HYDROGEN: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKABER OG ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den hydrogen er et grundstof, der er repræsenteret af symbolet H. Atomet er den mindste af alle og er den ene, der starter det periodiske system, uanset hvor er anbragt. Den består af en farveløs gas består af diatomiske H ₂ molekyler, ikke isoleret H-atomer; som med de ædelgasser blandt andre Han, Ne, Ar.

Af alle elementerne er det måske det mest emblematiske og enestående, ikke kun for dets egenskaber under jordiske eller drastiske forhold, men for dets enorme overflod og mangfoldighed af dets forbindelser. Hydrogen er en gas, selv om den er inert i fravær af brand, brandfarlig og farlig; mens vand, H ₂ O, er det universelle og liv opløsningsmiddel.

Røde cylindre, der bruges til at opbevare brint. Kilde: Famartin

I sig selv viser brint ikke nogen visuelle særegenheder, der er værd at beundre, idet de simpelthen er en gas, der opbevares i cylindre eller røde flasker. Det er dog dens egenskaber og evne til at binde til alle elementer, hvilket gør brint specielt. Og alt dette til trods for, at det kun har én valenselektron.

Hvis brint ikke blev opbevaret i dets respektive cylindre, ville det flygte ud i rummet, mens meget af det reagerer på opstigningen. Og selvom det har en meget lav koncentration i luften, vi indånder, uden for Jorden og i resten af ​​Universet, er det det mest rigelige element, der findes i stjernerne og betragtes som dets konstruktionsenhed.

På Jorden udgør den på den anden side ca. 10% af den samlede masse. For at visualisere, hvad dette betyder, skal det overvejes, at planets overflade praktisk talt er dækket med oceaner, og at brint findes i mineraler, i råolie og i enhver organisk forbindelse ud over at være en del af alle levende væsener.

Ligesom kulstof har alle biomolekyler (kulhydrater, proteiner, enzymer, DNA osv.) Hydrogenatomer. Derfor er der mange kilder til at udtrække eller fremstille det; få repræsenterer imidlertid virkelig rentable produktionsmetoder.

Historie

Identifikation og navn

Selv om Robert Boyle i 1671 første gang var vidne til en gas, der blev dannet, da jernfiltninger reagerede med syrer, var det den britiske videnskabsmand Henry Cavendish i 1766, der identificerede den som et nyt stof; den "brandfarlige luft".

Cavendish fandt, at når denne angiveligt brandfarlige luft brændte, blev der genereret vand. Baseret på sit arbejde og resultater gav den franske kemiker Antoine Lavoisier denne gas navnet brint i 1783. Etymologisk stammer dens betydning fra de græske ord 'hydro' og 'gener': formende vand.

Elektrolyse og brændstof

Kort efter, i 1800, opdagede de amerikanske forskere William Nicholson og Sir Anthony Carlisle, at vand kan nedbrydes til brint og ilt; de havde fundet elektrolyse af vand. Senere, i 1838, introducerede den schweiziske kemiker Christian Friedrich Schoenbein ideen om at drage fordel af forbrænding af brint til at generere elektricitet.

Hydrogenens popularitet var sådan, at selv forfatteren Jules Verne omtalte det som et fremtidens brændstof i sin bog The Mysterious Island (1874).

Isolation

I 1899 var den skotske kemiker James Dewar den første til at isolere brint som en flydende gas, idet han selv var den, der var i stand til at afkøle det nok til at opnå det i sin faste fase.

To kanaler

Fra dette tidspunkt præsenterer brintets historie to kanaler. På den ene side dens udvikling inden for brændstof og batterier; og på den anden side forståelsen af ​​strukturen i dets atom og hvordan det repræsenterede det element, der åbnede dørene til kvantefysik.

Struktur og elektronisk konfiguration

Diatomisk brintmolekyle. Kilde: Benjah-bmm27

Hydrogenatomer er meget små og har kun et elektron til dannelse af kovalente bindinger. Når to af disse atomer slutte, de giver anledning til en diatomiske molekyle, H ₂; dette er molekylær brintgas (øverste billede). Hver hvide sfære svarer til et individuelt H-atom, og den globale sfære med de molekylære orbitaler.

Således hydrogen består faktisk af meget lille H ₂ molekyler, der interagerer gennem London scattering kræfter, eftersom de mangler et dipolmoment, fordi de er homonukleære. Derfor er de meget "rastløse" og spreder sig hurtigt i rummet, da der ikke er stærke nok intermolekylære kræfter til at bremse dem.

Elektronkonfigurationen af ​​brint er simpelthen 1s ¹. Denne orbital, 1s, er produktet til at løse den berømte Schrödinger-ligning for brintatomet. I H _2, to 1s orbitaler overlapper og udgør to molekylorbitaler: en binding og andre anti-bonding, ifølge den molekylære orbitalteori (TOM).

Disse orbitaler tillade eller forklare eksistensen af ionerne H ₂ ⁺ eller H ₂ ^-; imidlertid hydrogen kemi defineret under normale betingelser ved H ₂ eller H ⁺ eller H ^- ioner.

Oxidationsnumre

Fra elektronkonfigurationen for brint, 1s ¹, er det meget let at forudsige dets mulige oxidationsnumre; husk naturligvis på, at 2-orbitalen med højere energi ikke er tilgængelig for kemiske bindinger. Således i den basale tilstand, hydrogen har et oxidationstrin på 0, H ⁰.

Hvis den mister sin eneste elektron, forbliver 1s-kredsløbet tomt, og brintkationen eller -ionen, H ⁺, dannes med stor mobilitet i næsten ethvert flydende medium; især vandet. I dette tilfælde er dens oxidationsnummer +1.

Og når det modsatte sker, det vil sige at få et elektron, vil orbitalen nu have to elektroner og bliver 1s ². Derefter bliver oxidationsnummeret -1 og svarer til hydridanionen, H ^-. Det er værd at bemærke, at H ^- er isoelektronisk for den ædelgashelium, He; begge arter har det samme antal elektroner.

Sammenfattet oxidationstrin for hydrogen er: +1, 0 og -1 og molekylet af H ₂ har som havende to hydrogenatomer H ⁰.

faser

Den foretrukne fase af hydrogen, i det mindste under terrestriske forhold, er den gasformige fase på grund af de tidligere udsatte årsager. Når temperaturerne imidlertid falder i størrelsesordenen -200 ° C, eller hvis trykket stiger hundreder af tusinder af gange det fra den atmosfæriske, kan brint kondensere eller krystallisere til henholdsvis en flydende eller fast fase.

Under disse betingelser, H ₂ molekyler kan orienteres i forskellige måder at definere strukturelle mønstre. London-spredningskræfterne bliver nu meget retningsbestemte, og derfor vises geometrier eller symmetrier, der er vedtaget af H _2- par.

For eksempel to par H ₂, er det at lige til at skrive (H ₂) ₂ definerer en symmetrisk eller asymmetrisk firkant. I mellemtiden tre H ₂, eller (H ₂) ₃ par definerer en sekskant, meget lig dem af kulstof i grafitkrystaller. Faktisk er denne hexagonale fase den vigtigste eller mest stabile fase for fast brint.

Men hvad nu hvis det faste stof ikke består af molekyler, men af ​​H-atomer? Så ville vi beskæftige os med metallisk brint. Disse H-atomer, der minder om de hvide kugler, kan definere både en flydende fase og et metallisk fast stof.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Hydrogen er en farveløs, lugtfri og smagløs gas. Derfor udgør en lækage en risiko for eksplosion.

Kogepunkt

-253 ° C

Smeltepunkt

-259 ° C

Flammepunkt og stabilitet

Det eksploderer ved stort set enhver temperatur, hvis der er en gnist eller varmekilde tæt på gassen, selv sollys kan antænde brint. Så længe det er opbevaret, er det imidlertid en dårligt reaktiv gas.

Massefylde

0,082 g / L. Det er 14 gange lettere end luft.

Opløselighed

1,62 mg / l ved 21 ºC i vand. Det er generelt set uopløseligt i de fleste væsker.

Damptryk

1,24 · 10 ⁶ mmHg ved 25 ° C Denne værdi giver en idé om, hvor lukkede brintcylindere skal være for at forhindre gas i at slippe ud.

Selvantændelsestemperatur

560v ° C

elektronegativitet

2.20 på Pauling-skalaen.

Forbrændingsvarme

-285,8 kJ / mol.

Fordampningsvarme

0,90 kJ / mol.

Fusionsvarme

0,177 kJ / mol.

isotoper

Den ”normale” hydrogenatom er protium, ¹ H, der udgør omkring 99,985% hydrogen. De to andre isotoper til dette element er deuterium, ² H, og tritium, ³ H. Disse adskiller sig i antal neutroner; deuterium har et neutron, mens tritium har to.

Spin-isomerer

Der er to typer af molekylært hydrogen, H ₂: ortho og para. I den første er de to spins (af protonen) på H-atomer orienteret i samme retning (de er parallelle); mens i den anden er de to spins i modsatte retninger (de er antiparallelle).

Hydrogen-para er den mere stabile af de to isomerer; Men når temperaturen stiger, bliver ortho: para-forholdet 3: 1, hvilket betyder, at hydrogen-ortho-isomeren dominerer over den anden. Ved meget lave temperaturer (eksternt tæt på absolut nul, 20K) kan der opnås rene brint-para-prøver.

nomenklatur

Nomenklaturen for at henvise til brint er en af ​​de enkleste; skønt det ikke er på samme måde for dets uorganiske eller organiske forbindelser. H ₂ kan kaldes ved følgende navne foruden 'hydrogen':

-Molekylært brint

-Dihydrogen

-Diatomisk brintmolekyle.

For H ⁺ -ionen er deres navne proton eller hydrogenion; og hvis det er i et vandigt medium, H ₃ O ⁺, hydronium kation. Mens H ^- ion er hydridanionen.

Hydrogenatom

Hydrogenatom repræsenteret af Bohrs planetmodel. Kilde: Pixabay.

Hydrogenatom er det enkleste af alle og er normalt repræsenteret som på billedet ovenfor: en kerne med en enkelt proton (for ¹ H), omgivet af et elektron, der tegner en bane. Alle atomkredse for de andre elementer i den periodiske tabel er konstrueret og estimeret på dette atom.

En mere trofast repræsentation af den nuværende forståelse af atomer ville være en sfære, hvis periferi er defineret af elektronets og sandsynlighedsskyen af ​​elektronet (dets 1s orbital).

Hvor man finder og producerer

Et felt med stjerner: uudtømmelig kilde til brint. Kilde: Pixabay.

Hydrogen er, men måske i mindre grad sammenlignet med kulstof, det kemiske element, der uden tvivl kan siges at være overalt; i luften, der udgør en del af vandet, der fylder havene, oceanerne og vores kroppe, i råolie og mineraler såvel som i de organiske forbindelser, der samles for at skabe liv.

Bare skummet ethvert bibliotek med forbindelser for at finde brintatomer i dem.

Spørgsmålet er ikke så meget, hvor meget, men hvordan det er til stede. For eksempel molekylet H ₂ er så flygtige og reaktive i forekomsten af sollys, hvilket er meget lavt i atmosfæren; derfor reagerer den for at forbinde andre elementer og dermed opnå stabilitet.

Mens højere oppe i kosmos findes brint overvejende som neutrale atomer, H.

Faktisk betragtes brint i sin metalliske og kondenserede fase som bygningsenheden for stjerner. Da der er umådelige mængder af dem, og på grund af dets robusthed og kolossale dimensioner, gør de dette element til det mest rigelige i hele universet. Det anslås, at 75% af det kendte stof svarer til brintatomer.

naturlig

At opsamle brintatomer, der er løse i rummet, lyder upraktiske og udtrækker dem fra periferien af ​​Solen eller neblerne, som ikke kan nås. På Jorden hvor betingelserne tvinge dette element at eksistere som H ₂, kan den fremstilles ved naturlige eller geologiske processer.

For eksempel har brint sin egen naturlige cyklus, hvor visse bakterier, mikrober og alger kan generere det gennem fotokemiske reaktioner. Skalering af naturlige processer og parallelt med disse inkluderer brugen af ​​bioreaktorer, hvor bakterier lever af kulbrinter for at frigive brintet indeholdt i dem.

Levende ting er også brintproducenter, men i mindre grad. Hvis dette ikke var tilfældet, ville det ikke være muligt at forklare, hvordan det udgør en af ​​de luftformige komponenter i flatulens; der er overdrevent vist sig at være brandfarlige.

Endelig skal det nævnes, at mineraler under anaerobe forhold (uden ilt), for eksempel i underjordiske lag, kan reagere langsomt med vand for at producere brint. Fayelita's reaktion beviser det:

3fe ₂ SiO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Fe ₃ O ₄ + 3 SiO ₂ + 3 H ₂

Industriel

Selvom biobrint er et alternativ til at generere denne gas i en industriel målestok, de mest anvendte metoder praktisk taget bestå af "afmontering" hydrogenet fra forbindelserne, som indeholder det, således at dens atomer forene sig og danne H ₂.

De mindst miljøvenlige metoder til fremstilling af den er ved at omsætte koks (eller trækul) med overophedet damp:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Ligeledes er naturgas blevet brugt til dette formål:

CH ₄ (g) + H ₂ O (g) → CO (g) + 3H ₂ (g)

Og fordi mængderne af koks eller naturgas er store, er det rentabelt at producere brint ved hjælp af en af ​​disse to reaktioner.

En anden metode til at få brint er at anvende en elektrisk udledning på vand for at nedbryde det i dets elementære dele (elektrolyse):

2H ₂ O (l) → 2H ₂ (g) + O ₂ (g)

På laboratoriet

Molekylært brint kan fremstilles i små mængder i ethvert laboratorium. For at gøre dette skal et aktivt metal omsættes med en stærk syre, enten i et bægerglas eller i et reagensglas. Den observerbare bobling er et klart tegn på brintdannelse repræsenteret ved følgende generelle ligning:

M (s) + nH ⁺ (aq) → M ^{n +} (aq) + H ₂ (g)

Hvor n er metalets valens. For eksempel magnesium reagerer med H ⁺ til frembringelse af H ₂:

Mg (s) + 2H ⁺ (aq) → mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

Reaktioner

Redox

Oxidationsnumrene giver i sig selv et første glimt af, hvordan brint deltager i kemiske reaktioner. Omsætning af H ₂ kan forblive uændret, eller opdelt i H ⁺ eller H ^- ioner afhængigt af hvilke arter den binder med; hvis de er mere eller mindre elektronegative end det.

H ₂ er ikke særlig reaktiv på grund af styrken af dens kovalente binding, HH; dette er imidlertid ikke en absolut hindring for det at reagere og danne forbindelser med næsten alle elementerne på det periodiske system.

Dets mest kendte reaktion er med iltgas til at producere vanddampe:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Og sådan er dens affinitet for ilt til dannelse af det stabile vandmolekyle, at det endda kan reagere med det som en O ^2- anion i visse metaloxider:

H ₂ (g) + CuO (s) → Cu (s) + H ₂ O (l)

Sølvoxid reagerer også eller reduceres med den samme reaktion:

H ₂ (g) + Siden (s) → Ag (s) + H ₂ O (l)

Disse hydrogenreaktioner svarer til redox-typen. Det vil sige reduktion-oxidation. Hydrogen oxiderer både i nærvær af ilt og metaloxider af metaller, der er mindre reaktive end det; for eksempel kobber, sølv, wolfram, kviksølv og guld.

absorption

Nogle metaller kan absorbere brintgas til dannelse af metalhydrider, der betragtes som legeringer. For eksempel absorberer overgangsmetaller, såsom palladium, betydelige mængder H2 , der ligner metalliske svampe.

Det samme sker med mere komplekse metallegeringer. På denne måde kan brint opbevares på andre måder end dets cylindre.

Addition

Organiske molekyler kan også "absorbere" brint gennem forskellige molekylære mekanismer og / eller interaktioner.

For metaller, H ₂ molekyler er omgivet af metalatomer i deres krystaller; mens i organiske molekyler brydes HH-bindingen for at danne andre kovalente bindinger. I en mere formaliseret forstand: brint absorberes ikke, men føjes til strukturen.

Det klassiske eksempel er tilsætningen af H ₂ til dobbelt eller tredobbelt binding af alkener eller alkyner, henholdsvis:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Disse reaktioner kaldes også hydrogenering.

Hydriddannelse

Hydrogen reagerer direkte med elementer for at danne en familie af kemiske forbindelser kaldet hydrider. De er hovedsageligt af to typer: saltvand og molekylær.

Ligeledes er der metalliske hydrider, der består af de metallegeringer, der allerede er nævnt, når disse metaller absorberer brintgas; og de polymere, med netværk eller kæder med bindinger EH, hvor E betegner det kemiske element.

Saline

I saltvandshydrider deltager brint i ionisk binding som hydridanionen, H ^-. For at dette skal dannes, skal elementet nødvendigvis være mindre elektronegativt; ellers ville det ikke opgive sine elektroner til brint.

Derfor dannes salthydrider kun, når brint reagerer med stærkt elektropositive metaller, såsom alkali og jordalkalimetaller.

F.eks. Reagerer brint med metallisk natrium for at producere natriumhydrid:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Eller med barium til fremstilling af bariumhydrid:

Ba (s) + H ₂ (g) → BAH ₂ (s)

molekylær

Molekylære hydrider er endnu bedre kendt end ioniske. De kaldes også hydrogenhalogenider, HX, når brint reagerer med en halogen:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCI (g)

Her deltager brint i den kovalente binding som H ⁺; da forskellene mellem elektronegativiteterne mellem begge atomer ikke er meget store.

Vand i sig selv kan betragtes som et oxygenhydrid (eller hydrogenoxid), hvis dannelsesreaktion allerede er blevet diskuteret. Reaktionen med svovl ligner meget hydrogensulfid, en ildelugtende gas:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Men af ​​alle molekylære hydrider er den mest berømte (og måske den sværeste at syntetisere) ammoniak:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Applikationer

I det foregående afsnit blev en af ​​de vigtigste anvendelser af brint allerede behandlet: som et råmateriale til udvikling af syntese, uorganisk eller organisk. Styring af denne gas har normalt intet andet formål end at få den til at reagere og skabe andre forbindelser end dem, hvorfra den blev ekstraheret.

Råmateriale

- Det er et af reagenserne til syntese af ammoniak, som igen har uendelige industrielle anvendelser, der starter med produktionen af ​​gødning, selv som et stof til at nitrogenatere lægemidler.

- Det er beregnet til at reagere med kulilte og således massivt fremstille methanol, et reagens, der er meget vigtigt i biobrændstoffer.

Reduktionsmiddel

- Det er et reduktionsmiddel for visse metaloxider, hvorfor det bruges til metallurgisk reduktion (allerede forklaret i tilfælde af kobber og andre metaller).

- Reducer fedt eller olie for at fremstille margarine.

Olieindustri

I olieindustrien bruges brint til at "hydrotreat" råolie i raffineringsprocesser.

For eksempel søger den at fragmentere store og tunge molekyler til små molekyler med større efterspørgsel på markedet (hydrokrakning); frigør metaller, der er fanget i petroporphyrinburene (hydrodemetallisering); fjerne svovlatomer som H ₂ S (hydroafsvovling); eller reducer dobbeltbindinger for at skabe paraffinrige blandinger.

Brændstof

Hydrogen i sig selv er et fremragende brændstof til raketter eller rumfartøjer, da små mængder af det, når de reagerer med ilt, frigiver enorme mængder varme eller energi.

I mindre skala bruges denne reaktion til at designe brintceller eller batterier. Disse celler står imidlertid over for vanskelighederne ved ikke at kunne opbevare denne gas korrekt; og udfordringen med at blive helt uafhængig af forbrænding af fossile brændstoffer.

På den positive side frigiver brint, der bruges som brændstof, kun vand; i stedet for gasser, der repræsenterer forureningsmidler for atmosfæren og økosystemerne.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui og Yanming Ma. (Nd). Rumtemperaturstrukturer af fast brint ved højt tryk. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, Kina.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Flydende metallisk brint: En byggesten til den flydende sol. Institut for Radiologi, Ohio State University, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, USA.
4. Bodner-gruppen. (Sf). Hydrogenkemi. Gendannes fra: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Brint. Gendannet fra: en.wikipedia.org
6. Hydrogen Europa. (2017). Hydrogenanvendelser. Gendannes fra: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Hydrogen: Egenskaber & forekomst. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
8. Jonas James. (4. januar 2009). Hydrogenes historie. Gendannes fra: altenergymag.com