VÄTE: HISTORIA, STRUKTUR, EGENSKAPER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2026

Det väte är ett grundämne som är representerad av symbolen H. Atomen är den minsta av alla och är den ena som startar det periodiska systemet, oavsett var är positionerad. Den består av en färglös gas bestående av diatomära H ₂ -molekyler , inte isolerade H-atomer; som med de ädla gaserna bland andra Han, Ne, Ar.

Av alla element är det kanske det mest emblematiska och enastående, inte bara för dess egenskaper under markbundna eller drastiska förhållanden, utan också för dess enorma överflöd och mångfald av dess föreningar. Väte är en gas, även om den är inert i frånvaro av brand, brandfarlig och farlig; medan vatten, H ₂ O, är det universella och livet lösningsmedel.

Röda cylindrar används för att lagra väte. Källa: Famartin

Väte visar i sig själv inte några visuella särdrag som är värda att beundra, det är helt enkelt en gas som lagras i cylindrar eller röda flaskor. Det är emellertid dess egenskaper och förmåga att binda med alla element, vilket gör väte speciellt. Och allt detta, trots att det bara har en valenselektron.

Om väte inte lagrades i dess respektive cylindrar, skulle det fly ut i rymden medan mycket av det reagerar på stigningen. Och även om den har en mycket låg koncentration i luften som vi andas, utanför jorden och i resten av universum, är det det mest rikliga elementet som finns i stjärnorna och betraktas som dess konstruktionsenhet.

På jorden representerar å andra sidan cirka 10% av dess totala massa. För att visualisera vad detta betyder måste det beaktas att planetens yta praktiskt taget är täckt med hav och att väte finns i mineraler, i råolja och i vilken organisk förening som helst, förutom att de är en del av alla levande varelser.

Precis som kol, har alla biomolekyler (kolhydrater, proteiner, enzymer, DNA, etc.) väteatomer. Därför finns det många källor att utvinna eller producera; dock är det få som verkligen är lönsamma produktionsmetoder.

Historia

Identifiering och namn

Även om Robert Boyle år 1671 bevittnade en gas som bildades när järnfilmer reagerade med syror, var det den brittiska forskaren Henry Cavendish, 1766, som identifierade den som en ny substans; den "brandfarliga luften".

Cavendish fann att när denna förment brandfarliga luft brände, genererades vatten. Baserat på hans arbete och resultat gav den franska kemisten Antoine Lavoisier denna gas namnet väte 1783. Etymologiskt kommer dess betydelse från de grekiska orden 'hydro' och 'gener': bildande vatten.

Elektrolys och bränsle

Strax efter, år 1800, upptäckte de amerikanska forskarna William Nicholson och Sir Anthony Carlisle att vatten kan sönderdelas till väte och syre; de hade hittat elektrolysen av vatten. Senare, 1838, introducerade den schweiziska kemisten Christian Friedrich Schoenbein idén att dra nytta av förbränningen av väte för att generera elektricitet.

Vätternas popularitet var sådan att även författaren Jules Verne hänvisade till det som ett framtidens bränsle i sin bok The Mysterious Island (1874).

Isolering

År 1899 var den skotska kemisten James Dewar den första som isolerade väte som en flytande gas, var han själv som kunde svalna det nog för att få det i sin fasta fas.

Två kanaler

Från denna tidpunkt visar vätehistoria två kanaler. Å ena sidan dess utveckling inom bränslen och batterier; och å andra sidan förståelsen av strukturen i sin atom och hur den representerade elementet som öppnade dörrarna för kvantfysiken.

Struktur och elektronisk konfiguration

Diatomic väte molekyl. Källa: Benjah-bmm27

Väteatomer är mycket små och har endast en elektron för att bilda kovalenta bindningar. När två av dessa atomer gå med, de ger upphov till en tvåatomig molekyl, H ₂ ; detta är molekylär vätgas (toppbild). Varje vit sfär motsvarar en individuell H-atom, och den globala sfären med de molekylära orbitalerna.

Sålunda, väte består i själva verket av mycket liten H ₂ -molekyler som interagerar genom London scattering krafter, eftersom de saknar ett dipolmoment eftersom de är homonuclear. Därför är de mycket "rastlösa" och sprider sig snabbt i rymden eftersom det inte finns tillräckligt starka intermolekylära krafter för att bromsa dem.

Elektronkonfigurationen av väte är helt enkelt 1s ¹ . Denna omloppsbana, 1s, är produkten av att lösa den berömda Schrödinger-ekvationen för väteatomen. I H _2, två 1s orbitaler överlappar för att bilda två molekylära orbitaler: en bindning och den andra anti-bindning, enligt den molekylorbitalteori (TOM).

Dessa orbitaler tillåta eller förklara förekomsten av jonerna H ₂ ⁺ eller H ₂ ^- ; emellertid vätekemi definieras under normala betingelser genom H ₂ eller H ⁺ eller H ^- joner .

Oxidationsnummer

Från elektronkonfigurationen för väte, 1s ¹ , är det mycket lätt att förutsäga dess möjliga oxidationsnummer; med tanke på, naturligtvis, att den högre energi 2-orbitalen inte är tillgänglig för kemiska bindningar. Således, i det basala tillståndet har väte en oxidation antal 0, H ⁰ .

Om den förlorar sin enda elektron, förblir 1-banets orbital tom och vätekatjonen eller jonen, H ⁺ , bildas med stor rörlighet i nästan vilket vätskeformigt medium som helst; särskilt vattnet. I detta fall är dess oxidationsnummer +1.

Och när det motsatta händer, det vill säga att få en elektron, kommer orbitalet nu att ha två elektroner och blir 1s ² . Då blir oxidationsantalet -1 och motsvarar hydridanjonen, H ^- . Det är värt att notera att H ^- är isoelektronisk för den ädelgas helium, He; det vill säga båda arter har samma antal elektroner.

Sammanfattningsvis oxidationstal för väte är: 1, 0 och -1 och molekylen av H ₂ har som har två väteatomer H ⁰ .

faser

Den föredragna fasen av väte, åtminstone under markbundna förhållanden, är den gasformiga fasen på grund av de tidigare utsatta skälen. Men när temperaturen minskar i storleksordningen -200 ºC, eller om trycket ökar hundratusentals gånger det atmosfäriska, kan vätet kondensera eller kristallisera i en flytande eller fast fas.

Under dessa betingelser, H ₂ -molekyler kan inriktas på olika sätt för att definiera strukturella mönster. Londons spridningskrafter blir nu mycket riktade och därför visas geometrier eller symmetrier antagna av H _2- par .

Till exempel, två par H ₂ , är det att lika med skrivning (H ₂ ) ₂ definierar en symmetrisk eller asymmetrisk kvadrat. Under tiden, tre H ₂ , eller (H ₂ ) ₃ paren definierar en hexagon, som liknar dem av kol i grafitkristaller. I själva verket är denna hexagonala fas den huvudsakliga eller mest stabila fasen för fast väte.

Men tänk om det fasta ämnet inte består av molekyler utan av H-atomer? Då skulle vi ta itu med metalliskt väte. Dessa H-atomer, som påminner om de vita sfärerna, kan definiera både en flytande fas och ett metalliskt fast ämne.

Egenskaper

Fysiskt utseende

Väte är en färglös, luktfri och smaklös gas. Därför utgör en läcka risken för explosion.

Kokpunkt

-253 ° C

Smältpunkt

-259 ° C

Flampunkt och stabilitet

Det exploderar vid praktiskt taget vilken temperatur som helst om det finns en gnista eller värmekälla nära gasen, även solsken kan antända väte. Men så länge det är väl förvarat är det en dåligt reaktiv gas.

Densitet

0,082 g / L. Det är 14 gånger lättare än luft.

löslighet

1,62 mg / l vid 21 ºC i vatten. Det är generellt sett olösligt i de flesta vätskor.

Ångtryck

1,24 · 10 ⁶ mm Hg vid 25 ° C Detta värde ger en uppfattning om hur stängda vätecylindrarna måste vara för att förhindra gas från att komma ut.

Autoignitionstemperatur

560v ° C

Elektronnegativitet

2.20 på Pauling-skalan.

Förbränningsvärme

-285,8 kJ / mol.

Förångningsvärme

0,90 kJ / mol.

Smältvärme

0,177 kJ / mol.

isotoper

Den ”normala” väteatom är protium, ¹ H, som utgör ca 99,985% av väte. De andra två isotoper för detta element är deuterium, ² H, och tritium, ³ H. Dessa skiljer sig i antalet neutroner; deuterium har en neutron, medan tritium har två.

Snurr isomerer

Det finns två typer av molekylärt väte, H ₂ : orto och para. I den första är de två snurrarna (av protonen) på H-atomerna orienterade i samma riktning (de är parallella); medan i den andra är de två snurrarna i motsatta riktningar (de är antiparallella).

Väte-para är den mer stabila av de två isomererna; Men när temperaturen ökar blir orto: para-förhållandet 3: 1, vilket betyder att väte-orto-isomeren dominerar över den andra. Vid mycket låga temperaturer (avlägsen nära absolut noll, 20K), kan man få rena väte-paraprover.

Nomenklatur

Nomenklaturen för att hänvisa till väte är en av de enklaste; även om det inte är på samma sätt för dess oorganiska eller organiska föreningar. H ₂ kan anropas av följande namn i tillägg till 'väte':

-Molekylärt väte

-Dihydrogen

-Diatomisk vätemolekyl.

För H ⁺ -jonerna är deras namn proton eller vätejon; och om det är i ett vattenhaltigt medium, H ₃ O ⁺ , hydronium katjon. Medan H ^- jon är hydrid anjon.

Väteatomen

Väteatomen representerad av Bohrs planetmodell. Källa: Pixabay.

Väteatomen är den enklaste av alla och representeras normalt som på bilden ovan: en kärna med en enda proton (för ¹ H), omgiven av en elektron som drar en bana. Alla atombanor för de andra elementen i det periodiska systemet har konstruerats och uppskattats på denna atom.

En mer trogen representation för den nuvarande förståelsen av atomer skulle vara den för en sfär vars periferi definieras av elektronens och sannolikhetsmoln för elektronen (dess 1s orbital).

Var man hittar och producerar

Ett fält av stjärnor: en outtömlig källa till väte. Källa: Pixabay.

Väte är, men kanske i mindre grad jämfört med kol, det kemiska elementet som utan tvekan kan sägas vara överallt; i luften, som utgör en del av vattnet som fyller hav, hav och våra kroppar, i råolja och mineraler, såväl som i de organiska föreningar som samlas för att ge liv.

Skanna bara alla bibliotek med föreningar för att hitta väteatomer i dem.

Frågan är inte så mycket, men hur den är närvarande. Exempelvis molekylen H ₂ är så flyktiga och reaktiva i förekomsten av solljus, vilket är mycket lågt i atmosfären; därför reagerar den för att ansluta sig till andra element och därmed få stabilitet.

Medan högre uppe i kosmos finns väte främst som neutrala atomer, H.

I själva verket betraktas väte i sin metalliska och kondenserade fas som en byggnadsenhet för stjärnor. Eftersom det finns oändliga mängder av dem och på grund av dess robusthet och kolossala dimensioner, gör de detta element till det vanligaste i hela universumet. Det uppskattas att 75% av det kända materialet motsvarar väteatomer.

naturlig

Att samla väteatomer i rymden låter opraktiskt och extraherar dem från solens periferier, eller nebulosor, som inte kan nås. På jorden, där dess villkor tvinga detta element att existera som H ₂ , kan den framställas genom naturliga eller geologiska processer.

Till exempel har väte en egen naturlig cykel där vissa bakterier, mikrober och alger kan generera det genom fotokemiska reaktioner. Skalningen av naturliga processer och parallellt med dessa inkluderar användningen av bioreaktorer, där bakterier matar på kolväten för att frigöra vätet som finns i dem.

Levande saker är också väteproducenter, men i mindre grad. Om detta inte var fallet, skulle det inte vara möjligt att förklara hur det utgör en av gasformiga komponenter i flatulens; som alltför har visat sig vara brandfarligt.

Slutligen är det värt att nämna att under anaeroba förhållanden (utan syre), till exempel i underjordiska lager, kan mineraler reagera långsamt med vatten för att producera väte. Fayitelas reaktion bevisar det:

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

Industriell

Även om bioväte är ett alternativ för att generera denna gas i industriell skala, de mest använda metoderna består praktiskt taget av "ta bort" vätet från de föreningar som innehåller det, så att dess atomer förenas och bilda H ₂ .

De minst miljövänliga metoderna för att producera den är genom att reagera koks (eller kol) med överhettad ånga:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

På samma sätt har naturgas använts för detta ändamål:

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

Och eftersom mängderna koks eller naturgas är stora är det lönsamt att producera väte genom någon av dessa två reaktioner.

En annan metod för att erhålla väte är att applicera en elektrisk urladdning på vatten för att bryta det ned i dess elementdelar (elektrolys):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

På laboratoriet

Molekylärt väte kan framställas i små mängder i vilket laboratorium som helst. För att göra detta måste en aktiv metall reageras med en stark syra, antingen i en bägare eller i ett provrör. Den observerbara bubblan är ett tydligt tecken på vätebildning, representerad av följande allmänna ekvation:

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

Där n är metallens valens. Till exempel, magnesium reagerar med H ⁺ för att producera H ₂ :

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

reaktioner

redox

Oxidationsnumren ger i sig en första inblick i hur väte deltar i kemiska reaktioner. H ₂ när man reagerar kan förbli oförändrad eller delas upp i H ⁺ eller H ^- joner beroende på vilken art den binder till; om de är mer eller mindre elektronegativa än det.

H ₂ är inte särskilt reaktiv på grund av styrkan i dess kovalent bindning, HH; emellertid är detta inte ett absolut hinder för att reagera och bilda föreningar med nästan alla element på det periodiska systemet.

Den mest kända reaktionen är med syrgas för att producera vattenångor:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Och sådan är dess affinitet för syre för att bilda den stabila vattenmolekylen, att den till och med kan reagera med den som en O ^2- anjon i vissa metalloxider:

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

Silveroxid reagerar också eller reduceras med samma reaktion:

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

Dessa vätreaktioner motsvarar redoxtypen. Det vill säga reduktion-oxidation. Väte oxiderar både i närvaro av syre och av metalloxider av metaller som är mindre reaktiva än det; till exempel koppar, silver, volfram, kvicksilver och guld.

Absorption

Vissa metaller kan absorbera vätgas för att bilda metallhydrider, som anses vara legeringar. Exempelvis absorberar övergångsmetaller såsom palladium betydande mängder H2 _, vilket liknar metallsvampar.

Samma sak händer med mer komplexa metalllegeringar. På detta sätt kan väte lagras på andra sätt än dess cylindrar.

Tillägg

Organiska molekyler kan också "absorbera" väte genom olika molekylära mekanismer och / eller interaktioner.

För metaller, H ₂ -molekyler är omgivna av metallatomer i sina kristaller; medan i organiska molekyler bryts HH-bindningen för att bilda andra kovalenta bindningar. I en mer formaliserad mening: väte absorberas inte utan läggs till strukturen.

Det klassiska exemplet är tillsatsen av H ₂ till dubbel- eller trippelbindning av alkener eller alkyner, respektive:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Dessa reaktioner kallas också hydrering.

Hydridbildning

Väte reagerar direkt med element och bildar en familj av kemiska föreningar som kallas hydrider. De är huvudsakligen av två typer: saltlösning och molekylär.

På samma sätt finns det metallhydriderna, som består av de metalllegeringar som redan nämnts när dessa metaller absorberar vätgas; och de polymera, med nätverk eller kedjor av bindningar EH, där E betecknar det kemiska elementet.

Salin

I saltlösningar deltar väte i jonbindning som hydridanjonen, H ^- . För att detta ska bildas måste elementet nödvändigtvis vara mindre elektroniskt negativt; annars skulle det inte ge upp sina elektroner till väte.

Därför bildas salthydrider endast när väte reagerar med mycket elektropositiva metaller, såsom alkali och jordalkalimetaller.

Till exempel reagerar väte med metalliskt natrium för att producera natriumhydrid:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Eller med barium för att producera bariumhydrid:

Ba (s) + H ₂ (g) → Bah ₂ (s)

Molekyl

Molekylära hydrider är ännu bättre kända än joniska. De kallas också vätehalogenider, HX, när väte reagerar med en halogen:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Här deltar väte i den kovalenta bindningen som H ⁺ ; eftersom skillnaderna mellan elektronegativiteterna mellan båda atomerna inte är så stora.

Vatten i sig kan betraktas som en syrehydrid (eller väteoxid), vars formationsreaktion redan har diskuterats. Reaktionen med svavel är mycket lik att ge vätesulfid, en illaluktande gas:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Men av alla molekylära hydrider är den mest kända (och kanske den svåraste att syntetisera) ammoniak:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

tillämpningar

I föregående avsnitt behandlades en av de viktigaste användningarna av väte: som ett råmaterial för utveckling av syntes, oorganiskt eller organiskt. Att kontrollera denna gas har vanligtvis inget annat syfte än att få den att reagera för att skapa andra föreningar än de som den extraherades från.

Råmaterial

- Det är ett av reagensen för syntes av ammoniak, som i sin tur har oändliga industriella tillämpningar, med början med gödselproduktion, även som ett material för kvävehaltiga läkemedel.

- Det är avsett att reagera med kolmonoxid och därmed massivt producera metanol, ett reagens som är mycket viktigt i biobränslen.

Reduktionsmedel

- Det är ett reduktionsmedel för vissa metalloxider, varför det används i metallurgisk reduktion (redan förklarat när det gäller koppar och andra metaller).

- Minska fett eller oljor för att producera margarin.

Oljeindustri

I oljeindustrin används väte för att "hydrotreat" råolja i raffineringsprocesser.

Till exempel försöker den fragmentera stora och tunga molekyler till små molekyler med större efterfrågan på marknaden (hydrokrackning); frigör metallerna fångade i petroporfyrinburarna (hydrodemetalisering); avlägsna svavelatomer som H ₂ S (hydrodesulfurisering); eller minska dubbelbindningar för att skapa paraffinrika blandningar.

Bränsle

Vätet i sig är ett utmärkt bränsle för raketer eller rymdfarkoster, eftersom små mängder av det, när de reagerar med syre, släpper enorma mängder värme eller energi.

I mindre skala används denna reaktion för att designa väteceller eller batterier. Men dessa celler möter svårigheterna med att inte kunna lagra denna gas korrekt; och utmaningen att bli helt oberoende av att bränna fossila bränslen.

På den positiva sidan släpper väte som används som bränsle endast vatten; istället för gaser som representerar föroreningar för atmosfären och ekosystemen.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui och Yanming Ma. (Nd). Rumstemperaturstrukturer av fast väte vid höga tryck. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, Kina.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Flytande metalliskt väte: En byggsten för den flytande solen. Institutionen för radiologi, Ohio State University, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, USA.
4. Bodner-gruppen. (Sf). Vetterns kemi. Återställdes från: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Väte. Återställd från: en.wikipedia.org
6. Väte Europa. (2017). Väteapplikationer. Återställs från: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Väte: Egenskaper och förekomst. Studie. Återställd från: study.com
8. Jonas James. (4 januari 2009). Vätehistoria. Återställd från: altenergymag.com