A hidrogén

A hidrogén

A hidrogén a mindössze két elemből álló első periódusban található.

Atomszerkezete

• 
  Vegyértékelektronok száma egy, 1s¹.
  
• 
  Elektronegativitása: EN=2,1, a nemfémek között a legkisebb.
  
• 
  Mivel csak egy elektronnal rendelkezik és elektronhéja két elektronnal telítődik (1s²), a hidrogénatom egy elektron felvételével vagy leadásával egyaránt ionná alakulhat, így pozitív töltésű hidrogénion (proton; H⁺), illetve negatív töltésű hidridion (H^-) képződik.
  
• 
  Elektronhéján csak egy elektron számára van hely, ezért csak egy kovalens (szigma) kötést létesíthet.
  

A természetes hidrogén három izotóp keveréke, ezek a túlnyomó többségben előforduló 1-es tömegszámú prócium (azaz a hidrogén) , a kettes tömegszámú nehézhidrogén vagy deutérium = D (deuteron = "második"), valamint nyomokban a hármas tömegszámú trícium = T (triton = "harmadik"), amely radioaktív, bétasugárzás kibocsátása közben 12,5 év felezési idővel elbomlik.

Molekulája

• 
  kétatomos: H₂,
  
• 
  apoláros,
  
• 
  igen kicsi,
  
• 
  a kicsi méret és a nagy elektronegativitás miatt nagy a kovalens kötés energiája (436kJ/mol) (a kötést létesítő elektronpáron kívül a magtöltést árnyékoló elektronok nincsenek és az egyébként is kis távolságban ható térerő - kis méret lévén - a kötő elektronpárral szemben erőteljesen érvényesül).
  

Halmazszerkezete

• 
  Lehűtve, szilárd állapotban molekularácsot alkot.
  
• 
  Az apoláros molekulák miatt a rácsot igen gyenge diszperziós kötések tartják össze, a molekulák kis mérete miatt azonban még e diszperziós kötések is igen gyengék. Ez az oka az alacsony olvadáspontnak (op.: -259,2 °C).
  

Fizikai tulajdonságai

• 
  Színtelen, szagtalan, íztelen.
  
• 
  Standard állapotban gáz halmazállapotú.
  
• 
  A legkönnyebb gáz, sűrűsége 14,4-szer kisebb a levegő sűrűségénél.
  
• 
  Olvadás- és forráspontja igen kicsi (okot ls. az előző alpontban). Közönséges hőmérsékleten, a többi gázzal ellentétben, kiterjedéskor felmelegszik. Ezért a legnehezebben cseppfolyósítható gázok közé tartozik.
  
• 
  Minthogy molekulái igen kis tömegűek, ezért hőmozgásuknak a sebessége igen nagy (0°C-on 1845m/s). Ezzel magyarázható a nagy diffúziósebesség valamint a nagyon jó hővezetőképesség.
  
• 
  Fajhője igen magas (minden anyag fajhőjénél nagyobb), ez a kis atom- illetve molekulatömegnek a következménye.
  
• 
  Vízben igen kismértékben - gyakorlatilag nem - oldódik, melynek oka az apoláros molekulaszerkezet.
  
• 
  Egyes fémekben, elsősorban a platinafémekben nagymértékben oldódik. Fémekben való oldódása azonban nem csupán fizikai, hanem részben kémiai folyamat is, mert ún. fémes hidridek keletkezésével jár.
  
• 
  Egyéb gázokhoz hasonlítva, feltűnően nagy az elektromos vezetőképessége (ez a fémekre hasonlító tulajdonsága).
  

Kémiai tulajdonságai

• 
  Reakciókészsége a molekulákon belüli erős kovalens kötések miatt közönséges körülmények között igen csekély, szobahőmérsékleten csak halogénekkel vegyül. Az aktiválási energia biztosításával (melegítés stb.) vagy csökkentésével (Pt katalizátor) igen heves reakciókban vehet részt (durranógáz). A disszociáció endoterm folyamat H₂ 2H (H= ±435,4kJ/mol), a hőmérséklet emelésével fokozódik, de a nagy kötési energia következtében csak 2000°C felett számottevő és vezet egyensúlyra.
  
• 
  Általában redukálószer, majdnem minden nemfémmel közvetlenül egyesíthető. Sok fém-oxidot képes vízkilépés közben redukálni. Ha fekete réz(II)oxidot hidrogéngázban hevítünk, a réz-oxid elemi rézzé redukálódik: CuO + H₂ Cu + H₂O. A nagyon negatív redoxpotenciálú fémek (pl. Mg, Al stb.) hidrogénnel nem redukálhatók! Igen erős a naszcensz (atomos állapotban levő) hidrogén redukálóképessége. Az atomos hidrogén nagyobb aktivitásával magyarázható egyes fémek (pl. Pt, Pd, Ni) hidrogénátvivő katalizátorként való viselkedése is. A hidrogén ugyanis e fémek felületén adszorbeálódva illetve bennük oldódva atomos szerkezetűvé válik.
  
• 
  A kis elektronegativitású fémeket oxidálja:
  2Na + H₂ 2NaH
  amely folyamatban hidridek képződnek!
  
• 
  Oxidációfoka csak +1 illetve -1 lehet!
  
• 
  Ionizációs energiája igen nagy (13,6eV), egyes nemesgázok ionizációs energiáját is megközelíti (Kr), sőt meghaladja (Xe). Ilyen nagy ionizációs energiát a közönséges kémiai reakciók általában nem fedezhetnek, a hidrogén tehát nem alkot pozitív töltéssel ionvegyületeket, még a legnagyobb elektronegativitású elemekkel sem! A hidrogén pozitív ionként vegyületekben nem létezhet (ez igaz a savak esetén is, ahol is nem H⁺ ion keletkezik, hanem hidroxóniumion:
  HX + H₂O H3O⁺ + X^-, tehát hidrogénion átmenetileg sem képződik).
  
• 
  Hidrogénkötések kialakítására alkalmas (hidrogénhíd), azaz nagy elektronegativitású elemek (F,O) nagy polaritású vegyületeiben a hidrogénion (proton) egyidejűleg két molekula elektronfelhőjére is olyan vonzó hatást fejthet ki, aminek következtében a két molekula között kémiai kapcsolat létesül. Ennek nagy jelentősége van számos vegyület (fehérjék, nukleinsavak) szerkezetének kialakításában (ls. a megfelelő fejezeteket)!
  
• 
  A hidrogénatom egy elektron felvételével negatív töltésű hidridionná (H^-) alakul, mely 1s² elektronkonfigurációval, telített hélium héjjal rendelkezik. A hidridionnak kémiai folyamatokban való képződésének és stabilitásának az energetikai feltételei biztosítottak! A hidrogén elektronaffinitása 0,7eV, tehát kis ionizációs energiájú elemekkel (alkálifémekkel, alkáliföldfémekkel) olyan ionvegyületekké egyesülhet, amelyeknek a kristályrácsa pozitív töltésű fémionokból és negatív töltésű hidridionokból áll! Ezeket a vegyületeket sószerű hidrideknek nevezzük.
  
• 
  Oxigénnel szobahőmérsékleten nem vegyül, levegőn vagy oxigéngázba meggyújtva azonban színtelen lánggal vízzé ég el: 2H₂ + O₂ 2H₂O. Hidrogén- és oxigéngáz 2:1 térfogatarányú keveréke az ún. durranógáz, meggyújtásakor igen hevesen robban. A durranógáz robbanékonysága arra vezethető vissza, hogy a reakció láncmechanizmus szerint zajlik le.
  
• 
  Reagál a klórral, a H₂ és a Cl₂ 1:1 térfogatarányú keveréke is veszélyes robbanóelegy, a klórdurranógáz! Ez nemcsak hevítéskor, hanem fényhatásra is felrobban! A reakció szintén láncmechanizmusú.
  H₂ + Cl₂ 2HCl
  

Előfordulás

A hidrogén a legelterjedtebb elemek közé tartozik a Földön, kötött állapotban az oxigén után a második leggyakoribb elem (pl. vízben, fontos alkotóeleme minden szerves vegyületnek stb.), elemi állapotban azonban igen ritka, csak vulkáni gázokban és nyomokban (0,01 térf.%) a levegőben fordul elő.

Előállítás

• 
  Laboratóriumi célokra rendszerint kisebb mennyiségű, de nagyobb tisztaságú hidrogénre van szükség.
  
  Savakból a hidrogénnél negatívabb elektródpotenciálú fémekkel fejleszthető hidrogén.
  A folyamat lényege, hogy a fém redukálja a hidrogéniont.
  Legtöbbször 1:1 arányban hígított sósavból vagy 25-30%-os kénsavból cinkkel nyerik:

  Zn + H₂SO₄ H₂ + ZnSO₄

  Egyes (amfoter jellegű) fémekkel lúgokból is fejleszthető hidrogén, ilyen pl. az alumínium:

  2Al + 2NaOH + 2H₂O 2NaAlO₂ + 3H₂

  
  2Al + 2NaOH + 6H₂O 2Na[Al(OH₄)] + 3H₂

  Erősen negatív elektródpotenciálú fémek (Na, Ca) vízből is hevesen fejlesztenek hidrogént:

  2Na + 2H₂O H₂ + 2NaOH
  Ca+ 2H₂O H₂ + Ca(OH)₂

  Kémiailag tiszta hidrogént víz elektrolízise útján állíthatunk elő. Mivel a víz vezetőképessége igen csekély, a vizet megsavanyítva (H₂SO₄) vagy meglúgosítva

  (NaOH) szokták elektrolizálni, amikor a hidrogén a katódon fejlődik (e folyamatot az iparban is használják):

  H3O⁺ + e^- H₂O + H

  
  
• 
  Ipari előállítása esetén nagyobb mennyiségű, kisebb tisztaságú, de gazdaságosan kinyerhető termék a cél. Leggazdaságosabb az ún. vízgázreakció, amikor izzó szénre 1000°C körüli hőmérsékleten vízgőzt fúvatnak. Ekkor a reakció eredményeképpen CO és H₂ gáz keveréke, ún vízgáz keletkezik: C + H₂O CO + H₂. A gázelegy CO-tartalmát újabb hidrogén előállítására használhatják fel, amikor a vízgázt vízgőzzel elegyítve 450°C körüli hőmérsékleten vas-oxid katalizátoron vezetik keresztül. Ekkor a vízgáz CO-tartalma a vízgőzt redukálja, ezáltal újabb mennyiségű hidrogén szabadul fel:
  CO + H₂O CO₂ + H₂.
  Előállítható hidrogén földgázból (szénhidrogénekből) is. A szénhidrogének magas hőmérsékleten (1000°C) katalizátor (Al2O₃, Ni) jelenlétében vízgőzzel hidrogénképződés közben bomlanak: CH4 + H₂O 3H₂ + CO majd CO + H₂O CO₂ + H₂.
  Hidrogén keletkezik a NaCl-oldat ipari elektrolízisekor.
  

Felhasználás

• 
  Laboratóriumban főként redukálószerként alkalmazzák.
  
• 
  Iparban a szintetikus vegyipar alapanyaga: ammóniagyártás (Haber-Bosch-féle ammóniaszintézis), szintetikus benzin (Fischer-Tropsch-féle eljárás), metil-alkohol stb.
  
• 
  Margaringyártás illetve a szappan és növényolajipar az olajok telítéséhez, "olajkeményítéshez" használ jelentős mennyiségű hidrogént.
  
• 
  Magas hőfokú láng előállítására (autogén hegesztése), amikor a hidrogén lángjába oxigént fúvatnak, így kb. 2500°C érhető el.
  
• 
  Az ipar nagy mennyiségben használja fűtésre, főként a vízgáz és a világítógáz (városi gáz) alkotórészeként. A vízgáz a legjobb ipari fűtőgázok egyike.
  
• 
  Atomenergia termelés nyersanyaga, illetve a nehézvíz (D₂O) atomreaktorokban neutronlassító anyag.
  

Összefoglalás

 

Halogének

Halogénvegyületek

A halogének nemfémes elemekkel képzett vegyületei közül a legnagyobb jelentősége a hidrogén-kloridnak van!

Hidrogén-klorid, HCl

Molekulaszerkezet

Poláros kovalenskötés található a molekulában: - , a molekula dipólusos.

Fizikai tulajdonságok

• 
  Színtelen, szagtalan, mérgező gáz.
  
• 
  Vízoldhatósága kitűnő: HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl^-. Vizes oldata a sósav (a tömény cc.sósav 38tömeg%-os, füstölgő folyadék).
  

Kémiai tulajdonságok

• 
  Reakció fémekkel: a sósav a negatív redoxpotenciálú fémeket általában jól oldja

  2Al + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂; ionosan 2Al + 6H⁺ 2Al³⁺ + 3H₂

  
  
• 
  Reakció szerves vegyületekkel: telítetlen szerves vegyületekkel addíciós reakcióban reagál.
  

Előfordulás

A természetben vulkáni gázokban, egyes vulkáni vidékeken eredő folyókban található. Nagy az élettani jelentősége (ls. gyomorban 0,1M oldat).

Előállítás

• 
  Laborban: NaCl + cc.H₂SO₄ NaHSO₄ + HCl
  
• 
  Iparban: H₂ + Cl₂ 2HCl
  

Halogén-oxosavak és sóik