezegendeki tatlı protium suyu rezervleri çok önemlidir. Zaten birçok ülkede bu eksiklik var. İçme suyu üretmek için tuzlu suyun arıtılmasına yönelik yöntemler geliştirilmektedir.

Hidrojen peroksit evrensel bir çözümdür

Bu bileşik yukarıda belirtildiği gibi mükemmel bir oksitleyici maddedir. Ancak güçlü temsilcilerle birlikte restoratör olarak da hareket edebilir. Ayrıca belirgin bir bakteri yok edici etkiye sahiptir.

Bu bileşiğin bir diğer adı peroksittir. Tıpta bu haliyle kullanılmaktadır. Söz konusu bileşiğin %3'lük kristal hidrat çözeltisi, küçük yaraları dezenfekte etmek amacıyla tedavi etmek için kullanılan tıbbi bir ilaçtır. Ancak bunun yaranın iyileşme süresini arttırdığı kanıtlanmıştır.

Hidrojen peroksit ayrıca roket yakıtında, endüstride dezenfeksiyon ve ağartma amacıyla ve uygun malzemelerin (örneğin köpük) üretiminde köpük oluşturucu madde olarak kullanılır. Ayrıca peroksit akvaryumların temizlenmesine, saçların beyazlatılmasına ve dişlerin beyazlatılmasına yardımcı olur. Ancak dokulara zarar verdiği için uzmanlar tarafından bu amaçlarla kullanılması önerilmez.

Hidrojen, H sembolüne sahip kimyasal bir elementtir ve atom numarası 1. Yaklaşık 1,008 standart atom ağırlığıyla hidrojen, periyodik tablodaki en hafif elementtir. Tek atomlu formu (H), evrende en bol bulunan kimyasaldır ve toplam baryon kütlesinin yaklaşık %75'ini oluşturur. Yıldızlar çoğunlukla plazma halindeki hidrojenden oluşur. Hidrojenin en yaygın izotopu olan protium (bu isim nadiren kullanılır, sembol 1H) bir protona sahiptir ve nötron içermez. Atomik hidrojenin yaygın olarak ortaya çıkışı ilk olarak rekombinasyon döneminde meydana geldi. Standart sıcaklık ve basınçlarda hidrojen, H2 moleküler formülüne sahip renksiz, kokusuz, tatsız, toksik olmayan, metalik olmayan, yanıcı diatomik bir gazdır. Hidrojen kolayca oluştuğundan kovalent bağlar Metalik olmayan elementlerin çoğuyla birlikte Dünya'daki hidrojenin çoğu, su veya organik bileşikler gibi moleküler formlarda bulunur. Hidrojen özellikle oynar önemli rol asit-baz reaksiyonlarında çünkü asit bazlı reaksiyonların çoğu, çözünür moleküller arasında proton değişimini içerir. İyonik bileşiklerde hidrojen, hidrit olarak bilinen negatif yük (yani bir anyon) formunu veya H+ sembolüyle gösterilen pozitif yüklü (yani katyon) formunu alabilir. Hidrojen katyonunun basit bir protondan oluştuğu anlatılır, ancak gerçekte iyonik bileşiklerdeki hidrojen katyonları her zaman daha karmaşıktır. Schrödinger denkleminin analitik olarak çözülebileceği tek nötr atom olarak hidrojen (yani atomunun enerjisinin ve bağlarının incelenmesi) kuantum mekaniğinin gelişiminde önemli bir rol oynadı. Hidrojen gazı ilk olarak 16. yüzyılın başlarında asitlerin metallerle reaksiyona sokulmasıyla yapay olarak üretildi. 1766-81'de. Henry Cavendish, hidrojen gazının ayrı bir madde olduğunu ve yandığında su ürettiğini ilk fark eden kişiydi ve ona adını verdi: Yunanca'da hidrojen "su üreticisi" anlamına geliyor. Endüstriyel üretim Hidrojen üretimi öncelikle doğal gazın buharla yeniden düzenlenmesiyle ve daha az yaygın olarak su elektrolizi gibi daha enerji yoğun yöntemlerle ilişkilidir. En Hidrojen üretildiği yere yakın yerlerde kullanılır; en yaygın iki kullanımı fosil yakıt işleme (örn. hidrokraking) ve esas olarak gübre pazarı için amonyak üretimidir. Hidrojen metalurjide bir endişe kaynağıdır çünkü birçok metali kırılgan hale getirebilir, boru hatları ve depolama tanklarının tasarımını zorlaştırabilir.

Özellikler

Yanma

Hidrojen gazı (dihidrojen veya moleküler hidrojen), havada hacimce %4'ten %75'e kadar çok geniş bir konsantrasyon aralığında yanan yanıcı bir gazdır. Yanma entalpisi 286 kJ/mol'dür:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Hidrojen gazı, hava ile %4-74 arası konsantrasyonlarda ve klor ile %5,95'e kadar konsantrasyonlarda patlayıcı karışımlar oluşturur. Patlayıcı reaksiyonlar kıvılcımlardan, ısıdan veya güneş ışığı. Hidrojenin kendiliğinden tutuşma sıcaklığı, yani havada kendiliğinden tutuşma sıcaklığı 500 °C'dir (932 °F). Saf hidrojen-oksijen alevleri ultraviyole radyasyon yayar ve ana motorun soluk dumanından da anlaşılacağı üzere, yüksek oksijen karışımıyla çıplak gözle neredeyse görünmez. uzay mekiği Amonyum perklorat kompoziti kullanan Uzay Mekiği Katı Roket Güçlendiricinin oldukça görünür tüyleriyle karşılaştırıldığında. Yanan bir hidrojen sızıntısını tespit etmek için bir alev dedektörü gerekebilir; bu tür sızıntılar çok tehlikeli olabilir. Hidrojen alevi diğer koşullar altında mavidir ve doğal gazın mavi alevine benzer. "Hindenburg" zeplin ölümü üzücü ünlü örnek hidrojen yanıyor ve konu hala tartışılıyor. Bu olayda görülebilen turuncu alevler, zeplin yüzeyinden gelen karbon bileşikleri ile birleştirilmiş hidrojen ve oksijen karışımına maruz kalınmasından kaynaklanmıştır. H2 her oksitleyici elementle reaksiyona girer. Hidrojen, oda sıcaklığında klor ve flor ile kendiliğinden reaksiyona girerek, aynı zamanda potansiyel olarak tehlikeli asitler olan ilgili hidrojen halojenürleri, hidrojen klorürü ve hidrojen florürü oluşturabilir.

Elektron enerji seviyeleri

Hidrojen atomundaki bir elektronun temel durum enerji seviyesi -13,6 eV'dir ve bu, dalga boyu yaklaşık 91 nm olan bir ultraviyole fotona eşdeğerdir. Hidrojenin enerji seviyeleri, elektronu Dünya'nın Güneş'in yörüngesine benzer şekilde "yörüngesel" bir proton olarak kavramsallaştıran Bohr atom modeli kullanılarak oldukça doğru bir şekilde hesaplanabilir. Ancak atomik elektron ve proton elektromanyetik kuvvet tarafından bir arada tutulurken, gezegenler ve gök cisimleri yerçekimi tarafından bir arada tutulur. Örnekleme nedeniyle açısal momentum Bohr tarafından erken kuantum mekaniğinde öne sürülen Bohr modelindeki elektron, protondan yalnızca belirli izin verilen mesafeleri ve dolayısıyla yalnızca belirli izin verilen enerjileri işgal edebilir. Hidrojen atomunun daha doğru bir tanımı, bir elektronun bir proton etrafındaki olasılık yoğunluk dağılımını hesaplamak için Schrödinger denklemini, Dirac denklemini ve hatta Feynman entegre devresini kullanan tamamen kuantum mekaniksel bir işlemden gelir. En karmaşık işleme yöntemleri, özel görelilik ve vakum polarizasyonunun küçük etkilerini üretir. Kuantum işlemede, temel durumdaki bir hidrojen atomundaki elektronun hiçbir açısal momentumu yoktur, bu da "gezegensel yörüngenin" elektron hareketinden ne kadar farklı olduğunu gösterir.

Temel moleküler formlar

İki farklı spin izomeri vardır iki atomlu moleküllerçekirdeklerinin bağıl spinleri farklı olan hidrojen. Ortohidrojen formunda, iki protonun spinleri paraleldir ve moleküler spin kuantum sayısı 1 (1/2 + 1/2) olan üçlü bir durum oluşturur; parahidrojen formunda, dönüşler antiparaleldir ve moleküler spin kuantum sayısı 0 (1/2 1/2) olan bir tekli oluşturur. Standart sıcaklık ve basınçta hidrojen gazı, "normal form" olarak da bilinen yaklaşık %25 para form ve %75 orto form içerir. Ortohidrojenin parahidrojene denge oranı sıcaklığa bağlıdır, ancak orto formu uyarılmış bir durum olduğundan ve para formundan daha yüksek bir enerjiye sahip olduğundan kararsızdır ve saflaştırılamaz. çok düşük sıcaklıklar Denge durumu neredeyse tamamen para formundan oluşur. Saf parahidrojenin sıvı ve gaz fazlarının termal özellikleri, hidrojenin spin izomerlerinde daha ayrıntılı olarak tartışılan dönme ısı kapasitelerindeki farklılıklar nedeniyle normal formdakilerden önemli ölçüde farklıdır. Orto/çift ayrımı aynı zamanda diğer hidrojen içeren moleküllerde veya su ve metilen gibi fonksiyonel gruplarda da ortaya çıkar, ancak bunun termal özellikleri açısından çok az önemi vardır. Para ve orto H2 arasındaki katalize edilmemiş karşılıklı dönüşüm artan sıcaklıkla birlikte artar; dolayısıyla hızla yoğunlaşan H2 şunları içerir: büyük miktarlarçok yavaş bir şekilde para formuna dönüşen yüksek enerjili dik bir form. Yoğunlaştırılmış H2'deki orto/para katsayısı: önemli faktör Sıvı hidrojenin hazırlanmasında ve depolanmasında: ortodan buhara dönüşüm ekzotermiktir ve hidrojen sıvısının bir kısmını buharlaştırmak için yeterli ısı sağlar, bu da sıvılaştırılmış malzemenin kaybına neden olur. Demir oksit, aktif karbon, platinlenmiş asbest, nadir toprak metalleri, uranyum bileşikleri, krom oksit veya bazı nikel bileşikleri gibi orto-para dönüşümü için katalizörler hidrojen soğutmayla birlikte kullanılır.

Aşamalar

Hidrojen gazı

Sıvı hidrojen

Çamur hidrojeni

Katı hidrojen

Metalik hidrojen

Bağlantılar

Kovalent ve organik bileşikler

H2 standart koşullar altında çok reaktif olmasa da çoğu elementle bileşik oluşturur. Hidrojen, halojenler (örn. F, Cl, Br, I) veya oksijen gibi daha elektronegatif elementlerle bileşikler oluşturabilir; bu bileşiklerde hidrojen kısmi pozitif yük alır. Flor, oksijen veya nitrojen ile bağlandığında hidrojen, kovalent olmayan bir bağ formunda katılabilir orta güç Diğer benzer moleküllerin hidrojeni ile hidrojen bağı adı verilen ve birçok biyolojik molekülün stabilitesi için kritik olan bir olaydır. Hidrojen ayrıca metaller ve metaloidler gibi daha az elektronegatif elementlere sahip bileşikler oluşturur ve burada kısmi negatif yük alır. Bu bileşikler genellikle hidritler olarak bilinir. Hidrojen, karbonla birlikte hidrokarbonlar adı verilen çok çeşitli bileşikler ve heteroatomlu daha da geniş çeşitlilikte bileşikler oluşturur. genel iletişim canlılarla olan bileşiklere organik bileşikler denir. Özelliklerini inceliyor organik kimya ve canlı organizmalar bağlamında yapılan çalışmalara biyokimya denir. Bazı tanımlara göre "organik" bileşiklerin yalnızca karbon içermesi gerekir. Ancak bunların çoğu hidrojen de içerir ve bu sınıftaki bileşiklere spesifik kimyasal özelliklerinin çoğunu veren karbon-hidrojen bağı olduğundan, kimyada "organik" kelimesinin bazı tanımlarında karbon-hidrojen bağlarına ihtiyaç duyulur. Milyonlarca hidrokarbon bilinmektedir ve bunlar genellikle nadiren elementel hidrojen içeren karmaşık sentetik yollardan oluşur.

Hidritler

Hidrojen bileşiklerine genellikle hidritler denir. "Hidrit" terimi, H atomunun, H- olarak adlandırılan negatif veya anyonik bir karakter aldığını varsayar ve hidrojen, daha elektropozitif bir elementle bir bileşik oluşturduğunda kullanılır. Grup 1 ve 2'nin tuz içeren hidritleri için 1916'da Gilbert N. Lewis tarafından önerilen bir hidrit anyonunun varlığı, 1920'de Moers tarafından erimiş lityum hidrürün (LiH) elektrolizi ile gösterildi ve stokiyometrik miktarda hidrojen üretildi. anot. Grup 1 ve 2 metalleri dışındaki hidrürler için, hidrojenin düşük elektronegatifliği göz önüne alındığında bu terim yanıltıcıdır. Grup 2 hidritlerin istisnası polimerik olan BeH2'dir. Lityum alüminyum hidritte AlH-4 anyonu, Al(III)'e sıkı bir şekilde bağlı hidrit merkezleri taşır. Her ne kadar hidritler hemen hemen tüm ana grup elementlerinde oluşabilse de, olası bileşiklerin sayısı ve kombinasyonu büyük ölçüde değişiklik gösterir; örneğin 100'den fazla ikili boran hidrit ve yalnızca bir ikili alüminyum hidrit bilinmektedir. Büyük kompleksler mevcut olmasına rağmen ikili indiyum hidrit henüz tanımlanmamıştır. İnorganik kimyada hidritler aynı zamanda bir koordinasyon kompleksinde iki metal merkezini birbirine bağlayan köprü ligandları olarak da görev yapabilir. Bu fonksiyon özellikle boranlarda (bor hidritler) ve alüminyum komplekslerinde ve ayrıca kümelenmiş karboranlarda grup 13 elementlerinin karakteristik özelliğidir.

Protonlar ve asitler

Hidrojenin oksidasyonu elektronunu uzaklaştırır ve hiç elektron içermeyen H+ ve genellikle tek bir protondan oluşan bir çekirdek üretir. Bu nedenle H+'ya genellikle proton denir. Bu tür asitlerle ilgili tartışmanın merkezinde yer almaktadır. Bronsted-Lowry teorisine göre asitler proton verici, bazlar ise proton alıcıdır. Çıplak proton H+, yapısı nedeniyle çözeltide veya iyonik kristallerde bulunamaz. karşı konulamaz çekim elektronlu diğer atomlara veya moleküllere. Plazmanın getirdiği yüksek sıcaklıklar dışında bu tür protonlar, atom ve moleküllerin elektron bulutlarından ayrılamaz ve onlara bağlı kalır. Bununla birlikte, "proton" terimi bazen mecazi olarak diğer türlere bu şekilde bağlanan pozitif yüklü veya katyonik hidrojeni belirtmek için kullanılır ve bu nedenle herhangi bir protonun bir tür olarak serbestçe var olduğu anlamına gelmeksizin "H+" olarak anılır. Çözeltide çıplak "solvatlanmış proton" görünümünü önlemek için bazen asidik olduğuna inanılır. sulu çözeltiler"Hidronyum iyonu" (H3O+) adı verilen daha az olası hayali bir tür içerir. Ancak bu durumda bile bu tür solvatlanmış hidrojen katyonlarının H9O+4'e yakın türler oluşturan organize kümeler olarak algılanması daha gerçekçidir. Diğer oksonyum iyonları, su diğer çözücülerle asidik çözelti içinde olduğunda bulunur. Dünya üzerindeki egzotik görünümüne rağmen Evrendeki en yaygın iyonlardan biri, protonlanmış moleküler hidrojen veya trihidrojen katyonu olarak bilinen H+3'tür.

İzotoplar

Hidrojenin doğal olarak oluşan, 1H, 2H ve 3H olarak adlandırılan üç izotopu vardır. Diğer oldukça kararsız çekirdekler (4H ila 7H) laboratuvarda sentezlendi ancak doğada gözlemlenmedi. 1H, %99,98'in üzerinde bolluğuyla hidrojenin en bol izotopudur. Bu izotopun çekirdeği yalnızca bir protondan oluştuğu için ona tanımlayıcı ancak nadiren kullanılan resmi adı protium olarak verilir. 2H, diğer kararlı izotop hidrojen döteryum olarak bilinir ve çekirdeğinde bir proton ve bir nötron içerir. Evrendeki döteryumun tamamının bu dönemde üretildiğine inanılıyor. büyük patlama ve o zamandan bu zamana kadar var olmuştur. Döteryum radyoaktif bir element değildir ve önemli bir toksisite riski oluşturmaz. Normal hidrojen yerine döteryum içeren moleküllerle zenginleştirilmiş suya ağır su denir. Döteryum ve bileşikleri, kimyasal deneylerde radyoaktif olmayan bir izleyici olarak ve 1H-NMR spektroskopisi için çözücülerde kullanılır. Ağır su, nükleer reaktörlerde nötron moderatörü ve soğutucu olarak kullanılır. Döteryum aynı zamanda ticari amaçlı potansiyel bir yakıttır. nükleer füzyon. 3H trityum olarak bilinir ve çekirdeğinde bir proton ve iki nötron içerir. Radyoaktiftir, beta bozunması yoluyla helyum-3'e bozunur ve yarılanma ömrü 12,32 yıldır. O kadar radyoaktiftir ki parlak boyalarda kullanılabilir, bu da onu örneğin parlak kadranlı saatlerin yapımında faydalı kılar. Cam az miktarda radyasyonun kaçmasını önler. Az miktarda trityum üretilir doğal olarak kozmik ışınların atmosferik gazlarla etkileşimi sırasında; Trityum da nükleer silah testleri sırasında açığa çıktı. Nükleer füzyon reaksiyonlarında izotop jeokimyasının bir göstergesi olarak ve kendi kendine çalışan özel aydınlatma cihazlarında kullanılır. Trityum aynı zamanda kimyasal ve biyolojik etiketleme deneylerinde radyoaktif izleyici olarak da kullanılmıştır. Hidrojen sahip olan tek elementtir. farklı isimler Günümüzde yaygın olarak kullanılan izotopları için. Sırasında erken öğrenme radyoaktivite, çeşitli ağır radyoaktif izotoplarözel isimler verildi, ancak döteryum ve trityum dışında bu tür isimler artık kullanılmıyor. Bazen döteryum ve trityum için D ve T sembolleri (2H ve 3H yerine) kullanılır, ancak protium P'ye karşılık gelen sembol zaten fosfor için kullanılır ve bu nedenle protium için kullanılamaz. İsimlendirme kılavuzlarında, Uluslararası Birlik Saf ve Uygulamalı Kimya, D, T, 2H ve 3H sembollerinden herhangi birinin kullanılmasına izin verir, ancak 2H ve 3H tercih edilir. Bir antimüon ve bir elektrondan oluşan egzotik atom müonyum (sembol Mu), 1960 yılında keşfedilen antimüon ve elektron arasındaki kütle farkından dolayı bazen hidrojenin hafif bir radyoizotopu olarak da kabul edilir. Müon ömrü boyunca (2,2 μs), müonyum, sırasıyla hidrojen klorür ve sodyum hidrüre benzer şekilde müonyum klorür (MuCl) veya sodyum müonit (NaMu) gibi bileşiklere dahil edilebilir.

Hikaye

Açılış ve Kullanım

1671'de Robert Boyle, arasındaki reaksiyonu keşfetti ve tanımladı. demir talaşı ve hidrojen gazı üreten seyreltik asitler. 1766'da Henry Cavendish, hidrojen gazını ayrı bir madde olarak tanıyan ilk kişiydi ve metal-asit reaksiyonundan dolayı gazı "yanıcı hava" olarak adlandırdı. "Yanıcı havanın" "flojiston" adı verilen varsayımsal bir maddeyle hemen hemen aynı olduğunu teorileştirdi ve 1781'de gazın yandığında su ürettiğini yeniden keşfetti. Hidrojeni element olarak keşfedenin kendisi olduğuna inanılıyor. 1783'te Antoine Lavoisier, Cavendish'le birlikte Cavendish'in hidrojenin yakılmasının su ürettiğine dair verilerini çoğalttığında elemente hidrojen adını verdi (Yunancada "su" anlamına gelen ὑδρο-hidro ve "yaratıcı" anlamına gelen -γενής genlerinden türetilmiştir). Lavoisier, kütlenin korunumu üzerine yaptığı deneyler için, ateşle ısıtılan akkor lamba aracılığıyla buhar akışını metalik demirle reaksiyona sokarak hidrojen üretti. Demirin yüksek sıcaklıkta suyun protonları tarafından anaerobik oksidasyonu şematik olarak aşağıdaki reaksiyonlarla temsil edilebilir:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Zirkonyum gibi birçok metal su ile benzer bir reaksiyona girerek hidrojen üretir. Hidrojen ilk kez 1898'de James Dewar tarafından rejeneratif soğutma ve onun icadı olan termos kullanılarak sıvılaştırıldı. Ertesi yıl katı hidrojen üretti. Döteryum Aralık 1931'de Harold Urey tarafından keşfedildi ve trityum 1934'te Ernest Rutherford, Mark Oliphant ve Paul Harteck tarafından hazırlandı. Sıradan hidrojen yerine döteryumdan oluşan ağır su, 1932'de Urey'in grubu tarafından keşfedildi. François Isaac de Rivaz, 1806'da hidrojen ve oksijenle çalışan içten yanmalı bir motor olan ilk Rivaz motorunu yaptı. Edward Daniel Clark, 1819'da hidrojen gazı tüpünü icat etti. Döbereiner çakmaktaşı (ilk tam teşekküllü çakmak) 1823'te icat edildi. İlk hidrojen balonu 1783 yılında Jacques Charles tarafından icat edildi. Hidrojen, 1852'de Henri Giffard tarafından hidrojenle çalışan ilk zeplin icat edildikten sonra ilk güvenilir hava yolculuğu biçiminin ortaya çıkmasını sağladı. Alman Kont Ferdinand von Zeppelin, daha sonra Zeplinler olarak adlandırılan, hidrojenle havaya itilen sert hava gemileri fikrini destekledi; Bunlardan ilki 1900'de ilk kez uçtu. Düzenli tarifeli uçuşlar 1910'da başladı ve Ağustos 1914'te Birinci Dünya Savaşı'nın patlak vermesiyle büyük bir olay yaşanmadan 35.000 yolcu taşıdılar. Savaş sırasında hidrojen hava gemileri gözlem platformu ve bombardıman uçağı olarak kullanıldı. İlk kesintisiz transatlantik uçuş 1919'da İngiliz zeplin R34 tarafından yapıldı. Düzenli yolcu hizmetleri 1920'lerde yeniden başladı ve Amerika Birleşik Devletleri'nde helyum rezervlerinin keşfinin seyahat güvenliğini arttırması bekleniyordu, ancak ABD hükümeti bu amaçla gazı satmayı reddetti, bu nedenle imha edilen Hindenburg zeplininde H2 kullanıldı. 6 Mayıs 1937'de New York'ta Milano'da çıkan bir yangında. Olay radyoda canlı yayınlandı ve filme alındı. Tutuşmanın nedeninin hidrojen sızıntısı olduğu yaygın olarak kabul ediliyordu, ancak daha sonraki çalışmalar alüminize kumaş kaplamanın statik elektrik tarafından tutuşturulduğunu gösteriyor. Ancak bu zamana gelindiğinde hidrojenin kaldırıcı gaz olarak itibarı zaten zarar görmüştü. Aynı yıl, rotor ve statorda soğutucu olarak hidrojen gazı kullanan ilk hidrojen soğutmalı turbojeneratör, 1937'de Dayton, Ohio'da Dayton Power & Light Co. tarafından hizmete girdi; Hidrojen gazı ısı iletkenliği nedeniyle günümüzde bu alanda en yaygın kullanılan gazdır. Nikel-hidrojen pil ilk kez 1977'de ABD Navigasyon Teknolojisi Uydu-2'de (NTS-2) kullanıldı. ISS, Mars Odyssey ve Mars Global Surveyor nikel-hidrojen pillerle donatılmıştır. Yörüngesinin karanlık kısmında, Uzay teleskopu Hubble ayrıca, nihayet Mayıs 2009'da, lansmandan 19 yıldan fazla bir süre sonra ve tasarlandıkları tarihten 13 yıl sonra değiştirilen nikel-hidrojen pillerle de çalışıyor.

Kuantum teorisindeki rolü

Yalnızca bir proton ve bir elektrondan oluşan basit atom yapısı nedeniyle hidrojen atomu, kendisi tarafından oluşturulan veya onun tarafından emilen ışık spektrumuyla birlikte atom yapısı teorisinin gelişmesinde merkezi bir rol oynadı. Ek olarak, hidrojen molekülünün ve karşılık gelen H+2 katyonunun basitliği üzerine yapılan çalışma, kimyasal bağın doğasının anlaşılmasına yol açtı ve bunu hızlı bir şekilde, hidrojen atomunun orta çağda kuantum mekaniğinde fiziksel olarak işlenmesi izledi. 2020. İlklerden biri kuantum etkileri Açıkça gözlemlenen (ama o zamanlar anlaşılmayan) şey, kuantum mekaniği teorisinin tamamı ortaya çıkmadan yarım yüzyıl önce Maxwell'in hidrojeni içeren gözlemiydi. Maxwell şunu kaydetti: özgül ısı H2, diyatomik gazı geri dönülmez bir şekilde oda sıcaklığının altında bırakır ve kriyojenik sıcaklıklarda tek atomlu gazın özgül ısısına giderek daha fazla benzemeye başlar. Kuantum teorisine göre bu davranış, H2'nin düşük kütlesinden dolayı özellikle geniş aralıklara sahip olan (kuantize edilmiş) dönme enerji seviyelerinin aralığından kaynaklanmaktadır. Bu geniş aralıklı seviyeler, termal enerjinin eşit olarak bölünmesini engeller. dönme hareketi düşük sıcaklıklarda hidrojende. Daha ağır atomlardan oluşan diatom gazları bu kadar geniş aralıklı seviyelere sahip değildir ve aynı etkiyi göstermezler. Antihidrojen, hidrojenin antimadde analoğudur. Bir pozitronlu bir antiprotondan oluşur. Antihidrojen tek tip 2015 yılı itibarıyla elde edilen antimadde atomu.

Doğada olmak

Hidrojen evrende en bol bulunan kimyasal elementtir ve kütle olarak normal maddenin %75'ini, atom sayısı olarak da %90'dan fazlasını oluşturur. (Ancak evrenin kütlesinin çoğu bu biçimde değildir. kimyasal element ve henüz tespit edilmemiş kütle biçimlerine sahip olduğuna inanılıyor. karanlık madde ve karanlık enerji.) Bu element yıldızlarda bol miktarda bulunur ve gaz devleri. H2 moleküler bulutları yıldız oluşumuyla ilişkilidir. Hidrojen, CNO döngüsünün proton-proton reaksiyonu ve nükleer füzyonu yoluyla yıldızlara güç verilmesinde hayati bir rol oynar. Dünyanın her yerinde hidrojen, moleküler hidrojenden tamamen farklı özelliklere sahip, esas olarak atomik ve plazma hallerinde bulunur. Bir plazma olarak hidrojenin elektronu ve protonu birbirine bağlı değildir; yüksek elektrik iletkenliği ve yüksek emisyon (Güneşten ve diğer yıldızlardan ışık üretir). Yüklü parçacıklar manyetik alandan güçlü bir şekilde etkilenir ve elektrik alanları. Örneğin, güneş rüzgârında Dünya'nın manyetosferiyle etkileşime girerek Birkeland akıntıları ve aurora yaratıyorlar. Hidrojen, yıldızlararası ortamda nötr atomik durumda bulunur. Çürüyen Lyman-alfa sistemlerinde bulunan büyük miktarlarda nötr hidrojenin, z = 4 kırmızıya kaymaya kadar Evrenin kozmolojik baryon yoğunluğunu domine ettiği düşünülmektedir. Dünya üzerinde normal koşullar altında, elemental hidrojen, iki atomlu bir gaz olan H2 olarak mevcuttur. Bununla birlikte, hidrojen gazı, hafifliği nedeniyle Dünya atmosferinde çok nadirdir (hacimce 1 ppm), bu da onun Dünya'nın yerçekimini daha ağır gazlara göre daha kolay yenmesine olanak tanır. Bununla birlikte, hidrojen, esas olarak hidrokarbonlar ve su gibi kimyasal bileşikler formunda bulunan, Dünya yüzeyinde en çok bulunan üçüncü elementtir. Hidrojen gazı bazı bakteri ve algler tarafından üretilir ve giderek önemi artan bir hidrojen kaynağı olan metan gibi flütün doğal bir bileşenidir. Protonlanmış moleküler hidrojen (H+3) adı verilen moleküler bir form, yıldızlararası ortamda bulunur ve burada moleküler hidrojenin kozmik ışınlardan iyonlaşmasıyla üretilir. Bu yüklü iyon aynı zamanda gözlenmiştir. üst atmosfer Jüpiter gezegeni. İyon, düşük sıcaklığı ve yoğunluğu nedeniyle ortamda nispeten kararlıdır. H+3 Evrende en bol bulunan iyonlardan biridir ve yıldızlararası ortamın kimyasında önemli bir rol oynar. Nötr triatomik hidrojen H3 yalnızca uyarılmış formda bulunabilir ve kararsızdır. Buna karşılık, pozitif moleküler hidrojen iyonu (H+2) Evrende nadir bulunan bir moleküldür.

Hidrojen üretimi

H2, kimyasal ve biyolojik laboratuvarlarda sıklıkla diğer reaksiyonların bir yan ürünü olarak üretilir; endüstride doymamış substratların hidrojenasyonu için; ve doğada biyokimyasal reaksiyonlarda indirgeyici eşdeğerlerin yerini değiştirmenin bir yolu olarak.

Buhar reformasyonu

Hidrojen çeşitli yollarla üretilebilir ancak en ekonomik olanı önemli süreçler 2000 yılında hidrojen üretiminin yaklaşık %95'i buhar reformasyonundan elde edildiğinden, hidrojenin hidrokarbonlardan uzaklaştırılması da buna dahildir. Ticari olarak büyük miktarlarda hidrojen genellikle doğal gazın buharla reformasyonuyla üretilir. Yüksek sıcaklıklarda (1000-1400 K, 700-1100 °C veya 1300-2000 °F), buhar (su buharı) metanla reaksiyona girerek karbon monoksit ve H2 üretir.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Bu reaksiyon düşük basınçlarda daha iyi ilerler ancak yine de düşük basınçlarda da gerçekleştirilebilir. yüksek basınçlar(2,0 MPa, 20 atm veya 600 inHg). Bunun nedeni, yüksek basınçlı H2'nin en popüler ürün olması ve basınçlı ısıtma sistemlerinin daha yüksek basınçlarda daha iyi çalışmasıdır. Ürünlerin karışımı "sentez gazı" olarak bilinir çünkü genellikle doğrudan metanol ve ilgili bileşikleri üretmek için kullanılır. Metan dışındaki hidrokarbonlar da çeşitli ürün oranlarında sentez gazı üretmek için kullanılabilmektedir. Bu yüksek derecede optimize edilmiş teknolojinin birçok komplikasyonundan biri kok veya karbon oluşumudur:

CH4 → C + 2 H2

Bu nedenle buharla reformasyonda tipik olarak aşırı H2O kullanılır. Özellikle bir demir oksit katalizörü kullanılarak bir su gazı yer değiştirme reaksiyonu yoluyla karbon monoksit kullanılarak buhardan ilave hidrojen geri kazanılabilir. Bu reaksiyon aynı zamanda yaygın bir endüstriyel karbondioksit kaynağıdır:

CO + H2O → CO2 + H2

Diğer önemli yöntemler H2 için hidrokarbonların kısmi oksidasyonu dahildir:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Ve yukarıda açıklanan kesme reaksiyonunun başlangıcı olarak hizmet edebilecek bir kömür reaksiyonu:

C + H2O → CO + H2

Bazen hidrojen aynı endüstriyel süreçte ayrılmadan üretilir ve tüketilir. Amonyak üretimine yönelik Haber prosesinde doğalgazdan hidrojen üretiliyor. Klor üretmek için tuzlu suyun elektrolizi aynı zamanda yan ürün olarak hidrojen de üretir.

Metalik asit

Laboratuvarda H2 genellikle seyreltik oksitleyici olmayan asitlerin çinko gibi bazı reaktif metallerle bir Kipp aparatı kullanılarak reaksiyona sokulmasıyla hazırlanır.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Alüminyum ayrıca bazlarla işlendiğinde H2 üretebilir:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Suyun elektrolizi hidrojen üretmenin basit bir yoludur. Sudan düşük voltajlı bir akım akar ve oksijen gazı katotta hidrojen gazı üretilir. Tipik olarak katot, depolama için hidrojen üretilirken platin veya başka bir inert metalden yapılır. Bununla birlikte, eğer gaz yerinde yakılacaksa, yanmaya yardımcı olmak için oksijenin varlığı arzu edilir ve bu nedenle her iki elektrot da inert metallerden yapılacaktır. (Örneğin demir oksitlenir ve dolayısıyla üretilen oksijen miktarı azalır). Teorik maksimum verimlilik (üretilen hidrojenin enerji değerine göre kullanılan elektrik) %80-94 aralığındadır.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Hidrojen üretmek için suya eklenen granül formundaki bir alüminyum ve galyum alaşımı kullanılabilir. Bu işlem aynı zamanda alüminyum oksit de üretir, ancak peletler üzerinde oksit kabuğunun oluşmasını önleyen pahalı galyum yeniden kullanılabilir. Hidrojen yerel olarak üretilebildiğinden ve taşınmasına gerek olmadığından, bunun hidrojen ekonomisi için önemli potansiyel etkileri vardır.

Termokimyasal özellikler

Suyu ayırmak için kullanılabilecek 200'den fazla termokimyasal döngü vardır; demir oksit döngüsü, seryum(IV) oksit döngüsü, çinko-çinko oksit döngüsü, kükürt iyot döngüsü, bakır döngüsü ve klor ve hibrit gibi bu döngülerden yaklaşık bir düzine kadar kükürt döngüsü, elektrik kullanmadan su ve ısıdan hidrojen ve oksijen üretmek için araştırma ve test aşamasındadır. Bir dizi laboratuvar (Fransa, Almanya, Yunanistan, Japonya ve ABD dahil) hidrojeni hidrojen üretmek için termokimyasal yöntemler geliştiriyor. güneş enerjisi ve su.

Anaerobik korozyon

Anaerobik koşullar altında, demir ve çelik alaşımları su protonları tarafından yavaşça oksitlenirken moleküler hidrojene (H2) indirgenir. Demirin anaerobik korozyonu ilk önce demir hidroksit (yeşil pas) oluşumuna yol açar ve aşağıdaki reaksiyonla açıklanabilir: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Buna karşılık, anaerobik koşullar altında demir hidroksit (Fe (OH) 2), manyetit ve moleküler hidrojen oluşturmak üzere su protonları tarafından oksitlenebilir. Bu işlem Shikorra reaksiyonuyla açıklanmaktadır: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 demir hidroksit → magnezyum + su + hidrojen. İyi kristalleşmiş manyetit (Fe3O4), demir hidroksitten (Fe (OH) 2) termodinamik olarak daha kararlıdır. Bu süreç, anoksik yeraltı suyunda demir ve çeliğin anaerobik korozyonu sırasında ve su tablasının altındaki toprakların restorasyonu sırasında meydana gelir.

Jeolojik köken: serpantinleşme reaksiyonu

Derinlerde oksijen (O2) yokluğunda jeolojik koşullar Dünya atmosferinden uzakta hakim olan hidrojen (H2), fayalitin (Fe2SiO4, olivin-demir uç noktası) kristal kafesinde bulunan demir silikatın (Fe2 +) su protonları (H +) tarafından anaerobik oksidasyon yoluyla serpantinizasyon sürecinde oluşur. . Manyetit (Fe3O4), kuvars (SiO2) ve hidrojen (H2) oluşumuna yol açan ilgili reaksiyon: 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + su → manyetit + kuvars + hidrojen. Bu reaksiyon, su ile temas halindeki demir hidroksitin anaerobik oksidasyonu sırasında gözlemlenen Shikorra reaksiyonuna çok benzer.

Transformatörlerde oluşum

Güç transformatörlerinde üretilen tüm tehlikeli gazlar arasında hidrojen en yaygın olanıdır ve arızaların çoğunda üretilir; dolayısıyla hidrojen üretimi erken bir işarettir ciddi sorunlar V yaşam döngüsü transformatör.

Uygulamalar

Çeşitli proseslerde tüketim

Petrol ve kimya endüstrilerinde büyük miktarlarda H2'ye ihtiyaç vardır. H2'nin en büyük kullanım alanları fosil yakıtların işlenmesi (“iyileştirilmesi”) ve amonyak üretimidir. Petrokimya tesislerinde H2, hidrodealkilasyon, hidrodesülfürizasyon ve hidrokraking işlemlerinde kullanılır. H2'nin başka önemli kullanımları da vardır. H2, özellikle doymamış katı ve sıvı yağların (margarin gibi ürünlerde bulunan) doyma seviyelerini arttırmak için ve metanol üretiminde hidrojenleme maddesi olarak kullanılır. Aynı zamanda hidroklorik asit üretiminde hidrojen kaynağıdır. H2 aynı zamanda metal cevherleri için indirgeyici madde olarak da kullanılır. Hidrojen birçok nadir toprak ve geçiş metalinde oldukça çözünür ve hem nanokristalin hem de amorf metallerde çözünür. Hidrojenin metallerdeki çözünürlüğü kristal kafesteki yerel bozulmalara veya safsızlıklara bağlıdır. Hidrojen sıcak paladyum disklerinden geçirilerek saflaştırıldığında bu yararlı olabilir, ancak gazın yüksek çözünürlüğü, birçok metalin kırılganlaşmasına katkıda bulunan, boru hatlarının ve depolama tanklarının tasarımını zorlaştıran metalurjik bir sorundur. Reaktif olarak kullanımının yanı sıra H2'nin fizik ve teknolojide geniş uygulamaları vardır. Atomik hidrojen kaynağı gibi kaynak tekniklerinde koruyucu gaz olarak kullanılır. H2, enerji santrallerindeki elektrik jeneratörlerinde rotor soğutucu olarak kullanılır çünkü en çok yüksek termal iletkenlik tüm gazlar arasında. Sıvı H2, süperiletkenlik araştırması da dahil olmak üzere kriyojenik araştırmalarda kullanılır. H2 havadan daha hafif olduğundan ve havanın yoğunluğunun 1/14'ünden biraz daha fazla olduğundan, bir zamanlar kaldırma gazı olarak yaygın şekilde kullanılmıştır. balonlar ve hava gemileri. Daha yeni uygulamalarda, anında sızıntı tespiti için izleyici gaz olarak hidrojen saf halde veya nitrojenle karıştırılarak (bazen oluşturucu gaz olarak da adlandırılır) kullanılır. Hidrojen otomotiv, kimya, enerji, havacılık ve telekomünikasyon endüstrilerinde kullanılmaktadır. Hidrojene izin veriliyor gıda katkı maddesi(E 949), sızıntı testi yapılmasına olanak sağlar gıda ürünleri diğer antioksidan özelliklerin yanı sıra. Hidrojenin nadir izotoplarının da özel kullanımları vardır. Döteryum (hidrojen-2) nükleer fisyon uygulamalarında moderatör olarak kullanılır yavaş nötronlar ve nükleer füzyon reaksiyonlarında. Döteryum bileşikleri kimya ve biyoloji alanlarında reaksiyonların izotop etkilerini incelemek için kullanılır. Nükleer reaktörlerde üretilen trityum (hidrojen-3), hidrojen bombası üretiminde, biyolojik bilimlerde izotop izleyici olarak ve parlak boyalarda radyasyon kaynağı olarak kullanılıyor. Sıcaklık üçlü nokta denge hidrojeni belirleyici faktördür sabit nokta V sıcaklık ölçeği ITS-90, 13.8033 kelvin'de.

Soğutma ortamı

Hidrojen, hafif diatomik moleküllerinin doğrudan bir sonucu olan bir dizi olumlu özelliğinden dolayı, enerji santrallerinde jeneratörlerde soğutucu olarak yaygın olarak kullanılır. Bunlar, herhangi bir gazın düşük yoğunluğunu, düşük viskozitesini ve en yüksek özgül ısı kapasitesini ve termal iletkenliğini içerir.

Enerji taşıyıcısı

Hidrojen, şu anda olgunlaşmamış bir teknoloji olan döteryum veya trityum kullanan ticari füzyon enerji santrallerinin varsayımsal bağlamı dışında bir enerji kaynağı değildir. Güneş enerjisi hidrojenin nükleer füzyonundan gelir, ancak bu işlemin Dünya'da gerçekleştirilmesi zordur. Güneş enerjisi, biyolojik veya elektrik kaynaklarından elde edilen elementel hidrojenin üretilmesi, yakıldığında tüketilenden daha fazla enerji gerektirir; dolayısıyla bu durumlarda hidrojen, bataryaya benzer şekilde bir enerji taşıyıcısı olarak işlev görür. Hidrojen fosil kaynaklardan (metan gibi) üretilebilir, ancak bu kaynaklar tükenebilir. Uygulanabilir herhangi bir basınçta hem sıvı hidrojenin hem de sıkıştırılmış hidrojen gazının birim hacim başına enerji yoğunluğu, yakıtın birim kütlesi başına enerji yoğunluğu daha yüksek olmasına rağmen, geleneksel enerji kaynaklarınınkinden önemli ölçüde daha azdır. Bununla birlikte, elementel hidrojen, enerji bağlamında gelecekteki ekonomi çapında olası bir enerji taşıyıcısı olarak geniş çapta tartışılmıştır. Örneğin, CO2 tutulması ve ardından karbon tutulması ve depolanması, fosil yakıtlardan H2 üretimi noktasında gerçekleştirilebilir. Taşımacılıkta kullanılan hidrojen, bir miktar NOx emisyonuyla birlikte nispeten temiz bir şekilde yanacak, ancak karbon emisyonu olmayacak. Ancak hidrojen ekonomisine tam dönüşümle ilgili altyapı maliyetleri önemli olacaktır. Yakıt hücreleri Hidrojeni ve oksijeni içten yanmalı motorlara göre daha verimli bir şekilde doğrudan elektriğe dönüştürebilir.

Yarı iletken endüstrisi

Hidrojen, amorf silikon ve amorf karbonun sarkan bağlarını doyurmak için kullanılır ve bu da malzemenin özelliklerinin stabilize edilmesine yardımcı olur. Ayrıca ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 ve SrZrO3 dahil olmak üzere çeşitli oksit malzemelerde potansiyel bir elektron donörüdür.

Biyolojik reaksiyonlar

H2, bazı anaerobik metabolizmanın bir ürünüdür ve çeşitli mikroorganizmalar tarafından, genellikle hidrojenaz adı verilen demir veya nikel içeren enzimler tarafından katalize edilen reaksiyonlar yoluyla üretilir. Bu enzimler, H2 ile bileşenleri (iki proton ve iki elektron) arasında tersine çevrilebilir bir redoks reaksiyonunu katalize eder. Hidrojen gazının oluşumu, piruvatın fermantasyonu ile üretilen indirgeyici eşdeğerlerin suya aktarılmasıyla gerçekleşir. Organizmalar tarafından hidrojen üretimi ve tüketiminin doğal döngüsüne hidrojen döngüsü denir. Suyun kendisini oluşturan protonlara, elektronlara ve oksijene parçalandığı süreç olan suyun bölünmesi, tüm fotosentetik organizmalardaki ışık reaksiyonlarında meydana gelir. Alg Chlamydomonas Reinhardtii ve siyanobakteriler de dahil olmak üzere bu tür bazı organizmalar, kloroplasttaki özel hidrojenazlar tarafından protonların ve elektronların H2 gazı oluşturmak üzere indirgendiği karanlık reaksiyonlarda ikinci bir aşama geliştirmiştir. Oksijen varlığında bile H2 gazını verimli bir şekilde sentezlemek için siyanobakteriyel hidrazları genetik olarak değiştirmek için girişimlerde bulunulmuştur. Bir biyoreaktörde genetiği değiştirilmiş alglerin kullanılması için de çaba sarf edilmiştir.