Në kushte normale, hidrogjeni reagon me. Hidrogjeni: vetitë fizike dhe kimike

Hidrogjeni është një substancë e thjeshtë H 2 (dihidrogjen, diprotium, hidrogjen i lehtë).

E shkurtër karakteristikë e hidrogjenit:

• jometal.
• Një gaz pa ngjyrë që është i vështirë për t'u lëngëzuar.
• I tretshëm dobët në ujë.
• Ai tretet më mirë në tretës organikë.
• Kimisorbuar nga metalet: hekuri, nikeli, platini, paladiumi.
• Agjent i fortë reduktues.
• Ndërvepron (në temperatura të larta) me jometalet, metalet, oksidet e metaleve.
• Hidrogjeni atomik H 0, i marrë nga zbërthimi termik i H 2, ka aftësinë më të lartë reduktuese.
• Izotopet e hidrogjenit:
  • 1 H - protium
  • 2 H - deuterium (D)
  • 3 H - tritium (T)
• Pesha molekulare relative = 2.016
• Dendësia relative e hidrogjenit të ngurtë (t = -260 ° C) = 0,08667
• Dendësia relative e hidrogjenit të lëngshëm (t = -253 ° C) = 0,07108
• Mbi presion (n.a.) = 0,08988 g / l
• pika e shkrirjes = -259,19 ° C
• pika e vlimit = -252,87 ° C
• Koeficienti vëllimor i tretshmërisë së hidrogjenit:
  • (t = 0 ° C) = 2,15;
  • (t = 20 ° C) = 1,82;
  • (t = 60 ° C) = 1,60;

1. Zbërthimi termik i hidrogjenit(t = 2000-3500 ° C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Ndërveprimi i hidrogjenit me jometalet:

• H 2 + F 2 = 2HF (t = -250 .. + 20 ° C)
• H 2 + Cl 2 = 2HCl (në djegie ose në dritë në temperaturën e dhomës):
  • Cl 2 = 2Cl 0
  • Cl 0 + H 2 = HCl + H 0
  • H 0 + Cl 2 = HCl + Cl 0
• H 2 + Br 2 = 2HBr (t = 350-500 ° C, katalizator platini)
• H 2 + I 2 = 2HI (t = 350-500 ° C, katalizator platini)
• H 2 + O 2 = 2H 2 O:
  • H 2 + O 2 = 2OH 0
  • OH 0 + H 2 = H 2 O + H 0
  • H 0 + O 2 = OH 0 + O 0
  • O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
• H 2 + S = H 2 S (t = 150..200 ° C)
• 3H 2 + N 2 = 2NH 3 (t = 500 ° C, katalizator hekuri)
• 2H 2 + C (koks) = CH 4 (t = 600 ° C, katalizator platini)
• H 2 + 2C (koks) = C 2 H 2 (t = 1500..2000 ° C)
• H 2 + 2C (koks) + N 2 = 2HCN (t më shumë se 1800 ° C)

3. Ndërveprimi i hidrogjenit me substanca komplekse:

• 4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 = 3Fe + 4H 2 O (t më shumë se 570 ° C)
• H 2 + Ag 2 SO 4 = 2 Ag + H 2 SO 4 (t më shumë se 200 ° C)
• 4H 2 + 2Na 2 SO 4 = Na 2 S + 4H 2 O (t = 550-600 ° C, katalizator Fe 2 O 3)
• 3H 2 + 2BCl 3 = 2B + 6HCl (t = 800-1200 ° C)
• H 2 + 2EuCl 3 = 2EuCl 2 + 2HCl (t = 270 ° C)
• 4H 2 + CO 2 = CH 4 + 2H 2 O (t = 200 ° C, katalizator CuO 2)
• H 2 + CaC 2 = Ca + C 2 H 2 (t më shumë se 2200 ° C)
• H 2 + BaH 2 = Ba (H 2) 2 (t deri në 0 ° C, tretësirë)

4. Pjesëmarrja e hidrogjenit në reaksionet redoks:

• 2H 0 (Zn, dil. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
• 8H 0 (Al, konk. KOH) + KNO 3 = NH 3 + KOH + 2H 2 O
• 2H 0 (Zn, dil. HCl) + EuCl 3 = 2EuCl 2 + 2HCl
• 2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S = 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
• 2H 0 (Zn, dil. H 2 SO 4) + C 2 N 2 = 2HCN

Komponimet e hidrogjenit

D 2 - diduterium:

• Hidrogjen i rëndë.
• Një gaz pa ngjyrë që është i vështirë për t'u lëngëzuar.
• Dideuteriumi përmbahet në hidrogjen natyror 0,012-0,016% (nga pesha).
• Në një përzierje gazi të dideuteriumit dhe protiumit, shkëmbimi i izotopeve ndodh në temperatura të larta.
• I tretshëm dobët në ujë të zakonshëm dhe të rëndë.
• Me ujin e zakonshëm, shkëmbimi izotopik është i papërfillshëm.
• Vetitë kimike janë të ngjashme me hidrogjenin e lehtë, por dideuteriumi është më pak reaktiv.
• Pesha molekulare relative = 4.028
• Dendësia relative e dideuteriumit të lëngshëm (t = -253 ° C) = 0,17
• pika e shkrirjes = -254,5 ° C
• pika e vlimit = -249,49 ° C

T 2 - ditritium:

• Hidrogjen tepër i rëndë.
• Gaz radioaktiv pa ngjyrë.
• Gjysma e jetës është 12.34 vjet.
• Në natyrë, ditritiumi formohet si rezultat i bombardimit të bërthamave 14 N me rrezatim kozmik nga neutronet; gjurmët e ditritit gjenden në ujërat natyrore.
• Ditriumi përftohet në një reaktor bërthamor duke bombarduar litiumin me neutrone të ngadalta.
• Pesha molekulare relative = 6.032
• pika e shkrirjes = -252,52 ° C
• pika e vlimit = -248,12 ° C

HD - hidrogjen deuterium:

• Gaz pa ngjyrë.
• Nuk tretet në ujë.
• Karakteristikat kimike janë të ngjashme me H2.
• Pesha molekulare relative = 3.022
• Dendësia relative e deuteridit të ngurtë të hidrogjenit (t = -257 ° C) = 0,146
• Mbi presion (n.o.) = 0,135 g / l
• pika e shkrirjes = -256,5 ° C
• pika e vlimit = -251,02 ° C

Oksidet e hidrogjenit

H 2 O - ujë:

• Lëng pa ngjyrë.
• Sipas përbërjes izotopike të oksigjenit, uji përbëhet nga H 2 16 O me përzierje të H 2 18 O dhe H 2 17 O
• Sipas përbërjes izotopike të hidrogjenit, uji përbëhet nga 1 H 2 O me një përzierje të HDO.
• Uji i lëngshëm i nënshtrohet protolizës (H 3 O + dhe OH -):
  • H 3 O + (kation oksonium) është acidi më i fortë në tretësirën ujore;
  • OH - (jon hidroksid) është baza më e fortë në tretësirën ujore;
  • Uji është protoliti më i dobët i konjuguar.
• Me shumë substanca, uji formon hidrate kristalore.
• Uji është një substancë kimikisht aktive.
• Uji është një tretës i lëngshëm i gjithanshëm për komponimet inorganike.
• Pesha molekulare relative e ujit = 18.02
• Dendësia relative e ujit të ngurtë (akulli) (t = 0 ° C) = 0,917
• Dendësia relative e ujit të lëngshëm:
  • (t = 0 ° C) = 0,999841
  • (t = 20 ° C) = 0,998203
  • (t = 25 ° C) = 0,997044
  • (t = 50 ° C) = 0,97180
  • (t = 100 ° C) = 0,95835
• dendësia (n.o.) = 0,8652 g / l
• pika e shkrirjes = 0 ° C
• pika e vlimit = 100 ° C
• Produkt jonik i ujit (25 ° C) = 1,008 10 -14

1. Zbërthimi termik i ujit:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (mbi 1000 ° C)

D 2 O - oksid deuteriumi:

• Ujë i rëndë.
• Lëng higroskopik pa ngjyrë.
• Viskoziteti është më i lartë se ai i ujit.
• Përzihet me ujë të zakonshëm në sasi të pakufizuar.
• Uji gjysmë i rëndë HDO formohet gjatë shkëmbimit të izotopeve.
• Fuqia e tretjes është më e ulët se ajo e ujit të zakonshëm.
• Vetitë kimike të oksidit të deuteriumit janë të ngjashme me ato të ujit, por të gjitha reaksionet janë më të ngadalta.
• Uji i rëndë është i pranishëm në ujin natyror (raporti i masës me ujin e zakonshëm 1: 5500).
• Oksidi i deuteriumit përftohet nga elektroliza e përsëritur e ujit natyror, në të cilin uji i rëndë grumbullohet në pjesën e mbetur të elektrolitit.
• Pesha molekulare relative e ujit të rëndë = 20.03
• Dendësia relative e ujit të rëndë të lëngshëm (t = 11,6 ° C) = 1,1071
• Dendësia relative e ujit të rëndë të lëngshëm (t = 25 ° C) = 1,1042
• pika e shkrirjes = 3,813 ° C
• pika e vlimit = 101.43 ° C

T 2 O - oksid tritium:

• Ujë super i rëndë.
• Lëng pa ngjyrë.
• Viskoziteti është më i lartë dhe fuqia tretëse është më e ulët se ajo e ujit të zakonshëm dhe të rëndë.
• Përzihet me ujë të rregullt dhe të rëndë në sasi të pakufizuar.
• Shkëmbimi izotopik me ujë të zakonshëm dhe të rëndë çon në formimin e HTO, DTO.
• Vetitë kimike të ujit shumë të rëndë janë të ngjashme me ato të ujit, por të gjitha reaksionet zhvillohen edhe më ngadalë sesa në ujin e rëndë.
• Gjurmët e oksidit të tritiumit gjenden në ujin natyror dhe në atmosferë.
• Uji tepër i rëndë fitohet duke kaluar tritium mbi oksid bakri të nxehtë CuO.
• Pesha molekulare relative e ujit super të rëndë = 22,03
• pika e shkrirjes = 4,5 ° C

Hidrogjeni (H) është një element kimik shumë i lehtë, me një përmbajtje prej 0,9% në masë në koren e Tokës, dhe 11,19% në ujë.

Karakterizimi i hidrogjenit

Për sa i përket lehtësisë, është i pari midis gazeve. Në kushte normale është pa shije, pa ngjyrë dhe absolutisht pa erë. Kur hyn në termosferë, ai fluturon në hapësirë ​​për shkak të peshës së tij të ulët.

Në të gjithë universin, është elementi kimik më i shumtë (75% e masës totale të substancave). Aq shumë sa shumë yje në hapësirën e jashtme përbëhen tërësisht prej saj. Për shembull, dielli. Përbërësi kryesor i tij është hidrogjeni. Dhe nxehtësia dhe drita janë rezultat i çlirimit të energjisë kur bërthamat e materialit bashkohen. Gjithashtu në hapësirë ​​ka re të tëra të molekulave të saj me madhësi, dendësi dhe temperatura të ndryshme.

Vetitë fizike

Temperatura dhe presioni i lartë ndryshojnë ndjeshëm cilësitë e tij, por në kushte normale:

Ka një përçueshmëri të lartë termike në krahasim me gazrat e tjerë,

Jo toksik dhe pak i tretshëm në ujë,

Me një densitet prej 0,0899 g / l në 0 ° C dhe 1 atm.,

Shndërrohet në një lëng në një temperaturë prej -252.8 ° C

Bëhet e vështirë në -259.1 ° C.,

Nxehtësia specifike e djegies 120.9.106 J / kg.

Shndërrimi në gjendje të lëngët ose të ngurtë kërkon presion të lartë dhe temperatura shumë të ulëta. Në gjendje të lëngshme, është i lëngshëm dhe i lehtë.

Vetitë kimike

Nën presion dhe kur ftohet (-252,87 g. C), hidrogjeni merr një gjendje të lëngshme, e cila është më e lehtë në peshë se çdo analog. Ai merr më pak hapësirë ​​në të sesa në formë të gaztë.

Ai është një jometal tipik. Në laboratorë, ai prodhohet duke reaguar metalet (si zinku ose hekuri) me acide të holluara. Në kushte normale, është joaktiv dhe reagon vetëm me jometalet aktive. Hidrogjeni mund të ndajë oksigjenin nga oksidet dhe të reduktojë metalet nga komponimet. Ai dhe përzierjet e tij formojnë një lidhje hidrogjeni me disa elementë.

Gazi është lehtësisht i tretshëm në etanol dhe në shumë metale, veçanërisht në paladium. Argjendi nuk e tret atë. Hidrogjeni mund të oksidohet gjatë djegies në oksigjen ose në ajër, dhe nga ndërveprimi me halogjenet.

Kur kombinohet me oksigjen, formohet uji. Nëse temperatura është normale, atëherë reagimi është i ngadaltë, nëse mbi 550 ° C - me një shpërthim (shndërrohet në një gaz shpërthyes).

Gjetja e hidrogjenit në natyrë

Edhe pse ka shumë hidrogjen në planetin tonë, nuk është e lehtë ta gjesh atë në formën e tij të pastër. Pak mund të gjenden gjatë shpërthimeve vullkanike, gjatë prodhimit të naftës dhe në vendin e dekompozimit të lëndës organike.

Më shumë se gjysma e sasisë totale është në përbërjen me ujë. Përfshihet gjithashtu në strukturën e naftës, argjilës së ndryshme, gazeve të djegshme, kafshëve dhe bimëve (prania në çdo qelizë të gjallë është 50% nga numri i atomeve).

Cikli i hidrogjenit në natyrë

Çdo vit, një sasi kolosale (miliarda tonë) mbetjesh bimore dekompozohet në trupat ujorë dhe tokë, dhe ky dekompozim spërkat një masë të madhe hidrogjeni në atmosferë. Ai gjithashtu çlirohet gjatë çdo fermentimi të shkaktuar nga bakteret, djegia dhe së bashku me oksigjenin merr pjesë në ciklin e ujit.

Aplikimet e hidrogjenit

Elementi përdoret në mënyrë aktive nga njerëzimi në aktivitetet e tij, kështu që ne kemi mësuar se si ta marrim atë në një shkallë industriale për:

Meteorologjia, prodhimi kimik;

Prodhimi i margarinës;

Si lëndë djegëse për raketa (hidrogjen i lëngshëm);

Industria e energjisë elektrike për ftohjen e gjeneratorëve elektrikë;

Saldimi dhe prerja e metaleve.

Masa e hidrogjenit përdoret në prodhimin e benzinës sintetike (për të përmirësuar cilësinë e karburantit me cilësi të ulët), amoniakut, klorurit të hidrogjenit, alkooleve dhe materialeve të tjera. Energjia bërthamore po përdor në mënyrë aktive izotopet e saj.

Ilaçi "peroksid hidrogjeni" përdoret gjerësisht në metalurgji, industrinë elektronike, industrinë e pulpës dhe letrës, në zbardhjen e pëlhurave prej liri dhe pambuku, për prodhimin e ngjyrave të flokëve dhe kozmetikës, polimereve dhe në mjekësi për trajtimin e plagëve.

Natyra "shpërthyese" e këtij gazi mund të bëhet një armë katastrofike - një bombë hidrogjeni. Shpërthimi i tij shoqërohet me lëshimin e një sasie të madhe të substancave radioaktive dhe është shkatërruese për të gjitha gjallesat.

Kontakti ndërmjet hidrogjenit të lëngshëm dhe lëkurës mund të çojë në ngrirje të rënda dhe të dhimbshme.

E lëngshme

Hidrogjeni(lat. Hidrogjen; shënohet me simbolin H) - elementi i parë i tabelës periodike të elementeve. Shpërndarë gjerësisht në natyrë. Kationi (dhe bërthama) e izotopit më të bollshëm të hidrogjenit, 1 H, është protoni. Vetitë e bërthamës 1 H bëjnë të mundur përdorimin e gjerë të spektroskopisë NMR në analizën e substancave organike.

Tre izotope të hidrogjenit kanë emrat e tyre: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D) dhe 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Substanca e thjeshtë hidrogjen - H 2 - gaz i lehtë pa ngjyrë. Është i ndezshëm dhe shpërthyes kur përzihet me ajër ose oksigjen. Jo toksike. Le të tretemi në etanol dhe një sërë metalesh: hekur, nikel, paladium, platin.

Histori

Lëshimi i gazit të djegshëm gjatë bashkëveprimit të acideve dhe metaleve u vu re në shekujt 16 dhe 17 në agimin e formimit të kimisë si shkencë. Mikhail Vasilyevich Lomonosov gjithashtu tregoi drejtpërdrejt ndarjen e tij, por tashmë duke kuptuar përfundimisht se nuk ishte phlogiston. Fizikani dhe kimisti anglez Henry Cavendish e hetoi këtë gaz në 1766 dhe e quajti atë "ajër i djegshëm". Kur digjej, "ajri i djegshëm" prodhoi ujë, por respektimi i teorisë së phlogiston nga Cavendish e pengoi atë të nxirrte përfundimet e sakta. Kimisti francez Antoine Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier, duke përdorur matës të veçantë gazi, në vitin 1783 sintetizuan ujin dhe më pas e analizuan atë, duke dekompozuar avujt e ujit me hekur të nxehtë. Kështu, ai vërtetoi se "ajri i djegshëm" është pjesë e ujit dhe mund të merret prej tij.

origjina e emrit

Lavoisier i dha hidrogjenit emrin hydrogène - "lindja e ujit". Emri rus "hidrogjen" u propozua nga kimisti M.F.

Prevalenca

Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në univers. Ai përbën rreth 92% të të gjithë atomeve (8% janë atome të heliumit, pjesa e të gjithë elementëve të tjerë të marrë së bashku është më pak se 0.1%). Kështu, hidrogjeni është përbërësi kryesor i yjeve dhe gazit ndëryjor. Në kushtet e temperaturave yjore (për shembull, temperatura e sipërfaqes së Diellit është ~ 6000 ° C), hidrogjeni ekziston në formën e plazmës; në hapësirën ndëryjore, ky element ekziston në formën e molekulave individuale, atomeve dhe joneve dhe mund të formohet retë molekulare që ndryshojnë dukshëm në madhësi, dendësi dhe temperaturë.

Korja e tokës dhe organizmat e gjallë

Pjesa masive e hidrogjenit në koren e tokës është 1% - ky është elementi i dhjetë më i bollshëm. Sidoqoftë, roli i tij në natyrë përcaktohet jo nga masa, por nga numri i atomeve, përqindja e të cilave midis elementeve të tjerë është 17% (vendi i dytë pas oksigjenit, përqindja e atomeve të të cilit është ~ 52%). Prandaj, rëndësia e hidrogjenit në proceset kimike që ndodhin në Tokë është pothuajse aq e madhe sa oksigjeni. Ndryshe nga oksigjeni, i cili ekziston në Tokë si në gjendje të lidhur ashtu edhe në gjendje të lirë, praktikisht i gjithë hidrogjeni në Tokë është në formën e komponimeve; vetëm një sasi shumë e vogël e hidrogjenit në formën e një lënde të thjeshtë gjendet në atmosferë (0.00005% në vëllim).

Hidrogjeni është pjesë e pothuajse të gjitha substancave organike dhe është i pranishëm në të gjitha qelizat e gjalla. Në qelizat e gjalla, hidrogjeni përbën pothuajse 50% të numrit të atomeve.

Marrja

Metodat industriale të marrjes së substancave të thjeshta varen nga forma në të cilën elementi përkatës gjendet në natyrë, domethënë nga cilat mund të jenë lëndët e para për prodhimin e tij. Pra, oksigjeni, i cili është i disponueshëm në gjendje të lirë, merret me një metodë fizike - me ndarje nga ajri i lëngshëm. Pothuajse i gjithë hidrogjeni është në formën e komponimeve, prandaj për marrjen e tij përdoren metoda kimike. Në veçanti, mund të përdoren reaksionet e dekompozimit. Një nga metodat për prodhimin e hidrogjenit është reaksioni i dekompozimit të ujit me rrymë elektrike.

Metoda kryesore industriale për prodhimin e hidrogjenit është reagimi i metanit me ujin, i cili është pjesë e gazit natyror. Ajo kryhet në një temperaturë të lartë (është e lehtë të siguroheni që nuk ndodh asnjë reagim kur metani kalohet edhe përmes ujit të vluar):

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Në laborator, për të marrë substanca të thjeshta, ata nuk përdorin domosdoshmërisht lëndë të para natyrore, por përzgjedhin ato lëndë fillestare nga të cilat është më e lehtë të izolohet lënda e kërkuar. Për shembull, në një laborator, oksigjeni nuk merret nga ajri. E njëjta gjë vlen edhe për prodhimin e hidrogjenit. Një nga metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit, i cili ndonjëherë përdoret në industri, është dekompozimi i ujit me rrymë elektrike.

Zakonisht në laborator, hidrogjeni prodhohet nga ndërveprimi i zinkut me acidin klorhidrik.

Në industri

1.Elektroliza e tretësirave ujore të kripërave:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2. Kalimi i avullit të ujit mbi koks të nxehtë në një temperaturë prej rreth 1000 ° C:

H 2 O + C? H 2 + CO

3.Nga gazi natyror.

Konvertimi i avullit:

CH 4 + H 2 O? CO + 3H 2 (1000 ° C)

Oksidimi katalitik me oksigjen:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H 2

4. Plasaritja dhe reformimi i hidrokarbureve në procesin e përpunimit të naftës.

Në laborator

1.Veprimi i acideve të holluara në metale. Për të kryer një reagim të tillë, zinku dhe acidi klorhidrik i holluar përdoren më shpesh:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Ndërveprimi i kalciumit me ujin:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hidroliza e hidrideve:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Veprimi i alkaleve në zink ose alumin:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Me elektrolizë. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të alkaleve ose acideve, hidrogjeni evoluon në katodë, për shembull:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

Vetitë fizike

Hidrogjeni mund të ekzistojë në dy forma (modifikime) - në formën e orto- dhe para-hidrogjenit. Molekula ortohidrogjene o-H 2 (m.p. -259.10 ° C, bp. -252.56 ° C) rrotullimet bërthamore drejtohen në të njëjtën mënyrë (paralele), fq-H 2 (m.p. -259,32 ° C, bp. -252,89 ° C) - të kundërta me njëra-tjetrën (antiparalele). Përzierje ekuilibri o-H 2 dhe fq-H 2 në një temperaturë të caktuar quhet hidrogjeni i ekuilibrit e-H 2.

Modifikimet e hidrogjenit mund të ndahen me adsorbim në karbonin aktiv në temperaturën e azotit të lëngët. Në temperatura shumë të ulëta, ekuilibri midis ortohidrogjenit dhe parahidrogjenit zhvendoset pothuajse tërësisht drejt këtij të fundit. Në 80 K, raporti i formave është afërsisht 1: 1. Parahidrogjeni i desorbuar gjatë ngrohjes shndërrohet në ortohidrogjen derisa të krijohet një ekuilibër i përzierjes në temperaturën e dhomës (ortho-çift: 75:25). Pa një katalizator, transformimi ndodh ngadalë (në kushtet e mediumit ndëryjor - me kohë karakteristike deri në kozmologjike), gjë që bën të mundur studimin e vetive të modifikimeve individuale.

Hidrogjeni është gazi më i lehtë; është 14.5 herë më i lehtë se ajri. Natyrisht, sa më e vogël të jetë masa e molekulave, aq më e lartë është shpejtësia e tyre në të njëjtën temperaturë. Si më të lehtat, molekulat e hidrogjenit lëvizin më shpejt se molekulat e çdo gazi tjetër dhe kështu mund të transferojnë nxehtësinë më shpejt nga një trup në tjetrin. Nga kjo rrjedh se hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike midis substancave të gazta. Përçueshmëria e tij termike është rreth shtatë herë më e lartë se përçueshmëria termike e ajrit.

Molekula e hidrogjenit është diatomike - Н 2. Në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Dendësia 0,08987 g / l (n.u.), pika e vlimit -252,76 ° C, nxehtësia specifike e djegies 120,9 × 10 6 J / kg, pak e tretshme në ujë - 18,8 ml / l. Hidrogjeni tretet lehtësisht në shumë metale (Ni, Pt, Pd, etj.), veçanërisht në paladium (850 vëllime për 1 vëllim Pd). Tretshmëria e hidrogjenit në metale lidhet me aftësinë e tij për t'u shpërndarë nëpër to; Difuzioni përmes një lidhjeje karbonike (p.sh. çeliku) shoqërohet ndonjëherë me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (i ashtuquajturi dekarbonizim). Praktikisht i pazgjidhshëm në argjend.

Hidrogjen i lëngshëm ekziston në një interval shumë të ngushtë të temperaturës nga -252.76 në -259.2 ° C. Është një lëng pa ngjyrë, shumë i lehtë (dendësia në -253 ° C 0,0708 g / cm 3) dhe lëng (viskoziteti në -253 ° C 13,8 cpoise). Parametrat kritikë të hidrogjenit janë shumë të ulëta: temperatura është -240,2 ° C dhe presioni është 12,8 atm. Kjo shpjegon vështirësitë në lëngëzimin e hidrogjenit. Në gjendje të lëngët, hidrogjeni ekuilibër përbëhet nga 99,79% para-H2, 0,21% ortho-H2.

Hidrogjeni i ngurtë, pika e shkrirjes −259,2 ° C, dendësia 0,0807 g / cm 3 (në −262 ° C) - masë e ngjashme me borën, kristale të sistemit gjashtëkëndor, grupi hapësinor P6 / mmc, parametrat e qelizave a=3,75 c= 6.12. Në presion të lartë, hidrogjeni shndërrohet në një gjendje metalike.

Izotopet

Hidrogjeni shfaqet në formën e tre izotopeve, të cilët kanë emra individualë: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D), 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Protiumi dhe deuteriumi janë izotopë të qëndrueshëm me numra masiv 1 dhe 2. Përmbajtja e tyre në natyrë është, përkatësisht, 99,9885 ± 0,0070% dhe 0,0115 ± 0,0070%. Ky raport mund të ndryshojë pak në varësi të burimit dhe metodës së prodhimit të hidrogjenit.

Izotopi i hidrogjenit 3 H (tritium) është i paqëndrueshëm. Gjysma e jetës së tij është 12.32 vjet. Tritium gjendet në natyrë në sasi shumë të vogla.

Literatura gjithashtu përmban të dhëna për izotopet e hidrogjenit me numra masiv 4–7 dhe gjysmë jetëgjatësi prej 10–22–10–23 s.

Hidrogjeni natyror përbëhet nga molekula H 2 dhe HD (deuterid hidrogjeni) në një raport 3200: 1. Përmbajtja e hidrogjenit të pastër të deuteriumit D 2 është edhe më e vogël. Raporti i përqendrimeve të HD dhe D 2 është afërsisht 6400: 1.

Nga të gjithë izotopet e elementeve kimike, vetitë fizike dhe kimike të izotopeve të hidrogjenit ndryshojnë më shumë nga njëra-tjetra. Kjo është për shkak të ndryshimit më të madh relativ në masat atomike.

	Temperatura shkrirja, K	Temperatura duke vluar, K	E trefishtë pika, K / kPa	Kritike pika, K / kPa	Dendësia lëng/gaz, kg / m³

Deuteriumi dhe tritiumi gjithashtu kanë modifikime orto dhe para: fq-D 2, o-D 2, fq-T 2, o-T 2. Hidrogjeni heteroizotopik (HD, HT, DT) nuk ka modifikime orto dhe para.

Vetitë kimike

Fraksion i molekulave të hidrogjenit të disociuar

Molekulat e hidrogjenit H 2 janë mjaft të forta dhe duhet shpenzuar shumë energji në mënyrë që hidrogjeni të reagojë:

H 2 = 2H - 432 kJ

Prandaj, në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon vetëm me metale shumë aktive, për shembull me kalcium, duke formuar hidrid kalciumi:

Ca + H 2 = CaH 2

dhe me të vetmin jometal - fluorin, duke formuar fluorid hidrogjeni:

Me shumicën e metaleve dhe jometaleve, hidrogjeni reagon në temperatura të ngritura ose nën ndikime të tjera, për shembull, nën ndriçim:

О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О

Mund të "marrë" oksigjen nga disa okside, për shembull:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Ekuacioni i shkruar pasqyron vetitë reduktuese të hidrogjenit.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:

F 2 + H 2 → 2HF, reagimi vazhdon me një shpërthim në errësirë ​​dhe në çdo temperaturë,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reaksioni vazhdon me një shpërthim, vetëm në dritë.

Reagon me blozën nën ngrohje të fortë:

C + 2H 2 → CH 4

Ndërveprimi me metalet alkaline dhe alkaline tokësore

Kur ndërvepron me metale aktive, hidrogjeni formon hidride:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

Hidridet- substanca të kripura, të ngurta, që hidrolizohen lehtësisht:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2

Ndërveprimi me oksidet e metaleve (zakonisht elementet d)

Oksidet reduktohen në metale:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hidrogjenizimi i përbërjeve organike

Hidrogjeni molekular përdoret gjerësisht në sintezën organike për reduktimin e përbërjeve organike. Këto procese quhen reaksionet e hidrogjenizimit... Këto reaksione kryhen në prani të një katalizatori në presion dhe temperaturë të ngritur. Katalizatori mund të jetë ose homogjen (p.sh. katalizatori Wilkinson) ose heterogjen (p.sh. nikel Raney, paladium-karbon).

Pra, në veçanti, gjatë hidrogjenizimit katalitik të përbërjeve të pangopura si alkenet dhe alkinet, formohen komponime të ngopura - alkane.

Gjeokimia e hidrogjenit

Hidrogjeni i lirë H 2 është relativisht i rrallë në gazrat tokësorë, por në formën e ujit luan një rol jashtëzakonisht të rëndësishëm në proceset gjeokimike.

Hidrogjeni mund të jetë pjesë e mineraleve në formën e jonit të amonit, jonit hidroksil dhe ujit kristal.

Në atmosferë, hidrogjeni prodhohet vazhdimisht nga dekompozimi i ujit nga rrezatimi diellor. Duke pasur një masë të vogël, molekulat e hidrogjenit kanë një shpejtësi të lartë të lëvizjes së difuzionit (është afër shpejtësisë së dytë kozmike) dhe, duke rënë në shtresat e sipërme të atmosferës, mund të fluturojnë në hapësirë.

Karakteristikat e trajtimit

Kur përzihet me ajrin, hidrogjeni formon një përzierje shpërthyese - të ashtuquajturin gaz shpërthyes. Ky gaz është më shpërthyes kur raporti vëllimor i hidrogjenit dhe oksigjenit është 2: 1, ose hidrogjeni dhe ajri është afërsisht 2: 5, pasi ajri përmban rreth 21% oksigjen. Gjithashtu hidrogjeni është i rrezikshëm nga zjarri. Hidrogjeni i lëngshëm mund të shkaktojë ngrirje të rëndë nëse bie në kontakt me lëkurën.

Përqendrimet shpërthyese të hidrogjenit me oksigjen lindin nga 4% në 96% të vëllimit. Kur përzihet me ajër nga 4% në 75 (74)% në vëllim.

Ekonomia

Kostoja e hidrogjenit për furnizime me shumicë në shkallë të gjerë luhatet në rangun prej 2-5 dollarë për kg.

Aplikacion

Hidrogjeni atomik përdoret për saldimin atomik me hidrogjen.

Industria kimike

• Në prodhimin e amoniakut, metanolit, sapunit dhe plastikës
• Në prodhimin e margarinës nga vajrat bimore të lëngëta
• Regjistruar si një shtesë ushqimore E949(gazin e paketimit)

Industria ushqimore

Industria e aviacionit

Hidrogjeni është shumë i lehtë dhe gjithmonë ngrihet në ajër. Pasi aeroplanët dhe balonat u mbushën me hidrogjen. Por në vitet '30. shekulli XX pati disa fatkeqësi, gjatë të cilave aeroplanët shpërthyen dhe u dogjën. Në ditët e sotme, aeroplanët janë të mbushur me helium, pavarësisht kostos së tij dukshëm më të lartë.

Karburant

Hidrogjeni përdoret si shtytës.

Hulumtimet janë duke u zhvilluar për përdorimin e hidrogjenit si lëndë djegëse për makina dhe kamionë. Motorët me hidrogjen nuk ndotin mjedisin dhe lëshojnë vetëm avuj uji.

Qelizat e karburantit hidrogjen-oksigjen përdorin hidrogjenin për të kthyer drejtpërdrejt energjinë nga një reaksion kimik në energji elektrike.

"Hidrogjen i lëngshëm"("LH") është një gjendje agregate e lëngshme e hidrogjenit, me një gravitet specifik të ulët prej 0,07 g / cm³ dhe veti kriogjenike me një pikë ngrirjeje prej 14,01 K (−259,14 ° C) dhe një pikë vlimi prej 20,28 K (−252,87 °). C). Është një lëng pa ngjyrë, pa erë, i cili kur përzihet me ajrin, klasifikohet si shpërthyes me diapazon të ndezshmërisë 4-75%. Raporti spin i izomerëve në hidrogjenin e lëngshëm është: 99,79% - parahidrogjen; 0,21% - ortohidrogjen. Koeficienti i zgjerimit të hidrogjenit kur ndryshon gjendjen e grumbullimit në gaz është 848: 1 në 20 ° C.

Si me çdo gaz, lëngëzimi i hidrogjenit çon në një ulje të vëllimit të tij. Pas lëngëzimit, "LH" ruhet në kontejnerë të izoluar termikisht nën presion. Hidrogjeni i lëngshëm (rus. Hidrogjen i lëngshëm, LH2, LH 2) përdoret në mënyrë aktive në industri, si një formë e ruajtjes së gazit, dhe në industrinë hapësinore, si lëndë djegëse raketash.

Histori

Përdorimi i parë i dokumentuar i ftohjes artificiale në 1756 u krye nga shkencëtari anglez William Cullen, Gaspard Monge ishte i pari që mori gjendjen e lëngshme të oksidit të squfurit në 1784, Michael Faraday ishte i pari që mori amoniak të lëngshëm, shpikësi amerikan Oliver Evans. ishte i pari që zhvilloi një kompresor ftohës në 1805, Jacob Perkins ishte i pari që patentoi një makinë ftohëse në 1834 dhe John Gorey ishte patenta e parë amerikane që patentoi një kondicioner në 1851. Werner Siemens propozoi konceptin e ftohjes rigjeneruese në 1857, Karl Linde patentoi pajisje për prodhimin e ajrit të lëngshëm duke përdorur efektin e zgjerimit të kaskadës Joule-Thomson dhe ftohjen rigjeneruese në 1876. Në 1885, fizikani dhe kimisti polak Sigmund Wrobblewski publikoi një temperaturë kritike prej 33 K për hidrogjenin dhe një presion kritik prej 13.3 atm. dhe një pikë vlimi në 23 K. Hidrogjeni u lëngëzuar për herë të parë nga James Dewar në 1898 duke përdorur ftohje rigjeneruese dhe shpikjen e tij, enën Dewar. Sinteza e parë e izomerit të qëndrueshëm të hidrogjenit të lëngshëm - parahidrogjenit - u krye nga Paul Hartek dhe Karl Bonhoeffer në 1929.

Izomerët spin të hidrogjenit

Hidrogjeni në temperaturën e dhomës përbëhet kryesisht nga izomeri i spinit, ortohidrogjeni. Pas prodhimit, hidrogjeni i lëngshëm është në një gjendje metastabile dhe duhet të shndërrohet në një formë parahidrogjenike në mënyrë që të shmanget reaksioni ekzotermik shpërthyes që ndodh kur ndryshon në temperatura të ulëta. Konvertimi në fazën e parahidrogjenit zakonisht kryhet duke përdorur katalizatorë të tillë si oksidi i hekurit, oksidi i kromit, karboni i aktivizuar, asbesti i veshur me platin, metale të rralla të tokës, ose duke përdorur aditivët e uraniumit ose nikelit.

Përdorimi

Hidrogjeni i lëngshëm mund të përdoret si një formë e ruajtjes së karburantit për motorët me djegie të brendshme dhe qelizat e karburantit. Nëndetëse të ndryshme (projektet 212A dhe 214, Gjermani) dhe koncepte të transportit të hidrogjenit janë krijuar duke përdorur këtë formë agregate të hidrogjenit (shih për shembull "DeepC" ose "BMW H2R"). Për shkak të afërsisë së strukturave, krijuesit e pajisjeve në "ZhV" mund të përdorin ose modifikojnë vetëm sisteme duke përdorur gaz natyror të lëngshëm ("LNG"). Megjithatë, për shkak të densitetit më të ulët të energjisë, djegia kërkon një vëllim më të madh hidrogjeni sesa gazi natyror. Nëse hidrogjeni i lëngshëm përdoret në vend të "CNG" në motorët reciprokë, zakonisht kërkohet një sistem karburanti më i rëndë. Me injeksion të drejtpërdrejtë, humbjet e rritura të marrjes zvogëlojnë mbushjen e cilindrit.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret gjithashtu për të ftohur neutronet në eksperimentet e shpërndarjes së neutroneve. Masat e neutronit dhe bërthamës së hidrogjenit janë praktikisht të barabarta, prandaj, shkëmbimi i energjisë në një përplasje elastike është më efektiv.

Përparësitë

Avantazhi i përdorimit të hidrogjenit është "emetimi zero" i përdorimit të tij. Produkti i ndërveprimit të tij me ajrin është uji.

Pengesat

Një litër "ZhV" peshon vetëm 0,07 kg. Kjo do të thotë, graviteti i tij specifik është 70,99 g / l në 20 K. Hidrogjeni i lëngshëm kërkon teknologji të ruajtjes kriogjenike, siç janë kontejnerët specialë të izoluar termikisht, dhe kërkon trajtim të veçantë, i cili është tipik për të gjitha materialet kriogjenike. Në këtë drejtim është afër oksigjenit të lëngshëm, por kërkon më shumë kujdes për shkak të rrezikut nga zjarri. Edhe me kontejnerë të izoluar termikisht, është e vështirë ta mbash atë në temperaturën e ulët që kërkohet për ta mbajtur të lëngshëm (zakonisht avullon me një normë prej 1% në ditë). Kur e trajtoni, duhet gjithashtu të ndiqni masat e zakonshme të sigurisë kur punoni me hidrogjen - është mjaft i ftohtë për të lëngëzuar ajrin, i cili është shpërthyes.

Karburant raketash

Hidrogjeni i lëngshëm është një komponent i zakonshëm i karburanteve të raketave që përdoret për përshpejtimin e avionëve të mjeteve lëshuese dhe anijeve kozmike. Në shumicën e motorëve të raketave me karburant të lëngshëm me karburant hidrogjeni, fillimisht përdoret për të ftohur në mënyrë rigjeneruese grykën dhe pjesët e tjera të motorit, përpara se të përzihet me një oksidues dhe të digjet për të prodhuar shtytje. Motorët e përdorur modernë H 2 / O 2 konsumojnë një përzierje karburanti të ri-pasuruar, që rezulton në një sasi të caktuar hidrogjeni të padjegur në shkarkim. Përveç rritjes së impulsit specifik të motorit duke ulur peshën molekulare, ai redukton më tej erozionin e grykës dhe dhomës së djegies.

Pengesat e tilla për përdorimin e "LH" në zona të tjera, si natyra kriogjenike dhe densiteti i ulët, janë gjithashtu një faktor kufizues për përdorim në këtë rast. Për vitin 2009, ekziston vetëm një mjet lëshues (LV "Delta-4"), i cili është tërësisht një raketë hidrogjeni. Në thelb, "ZhV" përdoret ose në fazat e sipërme të raketave, ose në blloqe, të cilat kryejnë një pjesë të konsiderueshme të punës për vendosjen e ngarkesës në hapësirë ​​në vakum. Si një nga masat për rritjen e densitetit të këtij lloji të karburantit, ka propozime për përdorimin e hidrogjenit të lëngshëm, domethënë të formës gjysmë të ngrirë të "ZhV".

Hidrogjeni është elementi i parë në Tabelën Periodike të Elementeve Kimike, ka një numër atomik 1 dhe një masë atomike relative prej 1,0079. Cilat janë vetitë fizike të hidrogjenit?

Vetitë fizike të hidrogjenit

Përkthyer nga latinishtja, hidrogjen do të thotë "lindja e ujit". Në vitin 1766, shkencëtari anglez G. Cavendish mblodhi "ajrin e djegshëm" të çliruar nga veprimi i acideve në metale dhe filloi të studionte vetitë e tij. Në 1787 A. Lavoisier e përcaktoi këtë "ajër të djegshëm" si një element të ri kimik që është pjesë e ujit.

Oriz. 1. A. Lavoisier.

Hidrogjeni ka 2 izotope të qëndrueshme - protium dhe deuterium, si dhe radioaktiv - tritium, sasia e të cilit në planetin tonë është shumë e vogël.

Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në hapësirë. Dielli dhe shumica e yjeve kanë hidrogjenin si elementin kryesor. Gjithashtu, ky gaz është pjesë e ujit, naftës, gazit natyror. Përmbajtja totale e hidrogjenit në Tokë është 1%.

Oriz. 2. Formula e hidrogjenit.

Atomi i kësaj substance përfshin një bërthamë dhe një elektron. Kur një elektron humbet nga hidrogjeni, ai formon një jon të ngarkuar pozitivisht, domethënë shfaq veti metalike. Por gjithashtu një atom hidrogjeni është i aftë jo vetëm të humbasë, por edhe të bashkojë një elektron. Në këtë është shumë e ngjashme me halogjenet. Prandaj, hidrogjeni në Tabelën Periodike i përket të dy grupeve I dhe VII. Vetitë jometalike të hidrogjenit janë shprehur në një masë më të madhe.

Një molekulë hidrogjeni përbëhet nga dy atome të lidhura me një lidhje kovalente

Në kushte normale, hidrogjeni është një element i gaztë pa ngjyrë që është pa erë dhe pa shije. Është 14 herë më i lehtë se ajri dhe pika e tij e vlimit është -252,8 gradë Celsius.

Tabela "Vetitë fizike të hidrogjenit"

Përveç vetive fizike, hidrogjeni posedon edhe një sërë veçorish kimike. Kur nxehet ose nën veprimin e katalizatorëve, hidrogjeni reagon me metale dhe jometale, squfur, selen, telur, dhe gjithashtu mund të reduktojë oksidet e shumë metaleve.

Prodhimi i hidrogjenit

Nga metodat industriale për prodhimin e hidrogjenit (përveç elektrolizës së tretësirave ujore të kripërave), duhet të theksohen sa vijon:

• duke kaluar avujt e ujit përmes qymyrit të nxehtë në një temperaturë prej 1000 gradë:

• shndërrimi i metanit me avull uji në një temperaturë prej 900 gradë:

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në kushte normale, hidrogjeni molekular është relativisht pak aktiv, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktive (me fluorin, në dritë dhe me klorin). Megjithatë, kur nxehet, ai reagon me shumë elementë.

Hidrogjeni reagon me substanca të thjeshta dhe komplekse:

- Ndërveprimi i hidrogjenit me metalet çon në formimin e substancave komplekse - hidride, në formulat kimike të të cilave atomi i metalit është gjithmonë i pari:

Në temperatura të larta, hidrogjeni reagon drejtpërdrejt me disa metale(alkaline, toka alkaline dhe të tjera), duke formuar substanca kristalore të bardha - hidride metalike (Li H, Na H, KH, CaH 2, etj.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji për të formuar alkalin dhe hidrogjenin përkatës:

Ca H 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + 2H 2

- Kur hidrogjeni ndërvepron me jometalet formohen komponime të avullueshme të hidrogjenit. Në formulën kimike të një përbërjeje të paqëndrueshme hidrogjeni, një atom hidrogjeni mund të jetë në vendin e parë ose të dytë, në varësi të vendndodhjes së tij në PSCE (shih pllakën në rrëshqitje):

1). Me oksigjen Hidrogjeni formon ujin:

Video "Djegia e hidrogjenit"

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Në temperatura të zakonshme, reagimi vazhdon jashtëzakonisht ngadalë, mbi 550 ° C - me një shpërthim (quhet një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 gaz oksigjen hidrogjen) .

Video "Shpërthimi i gazit të oksigjenit"

Video "Gatimi dhe shpërthimi i një përzierjeje shpërthyese"

2). Me halogjene Hidrogjeni formon halidet e hidrogjenit, për shembull:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Në të njëjtën kohë, Hidrogjeni shpërthen me fluor (madje edhe në errësirë ​​dhe në - 252 ° C), reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jod vetëm kur nxehet.

3). Me azot Hidrogjeni ndërvepron me formimin e amoniakut:

ЗН 2 + N 2 = 2NN 3

vetëm në një katalizator dhe në temperatura dhe presione të larta.

4). Kur nxehet, Hidrogjeni reagon fuqishëm me gri:

H 2 + S = H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

është shumë më e vështirë me selenin dhe telurin.

5). Me karbon të pastër Hidrogjeni mund të reagojë pa një katalizator vetëm në temperatura të larta:

2H 2 + C (amorf) = CH 4 (metan)

- Hidrogjeni hyn në një reaksion zëvendësimi me oksidet e metaleve , ndërsa në produkte formohet uji dhe reduktohet metali. Hidrogjeni - shfaq vetitë e një agjenti reduktues:

Përdoret hidrogjeni për rikuperimin e shumë metaleve, meqenëse merr oksigjen nga oksidet e tyre:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, etj.

Aplikimi i hidrogjenit

Video "Zbatimi i hidrogjenit"

Aktualisht, hidrogjeni prodhohet në sasi të mëdha. Një pjesë shumë e madhe e tij përdoret në sintezën e amoniakut, hidrogjenizimin e yndyrave dhe në hidrogjenizimin e qymyrit, vajrave dhe hidrokarbureve. Përveç kësaj, hidrogjeni përdoret për sintezën e acidit klorhidrik, alkoolit metil, acidit hidrocianik, në saldimin dhe falsifikimin e metaleve, si dhe në prodhimin e llambave inkandeshente dhe gurëve të çmuar. Hidrogjeni del në shitje në cilindra nën një presion mbi 150 atm. Kanë ngjyrë të gjelbër të errët dhe kanë mbishkrimin e kuq “Hydrogen”.

Hidrogjeni përdoret për shndërrimin e yndyrave të lëngshme në të ngurta (hidrogjenizimi), prodhimin e lëndëve djegëse të lëngëta me hidrogjenizimin e qymyrit dhe vajit të karburantit. Në metalurgji, hidrogjeni përdoret si reduktues i oksideve ose klorureve për të marrë metale dhe jometale (germanium, silic, galium, zirkon, hafnium, molibden, tungsten, etj.).

Zbatimi praktik i hidrogjenit është i larmishëm: zakonisht mbushet me sonda me balona, ​​në industrinë kimike shërben si lëndë e parë për marrjen e shumë produkteve shumë të rëndësishme (amoniak, etj.), në ushqim - për prodhimin e yndyrave të ngurta nga vajra bimore, etj. Temperatura e lartë (deri në 2600 ° C), që rezulton nga djegia e hidrogjenit në oksigjen, përdoret për shkrirjen e metaleve zjarrdurues, kuarcit, etj. Hidrogjeni i lëngshëm është një nga karburantet më efikase të avionëve. Konsumi vjetor botëror i hidrogjenit tejkalon 1 milion ton.

Trajnerët

# 2. Hidrogjeni

DETYRA PËR ANKORIMIN

Detyra numër 1
Bëni ekuacionet për reaksionet e bashkëveprimit të hidrogjenit me këto substanca: F 2, Ca, Al 2 O 3, oksid merkuri (II), oksid tungsteni (VI). Emërtoni produktet e reaksionit, tregoni llojet e reaksioneve.

Detyra numër 2
Kryeni transformimet sipas skemës:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Detyra numër 3.
Llogaritni masën e ujit që mund të përftohet duke djegur 8 g hidrogjen?