ஹைட்ரஜன் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள் பயன்பாட்டைப் பெறுகின்றன. ஹைட்ரஜனின் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள். பெறுதல் மற்றும் தனிமைப்படுத்துவதற்கான முறைகள்

ஹைட்ரஜன் கண்டுபிடிப்பின் வரலாறு

இது பூமியில் மிக அதிகமான இரசாயன உறுப்பு என்றால், முழு பிரபஞ்சத்திலும் ஹைட்ரஜன் மிக அதிகமான உறுப்பு ஆகும். நமது (மற்றும் பிற நட்சத்திரங்கள்) பாதி ஹைட்ரஜன், மற்றும் விண்மீன் வாயுவைப் பொறுத்தவரை, இது 90% ஹைட்ரஜன் அணுக்கள். இது சிறிய இடம் அல்ல இரசாயன உறுப்புபூமியில் ஆக்கிரமித்துள்ளது, ஏனென்றால் ஆக்ஸிஜனுடன் சேர்ந்து அது நீரின் ஒரு பகுதியாகும், மேலும் அதன் பெயர் "ஹைட்ரஜன்" இரண்டு பண்டைய கிரேக்க வார்த்தைகளிலிருந்து வந்தது: "நீர்" மற்றும் "பிறப்பு." தண்ணீருக்கு கூடுதலாக, ஹைட்ரஜன் பெரும்பாலான கரிம பொருட்கள் மற்றும் உயிரணுக்களில் உள்ளது, அது இல்லாமல், அதே போல் ஆக்ஸிஜன் இல்லாமல், வாழ்க்கையே சிந்திக்க முடியாததாக இருக்கும்.

ஹைட்ரஜன் கண்டுபிடிப்பின் வரலாறு

ஹைட்ரஜனைக் கவனித்த முதல் விஞ்ஞானி, இடைக்காலத்தின் சிறந்த ரசவாதி மற்றும் குணப்படுத்துபவர் தியோஃப்ராஸ்டஸ் பாராசெல்சஸ் ஆவார். அவரது ரசவாத சோதனைகளில், "தத்துவஞானியின் கல்" அமிலங்களுடன் கலக்கும் நம்பிக்கையில், பாராசெல்சஸ் முன்பு அறியப்படாத எரியக்கூடிய வாயுவைப் பெற்றார். உண்மை, இந்த வாயுவை காற்றிலிருந்து பிரிக்க இயலாது.

பாராசெல்சஸுக்கு ஒன்றரை நூற்றாண்டுக்குப் பிறகு, பிரெஞ்சு வேதியியலாளர் லெமெரி காற்றிலிருந்து ஹைட்ரஜனைப் பிரித்து அதன் எரியும் தன்மையை நிரூபிக்க முடிந்தது. அவர் பெற்ற வாயு தூய ஹைட்ரஜன் என்பதை லெமரி புரிந்து கொள்ளவில்லை என்பது உண்மைதான். இணையாக, ரஷ்ய விஞ்ஞானி லோமோனோசோவ் இதேபோன்ற இரசாயன சோதனைகளில் ஈடுபட்டார், ஆனால் ஹைட்ரஜன் ஆய்வில் உண்மையான முன்னேற்றம் ஆங்கில வேதியியலாளர் ஹென்றி கேவென்டிஷ் என்பவரால் செய்யப்பட்டது, அவர் ஹைட்ரஜனைக் கண்டுபிடித்தவராகக் கருதப்படுகிறார்.

1766 ஆம் ஆண்டில், கேவென்டிஷ் தூய ஹைட்ரஜனைப் பெற முடிந்தது, அதை அவர் "எரியக்கூடிய காற்று" என்று அழைத்தார். மற்றொரு 20 ஆண்டுகளுக்குப் பிறகு, திறமையான பிரெஞ்சு வேதியியலாளர் அன்டோயின் லாவோசியர் தண்ணீரை ஒருங்கிணைத்து அதிலிருந்து "எரியக்கூடிய காற்று" - ஹைட்ரஜனை எடுக்க முடிந்தது. மேலும், லாவோசியர் தான் ஹைட்ரஜனுக்கு அதன் பெயரை வழங்கினார் - "ஹைட்ரஜன்", அல்லது "ஹைட்ரஜன்".

அன்டோயின் லாவோசியர் தனது மனைவியுடன், ஹைட்ரஜனின் தொகுப்பு உட்பட இரசாயன பரிசோதனைகளை நடத்த அவருக்கு உதவினார்.

மெண்டலீவின் கால அட்டவணையில் உள்ள இரசாயன உறுப்புகளின் அமைப்பு அவற்றின் அணு எடையை அடிப்படையாகக் கொண்டது, ஹைட்ரஜனின் அணு எடையுடன் ஒப்பிடும்போது கணக்கிடப்படுகிறது. அதாவது, வேறு வார்த்தைகளில் கூறுவதானால், ஹைட்ரஜன் மற்றும் அதன் அணு எடை என்பது கால அட்டவணையின் மூலக்கல்லாகும், இதன் அடிப்படையில் ஒரு சிறந்த வேதியியலாளர் தனது அமைப்பை உருவாக்கினார். எனவே, கால அட்டவணையில் ஹைட்ரஜன் கorableரவமான முதல் இடத்தைப் பிடிப்பதில் ஆச்சரியமில்லை.

கூடுதலாக, ஹைட்ரஜன் பின்வரும் பண்புகளைக் கொண்டுள்ளது:

• ஹைட்ரஜனின் அணு நிறை 1.00795 ஆகும்.
• ஹைட்ரஜனில் மூன்று ஐசோடோப்புகள் உள்ளன, அவை ஒவ்வொன்றும் தனிப்பட்ட பண்புகளைக் கொண்டுள்ளன.
• ஹைட்ரஜன் குறைந்த அடர்த்தி கொண்ட ஒரு ஒளி உறுப்பு.
• ஹைட்ரஜன் குறைக்கும் மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்ற பண்புகளைக் கொண்டுள்ளது.
• உலோகங்களுடன் நுழையும் போது, ​​ஹைட்ரஜன் அவற்றின் எலக்ட்ரானை எடுத்து ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவராக மாறுகிறது. இந்த கலவைகள் ஹைட்ரேட்டுகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

ஹைட்ரஜன் ஒரு வாயு, அதன் மூலக்கூறு இரண்டு அணுக்களைக் கொண்டுள்ளது.

ஒரு ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறு இப்படித்தான் தெரிகிறது.

எரியும் தீப்பெட்டியை கொண்டு வரும்போது இத்தகைய டையடோமிக் மூலக்கூறுகளிலிருந்து உருவாகும் மூலக்கூறு ஹைட்ரஜன் வெடிக்கும். வெடிப்பில் உள்ள ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறு அணுக்களாக உடைந்து ஹீலியம் கருக்களாக மாறும். சூரியன் மற்றும் பிற நட்சத்திரங்களில் இது எப்படி நடக்கிறது - ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுகளின் தொடர்ச்சியான சிதைவு காரணமாக, நமது நட்சத்திரம் எரிகிறது மற்றும் அதன் வெப்பத்தால் நம்மை வெப்பப்படுத்துகிறது.

ஹைட்ரஜனின் இயற்பியல் பண்புகள்

ஹைட்ரஜன் பின்வருவனவற்றைக் கொண்டுள்ளது இயற்பியல் பண்புகள்:

• ஹைட்ரஜனின் கொதிநிலை 252.76 ° C;
• மேலும் 259.14 ° C வெப்பநிலையில், அது ஏற்கனவே உருகத் தொடங்குகிறது.
• ஹைட்ரஜன் தண்ணீரில் சிறிது கரைகிறது.
• தூய ஹைட்ரஜன் மிகவும் ஆபத்தான வெடிக்கும் மற்றும் எரியக்கூடிய பொருள்.
• ஹைட்ரஜன் காற்றை விட 14.5 மடங்கு இலகுவானது.

ஹைட்ரஜனின் வேதியியல் பண்புகள்

ஹைட்ரஜன் ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவர் மற்றும் குறைக்கும் முகவர் ஆகிய இரண்டிலும் வெவ்வேறு சூழ்நிலைகளில் இருப்பதால், இது எதிர்வினைகள் மற்றும் தொகுப்புகளைச் செய்யப் பயன்படுகிறது.

ஹைட்ரஜனின் ஆக்ஸிஜனேற்ற பண்புகள் செயலில் (பொதுவாக காரம் மற்றும் கார பூமி) உலோகங்களுடன் தொடர்பு கொள்கின்றன, இந்த தொடர்புகளின் விளைவாக ஹைட்ரைடுகள் - உப்பு போன்ற கலவைகள் உருவாகின்றன. இருப்பினும், குறைந்த செயல்பாட்டு உலோகங்களுடன் ஹைட்ரஜனின் எதிர்வினைகளின் போது ஹைட்ரைடுகள் உருவாகின்றன.

ஹைட்ரஜனின் குறைக்கும் பண்புகள் உலோகங்களை அவற்றின் ஆக்சைடுகளிலிருந்து எளிய பொருட்களாகக் குறைக்கும் திறனைக் கொண்டுள்ளன, தொழில்துறையில் இது ஹைட்ரஜனோதெர்மி என்று அழைக்கப்படுகிறது.

ஹைட்ரஜனை எவ்வாறு பெறுவது?

ஹைட்ரஜனை உற்பத்தி செய்வதற்கான தொழில்துறை வழிமுறைகளில்:

• நிலக்கரி எரிவாயு,
• மீத்தேன் நீராவி சீர்திருத்தம்,
• மின்னாற்பகுப்பு.

ஆய்வகத்தில், ஹைட்ரஜனைப் பெறலாம்:

• உலோக ஹைட்ரைடுகளின் நீராற்பகுப்பின் போது,
• காரம் மற்றும் கார பூமி உலோகங்களின் நீருடன் வினைபுரியும் போது,
• நீர்த்த அமிலங்கள் செயலில் உள்ள உலோகங்களுடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது.

ஹைட்ரஜன் பயன்பாடு

ஹைட்ரஜன் காற்றை விட 14 மடங்கு இலகுவானது என்பதால், பழைய நாட்களில் அது பலூன்கள் மற்றும் ஏர்ஷிப்களால் நிரப்பப்பட்டது. ஆனால் விமானக் கப்பல்களுக்கு ஏற்பட்ட தொடர்ச்சியான பேரழிவுகளுக்குப் பிறகு, வடிவமைப்பாளர்கள் ஹைட்ரஜனுக்கு மாற்றாகத் தேட வேண்டியிருந்தது (தூய ஹைட்ரஜன் ஒரு வெடிக்கும் பொருள், மற்றும் ஒரு சிறிய தீப்பொறி வெடிப்பை ஏற்படுத்த போதுமானது).

1937 இல் ஹிண்டன்பர்க் விமானக் கப்பலின் வெடிப்பு, வெடிப்புக்கான காரணம் ஹைட்ரஜன் பற்றவைப்பு (ஒரு குறுகிய சுற்று காரணமாக), இந்த பெரிய விமானம் பறந்தது.

எனவே, போன்றவர்களுக்கு விமானம்ஹைட்ரஜனுக்குப் பதிலாக, அவர்கள் ஹீலியத்தைப் பயன்படுத்தத் தொடங்கினர், இது காற்றை விட இலகுவானது, ஹீலியம் உற்பத்தி அதிக உழைப்பைத் தருகிறது, ஆனால் அது ஹைட்ரஜனைப் போல வெடிக்காது.

மேலும், ஹைட்ரஜன் சுத்தம் செய்ய பயன்படுத்தப்படுகிறது வெவ்வேறு வகைகள்எரிபொருள்கள், குறிப்பாக எண்ணெய் மற்றும் பெட்ரோலிய பொருட்களின் அடிப்படையில்.

ஹைட்ரஜன் வீடியோ

முடிவில், எங்கள் கட்டுரையின் தலைப்பில் ஒரு கல்வி வீடியோ.

ஹைட்ரஜன் ஒரு எளிய பொருள் H 2 (டைஹைட்ரஜன், டிப்ரோடியம், லைட் ஹைட்ரஜன்).

சுருக்கமான ஹைட்ரஜன் பண்பு:

• உலோகம் அல்லாத.
• நிறமற்ற வாயு திரவமாக்குவது கடினம்.
• தண்ணீரில் மோசமாக கரையக்கூடியது.
• இது கரிம கரைப்பான்களில் சிறப்பாக கரைகிறது.
• உலோகங்களால் வேதியியல்: இரும்பு, நிக்கல், பிளாட்டினம், பல்லேடியம்.
• வலுவான குறைக்கும் முகவர்.
• தொடர்பு கொள்கிறது (உடன் அதிக வெப்பநிலைஉலோகங்கள் அல்லாத உலோகங்கள், உலோக ஆக்சைடுகளுடன்.
• H 2 இன் வெப்பச் சிதைவு மூலம் பெறப்பட்ட அணு ஹைட்ரஜன் H 0, மிகக் குறைக்கும் திறனைக் கொண்டுள்ளது.
• ஹைட்ரஜனின் ஐசோடோப்புகள்:
  • 1 எச் - புரோட்டியம்
  • 2 எச் - டியூட்டீரியம் (டி)
  • 3 எச் - ட்ரிடியம் (டி)
• உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 2.016
• திட ஹைட்ரஜனின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (t = -260 ° C) = 0.08667
• திரவ ஹைட்ரஜனின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (t = -253 ° C) = 0.07108
• அதிக அழுத்தம் (n.o.) = 0.08988 g / l
• உருகும் புள்ளி = -259.19 ° சி
• கொதிநிலை = -252.87 ° சி
• ஹைட்ரஜனின் கரைதிறனின் வால்யூமெட்ரிக் குணகம்:
  • (t = 0 ° C) = 2.15;
  • (t = 20 ° C) = 1.82;
  • (t = 60 ° C) = 1.60;

1. ஹைட்ரஜனின் வெப்ப சிதைவு(t = 2000-3500 ° C):
H 2 ↔ 2H 0

2. உடன் ஹைட்ரஜனின் தொடர்பு உலோகங்கள் அல்லாதவை:

• H 2 + F 2 = 2HF (t = -250 .. + 20 ° C)
• H 2 + Cl 2 = 2HCl (எரிப்பு அல்லது வெளிச்சத்தில் அறை வெப்பநிலையில்):
  • 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, பிளாட்டினம் வினையூக்கி)
• H 2 + I 2 = 2HI (t = 350-500 ° C, பிளாட்டினம் வினையூக்கி)
• 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, இரும்பு வினையூக்கி)
• 2H 2 + C (கோக்) = CH 4 (t = 600 ° C, பிளாட்டினம் வினையூக்கி)
• H 2 + 2C (கோக்) = C 2 H 2 (t = 1500..2000 ° C)
• H 2 + 2C (கோக்) + N 2 = 2HCN (t 1800 ° C க்கும் அதிகமாக)

3. உடன் ஹைட்ரஜனின் தொடர்பு சிக்கலான பொருட்கள் :

• 4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 = 3Fe + 4H 2 O (t 570 ° C க்கும் அதிகமாக)
• H 2 + Ag 2 SO 4 = 2Ag + H 2 SO 4 (t 200 ° C க்கும் அதிகமாக)
• 4H 2 + 2Na 2 SO 4 = Na 2 S + 4H 2 O (t = 550-600 ° C, வினையூக்கி 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, வினையூக்கி CuO 2)
• H 2 + CaC 2 = Ca + C 2 H 2 (t 2200 ° C க்கும் அதிகமாக)
• H 2 + BaH 2 = Ba (H 2) 2 (t வரை 0 ° C, தீர்வு)

4. இல் ஹைட்ரஜனின் பங்கு ரெடாக்ஸ் எதிர்வினைகள்:

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

ஹைட்ரஜன் கலவைகள்

டி 2 - டிடூட்டீரியம்:

• அதிக ஹைட்ரஜன்.
• நிறமற்ற வாயு திரவமாக்குவது கடினம்.
• இயற்கை ஹைட்ரஜன் 0.012-0.016% (எடையால்) டிடியூட்டீரியம் உள்ளது.
• டைடூட்டீரியம் மற்றும் புரோட்டியம் வாயு கலவையில், ஐசோடோப் பரிமாற்றம் அதிக வெப்பநிலையில் நிகழ்கிறது.
• சாதாரண மற்றும் கனமான நீரில் மோசமாக கரையக்கூடியது.
• சாதாரண நீருடன், ஐசோடோபிக் பரிமாற்றம் மிகக் குறைவு.
• இரசாயன பண்புகள் ஒளி ஹைட்ரஜனைப் போலவே இருக்கின்றன, ஆனால் டிடியூட்டீரியம் குறைவான வினைத்திறன் கொண்டது.
• உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 4.028
• திரவ டிடியூட்டீரியத்தின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (t = -253 ° C) = 0.17
• உருகும் புள்ளி = -254.5 ° C
• கொதிநிலை = -249.49 ° சி

டி 2 - டித்ரிடியம்:

• சூப்பர்ஹேவி ஹைட்ரஜன்.
• நிறமற்ற கதிரியக்க வாயு.
• அரை ஆயுள் 12.34 ஆண்டுகள்.
• இயற்கையில், நியூட்ரான்களால் அண்ட கதிர்வீச்சுடன் 14 N கருக்கள் குண்டுவீச்சின் விளைவாக டித்ரிடியம் உருவாகிறது; இயற்கை நீரில் டித்ரிடியத்தின் தடயங்கள் காணப்படுகின்றன.
• மெதுவான நியூட்ரான்களுடன் லித்தியத்தை குண்டு வீசுவதன் மூலம் அணு உலையில் டிட்ரிடியம் பெறப்படுகிறது.
• உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 6.032
• உருகும் புள்ளி = -252.52 ° சி
• கொதிநிலை = -248.12 ° சி

HD - டியூட்டீரியம் ஹைட்ரஜன்:

• நிறமற்ற வாயு.
• தண்ணீரில் கரைவதில்லை.
• இரசாயன பண்புகள் H 2 ஐப் போன்றது.
• உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 3.022
• திட ஹைட்ரஜன் டியூட்டரைடு (t = -257 ° C) = 0.146
• அதிக அழுத்தம் (n.a.) = 0.135 g / L
• உருகும் புள்ளி = -256.5 ° C
• கொதிநிலை = -251.02 ° சி

ஹைட்ரஜன் ஆக்சைடுகள்

H 2 O - நீர்:

• நிறமற்ற திரவம்.
• ஆக்ஸிஜனின் ஐசோடோபிக் கலவையின்படி, நீர் H 2 16 O மற்றும் H 2 18 O மற்றும் H 2 17 O ஆகியவற்றின் கலவைகளைக் கொண்டுள்ளது
• ஹைட்ரஜனின் ஐசோடோபிக் கலவையின்படி, தண்ணீர் 1 H 2 O யுடன் HDO கலவை கொண்டது.
• திரவ நீர் புரோட்டோலிசிஸுக்கு உட்படுகிறது (H 3 O + மற்றும் OH -):
  • H 3 O + (ஆக்சோனியம் கேஷன்) மிக அதிகம் வலுவான அமிலம்அக்வஸ் கரைசலில்;
  • OH - (ஹைட்ராக்சைடு அயன்) என்பது நீர்நிலைக் கரைசலில் வலுவான அடித்தளமாகும்;
  • நீர் பலவீனமான இணைந்த புரோட்டோலித் ஆகும்.
• பல பொருட்களுடன், நீர் படிக ஹைட்ரேட்டுகளை உருவாக்குகிறது.
• நீர் ஒரு வேதியியல் செயலில் உள்ள பொருள்.
• நீர் கனிம சேர்மங்களுக்கு ஒரு பல்துறை திரவ கரைப்பான்.
• நீரின் உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 18.02
• திட நீரின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (பனி) (t = 0 ° C) = 0.917
• திரவ நீரின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி:
  • (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
• அடர்த்தி (n.o.) = 0.8652 g / l
• உருகும் புள்ளி = 0 ° சி
• கொதிநிலை = 100 ° சி
• நீரின் அயனி தயாரிப்பு (25 ° C) = 1.008 10 -14

1. நீரின் வெப்ப சிதைவு:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (1000 ° C க்கு மேல்)

D 2 O - டியூட்டீரியம் ஆக்சைடு:

• கனமான நீர்.
• நிறமற்ற ஹைக்ரோஸ்கோபிக் திரவம்.
• பாகுத்தன்மை தண்ணீரை விட அதிகமாக உள்ளது.
• வரம்பற்ற அளவில் சாதாரண நீரில் கலக்கிறது.
• ஐசோடோப் பரிமாற்றத்தின் போது அரை கன நீர் HDO உருவாகிறது.
• சாதாரண நீரை விட கரைக்கும் சக்தி குறைவாக உள்ளது.
• டியூட்டீரியம் ஆக்சைடின் இரசாயன பண்புகள் தண்ணீரைப் போலவே இருக்கின்றன, ஆனால் அனைத்து எதிர்வினைகளும் மெதுவாக உள்ளன.
• கனமான நீர் இயற்கையான நீரில் உள்ளது (வெகுஜன விகிதம் சாதாரண நீர் 1: 5500).
• இயற்கை நீரின் தொடர்ச்சியான மின்னாற்பகுப்பால் டியூட்டீரியம் ஆக்சைடு பெறப்படுகிறது, இதில் எலக்ட்ரோலைட்டின் எஞ்சிய பகுதிகளில் கனமான நீர் தேங்குகிறது.
• கனமான நீரின் உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 20.03
• திரவ கனமான நீரின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (t = 11.6 ° C) = 1.1071
• திரவ கனமான நீரின் ஒப்பீட்டு அடர்த்தி (t = 25 ° C) = 1.1042
• உருகும் புள்ளி = 3.813 ° சி
• கொதிநிலை = 101.43 ° சி

டி 2 ஓ - ட்ரிடியம் ஆக்சைடு:

• சூப்பர் கனமான நீர்.
• நிறமற்ற திரவம்.
• பாகுத்தன்மை அதிகமாக உள்ளது மற்றும் கரைக்கும் சக்தி சாதாரண மற்றும் கனமான நீரை விட குறைவாக உள்ளது.
• வழக்கமான மற்றும் கனமான தண்ணீருடன் வரம்பற்ற அளவில் கலக்கிறது.
• சாதாரண மற்றும் கனமான நீருடன் ஐசோடோபிக் பரிமாற்றம் HTO, DTO உருவாவதற்கு வழிவகுக்கிறது.
• சூப்பர்ஹீவி நீரின் வேதியியல் பண்புகள் தண்ணீரைப் போலவே இருக்கின்றன, ஆனால் அனைத்து எதிர்வினைகளும் கனமான நீரை விட மெதுவாகவே செல்கின்றன.
• ட்ரிடியம் ஆக்சைட்டின் தடயங்கள் இயற்கை நீர் மற்றும் வளிமண்டலத்தில் காணப்படுகின்றன.
• சிவப்பு-சூடான காப்பர் ஆக்சைடு CuO க்கு மேல் ட்ரிடியத்தை அனுப்புவதன் மூலம் சூப்பர் ஹீவி நீர் பெறப்படுகிறது.
• சூப்பர் ஹீவி நீர் உறவினர் மூலக்கூறு எடை = 22.03
• உருகும் இடம் = 4.5 ° சி

ஹைட்ரஜன் என்பது வேதியியல் கூறுகளின் கால அட்டவணையில் முதல் உறுப்பு ஆகும், அணு எண் 1 மற்றும் உறவினர் அணு நிறை 1.0079. ஹைட்ரஜனின் இயற்பியல் பண்புகள் என்ன?

ஹைட்ரஜனின் இயற்பியல் பண்புகள்

லத்தீன் மொழியிலிருந்து மொழிபெயர்க்கப்பட்ட ஹைட்ரஜன் என்றால் "தண்ணீரைப் பெற்றெடுப்பது" என்று பொருள். 1766 ஆம் ஆண்டில், ஆங்கில விஞ்ஞானி ஜி. கேவென்டிஷ் உலோகங்கள் மீது அமிலங்களின் செயல்பாட்டால் வெளியிடப்பட்ட "எரியக்கூடிய காற்று" சேகரித்து அதன் பண்புகளைப் படிக்கத் தொடங்கினார். 1787 இல் A. லாவோசியர் இந்த "எரியக்கூடிய காற்று" என்பதை ஒரு புதிய இரசாயன உறுப்பு என்று வரையறுத்தார்.

அரிசி. 1. A. லாவோசியர்.

ஹைட்ரஜனில் 2 நிலையான ஐசோடோப்புகள் உள்ளன - புரோட்டியம் மற்றும் டியூட்டீரியம், அத்துடன் கதிரியக்க - ட்ரிடியம், நமது கிரகத்தின் அளவு மிகக் குறைவு.

ஹைட்ரஜன் என்பது விண்வெளியில் அதிகப்படியான உறுப்பு ஆகும். சூரியனும் பெரும்பாலான நட்சத்திரங்களும் ஹைட்ரஜனை முதன்மை உறுப்பாகக் கொண்டுள்ளன. மேலும், இந்த வாயு நீர், எண்ணெய், இயற்கை வாயுவின் ஒரு பகுதியாகும். பூமியில் உள்ள மொத்த ஹைட்ரஜன் உள்ளடக்கம் 1%ஆகும்.

அரிசி. 2. ஹைட்ரஜனின் சூத்திரம்.

இந்த பொருளின் அணு ஒரு கரு மற்றும் ஒரு எலக்ட்ரானை உள்ளடக்கியது. ஹைட்ரஜனில் இருந்து ஒரு எலக்ட்ரான் இழக்கப்படும்போது, ​​அது நேர்மறை சார்ஜ் செய்யப்பட்ட அயனியை உருவாக்குகிறது, அதாவது அது உலோக பண்புகளை வெளிப்படுத்துகிறது. ஆனால் ஒரு ஹைட்ரஜன் அணு இழப்பது மட்டுமல்லாமல் எலக்ட்ரானையும் இணைக்கும் திறன் கொண்டது. இதில் அது ஆலஜன்களுக்கு மிகவும் ஒத்திருக்கிறது. எனவே, கால அட்டவணையில் உள்ள ஹைட்ரஜன் I மற்றும் VII குழுக்களுக்கு சொந்தமானது. ஹைட்ரஜனின் உலோகம் அல்லாத பண்புகள் இதில் அதிகம் வெளிப்படுகின்றன.

ஒரு ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறு ஒரு கோவலன்ட் பிணைப்பால் இணைக்கப்பட்ட இரண்டு அணுக்களைக் கொண்டுள்ளது

சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ், ஹைட்ரஜன் ஒரு நிறமற்ற வாயு உறுப்பு ஆகும், அது மணமற்ற மற்றும் சுவையற்றது. இது காற்றை விட 14 மடங்கு இலகுவானது, அதன் கொதிநிலை -252.8 டிகிரி செல்சியஸ் ஆகும்.

அட்டவணை "ஹைட்ரஜனின் இயற்பியல் பண்புகள்"

அதன் இயற்பியல் பண்புகளுக்கு மேலதிகமாக, ஹைட்ரஜன் பல வேதியியல் பண்புகளையும் கொண்டுள்ளது. வினையூக்கிகளின் செயல்பாட்டின் கீழ், ஹைட்ரஜன் உலோகங்கள் மற்றும் உலோகங்கள் அல்லாத கந்தகம், செலினியம், டெல்லூரியம் மற்றும் பல உலோகங்களின் ஆக்சைடுகளைக் குறைக்கும்.

ஹைட்ரஜன் உற்பத்தி

ஹைட்ரஜனை உற்பத்தி செய்யும் தொழில்துறை முறைகளிலிருந்து (மின்னாற்பகுப்பைத் தவிர நீர் தீர்வுகள்உப்புகள்) பின்வருவதைக் கவனிக்க வேண்டும்:

• 1000 டிகிரி வெப்பநிலையில் சூடான நிலக்கரி வழியாக நீர் நீராவியை கடத்தல்:

• 900 டிகிரி வெப்பநிலையில் மீத்தேன் நீராவியுடன் மாற்றுவது:

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

ஹைட்ரஜன் 18 ஆம் நூற்றாண்டின் இரண்டாம் பாதியில் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் துறையில் ஆங்கில விஞ்ஞானியால் கண்டுபிடிக்கப்பட்டது. G Cavendish. அவர் ஒரு தூய்மையான நிலையில் பொருளை தனிமைப்படுத்தி, அதைப் படிக்கத் தொடங்கி அதன் பண்புகளை விவரித்தார்.

இது ஹைட்ரஜன் கண்டுபிடிப்பின் கதை. சோதனைகளின் போது, ​​அது எரியக்கூடிய வாயு என்று ஆராய்ச்சியாளர் தீர்மானித்தார், அதன் எரிப்பு காற்றில் தண்ணீரைத் தருகிறது. இது நீரின் தரமான கலவையை நிர்ணயிக்க வழிவகுத்தது.

ஹைட்ரஜன் என்றால் என்ன

பிரெஞ்சு வேதியியலாளர் ஏ. லாவோசியர் 1784 ஆம் ஆண்டில் ஹைட்ரஜனை ஒரு எளிய பொருளாக அறிவித்தார், ஏனெனில் அதன் மூலக்கூறில் ஒரே வகை அணுக்கள் இருப்பதை அவர் தீர்மானித்தார்.

லத்தீன் மொழியில் உள்ள வேதியியல் தனிமத்தின் பெயர் ஹைட்ரஜீனியம் ("ஹைட்ரஜினியம்" என்று படிக்கவும்) போலும், அதாவது "தண்ணீரைப் பெற்றெடுப்பது". பெயர் நீரை உற்பத்தி செய்யும் எரிப்பு எதிர்வினையை குறிக்கிறது.

ஹைட்ரஜனின் சிறப்பியல்பு

N. மெண்டலீவ் இந்த இரசாயன உறுப்புக்கு முதல் வரிசை எண்ணை ஹைட்ரஜன் என்ற பெயரால் நியமித்தார், முதல் குழு மற்றும் முதல் காலத்தின் முக்கிய துணைக்குழுவில் மற்றும் ஏழாவது குழுவின் முக்கிய துணைக்குழுவில் வைத்தார்.

ஹைட்ரஜனின் அணு எடை (அணு நிறை) 1.00797 ஆகும். H 2 இன் மூலக்கூறு எடை 2 amu. இ. மோலார் நிறைஎண்ணியல் ரீதியாக அதற்கு சமம்.

இது ஒரு சிறப்பு பெயருடன் மூன்று ஐசோடோப்புகளால் குறிப்பிடப்படுகிறது: மிகவும் பொதுவான புரோட்டியம் (எச்), ஹெவி டியூட்டீரியம் (டி), கதிரியக்க ட்ரிடியம் (டி).

ஐசோடோப்புகளாக முழுமையாகப் பிரிக்கக்கூடிய முதல் உறுப்பு இதுவாகும். ஒரு எளிய வழியில்... இது ஐசோடோப்புகளின் வெகுஜனத்தில் அதிக வித்தியாசத்தை அடிப்படையாகக் கொண்டது. இந்த செயல்முறை முதன்முதலில் 1933 இல் மேற்கொள்ளப்பட்டது. 1932 இல் 2 ஐக் கொண்ட ஒரு ஐசோடோப்பு மட்டுமே அடையாளம் காணப்பட்டது என்பதன் மூலம் இது விளக்கப்படுகிறது.

இயற்பியல் பண்புகள்

சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ், டையடோமிக் மூலக்கூறுகளின் வடிவத்தில் ஒரு எளிய பொருள் ஹைட்ரஜன் ஒரு வாயு, நிறமற்ற, சுவையற்ற மற்றும் மணமற்றது. தண்ணீர் மற்றும் பிற கரைப்பான்களில் சிறிது கரைப்போம்.

படிகமயமாக்கல் வெப்பநிலை 259.2 o C, கொதிநிலை 252.8 o C ஆகும்.ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுகளின் விட்டம் மிகவும் சிறியது, அவை பல பொருட்கள் (ரப்பர், கண்ணாடி, உலோகங்கள்) மூலம் மெதுவாகப் பரவும் திறனைக் கொண்டுள்ளன. வாயு அசுத்தங்களிலிருந்து ஹைட்ரஜனை சுத்திகரிக்க தேவைப்படும் போது இந்த சொத்து பயன்படுத்தப்படுகிறது. என் கீழ். மணிக்கு ஹைட்ரஜன் அடர்த்தி 0.09 கிலோ / மீ 3 க்கு சமம்.

முதல் குழுவில் அமைந்துள்ள உறுப்புகளுடன் ஒப்புமை மூலம் ஹைட்ரஜனை உலோகமாக மாற்ற முடியுமா? ஹைட்ரஜன், அழுத்தம் 2 மில்லியன் வளிமண்டலங்களை நெருங்கும் போது, ​​அகச்சிவப்பு கதிர்களை உறிஞ்சத் தொடங்குகிறது என்று விஞ்ஞானிகள் கண்டறிந்துள்ளனர், இது பொருளின் மூலக்கூறுகளின் துருவமுனைப்பைக் குறிக்கிறது. ஒருவேளை இன்னும் அதிக அழுத்தங்களில், ஹைட்ரஜன் ஒரு உலோகமாக மாறும்.

அது சிறப்பாக உள்ளது:மாபெரும் கிரகங்களான வியாழன் மற்றும் சனி மீது, ஹைட்ரஜன் உலோக வடிவில் இருப்பதாக ஒரு அனுமானம் உள்ளது. பூமியின் மையப்பகுதியால் உலோகத்தின் திடமான ஹைட்ரஜனும் இருப்பதாகக் கருதப்படுகிறது, பூமியின் மேலங்கியால் உருவாக்கப்பட்ட அதி-உயர் அழுத்தம் காரணமாக.

இரசாயன பண்புகள்

எளிய மற்றும் சிக்கலான பொருட்கள் இரண்டும் ஹைட்ரஜனுடன் இரசாயன தொடர்புக்குள் நுழைகின்றன. ஆனால் ஹைட்ரஜனின் குறைந்த செயல்பாடு பொருத்தமான நிலைமைகளை உருவாக்குவதன் மூலம் அதிகரிக்க வேண்டும் - வெப்பநிலையை உயர்த்துவதன் மூலம், வினையூக்கிகளைப் பயன்படுத்துதல் போன்றவை.

சூடாகும்போது, ​​ஆக்சிஜன் (O 2), குளோரின் (Cl 2), நைட்ரஜன் (N 2), கந்தகம் (S) போன்ற எளிய பொருட்கள் ஹைட்ரஜனுடன் வினைபுரிகின்றன.

காற்றில் உள்ள வாயு வெளியேறும் குழாயின் முடிவில் தூய ஹைட்ரஜனை நீங்கள் பற்றவைத்தால், அது சமமாக எரியும், ஆனால் கவனிக்கத்தக்கது. சுத்தமான ஆக்ஸிஜனின் வளிமண்டலத்தில் எரிவாயு வெளியேறும் குழாய் வைக்கப்பட்டால், எதிர்வினையின் விளைவாக, பாத்திரத்தின் சுவர்களில் நீர் துளிகள் உருவாகும்போது எரிப்பு தொடரும்:

தண்ணீரை எரிப்பதால் அதிக அளவு வெப்பம் வெளியேறும். இது எக்ஸோடெர்மிக் கலவை எதிர்வினை ஆகும், இதில் ஹைட்ரஜன் ஆக்சிஜனால் ஆக்ஸைடு ஆக்சைடு H 2 O ஆக உருவாகிறது. இது ஹைட்ரஜன் ஆக்ஸிஜனேற்றப்பட்டு ஆக்ஸிஜன் குறைக்கப்படும் ஒரு ரெடாக்ஸ் எதிர்வினையாகும்.

Cl 2 உடனான எதிர்வினை ஹைட்ரஜன் குளோரைடு உருவாவதைப் போலவே தொடர்கிறது.

ஹைட்ரஜனுடன் நைட்ரஜனின் தொடர்புக்கு அதிக வெப்பநிலை மற்றும் அதிகரித்த அழுத்தம் தேவைப்படுகிறது, அத்துடன் ஒரு வினையூக்கியின் இருப்பு தேவைப்படுகிறது. இதன் விளைவு அம்மோனியா.

கந்தகத்துடன் எதிர்வினையின் விளைவாக, ஹைட்ரஜன் சல்பைட் உருவாகிறது, இதன் அங்கீகாரம் அழுகிய முட்டைகளின் சிறப்பியல்பு வாசனையால் எளிதாக்கப்படுகிறது.

இந்த எதிர்வினைகளில் ஹைட்ரஜனின் ஆக்சிஜனேற்ற நிலை +1, கீழே விவரிக்கப்பட்டுள்ள ஹைட்ரைடுகளில் இது 1 ஆகும்.

சில உலோகங்களுடன் வினைபுரியும் போது, ​​ஹைட்ரைடுகள் உருவாகின்றன, எடுத்துக்காட்டாக, சோடியம் ஹைட்ரைடு - NaH. இந்த சிக்கலான கலவைகளில் சில ராக்கெட்டுகளுக்கு எரிபொருளாகவும் மற்றும் தெர்மோநியூக்ளியர் சக்தியிலும் பயன்படுத்தப்படுகின்றன.

ஹைட்ரஜன் சிக்கலான பொருட்களுடன் வினைபுரிகிறது. உதாரணமாக, காப்பர் (II) ஆக்சைடு, சூத்திரம் CuO உடன். எதிர்வினையை செயல்படுத்த, செப்பு ஹைட்ரஜன் சூடான தூள் தாமிரம் (II) ஆக்சைடு வழியாக அனுப்பப்படுகிறது. தொடர்புகளின் போது, ​​வினைப்பொருள் அதன் நிறத்தை மாற்றி சிவப்பு-பழுப்பு நிறமாக மாறும், மேலும் நீர்த்துளிகள் சோதனை குழாயின் குளிர்ந்த சுவர்களில் குடியேறும்.

எதிர்வினையின் போது, ​​ஹைட்ரஜன் ஆக்ஸிஜனேற்றப்பட்டு நீர் உருவாகிறது, மற்றும் தாமிரம் ஆக்சைடில் இருந்து ஒரு எளிய பொருளாக (Cu) குறைக்கப்படுகிறது.

பயன்பாட்டு பகுதிகள்

ஹைட்ரஜன் உள்ளது பெரும் முக்கியத்துவம்மனிதர்களுக்கு மற்றும் பல்வேறு பகுதிகளில் பயன்படுத்தப்படுகிறது:

1. இரசாயனத் தொழிலில், இவை மூலப்பொருட்கள், மற்ற தொழில்களில், இது எரிபொருள். பெட்ரோ கெமிக்கல் மற்றும் எண்ணெய் சுத்திகரிப்பு நிறுவனங்கள் ஹைட்ரஜன் இல்லாமல் செய்ய முடியாது.
2. மின் துறையில், இந்த எளிய பொருள் குளிரூட்டும் முகவராக செயல்படுகிறது.
3. இரும்பு மற்றும் இரும்பு அல்லாத உலோகவியலில், ஹைட்ரஜனுக்கு குறைக்கும் முகவரின் பங்கு ஒதுக்கப்படுகிறது.
4. இதன் மூலம், பொருட்களை பேக்கேஜ் செய்யும் போது ஒரு மந்தமான சூழல் உருவாக்கப்படுகிறது.
5. மருந்துத் தொழில் - ஹைட்ரஜன் பெராக்சைடு உற்பத்தியில் ஹைட்ரஜனை ஒரு வினையாகப் பயன்படுத்துகிறது.
6. வானிலை ஆய்வுகள் இந்த ஒளி வாயுவால் நிரப்பப்படுகின்றன.
7. இந்த உறுப்பு ராக்கெட் என்ஜின்களுக்கான எரிபொருள் குறைப்பான் என்றும் அழைக்கப்படுகிறது.

ஹைட்ரஜன் எரிபொருளுக்காக ஆற்றல் துறையில் உள்ளங்கையை விஞ்ஞானிகள் ஒருமனதாக தீர்க்கதரிசனம் கூறுகிறார்கள்.

தொழிலில் கிடைக்கும்

தொழிலில், ஹைட்ரஜன் மின்னாற்பகுப்பால் தயாரிக்கப்படுகிறது, இது குளோரைடுகள் அல்லது கார உலோகங்களின் ஹைட்ராக்சைடுகளுக்கு உட்பட்டு நீரில் கரைக்கப்படுகிறது. நீரிலிருந்து நேரடியாக இந்த வழியில் ஹைட்ரஜனைப் பெறுவதும் சாத்தியமாகும்.

கோக் அல்லது மீத்தேன் நீராவியுடன் மாற்றுவது இந்த நோக்கத்திற்காக பயன்படுத்தப்படுகிறது. உயர்ந்த வெப்பநிலையில் மீத்தேன் சிதைவதும் ஹைட்ரஜனை உருவாக்குகிறது. பகுதியளவு முறையால் கோக் அடுப்பு வாயுவை திரவமாக்குவதும் ஹைட்ரஜனின் தொழில்துறை உற்பத்திக்கு பயன்படுத்தப்படுகிறது.

ஆய்வகத்தில் பெறுதல்

ஹைட்ரஜனை உற்பத்தி செய்ய கிப் கருவியை ஆய்வகம் பயன்படுத்துகிறது.

உலைகள் உப்பு அல்லது கந்தக அமிலம்மற்றும் துத்தநாகம். எதிர்வினை ஹைட்ரஜனை உருவாக்குகிறது.

இயற்கையில் ஹைட்ரஜனைக் கண்டறிதல்

ஹைட்ரஜன் பிரபஞ்சத்தில் மிகவும் பொதுவான உறுப்பு ஆகும். சூரியன் உட்பட மற்ற நட்சத்திரங்களின் பெரும்பகுதி ஹைட்ரஜன் ஆகும்.

வி பூமியின் மேலோடுஇது 0.15%மட்டுமே. இது பல கனிமங்களில் உள்ளது கரிம பொருள், அத்துடன் தண்ணீரில், நமது கிரகத்தின் மேற்பரப்பில் 3/4 உள்ளடக்கியது.

தூய ஹைட்ரஜனின் தடயங்களை மேல் வளிமண்டலத்தில் காணலாம். இது எரியக்கூடிய பல இயற்கை வாயுக்களிலும் காணப்படுகிறது.

வாயு ஹைட்ரஜன் குறைந்த அடர்த்தி மற்றும் திரவ ஹைட்ரஜன் மிக அதிகம் அடர்த்தியான பொருள்எங்கள் கிரகத்தில். ஹைட்ரஜனின் உதவியுடன், நீங்கள் அதை உள்ளிழுத்து, சுவாசத்தின் மீது பேசினால், குரலின் சத்தத்தை மாற்றலாம்.

செயலின் மையத்தில் மிகவும் சக்தி வாய்ந்தது ஹைட்ரஜன் குண்டுஇலகுவான அணுவைப் பிரிப்பது உள்ளது.

ஹைட்ரஜனின் அமைப்பு மற்றும் இயற்பியல் பண்புகள்ஹைட்ரஜன் ஒரு டையடோமிக் வாயு H2 ஆகும். இது நிறமற்றது மற்றும் மணமற்றது. இது இலகுவான வாயு. இந்த சொத்து காரணமாக, இது பலூன்கள், ஏர்ஷிப்கள் மற்றும் ஒத்த சாதனங்களில் பயன்படுத்தப்பட்டது, இருப்பினும், இந்த நோக்கங்களுக்காக ஹைட்ரஜனின் பரவலான பயன்பாடு காற்றில் கலந்த வெடிப்பால் தடைபடுகிறது.

ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுகள் துருவமற்றவை மற்றும் மிகச் சிறியவை, எனவே அவற்றுக்கிடையே சிறிய தொடர்பு உள்ளது. இது சம்பந்தமாக, இது மிகக் குறைந்த உருகுதல் (-259 ° C) மற்றும் கொதிநிலைகள் (-253 ° C) ஆகியவற்றைக் கொண்டுள்ளது. ஹைட்ரஜன் நடைமுறையில் தண்ணீரில் கரையாது.

ஹைட்ரஜனில் 3 ஐசோடோப்புகள் உள்ளன: சாதாரண 1 எச், டியூட்டீரியம் 2 எச் அல்லது டி, மற்றும் கதிரியக்க ட்ரிடியம் 3 எச் அல்லது டி. அதனால்தான் சாதாரண ஹைட்ரஜனை டியூட்டீரியம் அல்லது ட்ரிடியத்துடன் மாற்றுவது குறிப்பிடத்தக்க பொருளின் பண்புகளை பாதிக்கிறது (உதாரணமாக, சாதாரண ஹைட்ரஜன் H2 மற்றும் டியூட்டீரியம் D2 ஆகியவற்றின் கொதிநிலைகள் 3.2 டிகிரி வேறுபடுகின்றன). உடன் ஹைட்ரஜனின் தொடர்பு எளிய பொருட்கள் ஹைட்ரஜன் என்பது நடுத்தர எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி ஒரு உலோகம் அல்ல. ஆகையால், ஆக்ஸிஜனேற்ற மற்றும் குறைக்கும் பண்புகள் இரண்டும் அதில் இயல்பாகவே உள்ளன.

ஹைட்ரஜனின் ஆக்ஸிஜனேற்ற பண்புகள் வழக்கமான உலோகங்களுடனான எதிர்வினைகளில் வெளிப்படுத்தப்படுகின்றன - குழு அட்டவணையின் முக்கிய துணைக்குழுக்களின் கூறுகள் I -II. மிகவும் செயலில் உள்ள உலோகங்கள் (கார மற்றும் கார பூமி) ஹைட்ரஜனுடன் சூடுபடுத்தப்படும் போது ஹைட்ரைடுகளைக் கொடுக்கிறது- கிரிஸ்டல் லட்டீஸில் ஹைட்ரைடு அயன் H- கொண்ட திட உப்பு போன்ற பொருட்கள். 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2ஹைட்ரஜனின் குறைக்கும் பண்புகள் ஹைட்ரஜனை விட பொதுவான உலோகங்கள் அல்லாத எதிர்வினைகளில் தோன்றும்: 1) ஆலஜன்களுடனான தொடர்பு H2 + F2 = 2HF

ஃப்ளோரின் அனலாக்ஸுடன் தொடர்பு - குளோரின், புரோமின், அயோடின் - இதே வழியில் தொடர்கிறது. ஆலஜனின் செயல்பாடு குறையும்போது, ​​எதிர்வினையின் தீவிரம் குறைகிறது. ஃப்ளோரின் உடனான எதிர்விளைவு சாதாரண நிலையில் வெடிக்கும், குளோரின் எதிர்வினைக்கு வெளிச்சம் அல்லது வெப்பமாக்கல் தேவைப்படுகிறது, மேலும் அயோடினுடனான எதிர்வினை வலுவான வெப்பத்தின் கீழ் மட்டுமே தொடர்கிறது மற்றும் மீளக்கூடியது. 2) ஆக்ஸிஜனுடன் தொடர்பு 2H2 + O2 = 2H2O எதிர்வினை வெப்பத்தின் பெரிய வெளியீட்டில், சில நேரங்களில் வெடிப்புடன் தொடர்கிறது. 3) கந்தகத்துடன் தொடர்பு H2 + S = H2S சல்பர் ஆக்சிஜனை விட குறைவான செயலற்ற உலோகம் அல்ல, மேலும் ஹைட்ரஜனுடனான தொடர்பு அமைதியாக தொடர்கிறது. 4) நைட்ரஜனுடன் தொடர்பு 3H2 + N2↔ 2NH3 எதிர்வினை மீளக்கூடியது, ஒரு வினையூக்கியின் முன்னிலையில், வெப்பத்தின் கீழ் மற்றும் அழுத்தத்தின் கீழ் மட்டுமே கவனிக்கத்தக்க அளவிற்கு செல்கிறது. தயாரிப்பு அம்மோனியா என்று அழைக்கப்படுகிறது. 5) கார்பனுடன் தொடர்புС + 2Н2↔ СН4 எதிர்வினை மின்சார வளைவில் அல்லது மிக அதிக வெப்பநிலையில் நடைபெறுகிறது. மற்ற ஹைட்ரோகார்பன்களும் துணை தயாரிப்புகளாக உருவாகின்றன. 3. சிக்கலான பொருட்களுடன் ஹைட்ரஜனின் தொடர்புஹைட்ரஜன் சிக்கலான பொருட்களுடன் எதிர்வினைகளை குறைக்கும் பண்புகளையும் வெளிப்படுத்துகிறது: 1) அலுமினியத்தின் வலதுபுறத்தில் உள்ள மின்னியல் வேதியியல் மின்னழுத்த வரிசையில் நிற்கும் உலோக ஆக்சைடுகளின் குறைப்பு, அத்துடன் உலோகமற்ற ஆக்சைடுகள்: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O ஹைட்ரஜன் ஆக்சைடு தாதுக்களில் இருந்து உலோகங்களை பிரித்தெடுக்கும் குறைக்கும் முகவராகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது. வெப்பமடையும் போது எதிர்வினைகள் தொடர்கின்றன. 2) கரிம நிறைவுறாத பொருட்களுடன் இணைப்பு; С2Н4 + Н2 (t; p) С С2Н6 வினைகள் ஒரு வினையூக்கியின் முன்னிலையிலும் அழுத்தத்தின் கீழும் தொடர்கின்றன. மற்ற ஹைட்ரஜன் எதிர்வினைகளை நாம் இப்போதைக்கு தொடமாட்டோம். 4. ஹைட்ரஜன் பெறுதல்தொழிற்துறையில், ஹைட்ரஜன் ஹைட்ரோகார்பன் மூலப்பொருட்களைச் செயலாக்குவதன் மூலம் உற்பத்தி செய்யப்படுகிறது - இயற்கை மற்றும் தொடர்புடைய வாயு, கோக் போன்றவை. ஹைட்ரஜனை உற்பத்தி செய்வதற்கான ஆய்வக முறைகள்:

1) அமிலங்களுடன் ஹைட்ரஜனின் இடதுபுறத்தில் உள்ள உலோக மின்னழுத்தங்களின் மின்வேதியியல் தொடரில் நிற்கும் உலோகங்களின் தொடர்பு. 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) மெக்னீசியத்தின் இடதுபுறத்தில் உள்ள மின்னியல் இரசாயன தொடரில் உலோகங்களின் தொடர்பு . இது காரத்தையும் உற்பத்தி செய்கிறது.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 மாங்கனீசுக்கு இடதுபுறத்தில் உள்ள மின்னழுத்தத் தொடர் மின்னழுத்த வரிசையில் அமைந்துள்ள ஒரு உலோகம் நீரிலிருந்து ஹைட்ரஜனை இடமாற்றம் செய்யும் திறன் கொண்டது. சில நிபந்தனைகள்(மெக்னீசியம் - இருந்து வெந்நீர், அலுமினியம் - ஆக்சைடு படலம் மேற்பரப்பில் இருந்து நீக்கப்பட்டது).

Mg + 2H2O Mg (OH) 2 + H2

கோபால்ட்டின் இடதுபுறத்தில் உள்ள மின்னழுத்த மின்னழுத்தத் தொடரில் அமைந்துள்ள ஒரு உலோகம் நீராவியிலிருந்து ஹைட்ரஜனை இடமாற்றம் செய்யும் திறன் கொண்டது. இது ஒரு ஆக்சைடை உருவாக்குகிறது.

3Fe + 4H2O நீராவி Fe3O4 + 4H23) உலோகங்களின் தொடர்பு, ஹைட்ராக்சைடுகள் ஆம்போடெரிக், காரத் தீர்வுகளுடன்.

உலோகங்கள், இவற்றின் ஹைட்ராக்சைடுகள் ஆம்போடெரிக், ஹைட்ரஜனை கார கரைசல்களிலிருந்து இடமாற்றம் செய்கின்றன. அலுமினியம் மற்றும் துத்தநாகம் போன்ற 2 உலோகங்களை நீங்கள் தெரிந்து கொள்ள வேண்டும்:

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

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

இந்த வழக்கில், சிக்கலான உப்புகள் உருவாகின்றன - ஹைட்ராக்ஸோஅலுமினேட்ஸ் மற்றும் ஹைட்ராக்ஸோஜின்கேட்ஸ்.

இதுவரை பட்டியலிடப்பட்ட அனைத்து முறைகளும் ஒரே செயல்முறையை அடிப்படையாகக் கொண்டவை - ஆக்சிஜனேற்ற நிலையில் +1 இல் ஒரு ஹைட்ரஜன் அணுவுடன் ஒரு உலோகத்தின் ஆக்சிஜனேற்றம்:

М0 + nН + = +n + + n / 2 H2

4) தண்ணீருடன் செயலில் உள்ள உலோகங்களின் ஹைட்ரைடுகளின் தொடர்பு:

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

இந்த செயல்முறை -1 ஆக்சிஜனேற்ற நிலையில் ஹைட்ரஜனுடன் -1 ஆக்சிஜனேற்ற நிலையில் உள்ள ஹைட்ரஜனின் தொடர்பை அடிப்படையாகக் கொண்டது:

5) அல்காலிஸ், அமிலங்கள், சில உப்புகளின் நீர்வாழ் கரைசல்களின் மின்னாற்பகுப்பு:

2H2O 2H2 + O2

5. ஹைட்ரஜன் கலவைகள்இந்த அட்டவணையில், இடதுபுறத்தில், ஒளி நிழல் ஹைட்ரஜன் - ஹைட்ரைடுகளுடன் அயனி சேர்மங்களை உருவாக்கும் உறுப்புகளின் செல்களை முன்னிலைப்படுத்துகிறது. இந்த பொருட்களில் ஹைட்ரைடு அயன் H- உள்ளது. அவை திடமான, நிறமற்ற, உப்பு போன்ற பொருட்கள் மற்றும் தண்ணீருடன் வினைபுரிந்து ஹைட்ரஜனை உற்பத்தி செய்கின்றன.

முக்கிய துணைக்குழுக்கள் IV-VII குழுக்களின் கூறுகள் ஹைட்ரஜனுடன் மூலக்கூறு கட்டமைப்பின் கலவைகளை உருவாக்குகின்றன. அவை சில நேரங்களில் ஹைட்ரைடுகள் என்றும் அழைக்கப்படுகின்றன, ஆனால் இது தவறானது. அவற்றில் ஹைட்ரைடு அயன் இல்லை, அவை மூலக்கூறுகளைக் கொண்டுள்ளன. ஒரு விதியாக, இந்த உறுப்புகளின் எளிய ஹைட்ரஜன் கலவைகள் நிறமற்ற வாயுக்கள். விதிவிலக்குகள் நீர், இது ஒரு திரவம், மற்றும் ஹைட்ரஜன் ஃவுளூரைடு, இது அறை வெப்பநிலையில் வாயு, ஆனால் சாதாரண நிலையில் திரவ.

இருண்ட செல்கள் ஹைட்ரஜனுடன் கலவைகளை உருவாக்கும் கூறுகளைக் குறிக்கின்றன, அமில பண்புகளை வெளிப்படுத்துகின்றன.

சிலுவையுடன் கூடிய இருண்ட செல்கள் ஹைட்ரஜனுடன் கலவைகளை உருவாக்கி அடிப்படை பண்புகளை வெளிப்படுத்தும் கூறுகளைக் குறிக்கின்றன.

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

29). பொது பண்புகள்முக்கிய துணைக்குழு 7gr இன் உறுப்புகளின் பண்புகள். குளோரின். லோர் பண்புகள். ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலம்.ஹாலோஜன்களின் துணைக்குழுவில் ஃபுளோரின், குளோரின், புரோமின், அயோடின் மற்றும் அஸ்டாடின் (அஸ்டடின் ஒரு கதிரியக்க உறுப்பு, கொஞ்சம் படித்தது) ஆகியவை அடங்கும். இவை குழு VII இன் p- கூறுகள் கால அமைப்புடி.ஐ. மெண்டலீவ். வெளிப்புற ஆற்றல் மட்டத்தில், அவற்றின் அணுக்கள் ஒவ்வொன்றும் 7 எலக்ட்ரான்கள் ns2np5 கொண்டிருக்கும். இது அவர்களின் பண்புகளின் பொதுவான தன்மையை விளக்குகிறது.

அவை ஒரு நேரத்தில் ஒரு எலக்ட்ரானை எளிதாக இணைக்கின்றன, ஆக்சிஜனேற்ற நிலையை -1 வெளிப்படுத்துகின்றன. ஹலோஜன்கள் ஹைட்ரஜன் மற்றும் உலோகங்கள் கொண்ட கலவைகளில் இந்த ஆக்சிஜனேற்ற நிலை உள்ளது.

இருப்பினும், ஆலசன் அணுக்கள், ஃவுளூரின் தவிர, நேர்மறை ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகளையும் வெளிப்படுத்தலாம்: +1, +3, +5, +7. ஆக்சிஜனேற்ற டிகிரிகளின் சாத்தியமான மதிப்புகள் மின்னணு அமைப்பால் விளக்கப்படுகின்றன, இது ஃவுளூரின் அணுக்களை வரைபடத்தால் குறிப்பிடலாம்

மிகவும் எலக்ட்ரோநெக்டிவ் தனிமமாக இருப்பதால், ஃப்ளோரின் 2 பி சப்ளெவலுக்கு ஒரு எலக்ட்ரானை மட்டுமே ஏற்க முடியும். இது ஒரு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான் உள்ளது, எனவே ஃவுளூரின் மோனோவலன்ட் மட்டுமே ஆக்சிஜனேற்ற நிலை எப்போதும் -1.

மின்னணு அமைப்புகுளோரின் அணுவானது திட்டத்தால் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது குளோரின் அணுவில், 3p-sublevel இல் ஒரு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான் மற்றும் வழக்கமான (unexcited) நிலையில், குளோரின் இணக்கமற்றது. ஆனால் குளோரின் மூன்றாவது காலகட்டத்தில் இருப்பதால், அது 3d-sublevel இன் மேலும் ஐந்து சுற்றுப்பாதைகளைக் கொண்டுள்ளது, இதில் 10 எலக்ட்ரான்கள் இடமளிக்க முடியும்.

ஃப்ளோரினுக்கு இலவச சுற்றுப்பாதைகள் இல்லை, அதாவது இரசாயன எதிர்வினைகள்அணுவில் இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களைப் பிரிக்க முடியாது. எனவே, ஆலஜன்களின் பண்புகளை கருத்தில் கொள்ளும்போது, ​​ஃப்ளோரின் மற்றும் சேர்மங்களின் பண்புகளை கணக்கில் எடுத்துக்கொள்வது எப்போதும் அவசியம்.

ஹலோஜன்களின் ஹைட்ரஜன் சேர்மங்களின் நீர் தீர்வுகள் அமிலங்கள்: HF - ஹைட்ரோஃப்ளூரிக் (ஹைட்ரோஃப்ளோரிக்), HCl - ஹைட்ரோகுளோரிக் (ஹைட்ரோகுளோரிக்), HBr - ஹைட்ரஜன் புரோமைடு, HI - ஹைட்ரியோடிக்.

குளோரின் (லத்தீன் குளோரம்), Cl, மெண்டலீவின் கால அமைப்பின் VII குழுவின் இரசாயன உறுப்பு, அணு எண் 17, அணு நிறை 35.453; ஆலசன் குடும்பத்தைச் சேர்ந்தது. சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ் (0 ° C, 0.1 MN / m2, அல்லது 1 kgf / cm2) மஞ்சள்-பச்சை வாயு கூர்மையான எரிச்சலூட்டும் வாசனையுடன். இயற்கை குளோரின் இரண்டு நிலையான ஐசோடோப்புகளைக் கொண்டுள்ளது: 35Cl (75.77%) மற்றும் 37Cl (24.23%).

குளோரின் இரசாயன பண்புகள். Cl அணுவின் வெளிப்புற மின்னணு அமைப்பு 3s23p5 ஆகும். இதற்கு இணங்க, சேர்மங்களில் உள்ள குளோரின் ஆக்ஸிஜனேற்ற நிலைகளை வெளிப்படுத்துகிறது -1, +1, +3, +4, +5, +6 மற்றும் +7. அணுவின் கோவலன்ட் ஆரம் 0.99 is, Cl இன் அயனி ஆரம் 1.82 is, குளோரின் அணுவின் எலக்ட்ரானுடன் தொடர்பு 3.65 eV, அயனியாக்கம் ஆற்றல் 12.97 eV.

வேதியியல் ரீதியாக, குளோரின் மிகவும் சுறுசுறுப்பாக உள்ளது, இது கிட்டத்தட்ட அனைத்து உலோகங்களுடனும் (சில ஈரப்பதத்தின் முன்னிலையில் அல்லது வெப்பமடையும் போது) மற்றும் உலோகங்கள் அல்லாதவற்றுடன் (கார்பன், நைட்ரஜன், ஆக்ஸிஜன், மந்த வாயுக்கள் தவிர) இணைந்து, தொடர்புடைய குளோரைடுகளை உருவாக்குகிறது, வினைபுரிகிறது பல சேர்மங்களுடன், நிறைவுற்ற ஹைட்ரோகார்பன்களில் ஹைட்ரஜனை மாற்றுகிறது மற்றும் நிறைவுறா சேர்மங்களுடன் இணைகிறது. குளோரின் ஹைட்ரஜன் மற்றும் உலோகங்களுடன் புரோமின் மற்றும் அயோடினை அவற்றின் கலவைகளிலிருந்து இடம்பெயர்கிறது; இது இந்த உறுப்புகளுடன் குளோரின் சேர்மங்களிலிருந்து ஃவுளூரின் மூலம் இடம்பெயர்கிறது. கார உலோகங்கள்ஈரப்பதத்தின் தடயங்கள் முன்னிலையில், அவை பற்றவைப்புடன் குளோரினுடன் தொடர்பு கொள்கின்றன, பெரும்பாலான உலோகங்கள் உலர்ந்த குளோரினுடன் வினைபுரிந்து குளோரின் வளிமண்டலத்தில் பற்றவைத்து, РCl3 உருவாகிறது, மேலும் குளோரினேஷன் - РСl5; குளோரினுடன் சல்பர் S2Cl2, SCl2 மற்றும் பிற SnClm ஐ சூடாக்கும்போது கொடுக்கிறது. ஆர்சனிக், ஆன்டிமோனி, பிஸ்மத், ஸ்ட்ரோண்டியம், டெல்லூரியம் ஆகியவை குளோரினுடன் தீவிரமாக தொடர்பு கொள்கின்றன. ஹைட்ரஜனுடன் குளோரின் கலவை ஹைட்ரஜன் குளோரைடு உருவாவதோடு நிறமற்ற அல்லது மஞ்சள்-பச்சை சுடர் கொண்டு எரிகிறது (இது ஒரு சங்கிலி எதிர்வினை). க்ளோரின் ஆக்சிஜனுடன் ஆக்சைடுகளை உருவாக்குகிறது: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, அத்துடன் ஹைபோகுளோரைட்டுகள் (ஹைபோகுளோரஸ் அமில உப்புகள்), குளோரைட்டுகள், குளோரேட்டுகள் மற்றும் பெர்க்ளோரேட்டுகள். எல்லாம் ஆக்ஸிஜன் கலவைகள்எளிதில் ஆக்ஸிஜனேற்றக்கூடிய பொருட்களுடன் குளோரின் வெடிக்கும் கலவைகளை உருவாக்குகிறது. நீரில் உள்ள குளோரின் ஹைட்ரோலைஸ் செய்யப்பட்டு, ஹைபோகுளோரஸ் மற்றும் ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலங்களை உருவாக்குகிறது: Cl2 + Н2О = ОClО + lCl. குளிர்ந்த நிலையில் அல்காலிஸின் அக்வஸ் கரைசல்களை குளோரினேட் செய்யும் போது, ​​ஹைபோகுளோரைட்டுகள் மற்றும் குளோரைடுகள் உருவாகின்றன: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, மற்றும் சூடாகும்போது, ​​குளோரேட்டுகள். உலர் கால்சியம் ஹைட்ராக்சைடை குளோரினேஷன் செய்வதன் மூலம், ப்ளீச் பெறப்படுகிறது. அம்மோனியா குளோரினுடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​நைட்ரஜன் ட்ரைக்ளோரைடு உருவாகிறது. கரிம சேர்மங்களின் குளோரினேஷனில், குளோரின் ஹைட்ரஜனை மாற்றுகிறது, அல்லது பல பிணைப்புகளில் பிணைக்கிறது, பல்வேறு குளோரின் கொண்டிருக்கும் கரிம கலவைகள்... குளோரின் மற்ற ஹாலோஜன்களுடன் இன்டர்ஹாலஜன் கலவைகளை உருவாக்குகிறது. ஃப்ளோரைடுகள் ClF, ClF3, ClF3 மிகவும் வினைத்திறன் கொண்டவை; உதாரணமாக, ClF3 வளிமண்டலத்தில் கண்ணாடி கம்பளி தன்னிச்சையாக எரிகிறது. ஆக்ஸிஜன் மற்றும் ஃவுளூரின் கொண்ட குளோரின் கலவைகள் - குளோரின் ஆக்ஸிஃப்ளோரைடுகள்: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 மற்றும் ஃப்ளோரின் பெர்க்ளோரேட் FClO4. ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலம் (ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலம், ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலம், ஹைட்ரஜன் குளோரைடு) - HCl, தண்ணீரில் உள்ள ஹைட்ரஜன் குளோரைட்டின் தீர்வு; வலுவான மோனோபாசிக் அமிலம். நிறமற்ற (தொழில்நுட்ப ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலம் Fe, Cl2, முதலியவற்றின் அசுத்தங்களால் மஞ்சள் நிறமானது), காற்றில் "புகை", காஸ்டிக் திரவம். 20 ° C இல் அதிகபட்ச செறிவு எடையால் 38% ஆகும். ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலத்தின் உப்புகள் குளோரைடுகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

குளோரின் வாயு வெளியீட்டில் வலுவான ஆக்ஸிஜனேற்றிகளுடன் (பொட்டாசியம் பெர்மாங்கனேட், மாங்கனீசு டை ஆக்சைடு) தொடர்பு:

அம்மோனியம் குளோரைட்டின் மிகச்சிறிய படிகங்களைக் கொண்ட அடர்த்தியான வெள்ளை புகையை உருவாக்கும் அம்மோனியாவுடன் தொடர்பு:

ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலத்திற்கும் அதன் உப்பிற்கும் ஒரு தரமான எதிர்வினை என்பது வெள்ளி நைட்ரேட்டுடனான அதன் தொடர்பு ஆகும், இதில் வெள்ளி குளோரைடு ஒரு இரும்பு வீழ்ச்சி உருவாகிறது, நைட்ரிக் அமிலத்தில் கரையாதது:

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