भौतिक आणि रासायनिक गुणधर्म, तयारी. हायड्रोजन

अनामिक

1. हायड्रोजन. सामान्य वैशिष्ट्ये हायड्रोजन एच हा नियतकालिक सारणीतील पहिला घटक आहे, जो विश्वातील सर्वात सामान्य घटक आहे (92%); पृथ्वीच्या कवचामध्ये हायड्रोजनचा वस्तुमान अंश फक्त 1% आहे. 1766 मध्ये जी. कॅव्हेंडिश यांनी 1787 मध्ये हे त्याच्या शुद्ध स्वरूपात प्रथम वेगळे केले. A. Lavoisier ने सिद्ध केले की हायड्रोजन एक रासायनिक घटक आहे. हायड्रोजन अणूमध्ये एक न्यूक्लियस आणि एक इलेक्ट्रॉन असतो. इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फिगरेशन - 1S1. हायड्रोजन रेणू डायटॉमिक आहे. बाँड सहसंयोजक नॉनपोलर आहे. अणु त्रिज्या - (0.08 एनएम); ionization क्षमता (PI) - (13.6 eV); विद्युत ऋणात्मकता (EO) - (2.1); ऑक्सिडेशन स्थिती - (-1; +1). 2. हायड्रोजन HCL, H2O, H2S04, इत्यादी असलेल्या संयुगांची उदाहरणे.

अनामिक

या कार्यात तुम्हाला हायड्रोजन या घटकाचे सामान्य वर्णन देणे आवश्यक आहे.

हे कार्य कसे पूर्ण करावे

रासायनिक घटकांच्या आवर्त सारणीमध्ये हायड्रोजन या मूलद्रव्याचे स्थान लिहा;
या रासायनिक घटकाचे वर्णन करा;
हायड्रोजन असलेली संयुगे लिहा.

हायड्रोजन हे खालील संयुग आहे

हायड्रोजन - घटकांच्या नियतकालिक सारणीचा पहिला घटक आहे, जो चिन्हाद्वारे दर्शविला जातो एच. हा घटक मुख्य उपसमूहाच्या पहिल्या गटात आहे, तसेच पहिल्या लहान कालावधीत मुख्य उपसमूहाच्या सातव्या गटात आहे.

त्याच्या अगदी लहान अणु वस्तुमानामुळे, हायड्रोजन हा सर्वात हलका घटक मानला जातो. याव्यतिरिक्त, त्याची घनता देखील खूप कमी आहे, म्हणून ते हलकेपणासाठी देखील एक बेंचमार्क आहे. म्हणून, उदाहरणार्थ, हायड्रोजनने भरलेले साबण फुगे हवेत वाढतात.

हा आपल्या ग्रहावर आणि त्यापलीकडे सर्वात सामान्य पदार्थ आहे. शेवटी, जवळजवळ सर्व आंतरतारकीय जागा आणि तारे तंतोतंत हे कंपाऊंड बनलेले आहेत.

हायड्रोजन असलेले अनेक मुख्य प्रकारचे संयुगे आहेत

हायड्रोजन हॅलाइड्स: जसे की एचसीएल, एचआय, एचएफ इ. म्हणजेच, सामान्य सूत्र HHal असणे.
नॉन-मेटल्सचे अस्थिर हायड्रोजन संयुगे: H2S, CH4.
हायड्राइड्स: NaH, LiH.
हायड्रॉक्साइड, ऍसिड: NaOH, HCl.
हायड्रोजन हायड्रॉक्साइड: H2O.
हायड्रोजन पेरोक्साइड: H2O.
असंख्य सेंद्रिय संयुगे: हायड्रोकार्बन्स, प्रथिने, चरबी, लिपिड, जीवनसत्त्वे, हार्मोन्स, आवश्यक तेले आणि इतर.

रचना आणि भौतिक गुणधर्महायड्रोजनहायड्रोजन हा डायटॉमिक वायू H2 आहे. त्याला रंग किंवा गंध नाही. हा सर्वात हलका वायू आहे. या मालमत्तेमुळे, ते फुगे, एअरशिप आणि तत्सम उपकरणांमध्ये वापरले जात होते, परंतु या उद्देशांसाठी हायड्रोजनचा व्यापक वापर हवेत मिसळल्यावर त्याच्या स्फोटकतेमुळे अडथळा येतो.

हायड्रोजन रेणू नॉन-ध्रुवीय आणि खूप लहान आहेत, म्हणून त्यांच्यामध्ये फारसा संवाद नाही. या संदर्भात, त्याचे वितळण्याचे बिंदू (-259°C) आणि उत्कलन बिंदू (-253°C) आहेत. हायड्रोजन पाण्यात व्यावहारिकदृष्ट्या अघुलनशील आहे.

हायड्रोजनमध्ये 3 समस्थानिक असतात: सामान्य 1H, ड्युटेरियम 2H किंवा D, आणि किरणोत्सर्गी ट्रिटियम 3H किंवा T. हायड्रोजनचे हेवी समस्थानिक अद्वितीय आहेत कारण ते सामान्य हायड्रोजनपेक्षा 2 किंवा 3 पट जड असतात! म्हणूनच सामान्य हायड्रोजनच्या जागी ड्युटेरियम किंवा ट्रिटियम घेतल्याने पदार्थाच्या गुणधर्मांवर लक्षणीय परिणाम होतो (उदाहरणार्थ, सामान्य हायड्रोजन एच 2 आणि ड्यूटेरियम डी 2 चे उकळण्याचे बिंदू 3.2 अंशांनी भिन्न असतात). साध्या पदार्थांसह हायड्रोजनचा परस्परसंवादहायड्रोजन हा मध्यम विद्युत ऋणात्मकता नसलेला धातू आहे. म्हणून, त्यात ऑक्सिडायझिंग आणि कमी करणारे दोन्ही गुणधर्म आहेत.

हायड्रोजनचे ऑक्सिडायझिंग गुणधर्म विशिष्ट धातूंसह प्रतिक्रियांमध्ये प्रकट होतात - आवर्त सारणीच्या I-II गटांच्या मुख्य उपसमूहांचे घटक. हायड्रोजनने गरम केल्यावर सर्वात सक्रिय धातू (अल्कली आणि क्षारीय पृथ्वी) हायड्राइड्स देतात - क्रिस्टल जाळीमध्ये हायड्राइड आयन एच- असलेले घन मीठासारखे पदार्थ. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2हायड्रोजनचे कमी करणारे गुणधर्म हायड्रोजनपेक्षा अधिक विशिष्ट नॉनमेटल्ससह प्रतिक्रियांमध्ये प्रकट होतात: 1) हॅलोजनसह परस्परसंवाद H2 + F2 = 2HF

फ्लोरिन अॅनालॉग्स - क्लोरीन, ब्रोमिन, आयोडीन - सह परस्परसंवाद त्याच प्रकारे पुढे जातो. हॅलोजनची क्रिया जसजशी कमी होते तसतशी प्रतिक्रियाची तीव्रता कमी होते. फ्लोरिनची प्रतिक्रिया सामान्य परिस्थितीत स्फोटकतेने होते, क्लोरीनसह प्रतिक्रिया प्रकाश किंवा गरम करणे आवश्यक असते आणि आयोडीनसह प्रतिक्रिया केवळ मजबूत गरम होते आणि उलट करता येते. 2) ऑक्सिजनसह परस्परसंवाद 2H2 + O2 = 2H2O ही प्रतिक्रिया मोठ्या प्रमाणात उष्णतेसह, कधीकधी स्फोटासह पुढे जाते. 3) सल्फरशी संवाद H2 + S = H2S सल्फर ऑक्सिजनपेक्षा खूपच कमी सक्रिय नॉन-मेटल आहे आणि हायड्रोजनशी संवाद शांतपणे पुढे जातो. 4) नायट्रोजन सह संवाद 3H2 + N2↔ 2NH3 ही प्रतिक्रिया उलट करता येण्यासारखी असते आणि ती केवळ उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत, गरम झाल्यावर आणि दबावाखाली दिसून येते. उत्पादनास अमोनिया म्हणतात. 5) कार्बनशी संवाद C + 2H2↔ CH4 ही प्रतिक्रिया इलेक्ट्रिक आर्कमध्ये किंवा अतिशय उच्च तापमानात होते. इतर हायड्रोकार्बन्स देखील उप-उत्पादने म्हणून तयार होतात. 3. जटिल पदार्थांसह हायड्रोजनचा संवादहायड्रोजन जटिल पदार्थांसह प्रतिक्रियांमध्ये कमी करणारे गुणधर्म देखील प्रदर्शित करते: 1) अॅल्युमिनियमच्या उजवीकडे इलेक्ट्रोकेमिकल व्होल्टेज मालिकेत स्थित मेटल ऑक्साईड कमी करणे, तसेच नॉन-मेटल ऑक्साईड्स: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O हायड्रोजनचा वापर ऑक्साईड धातूपासून धातू काढण्यासाठी कमी करणारे एजंट म्हणून केला जातो. गरम झाल्यावर प्रतिक्रिया होतात 2) असंतृप्त सेंद्रिय पदार्थांची भर; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 प्रतिक्रिया उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत आणि दबावाखाली होतात. आम्ही सध्या हायड्रोजनच्या इतर प्रतिक्रियांना स्पर्श करणार नाही. 4. हायड्रोजन उत्पादनउद्योगात, हायड्रोजनची निर्मिती हायड्रोकार्बन कच्च्या मालावर प्रक्रिया करून केली जाते - नैसर्गिक आणि संबंधित वायू, कोक इ. प्रयोगशाळा पद्धतीहायड्रोजन उत्पादन:

1) हायड्रोजनच्या डावीकडील धातूंच्या इलेक्ट्रोकेमिकल व्होल्टेज मालिकेतील धातूंचा आम्लांसह परस्परसंवाद. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) मॅग्नेशियमच्या डाव्या बाजूला असलेल्या धातूंच्या इलेक्ट्रोकेमिकल व्होल्टेज मालिकेतील धातूंचा परस्परसंवाद थंड पाणी. यामुळे अल्कलीही तयार होते.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 धातूच्या इलेक्ट्रोकेमिकल व्होल्टेज मालिकेत मॅंगनीजच्या डावीकडे स्थित असलेला धातू काही विशिष्ट परिस्थितीत पाण्यापासून हायड्रोजन विस्थापित करण्यास सक्षम आहे (मॅग्नेशियम - गरम पाण्यातून, अॅल्युमिनियम - जर ऑक्साइड फिल्म काढून टाकली गेली असेल. पृष्ठभागावरून).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

कोबाल्टच्या डावीकडे धातूंच्या इलेक्ट्रोकेमिकल व्होल्टेज मालिकेत स्थित धातू, पाण्याच्या वाफेपासून हायड्रोजन विस्थापित करण्यास सक्षम आहे. हे ऑक्साईड देखील तयार करते.

3Fe + 4H2O वाष्प Fe3O4 + 4H23) ज्या धातूंचे हायड्रॉक्साइड अल्कली द्रावणासह उम्फोटेरिक असतात त्यांचा परस्परसंवाद.

ज्या धातूंचे हायड्रॉक्साईड एम्फोटेरिक असतात ते अल्कली द्रावणातून हायड्रोजन विस्थापित करतात. आपल्याला अशा 2 धातू माहित असणे आवश्यक आहे - अॅल्युमिनियम आणि जस्त:

2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

या प्रकरणात, जटिल लवण तयार होतात - हायड्रॉक्सोल्युमिनेट आणि हायड्रॉक्सोल्युमिनेट.

आतापर्यंत सूचीबद्ध केलेल्या सर्व पद्धती एकाच प्रक्रियेवर आधारित आहेत - +1 ऑक्सीकरण स्थितीत हायड्रोजन अणूसह धातूचे ऑक्सीकरण:

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) सक्रिय मेटल हायड्राइड्सचा पाण्याशी संवाद:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

ही प्रक्रिया हायड्रोजनच्या -1 ऑक्सिडेशन अवस्थेतील हायड्रोजन आणि +1 ऑक्सिडेशन अवस्थेतील परस्परसंवादावर आधारित आहे:

5) क्षार, आम्ल, काही क्षारांच्या जलीय द्रावणांचे इलेक्ट्रोलिसिस:

2H2O 2H2 + O2

5. हायड्रोजन संयुगेडावीकडील या तक्त्यामध्ये, हायड्रोजनसह आयनिक संयुगे तयार करणाऱ्या घटकांच्या पेशी - हायड्राइड्स - हलक्या सावलीने हायलाइट केल्या आहेत. या पदार्थांमध्ये हायड्राइड आयन एच- असतो. ते घन, रंगहीन, मिठासारखे पदार्थ आहेत आणि हायड्रोजन सोडण्यासाठी पाण्याशी प्रतिक्रिया देतात.

IV-VII गटांच्या मुख्य उपसमूहांचे घटक हायड्रोजनसह संयुगे तयार करतात आण्विक रचना. कधीकधी त्यांना हायड्राइड्स देखील म्हणतात, परंतु हे चुकीचे आहे. त्यात हायड्राइड आयन नसतात, त्यामध्ये रेणू असतात. नियमानुसार, या घटकांचे सर्वात सोपे हायड्रोजन संयुगे रंगहीन वायू आहेत. अपवाद म्हणजे पाणी, जे द्रव आहे आणि हायड्रोजन फ्लोराईड, जे खोलीच्या तपमानावर वायू आहे परंतु सामान्य परिस्थितीत द्रव आहे.

गडद पेशी हायड्रोजनसह संयुगे तयार करणारे घटक दर्शवतात जे अम्लीय गुणधर्म प्रदर्शित करतात.

क्रॉस असलेल्या गडद पेशी मूलभूत गुणधर्म दर्शविणारे हायड्रोजनसह संयुगे तयार करणारे घटक दर्शवतात.

=================================================================================

29). सामान्य वैशिष्ट्येमुख्य उपसमूह 7gr च्या घटकांचे गुणधर्म. क्लोरीन. विद्या गुणधर्म. हायड्रोक्लोरिक आम्ल.हॅलोजनच्या उपसमूहात फ्लोरिन, क्लोरीन, ब्रोमाइन, आयोडीन आणि अॅस्टाटाईन (अॅस्टॅटाइन हा किरणोत्सर्गी घटक आहे, त्याचा थोडा अभ्यास केला गेला आहे) यांचा समावेश होतो. हे D.I. मेंडेलीव्हच्या नियतकालिक सारणीच्या सातव्या गटाचे p-घटक आहेत. बाह्य ऊर्जा स्तरावर, त्यांच्या अणूंमध्ये 7 इलेक्ट्रॉन्स ns2np5 असतात. हे त्यांच्या गुणधर्मांची समानता स्पष्ट करते.

ते सहजपणे प्रत्येकी एक इलेक्ट्रॉन जोडतात, ऑक्सिडेशन स्थिती -1 प्रदर्शित करतात. हॅलोजनमध्ये हायड्रोजन आणि धातू असलेल्या संयुगांमध्ये या प्रमाणात ऑक्सिडेशन असते.

तथापि, फ्लोरिन व्यतिरिक्त, हॅलोजन अणू सकारात्मक ऑक्सिडेशन स्थिती देखील प्रदर्शित करू शकतात: +1, +3, +5, +7. ऑक्सिडेशन स्थितींची संभाव्य मूल्ये इलेक्ट्रॉनिक संरचनेद्वारे स्पष्ट केली जातात, जी फ्लोरिन अणूंसाठी आकृतीद्वारे दर्शविली जाऊ शकतात.

सर्वात इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह घटक असल्याने, फ्लोरिन प्रति 2p सबलेव्हल फक्त एक इलेक्ट्रॉन स्वीकारू शकतो. त्यात एक जोडलेले इलेक्ट्रॉन आहे, म्हणून फ्लोरीन केवळ एकविद्युत आहे आणि ऑक्सिडेशन स्थिती नेहमी -1 असते.

क्लोरीन अणूची इलेक्ट्रॉनिक रचना आकृतीद्वारे व्यक्त केली जाते: क्लोरीन अणूमध्ये 3p सबलेव्हलमध्ये एक अनपेअर इलेक्ट्रॉन असतो आणि क्लोरीनची सामान्य (अनउत्तेजित) स्थिती मोनोव्हॅलेंट असते. परंतु क्लोरीन तिसर्‍या कालावधीत असल्याने, त्यात 3d सबलेव्हलचे आणखी पाच ऑर्बिटल्स आहेत, ज्यामध्ये 10 इलेक्ट्रॉन सामावून घेऊ शकतात.

फ्लोरिनमध्ये मुक्त ऑर्बिटल्स नसतात, याचा अर्थ रासायनिक अभिक्रिया दरम्यान अणूमध्ये जोडलेले इलेक्ट्रॉन वेगळे होत नाहीत. म्हणून, हॅलोजनच्या गुणधर्मांचा विचार करताना, फ्लोरिन आणि संयुगेची वैशिष्ट्ये विचारात घेणे नेहमीच आवश्यक असते.

हॅलोजनच्या हायड्रोजन संयुगांचे जलीय द्रावण म्हणजे आम्ल: एचएफ - हायड्रोफ्लोरिक (फ्लोरिक), एचसीएल - हायड्रोक्लोरिक (हायड्रोक्लोरिक), एचबीआर - हायड्रोब्रोमिक, एचआय - हायड्रोआयडिक.

क्लोरीन (lat.Chlorum), Cl, मेंडेलीव्हच्या नियतकालिक प्रणालीच्या गट VII चे रासायनिक घटक, अणु क्रमांक 17, अणू वस्तुमान 35.453; हॅलोजन कुटुंबाशी संबंधित आहे. सामान्य परिस्थितीत (0°C, 0.1 Mn/m2, किंवा 1 kgf/cm2) हा एक पिवळा-हिरवा वायू आहे ज्याचा तीव्र त्रासदायक गंध आहे. नैसर्गिक क्लोरीनमध्ये दोन स्थिर समस्थानिक असतात: 35Cl (75.77%) आणि 37Cl (24.23%).

क्लोरीनचे रासायनिक गुणधर्म. Cl अणूचे बाह्य इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फिगरेशन 3s2Зр5 आहे. या अनुषंगाने, यौगिकांमधील क्लोरीन -1, +1, +3, +4, +5, +6 आणि +7 च्या ऑक्सिडेशन स्थिती प्रदर्शित करते. अणूची सहसंयोजक त्रिज्या 0.99Å आहे, Cl- ची आयनिक त्रिज्या 1.82Å आहे, क्लोरीन अणूची इलेक्ट्रॉन आत्मीयता 3.65 eV आहे आणि आयनीकरण ऊर्जा 12.97 eV आहे.

रासायनिक दृष्ट्या, क्लोरीन अतिशय सक्रिय आहे, जवळजवळ सर्व धातूंशी (काही केवळ ओलाव्याच्या उपस्थितीत किंवा गरम झाल्यावर) आणि नॉन-मेटल्स (कार्बन, नायट्रोजन, ऑक्सिजन, अक्रिय वायू वगळता) सह एकत्रित होते, संबंधित क्लोराईड तयार करतात, त्यांच्याशी प्रतिक्रिया देतात. अनेक संयुगे, संतृप्त हायड्रोकार्बन्समध्ये हायड्रोजनची जागा घेतात आणि असंतृप्त संयुगे जोडतात. क्लोरीन ब्रोमिन आणि आयोडीनला त्यांच्या संयुगांमधून हायड्रोजन आणि धातूंसह विस्थापित करते; या घटकांसह क्लोरीनच्या संयुगांपैकी ते फ्लोरिनने बदलले आहे. ओलाव्याच्या अंशांच्या उपस्थितीत अल्कली धातू इग्निशनसह क्लोरीनवर प्रतिक्रिया देतात; बहुतेक धातू गरम केल्यावरच कोरड्या क्लोरीनवर प्रतिक्रिया देतात. फॉस्फरस क्लोरीनच्या वातावरणात प्रज्वलित होते, PCl3 तयार करते आणि पुढील क्लोरीनेशनसह - PCl5; क्लोरीनसह सल्फर गरम केल्यावर S2Cl2, SCl2 आणि इतर SnClm देते. आर्सेनिक, अँटिमनी, बिस्मथ, स्ट्रॉन्शिअम, टेल्युरियम क्लोरीनशी जोरदारपणे संवाद साधतात. क्लोरीन आणि हायड्रोजन यांचे मिश्रण हायड्रोजन क्लोराईडच्या निर्मितीसह रंगहीन किंवा पिवळ्या-हिरव्या ज्वालासह बर्न करते (ही एक साखळी प्रतिक्रिया आहे). ऑक्सिजनसह, क्लोरीन ऑक्साइड बनवते: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, तसेच हायपोक्लोराइट्स (हायपोक्लोरस ऍसिडचे क्षार), क्लोराईट, क्लोरेट्स आणि पर्क्लोरेट्स. क्लोरीनचे सर्व ऑक्सिजन संयुगे सहजपणे ऑक्सिडाइज्ड पदार्थांसह स्फोटक मिश्रण तयार करतात. हायपोक्लोरस आणि हायड्रोक्लोरिक ऍसिड तयार करून पाण्यातील हायड्रोलायझमध्ये क्लोरीन: Cl2 + H2O = HClO + HCl. थंडीत अल्कलीच्या जलीय द्रावणांचे क्लोरीनीकरण करताना हायपोक्लोराइट्स आणि क्लोराईड तयार होतात: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O आणि गरम झाल्यावर क्लोरेट्स तयार होतात. कोरड्या कॅल्शियम हायड्रॉक्साईडच्या क्लोरीनेशनमुळे ब्लीच तयार होते. जेव्हा अमोनिया क्लोरीनवर प्रतिक्रिया देते तेव्हा नायट्रोजन ट्रायक्लोराईड तयार होते. सेंद्रिय संयुगे क्लोरीन करताना, क्लोरीन एकतर हायड्रोजनची जागा घेते किंवा अनेक बंध जोडते, ज्यामुळे विविध क्लोरीन-युक्त सेंद्रिय संयुगे तयार होतात. क्लोरीन इतर हॅलोजनसह इंटरहॅलोजन संयुगे तयार करतात. फ्लोराइड्स ClF, ClF3, ClF3 अतिशय प्रतिक्रियाशील असतात; उदाहरणार्थ, ClF3 वातावरणात, काचेचे लोकर उत्स्फूर्तपणे प्रज्वलित होते. ऑक्सिजन आणि फ्लोरिनसह क्लोरीनचे ज्ञात संयुगे क्लोरीन ऑक्सिफ्लोराइड्स आहेत: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 आणि फ्लोरिन परक्लोरेट FclO4. हायड्रोक्लोरिक ऍसिड (हायड्रोक्लोरिक ऍसिड, हायड्रोक्लोरिक ऍसिड, हायड्रोजन क्लोराईड) - एचसीएल, पाण्यात हायड्रोजन क्लोराईडचे द्रावण; मजबूत मोनोप्रोटिक ऍसिड. रंगहीन (तांत्रिक हायड्रोक्लोरिक ऍसिड Fe, Cl2, इ.च्या अशुद्धतेमुळे पिवळसर आहे), हवेतील “धूम्रपान”, कॉस्टिक द्रव. 20 °C वर जास्तीत जास्त एकाग्रता वजनानुसार 38% आहे. हायड्रोक्लोरिक ऍसिडच्या क्षारांना क्लोराईड म्हणतात.

क्लोरीन वायूच्या मुक्ततेसह मजबूत ऑक्सिडायझिंग एजंट्स (पोटॅशियम परमॅंगनेट, मॅंगनीज डायऑक्साइड) सह परस्परसंवाद:

अमोनिया सोबत विक्रिया होऊन जाड पांढरा धूर तयार होतो ज्यात अमोनियम क्लोराईडचे लहान स्फटिक असतात:

हायड्रोक्लोरिक ऍसिड आणि त्याच्या क्षारांची गुणात्मक प्रतिक्रिया म्हणजे सिल्व्हर नायट्रेटशी होणारा संवाद, जो नायट्रिक ऍसिडमध्ये विरघळणारे सिल्व्हर क्लोराईडचे दहीयुक्त अवक्षेप बनवते:

===============================================================================

पदनाम - एच (हायड्रोजन);
लॅटिन नाव - हायड्रोजेनियम;
कालावधी - मी;
गट - 1 (आयए);
आण्विक वस्तुमान - 1.00794;
अणुक्रमांक - १;
अणु त्रिज्या = 53 pm;
सहसंयोजक त्रिज्या = 32 pm;
इलेक्ट्रॉन वितरण - 1s 1;
वितळण्याचे तापमान = -259.14°C;
उकळत्या बिंदू = -252.87°C;
विद्युत ऋणात्मकता(पॉलिंग नुसार/अल्प्रेड आणि रोखोव नुसार) = 2.02/-;
ऑक्सीकरण स्थिती: +1; 0; -1;
घनता (सं.) = 0.0000899 g/cm 3 ;
मोलर व्हॉल्यूम = 14.1 सेमी 3 /मोल.

ऑक्सिजनसह हायड्रोजनचे बायनरी संयुगे:

हायड्रोजन (“पाण्याला जन्म देणे”) हे इंग्रजी शास्त्रज्ञ जी. कॅव्हेंडिश यांनी १७६६ मध्ये शोधून काढले. हा निसर्गातील सर्वात सोपा घटक आहे - हायड्रोजन अणूमध्ये एक न्यूक्लियस आणि एक इलेक्ट्रॉन असतो, म्हणूनच कदाचित हायड्रोजन हा विश्वातील सर्वात मुबलक घटक आहे (बहुतेक तार्‍यांच्या अर्ध्याहून अधिक वस्तुमानाचा लेखाजोखा).

हायड्रोजनबद्दल आपण असे म्हणू शकतो की "स्पूल लहान आहे, परंतु महाग आहे." "साधेपणा" असूनही, हायड्रोजन पृथ्वीवरील सर्व सजीवांना ऊर्जा प्रदान करते - सूर्यावर सतत थर्मोन्यूक्लियर प्रतिक्रिया घडते ज्या दरम्यान चार हायड्रोजन अणूंमधून एक हीलियम अणू तयार होतो, ही प्रक्रिया मोठ्या प्रमाणात उर्जा सोडते. (अधिक तपशीलांसाठी, खाली पहा). विभक्त संलयन).

पृथ्वीच्या कवचामध्ये, हायड्रोजनचा वस्तुमान अंश केवळ 0.15% आहे. दरम्यान, पृथ्वीवर ज्ञात असलेल्या सर्वांपैकी जबरदस्त संख्या (95%). रासायनिक पदार्थएक किंवा अधिक हायड्रोजन अणू असतात.

नॉन-मेटल्स (HCl, H 2 O, CH 4 ...) असलेल्या संयुगेमध्ये, हायड्रोजन त्याचे एकमेव इलेक्ट्रॉन अधिक इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह घटकांना देते, ऑक्सिडेशन स्थिती +1 (अधिक वेळा) दर्शवते, फक्त सहसंयोजक बंध तयार करतात (पहा. सहसंयोजक बंध).

धातूंच्या संयुगे (NaH, CaH 2 ...) मध्ये, हायड्रोजन, उलटपक्षी, त्याच्या एकमेव s-ऑर्बिटलमध्ये दुसरा इलेक्ट्रॉन स्वीकारतो, अशा प्रकारे -1 (कमी वेळा) ऑक्सिडेशन स्थिती प्रदर्शित करून, त्याचा इलेक्ट्रॉनिक स्तर पूर्ण करण्याचा प्रयत्न करतो. अनेकदा आयनिक कनेक्शन तयार करणे (पहा आयनिक बंध), कारण हायड्रोजन अणू आणि धातूच्या अणूच्या इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीमधील फरक बराच मोठा असू शकतो.

एच 2

वायूच्या अवस्थेत, हायड्रोजन डायटॉमिक रेणूंच्या रूपात अस्तित्वात आहे, एक नॉन-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध तयार करतो.

हायड्रोजन रेणू असतात:

महान गतिशीलता;
महान शक्ती;
कमी ध्रुवीकरणक्षमता;
लहान आकार आणि वजन.

हायड्रोजन वायूचे गुणधर्म:

निसर्गातील सर्वात हलका वायू, रंगहीन आणि गंधहीन;
पाण्यात आणि सेंद्रिय सॉल्व्हेंट्समध्ये खराब विद्रव्य;
द्रव आणि घन धातूंमध्ये (विशेषत: प्लॅटिनम आणि पॅलेडियम) कमी प्रमाणात विरघळते;
द्रवीकरण करणे कठीण (त्याच्या कमी ध्रुवीकरणामुळे);
सर्व ज्ञात वायूंची सर्वाधिक थर्मल चालकता आहे;
जेव्हा गरम होते, तेव्हा ते अनेक नॉन-मेटल्सवर प्रतिक्रिया देते, कमी करणारे एजंटचे गुणधर्म प्रदर्शित करते;
खोलीच्या तपमानावर ते फ्लोरिनसह प्रतिक्रिया देते (स्फोट होतो): H 2 + F 2 = 2HF;
ऑक्सिडायझिंग गुणधर्म प्रदर्शित करून हायड्राइड तयार करण्यासाठी धातूंशी प्रतिक्रिया देते: H 2 + Ca = CaH 2 ;

संयुगांमध्ये, हायड्रोजन त्याचे कमी करणारे गुणधर्म त्याच्या ऑक्सिडायझिंग गुणधर्मांपेक्षा अधिक मजबूतपणे प्रदर्शित करतो. कोळसा, अॅल्युमिनियम आणि कॅल्शियम नंतर हायड्रोजन हे सर्वात शक्तिशाली कमी करणारे एजंट आहे. ऑक्साईड्स आणि गॅलाइड्समधून धातू आणि नॉनमेटल्स (साधे पदार्थ) मिळविण्यासाठी उद्योगात हायड्रोजनचे कमी करणारे गुणधर्म मोठ्या प्रमाणावर वापरले जातात.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

साध्या पदार्थांसह हायड्रोजनची प्रतिक्रिया

हायड्रोजन एक भूमिका बजावत इलेक्ट्रॉन स्वीकारतो कमी करणारे एजंट, प्रतिक्रियांमध्ये:

सह ऑक्सिजन(जेव्हा प्रज्वलित होते किंवा उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत), 2:1 (हायड्रोजन:ऑक्सिजन) च्या प्रमाणात एक स्फोटक विस्फोटक वायू तयार होतो: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
सह राखाडी(जेव्हा 150°C-300°C पर्यंत गरम केले जाते): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
सह क्लोरीन(जेव्हा अतिनील किरणांनी प्रज्वलित किंवा विकिरणित केले जाते): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
सह फ्लोरिन: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
सह नायट्रोजन(उत्प्रेरकांच्या उपस्थितीत किंवा उच्च दाबावर गरम केल्यावर): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

हायड्रोजन एक भूमिका बजावत इलेक्ट्रॉन दान करतो ऑक्सिडायझिंग एजंट, सह प्रतिक्रियांमध्ये अल्कधर्मीआणि अल्कधर्मी पृथ्वीमेटल हायड्राइड्सच्या निर्मितीसह धातू - हायड्राइड आयन एच असलेले मीठ-सदृश आयनिक संयुगे - हे अस्थिर पांढरे स्फटिकासारखे पदार्थ आहेत.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

हायड्रोजनसाठी -1 ची ऑक्सिडेशन स्थिती प्रदर्शित करणे सामान्य नाही. पाण्यावर प्रतिक्रिया देताना, हायड्राइड्स विघटित होतात, ज्यामुळे पाणी हायड्रोजनमध्ये कमी होते. पाण्याबरोबर कॅल्शियम हायड्राइडची प्रतिक्रिया खालीलप्रमाणे आहे:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

जटिल पदार्थांसह हायड्रोजनची प्रतिक्रिया

येथे उच्च तापमानहायड्रोजन अनेक धातूंचे ऑक्साईड कमी करते: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
मिथाइल अल्कोहोल कार्बन मोनॉक्साईड (II) सह हायड्रोजनच्या प्रतिक्रियेद्वारे प्राप्त होते: 2H 2 +CO → CH 3 OH
हायड्रोजनेशन प्रतिक्रियांमध्ये, हायड्रोजन अनेक सेंद्रिय पदार्थांसह प्रतिक्रिया देतो.

हायड्रोजन आणि त्याच्या संयुगांच्या रासायनिक अभिक्रियांच्या समीकरणांची पृष्ठावर अधिक तपशीलवार चर्चा केली आहे " हायड्रोजन आणि त्याची संयुगे - हायड्रोजनचा समावेश असलेल्या रासायनिक अभिक्रियांचे समीकरण ".

हायड्रोजनचे अनुप्रयोग

आण्विक उर्जेमध्ये, हायड्रोजन समस्थानिकांचा वापर केला जातो - ड्यूटेरियम आणि ट्रिटियम;
रासायनिक उद्योगात, हायड्रोजनचा वापर अनेकांच्या संश्लेषणासाठी केला जातो सेंद्रिय पदार्थ, अमोनिया, हायड्रोजन क्लोराईड;
अन्न उद्योगात, हायड्रोजनचा वापर वनस्पती तेलांच्या हायड्रोजनेशनद्वारे घन चरबीच्या उत्पादनात केला जातो;
वेल्डिंग आणि धातू कापण्यासाठी, ऑक्सिजनमध्ये हायड्रोजनचे उच्च ज्वलन तापमान (2600°C) वापरले जाते;
काही धातूंच्या उत्पादनात, हायड्रोजनचा वापर कमी करणारे एजंट म्हणून केला जातो (वर पहा);
हायड्रोजन हा एक हलका वायू असल्याने, तो फुगे, एरोस्टॅट्स आणि एअरशिप्ससाठी फिलर म्हणून एरोनॉटिक्समध्ये वापरला जातो;
हायड्रोजनचा वापर CO सह मिश्रित इंधन म्हणून केला जातो.

अलीकडे, शास्त्रज्ञ शोधासाठी खूप लक्ष देत आहेत पर्यायी स्रोतअक्षय ऊर्जा. आशादायक क्षेत्रांपैकी एक म्हणजे "हायड्रोजन" ऊर्जा, ज्यामध्ये हायड्रोजनचा वापर इंधन म्हणून केला जातो, ज्याचे ज्वलन उत्पादन सामान्य पाणी आहे.

हायड्रोजन तयार करण्याच्या पद्धती

हायड्रोजन तयार करण्याच्या औद्योगिक पद्धती:

निकेल उत्प्रेरकावर उच्च तापमानात (800°C) पाण्याच्या वाफेसह मिथेन रूपांतरण (जल वाफेचे उत्प्रेरक घट) : CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
Fe 2 O 3 उत्प्रेरकावर (t=500°C) पाण्याच्या वाफेसह कार्बन मोनोऑक्साइडचे रूपांतरण: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
मिथेनचे थर्मल विघटन: CH 4 = C + 2H 2;
गॅसिफिकेशन घन इंधन(t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
पाण्याचे इलेक्ट्रोलिसिस (एक अतिशय महाग पद्धत जी अतिशय शुद्ध हायड्रोजन तयार करते): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

हायड्रोजन तयार करण्यासाठी प्रयोगशाळा पद्धती:

हायड्रोक्लोरिक किंवा पातळ सल्फ्यूरिक ऍसिडसह धातूंवर (सामान्यतः जस्त) क्रिया: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2;
गरम लोखंडी फायलिंगसह पाण्याच्या वाफेचा परस्परसंवाद: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

हायड्रोजन एच हा विश्वातील सर्वात सामान्य घटक आहे (वस्तुमानानुसार सुमारे 75%), आणि पृथ्वीवर तो नववा सर्वात मुबलक घटक आहे. सर्वात महत्वाचे नैसर्गिक हायड्रोजन कंपाऊंड पाणी आहे.
नियतकालिक सारणीमध्ये हायड्रोजन प्रथम क्रमांकावर आहे (Z = 1). त्याची सर्वात सोपी अणू रचना आहे: अणूचे केंद्रक 1 प्रोटॉन आहे, 1 इलेक्ट्रॉन असलेल्या इलेक्ट्रॉन क्लाउडने वेढलेले आहे.
काही परिस्थितींमध्ये, हायड्रोजन धातूचे गुणधर्म प्रदर्शित करते (इलेक्ट्रॉन दान करते), तर इतरांमध्ये ते नॉनमेटॅलिक गुणधर्म प्रदर्शित करते (इलेक्ट्रॉन स्वीकारते).
निसर्गात आढळणारे हायड्रोजन समस्थानिक आहेत: 1H - प्रोटियम (न्यूक्लियसमध्ये एक प्रोटॉन असतो), 2H - ड्यूटेरियम (डी - न्यूक्लियसमध्ये एक प्रोटॉन आणि एक न्यूट्रॉन असतो), 3H - ट्रिटियम (टी - न्यूक्लियसमध्ये एक प्रोटॉन आणि दोन असतात. न्यूट्रॉन).

साधा पदार्थ हायड्रोजन

हायड्रोजन रेणूमध्ये सहसंयोजक नॉनपोलर बॉन्डद्वारे जोडलेले दोन अणू असतात.
भौतिक गुणधर्म.हायड्रोजन हा रंगहीन, गंधहीन, चवहीन, बिनविषारी वायू आहे. हायड्रोजन रेणू ध्रुवीय नाही. म्हणून, हायड्रोजन वायूमधील आंतरआण्विक परस्परसंवादाची शक्ती लहान आहे. हे कमी उकळत्या बिंदू (-252.6 0C) आणि वितळण्याचे बिंदू (-259.2 0C) मध्ये प्रकट होते.
हायड्रोजन हवेपेक्षा हलका आहे, डी (हवेद्वारे) = 0.069; पाण्यात किंचित विरघळणारे (H2 चे 2 खंड H2O च्या 100 खंडांमध्ये विरघळतात). म्हणून, हायड्रोजन, प्रयोगशाळेत तयार केल्यावर, हवा किंवा पाण्याच्या विस्थापन पद्धतींनी गोळा केले जाऊ शकते.

हायड्रोजन उत्पादन

प्रयोगशाळेत:

1. धातूंवर सौम्य ऍसिडचा प्रभाव:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. अल्कधर्मी आणि दरम्यान संवाद धातूपाण्याने:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3. हायड्राइड्सचे हायड्रोलिसिस: धातूचे हायड्राइड्स पाण्याद्वारे सहजपणे विघटित होऊन संबंधित अल्कली आणि हायड्रोजन तयार होतात:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

4.जस्त किंवा अॅल्युमिनियम किंवा सिलिकॉनवर अल्कलीचा प्रभाव:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. पाण्याचे इलेक्ट्रोलिसिस. पाण्याची विद्युत चालकता वाढवण्यासाठी, त्यात एक इलेक्ट्रोलाइट जोडला जातो, उदाहरणार्थ NaOH, H 2 SO 4 किंवा Na 2 SO 4. कॅथोडवर हायड्रोजनचे 2 खंड आणि एनोडवर ऑक्सिजनचे 1 खंड तयार होतात.
2H 2 O → 2H 2 +O 2

हायड्रोजनचे औद्योगिक उत्पादन

1. वाफेसह मिथेन रूपांतरण, Ni 800 °C (सर्वात स्वस्त):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

एकूण:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. 1000 o C वर गरम कोकमधून पाण्याची वाफ:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

परिणामी कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) पाण्याद्वारे शोषला जातो आणि 50% औद्योगिक हायड्रोजन अशा प्रकारे तयार होतो.

3. लोखंड किंवा निकेल उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत मिथेन 350°C पर्यंत गरम करून:
CH 4 → C + 2H 2

4. उप-उत्पादन म्हणून KCl किंवा NaCl च्या जलीय द्रावणांचे इलेक्ट्रोलिसिस:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

हायड्रोजनचे रासायनिक गुणधर्म

यौगिकांमध्ये, हायड्रोजन नेहमीच मोनोव्हॅलेंट असतो. हे +1 च्या ऑक्सिडेशन स्थितीद्वारे वैशिष्ट्यीकृत आहे, परंतु मेटल हायड्राइड्समध्ये ते -1 च्या बरोबरीचे आहे.
हायड्रोजन रेणूमध्ये दोन अणू असतात. त्यांच्यातील कनेक्शनचा उदय H:H किंवा H 2 इलेक्ट्रॉनच्या सामान्यीकृत जोडीच्या निर्मितीद्वारे स्पष्ट केला जातो.
इलेक्ट्रॉनच्या या सामान्यीकरणाबद्दल धन्यवाद, H 2 रेणू त्याच्या वैयक्तिक अणूंपेक्षा अधिक ऊर्जावान स्थिर आहे. हायड्रोजन रेणूंचा 1 मोल अणूंमध्ये मोडण्यासाठी, 436 kJ ऊर्जा खर्च करणे आवश्यक आहे: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
हे सामान्य तापमानात आण्विक हायड्रोजनची तुलनेने कमी क्रियाकलाप स्पष्ट करते.
अनेक नॉन-मेटल्ससह, हायड्रोजन RH 4, RH 3, RH 2, RH सारखी वायू संयुगे बनवते.

1) हॅलोजनसह हायड्रोजन हॅलाइड्स तयार करतात:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
त्याच वेळी, ते फ्लोरिनसह विस्फोट करते, क्लोरीन आणि ब्रोमाइनशी प्रतिक्रिया देते तेव्हाच प्रकाश किंवा गरम होते आणि आयोडीनसह फक्त गरम होते.

2) ऑक्सिजनसह:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
उष्णता प्रकाशन सह. सामान्य तपमानावर प्रतिक्रिया हळूहळू पुढे जाते, 550 डिग्री सेल्सिअसपेक्षा जास्त स्फोट होतो. H 2 च्या 2 मात्रा आणि O 2 च्या 1 खंडाच्या मिश्रणाला डिटोनेटिंग गॅस म्हणतात.

3) गरम केल्यावर, ते सल्फरसह जोरदारपणे प्रतिक्रिया देते (सेलेनियम आणि टेल्यूरियमसह अधिक कठीण):
H 2 + S → H 2 S (हायड्रोजन सल्फाइड),

4) नायट्रोजनसह अमोनियाची निर्मिती केवळ उत्प्रेरकावर आणि भारदस्त तापमान आणि दाबांवर:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) उच्च तापमानात कार्बनसह:
2H 2 + C → CH 4 (मिथेन)

6) अल्कली आणि क्षारीय पृथ्वी धातूंसह हायड्राइड्स तयार करतात (हायड्रोजन एक ऑक्सिडायझिंग एजंट आहे):
H 2 + 2Li → 2LiH
मेटल हायड्राइड्समध्ये, हायड्रोजन आयन नकारात्मक चार्ज केला जातो (ऑक्सिडेशन स्थिती -1), म्हणजेच, Na + H हायड्राइड - Na + Cl क्लोराईड प्रमाणेच तयार केलेला -

जटिल पदार्थांसह:

7) मेटल ऑक्साईडसह (धातू कमी करण्यासाठी वापरला जातो):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) कार्बन मोनोऑक्साइड (II) सह:
CO + 2H 2 → CH 3 OH
संश्लेषण - वायू (हायड्रोजन आणि कार्बन मोनोऑक्साइड यांचे मिश्रण) महत्त्वपूर्ण व्यावहारिक महत्त्व आहे, कारण तापमान, दाब आणि उत्प्रेरक यावर अवलंबून, विविध सेंद्रिय संयुगे तयार होतात, उदाहरणार्थ एचसीएचओ, सीएच 3 ओएच आणि इतर.

9) असंतृप्त हायड्रोकार्बन्स हायड्रोजनवर प्रतिक्रिया देतात, संतृप्त होतात:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.