Tembok Besar Tiongkok adalah keajaiban modern cahaya. Dibangun selama lebih dari 2.700 tahun dan panjangnya lebih dari 8.850 km. Ketinggian tembok di beberapa bagian mencapai 9 m, dan lebarnya 6,5 m. Fungsi utama Penciptaannya adalah untuk melindungi negara dari serangan orang asing dan pengembara. Saat ini, ini adalah daya tarik utama Tiongkok.
Tembok Besar Tiongkok bukanlah satu struktur utuh, seperti yang dibayangkan banyak orang. Ini adalah banyak tembok berbeda yang dibangun di seluruh negeri dan ke segala arah. 8850 km belum menjadi kapel, karena selama penggalian para arkeolog masih menemukan pecahan tembok yang dibangun pada periode berbeda dari bahan berbeda.
Di zaman itu perang berdarah Di antara kerajaan-kerajaan di Tiongkok, banyak yang mencoba membangun tembok pelindung - kerajaan Zhao, kerajaan Wei, kerajaan Yan. Mereka membangun pagar dari berbagai bahan, yaitu dari apa yang ada di lokasi pembangunan pada saat itu. Paling situs lama, yang bertahan hingga saat ini, dibangun dari tanah liat dan jerami. Selain itu, beberapa bagian tembok dibangun dari kayu dan batu. Namun, di dalam proyek megah idenya adalah milik Kaisar Qin Shi Huang, yang memerintah pada abad ke-3 SM. Di bawahnya, tembok mulai dibangun dari batu bata tanah liat dan balok batu, dan lem beras digunakan sebagai semen.
Pembangunan tembok dimulai sistem pegunungan Yingshan di Tiongkok utara. Secara bertahap, tembok baru itu dihubungkan ke bagian yang dibangun sebelumnya, dan banyak tembok bagian dalam yang hancur. Bagian tembok yang dibangun pada masa pemerintahan Dinasti Ming masih bertahan hingga saat ini.
Ribuan budak terlibat dalam pembangunan tembok tersebut. Banyak budak yang dikuburkan di dalam tembok itu sendiri. Ada informasi bahwa mereka yang mencoba memberontak melawan kaisar juga dikurung di tembok sebagai eksekusi.
Sejarawan percaya bahwa Tembok Besar Tiongkok tidak efektif sebagai struktur pertahanan: terlalu sempit - tidak nyaman untuk menampung tentara dengan senjata selama perang, terlalu panjang - banyak bagian yang kosong, sehingga musuh dapat dengan bebas memasuki negara tersebut.
Pembangunan tembok tersebut resmi selesai pada tahun 1644.
Pasca laporan Tembok Besar Tiongkok
Salah satu bangunan paling luar biasa dan misterius di dunia adalah Tembok Besar Tiongkok. Cukup banyak pertanyaan yang muncul. Bagaimana itu dibangun? Untuk apa? Panjangnya lebih dari 8.500 ribu km. Masa dimana kerajaan-kerajaan di Tiongkok saling berperang terjadi pada abad ke-2 SM.
Perang berlangsung terus-menerus dan, pada kenyataannya, semua orang dilemahkan sedemikian rupa sehingga mereka tidak punya waktu untuk beristirahat dari satu perang, dan mereka harus melanjutkan ke perang lainnya. Lagi lebih banyak masalah dibawa oleh para pengembara yang dari waktu ke waktu menyerang kerajaan Tiongkok yang melemah. Banyak yang lelah menderita akibat penggerebekan dan mulai membangun tembok mereka sendiri. Tapi semua orang hanya memikirkan keselamatan mereka sendiri, jadi potongan tembok dibangun di bagian utara Tiongkok. Bangsa Hun dapat dengan mudah melewati hambatan ini. Apalagi tembok itu dibangun dari tanah dan mudah tersapu air hujan.
Dengan kedatangan Kaisar Qin Shihuan, situasi berubah. Dia mengambil dan menyatukan semua kerajaan menjadi satu negara yang damai. Untuk menjamin keamanan, kaisar memutuskan untuk membangun tembok di seluruh Tiongkok utara. Pembangunan tembok segera dimulai. Fragmen tembok lama dipugar dan dihubungkan satu sama lain. Bahan mortar pada masa itu adalah bubur beras; digunakan untuk melapisi lapisan antara batu atau bata. Ketinggian tembok mencapai 7 meter, namun tidak kurang dari 5. Dan menara yang terlihat di dinding adalah titik patroli. Ketika ada ancaman bahaya, api dinyalakan di menara, yang menandakan musuh mendekat. Pada malam hari terlihat api, dan pada siang hari terlihat asap. Oleh karena itu, bala bantuan tiba tanpa penundaan.
Untuk konstruksi Tembok Besar butuh banyak waktu angkatan kerja. Selalu ada kekurangan orang. Selanjutnya, atas perintah kaisar, tahanan dan penjahat dikirim secara paksa untuk membangun tembok. Terjadi kerusuhan di kalangan pekerja berbagai penyakit, yang secara signifikan mengurangi jumlah pembangun berbadan sehat. Petani biasa juga bisa diadili secara paksa. Oleh karena itu, rakyat tidak dapat selamanya menoleransi perilaku kurang ajar pihak berwenang dan melancarkan pemberontakan, yang menyebabkan kaisar digulingkan. Setelah itu, tembok itu tidak diingat untuk waktu yang lama, dan konstruksinya tidak dipulihkan.
Ketika Dinasti Han tiba, pembangunan dilanjutkan. Dinasti ini ada pada abad ke-3 Masehi. Tembok itu diperluas secara signifikan ke arah barat, dan menara tambahan ditambahkan. Tentu saja, kaisar saat ini kembali ke masalah Tembok Besar, tetapi tembok itu tetap runtuh seiring berjalannya waktu. Hujan dan serangan terus-menerus oleh para pengembara tidak banyak merusak struktur tersebut. Ada juga fakta sejarah bahwa para petani sendiri mencuri batu dan batu bata untuk kebutuhan rumah tangganya.
Semua pecahan Tembok Tiongkok yang biasanya terpelihara adalah milik Dinasti Ming, yang berdiri dari abad ke-13 hingga ke-17. Selama periode ini, banyak bagian tembok dipulihkan. Kekuatannya dipengaruhi oleh bahannya. Saat itu, resep campuran pengikat sudah tersedia. Selain itu, selain batu bata dan batu, tidak ada bahan yang kekerasannya lebih lemah yang digunakan. Orang Tiongkok mengingat sejarah mereka dan sangat menghormati monumen mereka. Dekat ibu kota negara, Tembok Besar Tiongkok berada dalam kondisi terbaik. Itu masih dipulihkan dan dipelihara dalam bentuk yang tepat sampai sekarang.
Setiap penduduk Tiongkok akan mengatakan bahwa Tembok Tiongkok adalah simbol negara ini. Anda juga dapat bertanya kepada siapa pun di dunia tentang apa yang dikaitkan dengan Tiongkok. Jawabannya sederhana - Tembok Besar Tiongkok. Ada sebuah ungkapan di Tiongkok yang diyakini oleh setiap orang Tiongkok. Dikatakan bahwa jika seorang penduduk Tiongkok tidak ada di tembok, maka dia bukan orang Tionghoa.
Kelas 2, 3, 4, 5, 6, 10, sejarah singkat
Laporan populer
Hampir setiap dari kita akrab dengan karya orang Rusia yang terkenal itu penulis XIX abad oleh Alexander Sergeevich Pushkin. Sosok kreatif inilah yang menjadi pencipta bahasa Rusia bahasa sastra. Tapi hanya sedikit orang yang tahu
Hukum Newton adalah tiga hukum mekanika klasik yang memungkinkan terciptanya persamaan suatu sistem berdasarkan mekanika, dengan ketentuan bahwa apa yang bekerja pada benda-benda di dalam sistem, yaitu gaya, disebut besaran.
Cairan
Hidrogen(lat. Hidrogenium; ditunjukkan oleh simbol H) adalah unsur pertama dalam tabel periodik unsur. Tersebar luas di alam. Kation (dan inti) dari isotop hidrogen yang paling umum, 1 H, adalah proton. Sifat inti 1 H memungkinkan penggunaan spektroskopi NMR secara luas dalam analisis bahan organik.
Tiga isotop hidrogen miliki nama yang tepat: 1 H adalah protium (H), 2 H adalah deuterium (D) dan 3 H adalah tritium (radioaktif) (T).
Zat sederhana hidrogen - H 2 - adalah gas ringan yang tidak berwarna. Jika tercampur dengan udara atau oksigen, bahan ini mudah terbakar dan meledak. Tidak beracun. Larut dalam etanol dan sejumlah logam: besi, nikel, paladium, platinum.
Cerita
Pelepasan gas yang mudah terbakar selama interaksi asam dan logam diamati pada abad ke-16 dan abad ke-17 pada awal terbentuknya kimia sebagai ilmu. Mikhail Vasilyevich Lomonosov juga secara langsung menunjukkan keterasingannya, tetapi dia sudah mengetahui dengan pasti bahwa itu bukanlah flogiston. Fisikawan dan kimiawan Inggris Henry Cavendish pada tahun 1766 mempelajari gas ini dan menyebutnya “udara yang mudah terbakar.” Saat dibakar, “udara yang mudah terbakar” menghasilkan air, namun kepatuhan Cavendish pada teori flogiston menghalanginya untuk menarik kesimpulan yang benar. kimiawan Perancis Antoine Lavoisier bersama insinyur J. Meunier, dengan menggunakan gasometer khusus, pada tahun 1783 melakukan sintesis air, kemudian menganalisisnya dengan menguraikan uap air dengan besi panas. Oleh karena itu, ia menetapkan bahwa “udara yang mudah terbakar” adalah bagian dari air dan dapat diperoleh darinya.
asal usul nama
Lavoisier memberi hidrogen nama hidrogène - “melahirkan air.” nama Rusia"hidrogen" diusulkan oleh ahli kimia M.F. Solovyov pada tahun 1824 - dengan analogi dengan "oksigen" Slomonosov.
Prevalensi
Hidrogen adalah unsur paling melimpah di alam semesta. Ini menyumbang sekitar 92% dari semua atom (8% adalah atom helium, bagian dari gabungan semua unsur lainnya kurang dari 0,1%). Jadi, hidrogen adalah yang utama komponen bintang dan gas antarbintang. Dalam kondisi suhu bintang (misalnya, suhu permukaan Matahari ~ 6000 °C), hidrogen ada dalam bentuk plasma; di ruang antarbintang, unsur ini ada dalam bentuk molekul individu, atom, dan ion dan dapat terbentuk awan molekuler yang sangat bervariasi dalam ukuran, kepadatan dan suhu.
Kerak bumi dan organisme hidup
Fraksi massa hidrogen dalam kerak bumi berjumlah 1% - ini adalah elemen kesepuluh yang paling umum. Namun, perannya di alam tidak ditentukan oleh massa, tetapi oleh jumlah atom, yang persentasenya di antara unsur-unsur lain adalah 17% (tempat kedua setelah oksigen, yang persentase atomnya ~ 52%). Oleh karena itu, pentingnya hidrogen dalam proses kimia yang terjadi di Bumi hampir sama besarnya dengan oksigen. Berbeda dengan oksigen, yang ada di Bumi dalam keadaan terikat dan bebas, hampir semua hidrogen di Bumi berbentuk senyawa; Hanya sejumlah kecil hidrogen dalam bentuk zat sederhana yang terkandung di atmosfer (0,00005% volume).
Hidrogen adalah bagian dari hampir semua zat organik dan terdapat di semua sel hidup. Dalam sel hidup, hidrogen menyumbang hampir 50% jumlah atom.
Kuitansi
Metode produksi industri zat sederhana bergantung pada bentuk di mana unsur yang bersangkutan ditemukan di alam, yaitu bahan mentah apa yang dapat digunakan untuk produksinya. Dengan demikian, diperoleh oksigen yang tersedia dalam keadaan bebas secara fisik- pelepasan dari udara cair. Hampir seluruh hidrogen berbentuk senyawa, sehingga digunakan untuk memperolehnya metode kimia. Secara khusus, reaksi dekomposisi dapat digunakan. Salah satu cara untuk menghasilkan hidrogen adalah melalui penguraian air oleh arus listrik.
Metode industri utama untuk memproduksi hidrogen adalah reaksi metana, yang termasuk dalam komposisinya, dengan air. gas alam. Ini dilakukan pada suhu tinggi (mudah untuk memverifikasi bahwa ketika metana dilewatkan bahkan melalui air mendidih, tidak ada reaksi yang terjadi):
CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ
Di laboratorium, untuk memperoleh zat sederhana tidak harus menggunakan bahan baku alami, tetapi memilih bahan awal yang lebih mudah untuk mengisolasi zat yang diperlukan. Misalnya di laboratorium, oksigen tidak diperoleh dari udara. Hal yang sama berlaku untuk produksi hidrogen. Salah satu metode laboratorium untuk memproduksi hidrogen, yang terkadang digunakan dalam industri, adalah penguraian air oleh arus listrik.
Biasanya, hidrogen diproduksi di laboratorium dengan mereaksikan seng dengan asam klorida.
Di industri
1.Elektrolisis larutan berair garam:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2.Melewati uap air di atas kokas panas pada suhu sekitar 1000 °C:
H2O+C? H2+CO
3. Dari gas alam.
Konversi uap:
CH 4 + H 2 O ? BERSAMA + 3H 2 (1000 °C)
Oksidasi katalitik dengan oksigen:
2CH 4 + O 2 ? 2CO + 4H2
4. Pemecahan dan reformasi hidrokarbon selama penyulingan minyak.
Di laboratorium
1.Pengaruh asam encer pada logam. Untuk melakukan reaksi ini, seng dan diencerkan asam hidroklorik:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Interaksi kalsium dengan air:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
3.Hidrolisis hidrida:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Pengaruh alkali pada seng atau aluminium:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Menggunakan elektrolisis. Selama elektrolisis larutan alkali atau asam dalam air, hidrogen dilepaskan di katoda, misalnya:
2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O
Properti fisik
Hidrogen dapat ada dalam dua bentuk (modifikasi) - dalam bentuk orto- dan para-hidrogen. Dalam molekul ortohidrogen Hai-H 2 (mp −259.10 °C, bp −252.56 °C) putaran inti diarahkan secara identik (paralel), dan untuk parahydrogen P-H 2 (titik leleh −259.32 °C, titik didih −252.89 °C) - berlawanan satu sama lain (antiparalel). Campuran kesetimbangan Hai-H 2 dan P-H 2 pada suhu tertentu disebut kesetimbangan hidrogen e-H2.
Modifikasi hidrogen dapat dipisahkan dengan adsorpsi pada karbon aktif pada suhu tertentu nitrogen cair. Sangat suhu rendah keseimbangan antara ortohidrogen dan parahidrogen hampir seluruhnya bergeser ke arah yang terakhir. Pada 80 K perbandingan bentuk kira-kira 1:1. Ketika dipanaskan, parahidrogen yang terdesorbsi diubah menjadi ortohidrogen hingga terbentuk campuran yang setimbang pada suhu kamar (orto-para: 75:25). Tanpa katalis, transformasi terjadi secara perlahan (dalam kondisi medium antarbintang- dengan waktu karakteristik hingga waktu kosmologis), yang memungkinkan untuk mempelajari sifat-sifat modifikasi individu.
Hidrogen adalah gas paling ringan, 14,5 kali lebih ringan dari udara. Jelasnya, semakin kecil massa molekul, semakin tinggi kecepatannya pada suhu yang sama. Sebagai molekul paling ringan, molekul hidrogen bergerak lebih cepat daripada molekul gas lainnya sehingga dapat mentransfer panas dari satu benda ke benda lain lebih cepat. Oleh karena itu, hidrogen memiliki konduktivitas termal tertinggi zat berbentuk gas. Konduktivitas termalnya kira-kira tujuh kali lebih tinggi daripada konduktivitas termal udara.
Molekul hidrogen bersifat diatomik - H2. Pada kondisi normal adalah gas yang tidak berwarna, tidak berbau dan tidak berasa. Massa jenis 0,08987 g/l (no.), titik didih −252,76 °C, panas spesifik pembakaran 120,9×10 6 J/kg, sedikit larut dalam air - 18,8 ml/l. Hidrogen sangat larut dalam banyak logam (Ni, Pt, Pd, dll.), terutama paladium (850 volume per 1 volume Pd). Kelarutan hidrogen dalam logam berkaitan dengan kemampuannya untuk berdifusi melalui logam; Difusi melalui paduan karbon (misalnya baja) terkadang disertai dengan penghancuran paduan tersebut karena interaksi hidrogen dengan karbon (disebut dekarbonisasi). Praktis tidak larut dalam perak.
Hidrogen cair berada dalam kisaran suhu yang sangat sempit dari −252,76 hingga −259,2 °C. Ini adalah cairan tidak berwarna, sangat ringan (massa jenis pada −253 °C 0,0708 g/cm3) dan cair (viskositas pada −253 °C 13,8 inci). Parameter kritis hidrogen sangat rendah: suhu −240,2 °C dan tekanan 12,8 atm. Hal ini menjelaskan kesulitan dalam mencairkan hidrogen. DI DALAM keadaan cair kesetimbangan hidrogen terdiri dari 99,79% para-H2, 0,21% orto-H2.
Hidrogen padat, titik leleh −259,2 °C, massa jenis 0,0807 g/cm 3 (pada −262 °C) - massa seperti salju, kristal heksagonal, grup ruang P6/mmc, parameter sel A=3,75 C=6.12. Pada tekanan darah tinggi hidrogen masuk ke keadaan logam.
Isotop
Hidrogen terjadi di bentuk tiga isotop yang memiliki nama tersendiri: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D), 3 H - tritium (radioaktif) (T).
Protium dan deuterium merupakan isotop stabil dengan nomor massa 1 dan 2. Kandungannya di alam masing-masing adalah 99,9885 ± 0,0070% dan 0,0115 ± 0,0070%. Rasio ini mungkin sedikit berbeda tergantung pada sumber dan metode produksi hidrogen.
Isotop hidrogen 3H (tritium) tidak stabil. Waktu paruhnya adalah 12,32 tahun. Tritium terjadi secara alami dalam jumlah yang sangat kecil.
Literatur juga menyediakan data tentang isotop hidrogen dengan nomor massa 4 - 7 dan waktu paruh 10 -22 - 10 -23 detik.
Hidrogen alami terdiri dari molekul H2 dan HD (deuterium hidrogen) dengan perbandingan 3200:1. Kandungan deuterium hidrogen D 2 murni bahkan lebih sedikit lagi. Perbandingan konsentrasi HD dan D 2 kira-kira 6400:1.
Dari semua isotop unsur kimia Sifat fisik dan kimia isotop hidrogen sangat berbeda satu sama lain. Hal ini disebabkan oleh perubahan massa atom yang relatif terbesar.
|
Suhu |
Suhu |
Tiga kali lipat |
Kritis |
Kepadatan |
|
Deuterium dan tritium juga memiliki modifikasi orto dan para: P-D 2 , Hai-D 2 , P-T 2, Hai-T 2 . Hidrogen heteroisotop (HD, HT, DT) tidak memiliki modifikasi orto dan para.
Sifat kimia
Fraksi molekul hidrogen yang terdisosiasi
Molekul hidrogen H2 cukup kuat, dan agar hidrogen dapat bereaksi, banyak energi yang harus dikeluarkan:
H 2 = 2H − 432 kJ
Oleh karena itu, pada suhu biasa, hidrogen hanya bereaksi dengan logam yang sangat aktif, seperti kalsium, membentuk kalsium hidrida:
Ca + H 2 = CaH 2
dan dengan satu-satunya non-logam - fluor, membentuk hidrogen fluorida:
Hidrogen bereaksi dengan sebagian besar logam dan non-logam pada suhu tinggi atau pengaruh lain, misalnya di bawah pencahayaan:
O 2 + 2H 2 = 2H 2 O
Ia dapat “mengambil” oksigen dari beberapa oksida, misalnya:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O
Persamaan tertulis mencerminkan sifat restoratif hidrogen.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
Membentuk hidrogen halida dengan halogen:
F 2 + H 2 → 2HF, reaksi terjadi secara eksplosif dalam gelap dan pada suhu berapa pun,
Cl 2 + H 2 → 2HCl, reaksi berlangsung secara eksplosif, hanya dalam cahaya.
Ia berinteraksi dengan jelaga di bawah suhu tinggi:
C + 2H 2 → CH 4
Interaksi dengan logam alkali dan alkali tanah
Saat berinteraksi dengan logam aktif, hidrogen membentuk hidrida:
2Na + H2 → 2NaH
Ca + H 2 → CaH 2
Mg + H 2 → MgH 2
Hidrida- seperti garam, padatan, mudah dihidrolisis:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Interaksi dengan oksida logam (biasanya unsur d)
Oksida direduksi menjadi logam:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O
WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Hidrogenasi senyawa organik
Hidrogen molekuler banyak digunakan dalam sintesis organik untuk mereduksi senyawa organik. Proses-proses ini disebut reaksi hidrogenasi. Reaksi-reaksi ini dilakukan dengan adanya katalis pada tekanan dan suhu tinggi. Katalisnya bisa homogen (misalnya Katalis Wilkinson) atau heterogen (misalnya nikel Raney, paladium pada karbon).
Jadi, khususnya, selama hidrogenasi katalitik senyawa tak jenuh seperti alkena dan alkuna, senyawa jenuh terbentuk - alkana.
Geokimia hidrogen
Hidrogen H2 bebas relatif jarang terdapat dalam gas bumi, namun dalam bentuk air ia berperan sangat penting dalam proses geokimia.
Hidrogen dapat terdapat dalam mineral dalam bentuk ion amonium, ion hidroksil, dan air kristal.
Di atmosfer, hidrogen terus diproduksi sebagai hasil penguraian air radiasi sinar matahari. Memiliki massa yang rendah, molekul hidrogen memiliki kecepatan gerak difusi yang tinggi (mendekati kecepatan kosmik kedua) dan ketika memasuki lapisan atas atmosfer, mereka dapat terbang ke luar angkasa.
Fitur pengobatan
Hidrogen, bila bercampur dengan udara, membentuk campuran yang mudah meledak - yang disebut gas peledak. Gas ini paling mudah meledak jika perbandingan volume hidrogen dan oksigen adalah 2:1, atau hidrogen dan udara kira-kira 2:5, karena udara mengandung sekitar 21% oksigen. Hidrogen juga merupakan bahaya kebakaran. Hidrogen cair dapat menyebabkan radang dingin yang parah jika terkena kulit.
Konsentrasi hidrogen dan oksigen yang mudah meledak terjadi dari 4% hingga 96% volume. Bila dicampur dengan udara dari 4% menjadi 75(74)% volume.
Ekonomi
Biaya hidrogen untuk pasokan grosir besar berkisar antara $2-5 per kg.
Aplikasi
Atom hidrogen digunakan untuk pengelasan atom hidrogen.
Industri kimia
- Dalam produksi amonia, metanol, sabun dan plastik
- Dalam produksi margarin dari minyak nabati cair
- Terdaftar sebagai suplemen makanan E949(mengemas gas)
Industri makanan
Industri penerbangan
Hidrogen sangat ringan dan selalu naik di udara. Dahulu kala, kapal udara dan balon diisi dengan hidrogen. Namun di usia 30-an. abad XX Ada beberapa bencana yang menyebabkan kapal udara meledak dan terbakar. Saat ini, kapal udara diisi dengan helium, meskipun biayanya jauh lebih tinggi.
Bahan bakar
Hidrogen digunakan sebagai bahan bakar roket.
Penelitian sedang dilakukan tentang penggunaan hidrogen sebagai bahan bakar mobil dan truk. Mesin hidrogen tidak menimbulkan polusi lingkungan dan hanya mengeluarkan uap air.
Sel bahan bakar hidrogen-oksigen menggunakan hidrogen untuk secara langsung mengubah energi reaksi kimia menjadi energi listrik.
"Hidrogen Cair"(“LH”) adalah hidrogen wujud cair, dengan kepadatan spesifik rendah sebesar 0,07 g/cm³ dan sifat kriogenik dengan titik beku 14,01 K (−259,14 °C) dan titik didih 20,28 K (−252,87 °C ). Ini adalah cairan tidak berwarna dan tidak berbau yang bila bercampur dengan udara diklasifikasikan sebagai bahan peledak dengan kisaran koefisien mudah terbakar 4-75%. Rasio putaran isomer dalam hidrogen cair adalah: 99,79% - parahidrogen; 0,21% - ortohidrogen. Koefisien muai hidrogen saat berubah keadaan agregasi menjadi gas adalah 848:1 pada 20°C.
Seperti gas lainnya, pencairan hidrogen menyebabkan penurunan volumenya. Setelah pencairan, cairan cair disimpan dalam wadah berinsulasi termal di bawah tekanan. Hidrogen cair Hidrogen cair, LH2, LH 2) secara aktif digunakan dalam industri, sebagai bentuk penyimpanan gas, dan dalam industri luar angkasa, sebagai bahan bakar roket.
Cerita
Penggunaan pendingin buatan yang pertama kali didokumentasikan dilakukan oleh ilmuwan Inggris William Cullen pada tahun 1756, Gaspard Monge adalah orang pertama yang memperoleh oksida sulfur cair pada tahun 1784, Michael Faraday adalah orang pertama yang memperoleh amonia cair, Penemu Amerika Oliver Evans adalah orang pertama yang mengembangkan kompresor pendingin pada tahun 1805, Jacob Perkins adalah orang pertama yang mematenkan mesin pendingin pada tahun 1834, dan John Gorey adalah orang pertama yang mematenkan AC di Amerika Serikat pada tahun 1851. Werner Siemens mengusulkan konsep pendinginan regeneratif pada tahun 1857, Karl Linde mematenkan peralatan untuk memproduksi udara cair menggunakan kaskade "efek ekspansi Joule-Thomson" dan pendinginan regeneratif pada tahun 1876. Pada tahun 1885, fisikawan dan kimiawan Polandia Zygmunt Wroblewski menerbitkan suhu kritis hidrogen 33 K, tekanan kritis 13,3 atm. dan titik didih pada 23 K. Hidrogen pertama kali dicairkan oleh James Dewar pada tahun 1898 menggunakan pendinginan regeneratif dan penemuannya, labu Dewar. Sintesis pertama isomer stabil hidrogen cair, parahidrogen, dilakukan oleh Paul Harteck dan Carl Bonhoeffer pada tahun 1929.
Putar isomer hidrogen
Hidrogen pada suhu kamar sebagian besar terdiri dari spin isomer, ortohidrogen. Setelah produksi, hidrogen cair berada dalam keadaan metastabil dan harus diubah menjadi bentuk parahidrogen untuk menghindari reaksi eksotermik eksplosif yang terjadi ketika berubah pada suhu rendah. Konversi ke fase parahidrogen biasanya dilakukan dengan menggunakan katalis seperti oksida besi, kromium oksida, karbon aktif, asbes berlapis platinum, logam tanah jarang, atau melalui penggunaan bahan tambahan uranium atau nikel.
Penggunaan
Hidrogen cair dapat digunakan sebagai bentuk penyimpanan bahan bakar untuk mesin pembakaran internal dan sel bahan bakar. Berbagai kapal selam (proyek "212A" dan "214", Jerman) dan konsep transportasi hidrogen telah dibuat menggunakan bentuk agregat hidrogen ini (lihat misalnya "DeepC" atau "BMW H2R"). Karena kedekatan desainnya, pembuat peralatan LHV dapat menggunakan atau hanya memodifikasi sistem yang menggunakan gas alam cair (LNG). Namun karena lebih rendah kepadatan massal energi pembakaran membutuhkan volume hidrogen yang lebih besar dibandingkan gas alam. Jika hidrogen cair digunakan sebagai pengganti "CNG" pada mesin piston, biasanya diperlukan sistem bahan bakar yang lebih besar. Dengan injeksi langsung, peningkatan kerugian pada saluran masuk mengurangi pengisian silinder.
Hidrogen cair juga digunakan untuk mendinginkan neutron dalam eksperimen hamburan neutron. Massa neutron dan inti hidrogen hampir sama, sehingga pertukaran energi selama tumbukan lenting paling efektif.
Keuntungan
Keuntungan menggunakan hidrogen adalah “nol emisi” dari penggunaannya. Produk interaksinya dengan udara adalah air.
Hambatan
Satu liter "ZhV" beratnya hanya 0,07 kg. Yaitu, miliknya berat jenis adalah 70,99 g/l pada 20 K. Hidrogen cair memerlukan teknologi penyimpanan kriogenik, seperti wadah berinsulasi termal khusus dan memerlukan penanganan khusus, yang umum terjadi pada semua bahan kriogenik. Dalam hal ini hampir sama dengan oksigen cair, namun membutuhkan kehati-hatian yang lebih besar karena bahaya kebakaran. Bahkan dengan wadah berinsulasi, sulit untuk menyimpannya pada suhu rendah yang diperlukan untuk menjaganya tetap cair (biasanya menguap dengan kecepatan 1% per hari). Saat menanganinya, Anda juga harus mengikuti tindakan pencegahan keselamatan yang biasa dilakukan saat bekerja dengan hidrogen - hidrogen cukup dingin untuk mencairkan udara, yang bersifat eksplosif.
Bahan bakar roket
Hidrogen cair adalah komponen umum bahan bakar roket, yang digunakan untuk akselerasi jet kendaraan peluncuran dan pesawat ruang angkasa. Di sebagian besar mesin roket cair hidrogen, hidrogen pertama kali digunakan untuk mendinginkan nosel dan bagian mesin lainnya secara regeneratif sebelum dicampur dengan zat pengoksidasi dan dibakar untuk menghasilkan daya dorong. Mesin modern yang menggunakan komponen H 2 /O 2 mengonsumsi campuran bahan bakar yang terlalu kaya akan hidrogen, yang menyebabkan sejumlah hidrogen tidak terbakar di saluran pembuangan. Selain meningkatkan impuls spesifik mesin dengan mengurangi berat molekul, hal ini juga mengurangi erosi pada nosel dan ruang bakar.
Hambatan penggunaan zat cair di bidang lain, seperti sifat kriogenik dan kepadatan yang rendah, juga menjadi faktor pembatas untuk digunakan dalam industri. pada kasus ini. Pada tahun 2009, hanya ada satu kendaraan peluncuran (kendaraan peluncuran Delta-4), yang seluruhnya merupakan roket hidrogen. Pada dasarnya, "ZhV" digunakan pada keduanya langkah atas rudal, atau blok, yang melakukan sebagian besar pekerjaan peluncuran muatan ke luar angkasa dilakukan dalam ruang hampa. Sebagai salah satu langkah untuk meningkatkan kepadatan bahan bakar jenis ini, terdapat usulan untuk menggunakan hidrogen seperti lumpur, yaitu bentuk “hidrogen cair” semi-beku.
Dalam tabel periodik, hidrogen terletak dalam dua kelompok unsur yang sifatnya sangat berlawanan. Fitur ini menjadikannya benar-benar unik. Hidrogen bukan hanya sekedar unsur atau zat, tetapi juga bagian yang tidak terpisahkan banyak senyawa kompleks, unsur organogenik dan biogenik. Oleh karena itu, mari kita lihat lebih dekat sifat dan karakteristiknya.
Pelepasan gas yang mudah terbakar selama interaksi logam dan asam telah diamati pada abad ke-16, yaitu pada saat terbentuknya kimia sebagai ilmu pengetahuan. Ilmuwan Inggris terkenal Henry Cavendish mempelajari zat tersebut mulai tahun 1766 dan memberinya nama “udara yang mudah terbakar”. Saat dibakar, gas ini menghasilkan air. Sayangnya, kepatuhan ilmuwan tersebut pada teori flogiston (“materi ultrahalus” hipotetis) menghalanginya untuk mengambil kesimpulan yang tepat.
Ahli kimia dan naturalis Perancis A. Lavoisier, bersama dengan insinyur J. Meunier dan dengan bantuan gasometer khusus, mensintesis air pada tahun 1783, dan kemudian menganalisisnya melalui penguraian uap air dengan besi panas. Dengan demikian, para ilmuwan dapat sampai pada kesimpulan yang tepat. Mereka menemukan bahwa “udara yang mudah terbakar” tidak hanya merupakan bagian dari air, tetapi juga dapat diperoleh darinya.
Pada tahun 1787, Lavoisier mengemukakan bahwa gas yang diteliti adalah zat sederhana dan, karenanya, merupakan salah satu unsur kimia utama. Dia menyebutnya hidrogen (dari kata-kata Yunani hydor - air + gennao - saya melahirkan), yaitu “melahirkan air.”
Nama Rusia "hidrogen" diusulkan pada tahun 1824 oleh ahli kimia M. Soloviev. Penentuan komposisi air menandai berakhirnya “teori flogiston”. Pada pergantian abad ke-18 dan ke-19, diketahui bahwa atom hidrogen sangat ringan (dibandingkan dengan atom unsur lain) dan massanya diambil sebagai satuan perbandingan utama. massa atom, menerima nilai 1.
Properti fisik
Hidrogen adalah zat paling ringan yang diketahui sains (14,4 kali lebih ringan dari udara), massa jenisnya 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). bahan ini meleleh (memadat) dan mendidih (mencairkan) masing-masing pada -259,1 °C dan -252,8 °C (hanya helium yang memiliki titik didih dan titik leleh lebih rendah).
Suhu kritis hidrogen sangat rendah (-240 °C). Oleh karena itu, pencairannya merupakan proses yang rumit dan mahal. Tekanan kritis zat adalah 12,8 kgf/cm², dan massa jenis kritisnya adalah 0,0312 g/cm³. Di antara semua gas, hidrogen memiliki konduktivitas termal tertinggi: pada 1 atm dan 0 °C sama dengan 0,174 W/(mxK).
Kapasitas kalor jenis suatu zat pada kondisi yang sama adalah 14,208 kJ/(kgxK) atau 3,394 kal/(rx°C). Unsur ini sedikit larut dalam air (sekitar 0,0182 ml/g pada 1 atm dan 20 °C), tetapi mudah larut dalam sebagian besar logam (Ni, Pt, Pa dan lain-lain), terutama dalam paladium (sekitar 850 volume per volume Pd ) .
Sifat terakhir dikaitkan dengan kemampuannya untuk berdifusi, dan difusi melalui paduan karbon (misalnya, baja) dapat disertai dengan penghancuran paduan tersebut karena interaksi hidrogen dengan karbon (proses ini disebut dekarbonisasi). Dalam wujud cair, zat ini sangat ringan (massa jenis - 0,0708 g/cm³ pada t° = -253 °C) dan cair (viskositas - 13,8 spoise dalam kondisi yang sama).
Dalam banyak senyawa, unsur ini menunjukkan valensi +1 (bilangan oksidasi), seperti natrium dan logam alkali lainnya. Biasanya dianggap sebagai analog dari logam-logam ini. Oleh karena itu, dia mengepalai kelompok I sistem periodik. Dalam hidrida logam, ion hidrogen terlihat muatan negatif(bilangan oksidasi -1), yaitu Na+H- memiliki struktur yang mirip dengan Na+Cl- klorida. Sesuai dengan ini dan beberapa fakta lainnya (kedekatan properti fisik unsur “H” dan halogen, kemampuannya menggantikannya dengan halogen dalam senyawa organik) Hidrogen termasuk golongan VII sistem periodik.
Dalam kondisi normal hidrogen molekuler memiliki aktivitas rendah, hanya berikatan langsung dengan non-logam yang paling aktif (fluor dan klor, dengan yang terakhir dalam cahaya). Pada gilirannya, ketika dipanaskan, ia berinteraksi dengan banyak unsur kimia.
Atom hidrogen mengalami peningkatan aktivitas kimia(bila dibandingkan dengan molekuler). Dengan oksigen membentuk air menurut rumus:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
melepaskan 285,937 kJ/mol kalor atau 68,3174 kkal/mol (25 °C, 1 atm). Pada kondisi suhu normal, reaksi berlangsung agak lambat, dan pada t° >= 550 °C reaksi tidak dapat dikendalikan. Batas ledakan campuran hidrogen + oksigen berdasarkan volume adalah 4–94% H₂, dan campuran hidrogen + udara adalah 4–74% H₂ (campuran dua volume H₂ dan satu volume O₂ disebut gas peledakan).
Unsur ini digunakan untuk mereduksi sebagian besar logam, karena menghilangkan oksigen dari oksida:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,
CuO + H₂ = Cu + H₂O, dst.
Hidrogen membentuk hidrogen halida dengan halogen yang berbeda, misalnya:
H₂ + Cl₂ = 2HCl.
Namun, ketika bereaksi dengan fluor, hidrogen meledak (ini juga terjadi dalam gelap, pada -252 ° C), dengan brom dan klor hanya bereaksi ketika dipanaskan atau diterangi, dan dengan yodium - hanya ketika dipanaskan. Ketika berinteraksi dengan nitrogen, amonia terbentuk, tetapi hanya pada katalis, pada tekanan dan suhu tinggi:
ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.
Saat dipanaskan, hidrogen bereaksi aktif dengan belerang:
H₂ + S = H₂S (hidrogen sulfida),
dan jauh lebih sulit dengan telurium atau selenium. Hidrogen bereaksi dengan karbon murni tanpa katalis, tetapi pada suhu tinggi:
2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metana).
Zat ini bereaksi langsung dengan beberapa logam (alkali, alkali tanah dan lain-lain), membentuk hidrida, misalnya:
H₂ + 2Li = 2LiH.
Penting signifikansi praktis mempunyai interaksi antara hidrogen dan karbon(II) monoksida. Dalam hal ini, tergantung pada tekanan, suhu dan katalis, senyawa organik yang berbeda terbentuk: HCHO, CH₃OH, dll. Hidrokarbon tak jenuh menjadi jenuh selama reaksi, misalnya:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Hidrogen dan senyawanya memainkan peran luar biasa dalam kimia. Itu mengkondisikan sifat asam yang disebut asam protik, cenderung terbentuk dengan elemen yang berbeda ikatan hidrogen, yang memiliki pengaruh signifikan tentang sifat-sifat banyak senyawa anorganik dan organik.
Produksi hidrogen
Jenis bahan baku utama untuk produksi industri Unsur ini meliputi gas penyulingan minyak, gas yang mudah terbakar secara alami, dan gas oven kokas. Itu juga diperoleh dari air melalui elektrolisis (di tempat-tempat yang tersedia listrik). Satu dari metode yang paling penting Produksi bahan dari gas alam dianggap sebagai interaksi katalitik hidrokarbon, terutama metana, dengan uap air (yang disebut konversi). Misalnya:
CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.
Oksidasi hidrokarbon yang tidak sempurna dengan oksigen:
CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.
Karbon monoksida (II) yang disintesis mengalami konversi:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Hidrogen yang dihasilkan dari gas alam adalah yang termurah.
Digunakan untuk elektrolisis air D.C., yang dilewatkan melalui larutan NaOH atau KOH (tidak digunakan asam untuk menghindari korosi pada peralatan). Dalam kondisi laboratorium, bahan diperoleh dengan elektrolisis air atau sebagai hasil reaksi antara asam klorida dan seng. Namun, bahan pabrik yang sudah jadi dalam bentuk silinder lebih sering digunakan.
Dari gas penyulingan minyak dan gas oven kokas elemen ini diisolasi dengan menghilangkan semua komponen lain dari campuran gas, karena komponen tersebut lebih mudah mencair selama pendinginan dalam.
Bahan ini mulai diproduksi secara industri pada masa itu akhir XVIII abad. Kemudian digunakan untuk isian balon. Pada saat ini Hidrogen banyak digunakan dalam industri, terutama industri kimia, untuk produksi amonia.
Konsumen massal zat ini adalah produsen metil dan alkohol lainnya, bensin sintetis, dan banyak produk lainnya. Mereka diperoleh melalui sintesis dari karbon monoksida (II) dan hidrogen. Hidrogen digunakan untuk hidrogenasi zat berat dan padat bahan bakar cair, lemak, dll., untuk sintesis HCl, perlakuan hidro pada produk minyak bumi, serta dalam pemotongan/pengelasan logam. Elemen terpenting untuk energi nuklir adalah isotopnya - tritium dan deuterium.
Peran biologis hidrogen
Sekitar 10% massa organisme hidup (rata-rata) berasal dari unsur ini. Itu adalah bagian dari air dan kelompok yang paling penting senyawa alami, termasuk protein, asam nukleat, lipid, karbohidrat. Untuk apa ini digunakan?
Materi ini memainkan peran yang menentukan: dalam pemeliharaan struktur spasial protein (kuartener), dalam penerapan prinsip saling melengkapi asam nukleat(yaitu dalam implementasi dan penyimpanan informasi genetik), secara umum dalam “pengenalan” pada tingkat molekuler.
Ion hidrogen H+ mengambil bagian dalam reaksi/proses dinamis yang penting dalam tubuh. Termasuk: dalam oksidasi biologis, yang menyediakan energi bagi sel hidup, dalam reaksi biosintetik, dalam fotosintesis pada tumbuhan, dalam fotosintesis bakteri dan fiksasi nitrogen, dalam menjaga keseimbangan asam-basa dan homeostasis, dalam proses transpor membran. Seiring dengan karbon dan oksigen, ia membentuk senyawa fungsional dan dasar struktural fenomena kehidupan.
DEFINISI
Hidrogen– unsur pertama Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev. Simbol - N.
Massa atom – 1 sma. Molekul hidrogen bersifat diatomik – H2.
Konfigurasi elektronik atom hidrogen – 1s 1. Hidrogen termasuk dalam keluarga elemen s. Dalam senyawanya ia menunjukkan bilangan oksidasi -1, 0, +1. Hidrogen alami terdiri dari dua isotop stabil - protium 1H (99,98%) dan deuterium 2H (D) (0,015%) - dan isotop radioaktif tritium 3H (T) (jumlah jejak, waktu paruh - 12,5 tahun) .
Sifat kimia hidrogen
Dalam kondisi normal, molekul hidrogen menunjukkan reaktivitas yang relatif rendah, karena tingginya kekuatan ikatan dalam molekul. Ketika dipanaskan, ia berinteraksi dengan hampir semua zat sederhana yang dibentuk oleh unsur-unsur subkelompok utama (kecuali gas mulia, B, Si, P, Al). Dalam reaksi kimia ia dapat bertindak sebagai zat pereduksi (lebih sering) dan zat pengoksidasi (lebih jarang).
Pameran hidrogen sifat-sifat zat pereduksi(H 2 0 -2e → 2H +) dalam reaksi berikut:
1. Reaksi interaksi dengan zat sederhana – nonlogam. Hidrogen bereaksi dengan halogen, apalagi, reaksi interaksi dengan fluor dalam kondisi normal, dalam gelap, dengan ledakan, dengan klorin - di bawah penerangan (atau penyinaran UV) menurut mekanisme rantai, dengan brom dan yodium hanya ketika dipanaskan; oksigen(campuran oksigen dan hidrogen dengan perbandingan volume 2:1 disebut “gas eksplosif”), abu-abu, nitrogen Dan karbon:
H 2 + Hal 2 = 2HHal;
2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q (t);
H 2 + S = H 2 S (t = 150 – 300C);
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);
2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).
2. Reaksi interaksi dengan zat kompleks. Hidrogen bereaksi dengan oksida logam aktif rendah, dan hanya mampu mereduksi logam yang berada pada rangkaian aktivitas di sebelah kanan seng:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O (t);
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O (t);
WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O (t).
Hidrogen bereaksi dengan oksida non-logam:
H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);
2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 – 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).
Hidrogen masuk ke dalam reaksi hidrogenasi dengan senyawa organik kelas sikloalkana, alkena, arena, aldehida dan keton, dll. Semua reaksi ini dilakukan dengan pemanasan, di bawah tekanan, menggunakan platina atau nikel sebagai katalis:
CH 2 = CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3 ;
C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12 ;
C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;
CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;
CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH(OH)-CH 3.
Hidrogen sebagai oksidator(H 2 +2e → 2H -) muncul dalam reaksi dengan logam alkali dan alkali tanah. Dalam hal ini, hidrida terbentuk - senyawa ionik kristal di mana hidrogen menunjukkan bilangan oksidasi -1.
2Na +H 2 ↔ 2NaH (t, hal).
Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).
Sifat fisik hidrogen
Hidrogen adalah gas ringan, tidak berwarna, tidak berbau, berdensitas pada kondisi sekitar. – 0,09 g/l, 14,5 kali lebih ringan dari udara, t mendidih = -252.8C, t pl = - 259.2C. Hidrogen sulit larut dalam air dan pelarut organik; sangat larut dalam beberapa logam: nikel, paladium, platinum.
Menurut kosmokimia modern, hidrogen adalah unsur paling umum di alam semesta. Bentuk utama keberadaan hidrogen di luar angkasa– atom individu. Hidrogen adalah unsur paling melimpah ke-9 di Bumi di antara semua unsur. Mayoritas hidrogen di bumi ditemukan di keadaan terikat– dalam komposisi air, minyak, gas alam, batu bara, dll. Hidrogen jarang ditemukan dalam bentuk zat sederhana - dalam komposisi gas vulkanik.
Produksi hidrogen
Ada metode laboratorium dan industri untuk memproduksi hidrogen. Metode laboratorium meliputi interaksi logam dengan asam (1), serta interaksi aluminium dengan larutan alkali dalam air (2). Di antara metode industri untuk memproduksi hidrogen, elektrolisis larutan alkali dan garam (3) dan konversi metana (4) memainkan peran penting:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1);
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H 2 (2);
2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH (3);
CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).
Contoh pemecahan masalah
CONTOH 1
| Latihan | Ketika 23,8 g logam timah direaksikan dengan asam klorida berlebih, hidrogen dilepaskan dalam jumlah yang cukup untuk memperoleh 12,8 g logam tembaga. Tentukan bilangan oksidasi timah dalam senyawa yang dihasilkan. |
| Larutan | Berdasarkan struktur elektronik atom timah (...5s 2 5p 2), kita dapat menyimpulkan bahwa timah mempunyai dua bilangan oksidasi - +2, +4. Berdasarkan hal ini, kami membuat persamaan untuk reaksi yang mungkin terjadi: Sn + 2HCl = H 2 + SnCl 2 (1); Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2); CuO + H 2 = Cu + H 2 O (3). Mari kita cari jumlah zat tembaga: v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 mol. Menurut persamaan 3, jumlah zat hidrogen: v(H 2) = v(Cu) = 0,2 mol. Mengetahui massa timah, kita menemukan jumlah zatnya: v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 mol. Mari kita bandingkan jumlah zat timah dan hidrogen menurut persamaan 1 dan 2 dan menurut kondisi soal: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (persamaan 1); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1:2 (persamaan 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (kondisi masalah). Akibatnya, timah bereaksi dengan asam klorida menurut persamaan 1 dan bilangan oksidasi timah adalah +2. |
| Menjawab | Bilangan oksidasi timah adalah +2. |
CONTOH 2
| Latihan | Gas yang dilepaskan melalui aksi 2,0 g seng per 18,7 ml asam klorida 14,6% (kepadatan larutan 1,07 g/ml) dilewatkan ketika dipanaskan lebih dari 4,0 g tembaga (II) oksida. Berapa massa campuran padat yang dihasilkan? |
| Larutan | Ketika seng bereaksi dengan asam klorida, hidrogen dilepaskan: Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (1), yang bila dipanaskan akan mereduksi tembaga(II) oksida menjadi tembaga(2): CuO + H 2 = Cu + H 2 O. Mari kita cari jumlah zat pada reaksi pertama: m(larutan HCl) = 18,7. 1,07 = 20,0 gram; m(HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 gram; v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Persediaan seng terbatas, sehingga jumlah hidrogen yang dilepaskan adalah: v(H 2) = v(Zn) = 0,031 mol. Pada reaksi kedua, persediaan hidrogen terbatas karena: v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 mol. Akibat reaksi tersebut, 0,031 mol CuO akan berubah menjadi 0,031 mol Cu, dan kehilangan massanya menjadi: m(СuО) – m(Сu) = 0,031×80 – 0,031×64 = 0,50 g. Massa campuran padat CuO dan Cu setelah melewati hidrogen adalah: 4,0-0,5 = 3,5 gram. |
| Menjawab | Massa campuran padat CuO dan Cu adalah 3,5 g. |
§3. Persamaan reaksi dan cara menuliskannya
Interaksi hidrogen Dengan oksigen, seperti yang dikemukakan Sir Henry Cavendish, mengarah pada pembentukan air. Mari gunakan contoh sederhana ini untuk mempelajari cara menulis persamaan reaksi kimia.
Apa yang keluar darinya hidrogen Dan oksigen, kita sudah tahu:
H 2 + O 2 → H 2 O
Sekarang mari kita perhatikan bahwa atom-atom unsur kimia dalam reaksi kimia tidak hilang dan tidak muncul dari ketiadaan, tidak berubah menjadi satu sama lain, tetapi menggabungkan dalam kombinasi baru, membentuk molekul baru. Artinya dalam persamaan reaksi kimia harus terdapat jumlah atom yang sama pada setiap jenisnya sebelum reaksi ( kiri dari tanda sama dengan) dan setelah akhir reaksi ( di sebelah kanan dari tanda sama dengan), seperti ini:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Begitulah adanya persamaan reaksi - pencatatan kondisional dari reaksi kimia yang sedang berlangsung menggunakan rumus zat dan koefisien.
Artinya dalam reaksi yang diberikan dua tahi lalat hidrogen harus bereaksi dengan satu tahi lalat oksigen, dan hasilnya adalah dua tahi lalat air.
Interaksi hidrogen Dengan oksigen- bukan proses yang sederhana sama sekali. Hal ini menyebabkan perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur ini. Untuk memilih koefisien dalam persamaan seperti itu, mereka biasanya menggunakan " keseimbangan elektronik".
Jika air terbentuk dari hidrogen dan oksigen, artinya demikian hidrogen mengubah bilangan oksidasinya dari 0 sebelum +Saya, A oksigen- dari 0 sebelum −II. Dalam hal ini, beberapa berpindah dari atom hidrogen ke atom oksigen. (N) elektron:
Hidrogen menyumbangkan elektron berfungsi di sini agen pereduksi, dan elektron penerima oksigen adalah agen pengoksidasi.
Agen pengoksidasi dan agen pereduksi
Sekarang mari kita lihat seperti apa proses pemberian dan penerimaan elektron secara terpisah. Hidrogen, setelah bertemu dengan oksigen "perampok", kehilangan semua asetnya - dua elektron, dan bilangan oksidasinya menjadi sama +Saya:
N 2 0 − 2 e− = 2Н +Saya
Telah terjadi persamaan setengah reaksi oksidasi hidrogen.
Dan bandit- oksigen HAI 2, setelah mengambil elektron terakhir dari hidrogen malang, sangat senang dengan bilangan oksidasi barunya -II:
O2+4 e− = 2O −II
Ini persamaan setengah reaksi reduksi oksigen.
Perlu ditambahkan bahwa baik "bandit" maupun "korbannya" telah kehilangan individualitas kimianya dan terbuat dari zat sederhana - gas dengan molekul diatomik. jam 2 Dan HAI 2 telah menjadi komponen yang baru substansi kimia - air H2O.
Selanjutnya kita akan beralasan sebagai berikut: berapa banyak elektron yang diberikan zat pereduksi kepada bandit pengoksidasi, itulah berapa banyak elektron yang diterimanya. Jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi.
Jadi itu perlu menyamakan jumlah elektron pada babak pertama dan kedua reaksi. Dalam kimia, hal itu diterima bentuk bersyarat menulis persamaan setengah reaksi:
2 T 2 0 − 2 e− = 2Н +Saya |
|
1 HAI 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Di sini, angka 2 dan 1 di sebelah kiri kurung kurawal adalah faktor yang akan membantu memastikan bahwa jumlah elektron yang diberikan dan diterima adalah sama. Mari kita perhatikan bahwa dalam persamaan setengah reaksi, 2 elektron diberikan, dan 4 elektron diterima. Untuk menyamakan jumlah elektron yang diterima dan diberikan, carilah kelipatan persekutuan terkecil dan faktor tambahan. Dalam kasus kita, kelipatan persekutuan terkecil adalah 4. Faktor tambahan untuk hidrogen adalah 2 (4:2 = 2), dan untuk oksigen - 1 (4:4 = 1)
Pengganda yang dihasilkan akan berfungsi sebagai koefisien persamaan reaksi di masa depan:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II
Hidrogen teroksidasi tidak hanya saat bertemu dengan oksigen. Pengaruhnya terhadap hidrogen kira-kira sama. fluor F 2, halogen dan "perampok" yang dikenal, dan tampaknya tidak berbahaya nitrogen nomor 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +Saya |
Dalam hal ini ternyata hidrogen fluorida HF atau amonia NH3.
Dalam kedua senyawa bilangan oksidasinya adalah hidrogen menjadi setara +Saya, karena mendapat pasangan molekul yang “rakus” terhadap barang elektronik orang lain, dengan elektronegativitas tinggi - fluor F Dan nitrogen N. kamu nitrogen nilai keelektronegatifan dianggap sama dengan tiga satuan konvensional, dan fluor Secara umum elektronegativitas tertinggi di antara semua unsur kimia adalah empat satuan. Jadi tidak mengherankan jika mereka meninggalkan atom hidrogen yang malang itu tanpa lingkungan elektronik apa pun.
Tetapi hidrogen Mungkin memulihkan- menerima elektron. Hal ini terjadi jika mereka mengambil bagian dalam reaksi logam alkali atau kalsium, yang memiliki keelektronegatifan lebih kecil dibandingkan hidrogen.
