WATERSTOF: GESCHIEDENIS, STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN EN TOEPASSINGEN - CHEMIE - 2025

De waterstof is een chemisch element dat wordt weergegeven door het symbool H. Het atoom is het kleinste van allemaal en is degene die het periodiek systeem begint, ongeacht waar het zich bevindt. Het bestaat uit een kleurloos gas bestaande uit twee atomen H ₂ moleculen , die niet H voorstelt; net als bij de edelgassen He, Ne, Ar, onder anderen.

Van alle elementen is het misschien wel het meest karakteristieke en opmerkelijke, niet alleen vanwege zijn eigenschappen in aardse of drastische omstandigheden, maar ook vanwege zijn immense overvloed en verscheidenheid aan verbindingen. Waterstof is een gas, hoewel inert bij afwezigheid van vuur, brandbaar en gevaarlijk; terwijl water, H ₂ O, het universele en levensoplosmiddel is.

Rode cilinders die worden gebruikt om waterstof op te slaan. Bron: Famartin

Op zichzelf vertoont waterstof geen visuele bijzonderheid die bewondering verdient, omdat het gewoon een gas is dat wordt opgeslagen in cilinders of rode flessen. Het zijn echter de eigenschappen en het vermogen om te binden met alle elementen die waterstof speciaal maken. En dit alles, ondanks het feit dat het maar één valentie-elektron heeft.

Als waterstof niet in zijn respectievelijke cilinders zou worden opgeslagen, zou het de ruimte in ontsnappen terwijl veel ervan reageert op de opstijging. En hoewel het een zeer lage concentratie heeft in de lucht die we inademen, buiten de aarde en in de rest van het heelal, is het het meest voorkomende element dat in de sterren wordt aangetroffen en wordt beschouwd als zijn constructie.

Op aarde vertegenwoordigt het daarentegen ongeveer 10% van zijn totale massa. Om te visualiseren wat dit betekent, moet worden bedacht dat het oppervlak van de planeet praktisch bedekt is met oceanen en dat waterstof wordt aangetroffen in mineralen, in ruwe olie en in elke organische verbinding, naast dat het deel uitmaakt van alle levende wezens.

Net als koolstof hebben alle biomoleculen (koolhydraten, eiwitten, enzymen, DNA, enz.) Waterstofatomen. Daarom zijn er veel bronnen om het te extraheren of te produceren; er zijn er echter maar weinig die echt winstgevende productiemethoden vertegenwoordigen.

Geschiedenis

Identificatie en naam

Hoewel Robert Boyle in 1671 voor het eerst getuige was van een gas dat werd gevormd toen ijzervijlsel reageerde met zuren, was het in 1766 de Britse wetenschapper Henry Cavendish die het als een nieuwe stof identificeerde; de "brandbare lucht".

Cavendish ontdekte dat wanneer deze zogenaamd brandbare lucht verbrandde, er water werd gegenereerd. Op basis van zijn werk en resultaten gaf de Franse chemicus Antoine Lavoisier dit gas in 1783 de naam waterstof. Etymologisch is de betekenis ervan afgeleid van de Griekse woorden 'hydro' en 'genen': watervorming.

Elektrolyse en brandstof

Kort daarna, in 1800, ontdekten Amerikaanse wetenschappers William Nicholson en Sir Anthony Carlisle dat water kan ontbinden in waterstof en zuurstof; ze hadden de elektrolyse van water ontdekt. Later, in 1838, introduceerde de Zwitserse chemicus Christian Friedrich Schoenbein het idee om te profiteren van de verbranding van waterstof om elektriciteit op te wekken.

De populariteit van waterstof was zo groot dat zelfs de schrijver Jules Verne het in zijn boek The Mysterious Island (1874) noemde als brandstof van de toekomst.

Isolatie

In 1899 was de Schotse chemicus James Dewar de eerste die waterstof isoleerde als een vloeibaar gas, omdat hij zelf degene was die het voldoende kon afkoelen om het in zijn vaste fase te verkrijgen.

Twee kanalen

Vanaf dit punt presenteert de geschiedenis van waterstof twee kanalen. Enerzijds de ontwikkeling ervan op het gebied van brandstoffen en batterijen; en aan de andere kant het begrip van de structuur van het atoom en hoe het het element vertegenwoordigde dat de deuren opende naar de kwantumfysica.

Structuur en elektronische configuratie

Diatomisch waterstofmolecuul. Bron: Benjah-bmm27

Waterstofatomen zijn erg klein en hebben maar één elektron om covalente bindingen te vormen. Wanneer twee van deze atomen samenkomen, geven ze aanleiding tot een diatomisch molecuul, H ₂ ; dit is moleculair waterstofgas (bovenste afbeelding). Elke witte bol komt overeen met een individueel H-atoom en de globale bol met de moleculaire orbitalen.

Aldus waterstof bestaat in feite uit zeer kleine H ₂ moleculen die interageren via London verstrooiing krachten, omdat ze missen een dipoolmoment omdat ze homonucleair. Daarom zijn ze erg "rusteloos" en verspreiden ze zich snel in de ruimte omdat er niet sterk genoeg intermoleculaire krachten zijn om ze te vertragen.

De elektronenconfiguratie van waterstof is simpelweg 1s ¹ . Deze orbitaal, 1s, is het product van het oplossen van de beroemde Schrödingervergelijking voor het waterstofatoom. In H _2, overlappen twee 1s orbitalen twee moleculaire orbitalen vormen: een binding en de andere anti-binding volgens de molecuulorbitaaltheorie (TOM).

Deze orbitalen staan ​​of verklaren het bestaan ​​van de ionen H ₂ ⁺ of H ₂ ^- ; echter waterstof chemisch gedefinieerd onder normale omstandigheden door H ₂ en H ⁺ of H ^- ionen .

Oxidatienummers

Vanuit de elektronenconfiguratie voor waterstof, 1s ¹ , is het heel gemakkelijk om de mogelijke oxidatiegetallen te voorspellen; rekening houdend met het feit dat de 2s-orbitaal met hogere energie niet beschikbaar is voor chemische bindingen. Dus in de basale toestand heeft waterstof een oxidatiegetal van 0, H ⁰ .

Als het zijn enige elektron verliest, blijft de 1s-orbitaal leeg en wordt het waterstofkation of -ion, H ⁺ , met grote mobiliteit gevormd in bijna elk vloeibaar medium; vooral het water. In dit geval is het oxidatiegetal +1.

En als het tegenovergestelde gebeurt, dat wil zeggen, een elektron winnen, zal de orbitaal nu twee elektronen hebben en 1s ^{2 worden} . Dan wordt het oxidatiegetal -1, en komt overeen met het hydride-anion, H ^- . Het is vermeldenswaard dat H ^- iso-elektronisch is voor het edelgas helium, He; dat wil zeggen, beide soorten hebben hetzelfde aantal elektronen.

Samengevat, de oxidatiegetallen waterstof zijn: 1, 0 en -1 en het molecuul H ₂ heeft als hebbende twee waterstofatomen H ⁰ .

Fasen

De voorkeursfase van waterstof, althans onder aardse omstandigheden, is de gasvormige fase, vanwege de eerder blootgestelde redenen. Wanneer de temperatuur echter in de orde van -200 ° C daalt, of als de druk honderdduizenden keren hoger is dan de atmosferische druk, kan waterstof condenseren of kristalliseren tot respectievelijk een vloeibare of vaste fase.

Onder deze omstandigheden, H ₂ moleculen kunnen worden afgestemd op verschillende manieren structurele patronen definiëren. The London verstrooiing krachten inmiddels sterk gerichte en daarom geometrieën of symmetrieën door H aangenomen ₂ paren verschijnen .

Bijvoorbeeld, twee paar H ₂ , het is dat gelijk aan schrijven (H ₂ ) ₂ een symmetrisch of asymmetrisch vierkant definiëren. Ondertussen, drie H ₂ , of (H ₂ ) ₃ pairs definiëren een zeshoek, vergelijkbaar met de koolstof in grafietkristallen. In feite is deze hexagonale fase de belangrijkste of meest stabiele fase voor vaste waterstof.

Maar wat als de vaste stof niet uit moleculen maar uit H-atomen bestond? Dan hadden we te maken met metallische waterstof. Deze H-atomen, die doen denken aan de witte bollen, kunnen zowel een vloeibare fase als een metalen vaste stof definiëren.

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Waterstof is een kleurloos, reukloos en smaakloos gas. Daarom vormt het hebben van een lek een explosiegevaar.

Kookpunt

-253 ° C.

Smeltpunt

-259 ° C.

Vlampunt en stabiliteit

Het explodeert bij vrijwel elke temperatuur als er een vonk of warmtebron in de buurt van het gas is, zelfs zonlicht kan waterstof doen ontbranden. Zolang het echter goed wordt opgeslagen, is het een slecht reactief gas.

Dichtheid

0,082 g / L. Het is 14 keer lichter dan lucht.

Oplosbaarheid

1,62 mg / L bij 21 ºC in water. Het is in het algemeen onoplosbaar in de meeste vloeistoffen.

Dampdruk

1,24 · 10 ⁶ mmHg bij 25 ° C Deze waarde geeft een idee van hoe gesloten de waterstofcilinders moeten zijn om te voorkomen dat er gas ontsnapt.

Zelfontbranding temperatuur

560v ° C.

Elektronegativiteit

2,20 op de schaal van Pauling.

Verbrandingswarmte

-285,8 kJ / mol.

Warmte van verdamping

0,90 kJ / mol.

Warmte van fusie

0,117 kJ / mol.

Isotopen

Het "normale" waterstofatoom is protium, ¹ H, dat ongeveer 99,985% van waterstof uitmaakt. De andere twee isotopen voor dit element zijn deuterium, ² H en tritium, ³ H. Deze verschillen in het aantal neutronen; deuterium heeft één neutron, terwijl tritium er twee heeft.

Draai isomeren

Er zijn twee types moleculaire waterstof, H ₂ : ortho en para. In de eerste zijn de twee spins (van het proton) van de H-atomen in dezelfde richting georiënteerd (ze zijn parallel); terwijl in de tweede, de twee spins in tegengestelde richting zijn (ze zijn antiparallel).

Waterstof-para is de meest stabiele van de twee isomeren; Maar naarmate de temperatuur stijgt, wordt de ortho: para-verhouding 3: 1, wat betekent dat het waterstof-ortho-isomeer de overhand heeft boven het andere. Bij zeer lage temperaturen (op afstand dicht bij het absolute nulpunt, 20K) kunnen zuivere waterstof-para-monsters worden verkregen.

Nomenclatuur

De nomenclatuur om naar waterstof te verwijzen is een van de eenvoudigste; hoewel het niet hetzelfde is voor zijn anorganische of organische verbindingen. H ₂ kan naast 'waterstof' worden aangeroepen met de volgende namen:

-Moleculaire waterstof

-Dikstof

-Diatomisch waterstofmolecuul.

Voor het H ⁺ ion zijn hun namen proton of waterstofion; en als het in een waterig medium, H ₃ O ⁺ , hydronium kation. Terwijl het H ^- ion het hydride-anion is.

Het waterstofatoom

Het waterstofatoom voorgesteld door Bohr's planetaire model. Bron: Pixabay.

Het waterstofatoom is het eenvoudigste van allemaal en wordt normaal weergegeven zoals in de afbeelding hierboven: een kern met een enkel proton (voor ¹ H), omgeven door een elektron dat een baan trekt. Alle atomaire orbitalen voor de andere elementen van het periodiek systeem zijn op dit atoom geconstrueerd en geschat.

Een meer getrouwe weergave van het huidige begrip van atomen zou die van een bol zijn waarvan de periferie wordt bepaald door het elektron en de probabilistische wolk van het elektron (zijn 1s-orbitaal).

Waar te vinden en productie

Een sterrenveld: onuitputtelijke bron van waterstof. Bron: Pixabay.

Waterstof is, hoewel misschien in mindere mate vergeleken met koolstof, het chemische element waarvan zonder twijfel kan worden gezegd dat het overal aanwezig is; in de lucht, die deel uitmaken van het water dat de zeeën, oceanen en ons lichaam vult, in ruwe olie en mineralen, en ook in de organische verbindingen die worden verzameld om leven te creëren.

Schuim gewoon een bibliotheek met verbindingen door om er waterstofatomen in te vinden.

De vraag is niet zozeer hoeveel, maar hoe het aanwezig is. Bijvoorbeeld het molecuul H ₂ is zo vluchtig en reactief in de incidentie van zonlicht, wat erg laag in de atmosfeer; daarom reageert het om zich bij andere elementen aan te sluiten en zo stabiliteit te krijgen.

Hoewel waterstof hoger in de kosmos voornamelijk wordt aangetroffen als neutrale atomen, wordt H.

In feite wordt waterstof in zijn metallische en gecondenseerde fase beschouwd als de bouweenheid van sterren. Omdat er onmetelijke hoeveelheden van zijn en, vanwege zijn robuustheid en kolossale afmetingen, maken ze dit element het meest voorkomende element in het hele universum. Geschat wordt dat 75% van de bekende materie overeenkomt met waterstofatomen.

natuurlijk

Het verzamelen van de losse waterstofatomen in de ruimte klinkt onpraktisch en het extraheren van deze uit de periferieën van de zon, of nevels, is onbereikbaar. Op aarde, waarbij de toestand dwingt dit element te bestaan als H ₂ , kan het worden gevormd door natuurlijke of geologische processen.

Waterstof heeft bijvoorbeeld zijn eigen natuurlijke cyclus waarin bepaalde bacteriën, microben en algen het kunnen genereren door middel van fotochemische reacties. De schaalvergroting van natuurlijke processen en parallel daaraan omvat het gebruik van bioreactoren, waar bacteriën zich voeden met koolwaterstoffen om de waterstof die ze bevatten vrij te maken.

Levende wezens zijn ook waterstofproducenten, maar in mindere mate. Als dit niet het geval was, zou het niet mogelijk zijn uit te leggen hoe het een van de gasvormige componenten van winderigheid is; waarvan overdreven bewezen is dat ze ontvlambaar zijn.

Tenslotte moet nog worden vermeld dat onder anaërobe omstandigheden (zonder zuurstof), bijvoorbeeld in ondergrondse lagen, mineralen langzaam kunnen reageren met water om waterstof te produceren. Fayelita's reactie bewijst het:

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

Industrieel

Hoewel biowaterstof is een alternatief voor deze gassen genereren op industriële schaal, de meest gebruikte methoden vrijwel bestaan uit “verwijderen” de waterstof uit de verbindingen die zij bevatten, zodat de atomen verenigen en vorm H ₂ .

De minst milieuvriendelijke methode om het te produceren is door cokes (of houtskool) te laten reageren met oververhitte stoom:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Evenzo is voor dit doel aardgas gebruikt:

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

En omdat de hoeveelheden cokes of aardgas enorm zijn, is het winstgevend om waterstof te produceren door een van deze twee reacties.

Een andere methode om waterstof te verkrijgen, is door een elektrische ontlading op water aan te brengen om het op te splitsen in zijn elementaire delen (elektrolyse):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Op het laboratorium

Moleculaire waterstof kan in elk laboratorium in kleine hoeveelheden worden bereid. Om dit te doen, moet een actief metaal worden omgezet met een sterk zuur, hetzij in een bekerglas of in een reageerbuis. Het waarneembare borrelen is een duidelijk teken van waterstofvorming, weergegeven door de volgende algemene vergelijking:

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

Waar n de valentie van het metaal is. Magnesium reageert bijvoorbeeld met H ⁺ om H ₂ te produceren :

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

Reacties

Redox

De oxidatiecijfers op zichzelf bieden een eerste glimp van hoe waterstof deelneemt aan chemische reacties. H ₂ wanneer omzetting kan ongewijzigd blijven, of gesplitst in de H ⁺ of H ^- ionen afhankelijk van welke soort het bindt met; als ze meer of minder elektronegatief zijn dan het.

H ₂ is niet zeer reactief als gevolg van de sterkte van de covalente binding, HH; dit is echter geen absolute belemmering om te reageren en verbindingen te vormen met bijna alle elementen op het periodiek systeem.

De bekendste reactie is met die van zuurstofgas om waterdampen te produceren:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

En zo is zijn affiniteit voor zuurstof om het stabiele watermolecuul te vormen, dat het er zelfs mee kan reageren als een O ^2- anion in bepaalde metaaloxiden:

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

Zilveroxide reageert ook of wordt "gereduceerd" door dezelfde reactie:

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

Deze waterstofreacties komen overeen met het redox-type. Dat wil zeggen reductie-oxidatie. Waterstof oxideert zowel in aanwezigheid van zuurstof als van de metaaloxiden van metalen die minder reactief zijn dan het; bijvoorbeeld koper, zilver, wolfraam, kwik en goud.

Absorptie

Sommige metalen kunnen waterstofgas absorberen om metaalhydriden te vormen, die als legeringen worden beschouwd. Overgangsmetalen zoals palladium absorberen bijvoorbeeld aanzienlijke hoeveelheden H2 _, vergelijkbaar met metalen sponzen.

Hetzelfde gebeurt met meer complexe metaallegeringen. Op deze manier kan waterstof op andere manieren dan zijn cilinders worden opgeslagen.

Toevoeging

Organische moleculen kunnen ook waterstof "absorberen" via verschillende moleculaire mechanismen en / of interacties.

Metalen, H ₂ moleculen worden omgeven door metaalatomen in hun kristallen; terwijl in organische moleculen de HH-binding breekt om andere covalente bindingen te vormen. In meer geformaliseerde zin: waterstof wordt niet opgenomen, maar aan de structuur toegevoegd.

Het klassieke voorbeeld is de toevoeging van H ₂ met een dubbele of driedubbele binding van alkenen of alkynen, respectievelijk:

C = C + H ₂ → HCCH

C≡C + H ₂ → HC = CH

Deze reacties worden ook wel hydrogenering genoemd.

Hydridevorming

Waterstof reageert direct met elementen om een ​​familie van chemische verbindingen te vormen die hydriden worden genoemd. Ze zijn voornamelijk van twee soorten: zoutoplossing en moleculair.

Evenzo zijn er de metaalhydriden, die bestaan ​​uit de reeds genoemde metaallegeringen wanneer deze metalen waterstofgas absorberen; en de polymere, met netwerken of ketens van bindingen EH, waarbij E staat voor het chemische element.

Zoutoplossing

In zoute hydriden neemt waterstof deel aan ionische binding als het hydride-anion, H ^- . Om dit te vormen, moet het element noodzakelijkerwijs minder elektronegatief zijn; anders zou het zijn elektronen niet opgeven voor waterstof.

Daarom worden zouthydriden alleen gevormd wanneer waterstof reageert met sterk elektropositieve metalen, zoals alkali- en aardalkalimetalen.

Waterstof reageert bijvoorbeeld met metallisch natrium om natriumhydride te produceren:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Of met barium om bariumhydride te produceren:

Ba (s) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

Moleculair

Moleculaire hydriden zijn zelfs beter bekend dan ionische. Ze worden ook waterstofhalogeniden, HX, genoemd wanneer waterstof reageert met een halogeen:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Hier neemt waterstof deel aan de covalente binding als H ⁺ ; aangezien de verschillen tussen de elektronegativiteiten tussen beide atomen niet erg groot zijn.

Water zelf kan worden beschouwd als een zuurstofhydride (of waterstofoxide), waarvan de vormingsreactie al is besproken. De reactie met zwavel lijkt sterk op waterstofsulfide, een stinkend gas:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Maar van alle moleculaire hydriden is ammoniak de meest bekende (en misschien wel het moeilijkst te synthetiseren):

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Toepassingen

In de vorige paragraaf kwam al een van de belangrijkste toepassingen van waterstof aan de orde: als grondstof voor de ontwikkeling van synthese, anorganisch of organisch. Het beheersen van dit gas heeft meestal geen ander doel dan het te laten reageren om andere verbindingen te creëren dan die waaruit het werd gewonnen.

Grondstof

- Het is een van de reagentia voor de synthese van ammoniak, dat op zijn beurt eindeloze industriële toepassingen kent, te beginnen met de productie van meststoffen, zelfs als materiaal om medicijnen te stikstofateren.

- Het is bedoeld om te reageren met koolmonoxide en zo massaal methanol te produceren, een reagens dat zeer belangrijk is in biobrandstoffen.

Reductiemiddel

- Het is een reductiemiddel voor bepaalde metaaloxiden, dus het wordt gebruikt bij metallurgische reductie (al uitgelegd in het geval van koper en andere metalen).

- Verminder vetten of oliën om margarine te produceren.

Olie industrie

In de olie-industrie wordt waterstof gebruikt om ruwe olie "met waterstof te behandelen" in raffinageprocessen.

Het probeert bijvoorbeeld grote en zware moleculen te fragmenteren in kleine moleculen met een grotere vraag op de markt (hydrocracking); laat de metalen los die in de petroporfyrinekooien zijn gevangen (hydrodemetallisatie); Verwijder zwavelatomen als H ₂ S (hydro); of verminder dubbele bindingen om paraffinerijke mengsels te creëren.

Brandstof

Waterstof is zelf een uitstekende brandstof voor raketten of ruimtevaartuigen, aangezien kleine hoeveelheden ervan, wanneer ze met zuurstof reageren, enorme hoeveelheden warmte of energie vrijgeven.

Op kleinere schaal wordt deze reactie gebruikt om waterstofcellen of -batterijen te ontwerpen. Deze cellen ondervinden echter de moeilijkheden dat ze dit gas niet goed kunnen opslaan; en de uitdaging om volledig onafhankelijk te worden van het verbranden van fossiele brandstoffen.

Aan de positieve kant komt bij waterstof dat als brandstof wordt gebruikt alleen water vrij; in plaats van gassen die een vervuilingsmiddel vormen voor de atmosfeer en ecosystemen.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui en Yanming Ma. (Nd). Kamertemperatuurstructuren van vaste waterstof bij hoge drukken. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, China.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Vloeibaar metallisch waterstof: een bouwsteen voor de vloeibare zon. Afdeling Radiologie, The Ohio State University, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, VS.
4. De Bodner Group. (sf). De chemie van waterstof. Hersteld van: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Waterstof. Hersteld van: en.wikipedia.org
6. Waterstof Europa. (2017). Waterstoftoepassingen. Opgehaald van: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Waterstof: eigenschappen en voorkomen. Studie. Hersteld van: study.com
8. Jonas James. (4 januari 2009). De geschiedenis van waterstof. Hersteld van: altenergymag.com