Gaan na inhoud

Waterstof

Wysig skakels
in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Weergawe deur Jcwf (besprekings | bydraes) op 23:21, 5 Oktober 2023 (→Gebruike)
(verskil) ← Ouer weergawe | bekyk huidige weergawe (verskil) | Nuwer weergawe → (verskil)
1 ← waterstof → helium

↑
H
↓
Li
Algemeen
Naam, simbool, getal waterstof, H, 1
Chemiese reeks niemetaal
Groep, periode, blok 1, 1, s
Atoommassa 1,00794 g/mol
Elektronkonfigurasie 1s1
Elektrone per skil 1
CAS-registernommer 1333-74-0
Fisiese eienskappe
Toestand gas
Smeltpunt 13,99 K
(−259,16 °C)
Kookpunt 20,271 K
(−252,879 °C)
Digtheid (0 °C, 101.325 kPa)
23,2 g/L
Voorkoms kleurloos
Atoomeienskappe
Oksidasietoestande −1, +1
Ionisasie-energieë 1ste: 1 312,0 kJ/mol
Atoomradius 25 (53) pm
Kovalente radius 37 pm
Van der Waals-radius 120 pm
Kristalstruktuur heksagonaal
Verdampingswarmte 0,44936 kJ/mol
Smeltingswarmte 0,05868 kJ/mol
Spoed van klank 1 270 m/s
Henry se konstante 7,8 x 10-4 [L/mol.Atm]; 540 [K] [1]
Diverse
Elektronegatiwiteit 2,2 (Skaal van Pauling)
Warmtekapasiteit (25 °C) 14 304 J/(mol·K)
Termiese geleidingsvermoë (300 K) 0,1815 W/(m·K)
Geskiedenis
Ontdek 1766
Ontdek deur Henry Cavendish
Genoem na Grieks vir "watervormer"
Vernaamste isotope
Isotope van waterstof
iso NV halfleeftyd VM VE (MeV) VP
1H 99,98% H is stabiel met 0 neutrone
2H 0,02% H is stabiel met 1 neutrone
3H spore 12,32 y β− 0,01861 3He
Portaal Chemie

Waterstof is die chemiese element met atoomgetal 1. Dit word voorgestel deur die simbool H. By standaardtemperatuur en -druk, is waterstof 'n kleurlose, reuklose, nie-metaalagtige, smaaklose en hoogs vlambare diatomiese gas met die molekulêre formule H2. Met 'n atomiese gewig van 1,00794, is waterstof die ligste element.

Waterstof is die volopste chemiese element en vorm rofweg 75% van die heelal se elementêre massa.[2] Sterre in die hoofreeks bestaan hoofsaaklik uit waterstof in sy plasmatoestand. Elementêre waterstof is relatief skaars op die Aarde. Industriële produksie is meestal uit koolwaterstowwe soos metaan. Die twee grootste gebruike is in die verwerking van fossielbrandstowwe (bv., hidrokraking) en ammoniakproduksie hoofsaaklik vir die bemestingmark. Waterstof kan vervaardig word deur die elektrolise van water wat beduidend meer kos as die produksie daarvan uit aardgas.[3]

Die mees algemene isotoop van waterstof is protium met 'n enkele proton sonder neutrone. In ioniese verbindings kan dit 'n positiewe lading aanneem ('n katioon gevorm uit 'n ontblote proton) of 'n negatiewe lading ('n anioon, bekend as 'n hidried). Waterstof vorm verbindings met die meeste elemente en is aanwesig in water en die meeste organiese verbindings. Dit speel 'n baie belangrike rol in suurbasis-chemie met baie reaksies wat protone uitruil tussen oplosbare molekules. As die enigste neutrale atoom met 'n analitiese oplossing teenoor die Schrödinger-vergelyking, het die studie van energiekunde en die binding van die waterstofatoom 'n sleutelrol gespeel in die ontwikkeling van kwantummeganika.

Waterstof is ’n bron van kommer in metallurgie: dit verbros baie metale[4] en maak so die ontwerp van pyplyne en stoortenks ingewikkeld.[5] Waterstof is hoogs oplosbaar in baie seldsame aard- en oorgangsmetale[6] en is oplosbaar in beide kristal- en amorfiese metale.[7] Waterstof se oplosbaarheid in metale word beïnvloed deur lokale vervormings of onsuiwerhede in die kristalverband.[8]

Verbranding

[wysig | wysig bron]
'n Ruimtependeltuig se hoofenjin verbrand waterstof met suurstof, wat 'n bykans onsigbare vlam voortbring.

Waterstofgas (diwaterstof[9]) is hoogs vlambaar en sal in lug brand as dit tussen 4% en 75% gekonsentreer is.[10] Die temperatuur waarteen dit spontaan in lug ontvlam, is 500 °C.

Kenmerkende eienskappe

[wysig | wysig bron]
Waterstofspektrum-eksperiment

Waterstof is die ligste chemiese element en die algemeenste isotoop bestaan uit slegs 'n enkele proton en 'n elektron. By STD-toestande vorm waterstof 'n diatomiese gas, H2, met 'n kookpunt so laag as 20,27 K en 'n smeltpunt van 14,02 K. Onder uitsonderlik hoë druk, soos dié by die kern van gasreuse, verloor die molekules hulle identiteit en word die waterstof 'n vloeibare metaal. Onder uitsonderlik lae druktoestande wat in die ruimte ervaar word, is waterstof geneig om as enkele atome te bestaan, om die eenvoudige rede dat daar nie ander atome is om mee te kombineer nie; molekulêre wolke H2 vorm in die ruimte en is betrokke by stervorming.

Die element speel 'n noodsaaklike rol in energie-opwekking in die heelal deur die proton-proton-reaksie en die koolstof-stikstofsiklus. (Daar is kernfusieprosesse wat groot hoeveelhede energie vrystel deur die samemelting van twee waterstofatome om een heliumatoom te vorm).

Die waterstofatoom

[wysig | wysig bron]

Die waterstofatoom is 'n atoom van die element waterstof. Dit bestaan uit 'n enkele negatief gelaaide elektron, wat om 'n positief gelaaide proton wentel, wat die kern van die waterstofatoom vorm. Die elektron word aan die proton gebind deur Coulombiese kragte.

Gebruike

[wysig | wysig bron]

Groot hoeveelhede waterstof word benodig in die chemiese nywerheid, veral in die Haber-proses vir die vervaardiging van ammoniak, die hidrogenasie van vette en olies en die produksie van metanol. Verder word waterstof gebruik in hidro-dealkilering, hidro-ontswaeling en hidrokrakingsprosesse.

Ander gebruike van waterstof is:

  • Die element word gebruik in die vervaardiging van soutsuur, sweiswerk en die reduksie van metaalerts.[11][12][13]
  • Dit word gebruik as vuurpylbrandstof.
  • Vloeibare waterstof word in kriogeniese navorsing gebruik, insluitende supergeleier-studies.[14]
  • Aangesien waterstof veertien en 'n half keer ligter as lug is, is dit eens algemeen gebruik as 'n dryfgas in lugballonne en lugvaartuie.[15] Die gebruik daarvan is egter gestaak na die Hindenburg-ramp die publiek oortuig het dat die gas te gevaarlik is vir dié doel. Nogtans oorweeg deskundiges ná die oliekrisis van 1973 om waterstofaangedrewe passasiersvliegtuie as 'n alternatief tot kerosienenjins te ontwikkel. Die eerste Russiese passasiersvliegtuig wat vloeibare waterstof as brandstof gebruik, die Toepolef-155 ('n gemodifiseerde Toepolef-154-straler), is op 15 April 1988 suksesvol getoets.
  • Deuterium, 'n waterstofisotoop (waterstof-2) word gebruik in kernsplytings as 'n moderator om neutrone te vertraag en word ook gebruik in kernfusiereaksies.[16]
  • Stowwe wat deuterium bevat, vind ook toepassing in chemie en biologie asook in studies van isotoop-effekte in reaksies.[17]
  • Tritium (waterstof-3), word vervaardig in kernreaktors en word gebruik om waterstofbomme te vervaardig.[18]
  • Dit word ook gebruik as 'n isotoopmerker in die biologiese wetenskappe en as 'n bestralingsbron in weerkaatsende verwe.[19][20]
  • Waterstof kan verbrand word in interne verbrandingsmotors en 'n vloot waterstofbrandende motors word tans deur Chrysler-BMW aangehou. Waterstof in brandstofselle word ondersoek as moontlike goedkoop, besoedelingsvrye kragbronne.
  • Die waterstofelektrode speel 'n groot rol in die elektrochemie

Geskiedenis

[wysig | wysig bron]

Waterstof is in 1776 deur Henry Cavendish die eerste keer as 'n suiwer chemiese stof geïdentifiseer. Antoine Lavoisier het die element in 1787 sy naam gegee in Frans, naamlik hydrogen, wat letterlik "watermaker" beteken.[21] Deur middel van 'n spektraalanalise het die Duitse navorsers Kirchhoff en Bunsen in 1861 bewys dat waterstof 'n bestanddeel van die son is – en gevolglik die element moet wees wat die meeste in ons sonnestelsel voorkom.

Voorkoms

[wysig | wysig bron]

Waterstof is die element wat die meeste in die natuur voorkom. Meer as 75% van die massa van alle materie en meer as 90% van al die atome bestaan uit waterstof.[22] Die element kom in oorvloed voor in sterre en groot planete (gasreuse).

Relatief tot sy groot oorvloed elders in die heelal is suiwer waterstof baie skaars in die aarde se atmosfeer (1 dpm (dele per miljoen) op 'n volumebasis). Die algemeenste bron vir die element op aarde is water, wat bestaan uit twee dele waterstof en een deel suurstof (H2O). Ander bronne sluit in die meeste vorms van organiese stowwe (insluitende alle lewende wesens), fossielbrandstowwe naamlik (steenkool en ru-olie) asook aardgas. Metaan (CH4) wat verkry kan word as byproduk uit die ontbinding van organiese materiaal en wat ook 'n hoofkomponent van aardgas is, is 'n toenemend belangrike energiebron en is 'n belangrike bron van waterstof.[23]

Waterstof kan voorberei word op verskeie maniere: stoom wat met verhitte koolstof reageer, koolwaterstofontbinding deur blootstelling aan hitte, reaksie van 'n sterk basis in 'n waterige oplossing met aluminium, elektrolise van water, of die verplasing van sure met sekere metale.

Kommersiële massaproduksie van waterstof geskied hoofsaaklik deur die ontbinding van aardgas teen hoë temperature in die teenwoordigheid van stoom en suurstof. Die proses staan bekend as metaanhervorming.

Verbindings

[wysig | wysig bron]

Waterstof vorm verbindings met die meeste elemente. Waterstof het 'n elektronegatiwiteit van 2,2 en dus vorm dit verbindings waar dit die meer nie-metaalagtige, asook waar dit die meer metaalagtige element is. Eersgenoemde verbindings word hidriede genoem, waar waterstof bestaan uit H- ione of slegs as 'n opgeloste stof binne-in 'n ander element soos in palladiumhidried.[24] Laasgenoemde verbinding neig egter na 'n kovalente verbinding; aangesien die H+ ioon 'n ontblote kern met geen elektrone sal wees, het dit 'n sterk geneigdheid om elektrone na homself aan te trek. Albei tipe verbindings vorm sure. Dus sal 'n mens selfs in 'n suuroplossing ione soos hidronium (H3O+) kry vanweë die proton se sterk geneigdheid om aan iets te bind.

Waterstof verbind met suurstof om water te vorm, H2O, en die reaksie stel baie energie vry – soveel dat die verbranding van waterstof in lug eerder as 'n ontploffing beskryf kan word. Deuteriumoksied, of D2O, word ook dikwels "swaar water" genoem. Waterstof vorm ook 'n groot verskeidenheid verbindings met koolstof. As gevolg van hulle noue verbintenis met lewende organismes, word hierdie stowwe organiese verbindings genoem; die studie van dié verbindings word organiese chemie genoem.[25][26]

Vorms

[wysig | wysig bron]
Waterstof

Onder normale toestande is waterstofgas 'n mengsel van drie verskillende soorte molekules wat van mekaar verskil ten opsigte van die twee stabiele isotope: H2, HD en D2. Waterstofgas is hoofsaaklik protium, maar 1H2 self kan nog verskil ten opsigte van die relatiewe spin van die twee nukleone.[27] Die twee vorms staan bekend as orto en para-waterstof (dit verskil van isotope soos hieronder beskryf). In orto-waterstof is die spin van die nukleone parallel, terwyl dit in para-waterstof anti-parallel is. Teen standaardtoestande bestaan waterstof uit ongeveer 25% van die para-vorm en 75% van die orto-vorm (ook bekend as die "normale" vorm).[28] Die ewewigsverhouding tussen die twee vorms hang van temperatuur af, maar aangesien die orto-vorm 'n hoër energievlak het, kan dit nie stabiel wees in die suiwer vorm nie. Teen lae temperature (omtrent by kookpunt), bestaan die ewewigsamestelling amper uitsluitlik uit die para-vorm.

Die omsettingsproses tussen die vorms is stadig en as waterstof vinnig verkoel en gekondenseer word, kan dit nog groot hoeveelhede van die para-vorm-atome bevat. Die verskynsel is belangrik vir die voorbereiding en stoor van vloeibare waterstof aangesien die orto-para-omsetting meer hitte genereer as die verdampingshitte van waterstof en 'n groot hoeveelheid waterstof verloor kan word deur verdamping etlike dae ná vervloeiing. Daarom word kataliste ingespan om die orto-para-omsetting te versnel tydens die waterstofverkoelingproses. Daar is ook 'n effense verskil tussen die fisiese eienskappe van die twee vorme. Die smelt- en kookpunte van para-waterstof is byvoorbeeld ongeveer 0,1 K laer as die van die "normale" orto-vorm.

Isotope

[wysig | wysig bron]

Die mees algemene isotoop van waterstof is 1H. Dié stabiele isotoop het 'n kern wat bestaan uit 'n enkele proton; daarvandaan die beskrywende term (selde gebruik) protium vir 1H.[29]

Die ander stabiele isotoop is deuterium, 2H, met 'n ekstra neutron in die kern. Deuterium beslaan 0,0184-0,0082% van alle waterstof (IUPAC); verhoudings van deuterium tot protium word gerapporteer relatief tot die VSMOW standaardverwysingswater.

Die derde waterstofisotoop is die radioaktiewe tritium, 3H. Die tritiumkern bevat twee neutrone en 'n proton.

Waterstof is die enigste element met verskillende name vir sy isotope. Die simbole D en T (i.p.v. 2H and 3H) word somtyds gebruik vir deuterium en tritium, hoewel dit nie amptelik goedgekeurde gebruik is nie. (Die simbool P word reeds gebruik om die element Fosfor aan te dui en kan dus nie gebruik word vir protium nie).

Voorsorgmaatreëls

[wysig | wysig bron]

Waterstof is 'n hoogs ontvlambare gas wat brand teen konsentrasies so laag as 4% in lug. Dit reageer ook heftig met chloor en fluoor. Wanneer waterstof met suurstof gemeng word, brand dit met 'n ontploffing.

Sien ook

[wysig | wysig bron]

Bronne

[wysig | wysig bron]

Verwysings

[wysig | wysig bron]
  1. ↑ Sander.
  2. ↑ Palmer, David (13 September 1997). "Hydrogen in the Universe" (in Engels). NASA. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 29 Oktober 2014. Besoek op 5 Februarie 2008.
  3. ↑ Staff (2007). "Hydrogen Basics — Production" (in Engels). Florida Solar Energy Center. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 25 November 2019. Besoek op 5 Februarie 2008.
  4. ↑ Rogers, H. C. (1999). "Hydrogen Embrittlement of Metals". Science. 159 (3819): 1057–1064. doi:10.1126/science.159.3819.1057. PMID 17775040.
  5. ↑ Christensen, C.H.; Nørskov, J.K.; Johannessen, T. (9 Julie 2005). "Making society independent of fossil fuels — Danish researchers reveal new technology" (in Engels). Technical University of Denmark. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 8 Mei 2013. Besoek op 28 Maart 2008.
  6. ↑ Takeshita, T.; Wallace, W.E.; Craig, R.S. (1974). "Hydrogen solubility in 1:5 compounds between yttrium or thorium and nickel or cobalt". Inorganic Chemistry. 13 (9): 2282–2283. doi:10.1021/ic50139a050.
  7. ↑ Kirchheim, R.; Mutschele, T.; Kieninger, W. (1988). "Hydrogen in amorphous and nanocrystalline metals". Materials Science and Engineering. 99: 457–462. doi:10.1016/0025-5416(88)90377-1.
  8. ↑ Kirchheim, R. (1988). "Hydrogen solubility and diffusivity in defective and amorphous metals". Progress in Materials Science. 32 (4): 262–325. doi:10.1016/0079-6425(88)90010-2.
  9. ↑ "University of Southern Maine-Dihydrogen". Geargiveer vanaf die oorspronklike op 24 Desember 2012. Besoek op 8 Maart 2009.
  10. ↑ Carcassi, M. N.; Fineschi, F. (Junie 2005). "Deflagrations of H2–air and CH4–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment". Energy. 30 (8): 1439–1451. doi:10.1016/j.energy.2004.02.012.
  11. ↑ Chemistry Operations (15 Desember 2003). "Hydrogen" (in Engels). Los Alamos National Laboratory. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 13 November 2010. Besoek op 5 Februarie 2008.
  12. ↑ Durgutlu, Ahmet (27 Oktober 2003). "Experimental investigation of the effect of hydrogen in argon as a shielding gas on TIG welding of austenitic stainless steel". ScienceDirect. Ankara, Turkey: Gazi University. 25 (1): 19–23. doi:10.1016/j.matdes.2003.07.004. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 18 April 2008. Besoek op 6 April 2008.
  13. ↑ "Atomic Hydrogen Welding". Specialty Welds. 2007. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 16 Julie 2011.
  14. ↑ Hardy, Walter N. (19 Maart 2003). "From H2 to cryogenic H masers to HiTc superconductors: An unlikely but rewarding path". Physica C: Superconductivity. Vancouver, Canada: University of British Columbia. 388–389: 1–6. doi:10.1016/S0921-4534(02)02591-1. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 1 Desember 2008. Besoek op 25 Maart 2008.
  15. ↑ Barnes, Matthew (2004). "LZ-129, Hindenburg". The Great Zeppelins. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 24 Desember 2012. Besoek op 18 Maart 2008.
  16. ↑ Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. pp. 183–191. ISBN 0-19-850341-5.
  17. ↑ Reinsch, J.; Katz, A.; Wean, J.; Aprahamian, G.; MacFarland, J.T. (10 Oktober 1980). "The deuterium isotope effect upon the reaction of fatty acyl-CoA dehydrogenase and butyryl-CoA". J. Biol. Chem. 255 (19): 9093–97. PMID 7410413. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 15 April 2008. Besoek op 24 Maart 2008.
  18. ↑ Bergeron, Kenneth D. (Januarie–Februarie 2004). "The Death of no-dual-use". Bulletin of the Atomic Scientists. Educational Foundation for Nuclear Science, Inc. 60 (1): 15. doi:10.2968/060001004. Besoek op 13 April 2008.
  19. ↑ Holte, Aurali E.; Houck, Marilyn A.; Collie, Nathan L. (3 November 2004). "Potential Role of Parasitism in the Evolution of Mutualism in Astigmatid Mites". Experimental and Applied Acarology. Lubbock: Texas Tech University. 25 (2): 97–107. doi:10.1023/A:1010655610575. Besoek op 8 Maart 2008.[dooie skakel]
  20. ↑ Quigg, Catherine T. (1984). "Tritium Warning". Bulletin of the Atomic Scientists. Chicago. 40 (3): 56–57. ISSN 0096-3402. Besoek op 15 April 2008.
  21. ↑ Stwertka, Albert (1996). A Guide to the Elements. Oxford University Press. pp. 16–21. ISBN 0-19-508083-1.
  22. ↑ Gagnon, Steve. "Hydrogen" (in Engels). Jefferson Lab. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 2 Mei 2020. Besoek op 5 Februarie 2008.
  23. ↑ Berger, Wolfgang H. (15 November 2007). "The Future of Methane" (in Engels). University of California, San Diego. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 16 April 2020. Besoek op 12 Februarie 2008.
  24. ↑ Sandrock, Gary (2 Mei 2002). "Metal-Hydrogen Systems". Sandia National Laboratories. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 24 Desember 2012. Besoek op 23 Maart 2008.
  25. ↑ "Structure and Nomenclature of Hydrocarbons" (in Engels). Purdue University. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 10 Mei 2020. Besoek op 23 Maart 2008.
  26. ↑ "Organic Chemistry". Dictionary.com (in Engels). Lexico Publishing Group. 2008. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 24 September 2015. Besoek op 23 Maart 2008.
  27. ↑ Staff (2003). "Hydrogen (H2) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen" (in Engels). Universal Industrial Gases, Inc. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 23 November 2019. Besoek op 5 Februarie 2008.
  28. ↑ Tikhonov, Vladimir I.; Volkov, Alexander A. (2002). "Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers". Science. 296 (5577): 2363. doi:10.1126/science.1069513. PMID 12089435.
  29. ↑ Urey, Harold C.; Brickwedde, F.G.; Murphy, G.M. (1933). "Names for the Hydrogen Isotopes". Science. 78 (2035): 602–603. doi:10.1126/science.78.2035.602. PMID 17797765. Besoek op 20 Februarie 2008.

Eksterne skakels

[wysig | wysig bron]


H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
Alkalimetale Aardalkalimetale Lantaniede Aktiniede Oorgangsmetale Hoofgroepmetale Metalloïde Niemetale Halogene Edelgasse Chemie onbekend
Ontsluit van "https://af.wikipedia.org/w/index.php?title=Waterstof&oldid=2617725"