हायड्रोजन
Wikipedia कडून
|
||||||
| सर्वसाधारण गुणधर्म | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| नाव, चिन्ह, अणूक्रमांक | हायड्रोजन, H, 1 | |||||
| रासायनिक श्रेणी | अधातू | |||||
| अणूभार | 1.00794 g·mol−1 | |||||
| विजाणूंची स्थिती | 1s1 | |||||
| भौतिक गुणधर्म | ||||||
| स्थिती | वायू | |||||
| घनता | (0 °C, 101.325 kPa) 0.08988 g/L |
|||||
| द्रवीकरण बिंदू | 14.01 K (−259.14 °C, −434.45 °F) |
|||||
| बाष्पीकरण बिंदू | 20.28 K (−252.87 °C, −423.17 °F) |
|||||
| आण्विक गुणधर्म | ||||||
| स्फटिकाची बनावट | षटकोनी | |||||
हायड्रोजन (अणूक्रमांक १) हे एक रासायनिक मूलद्रव्य आहे. रसायनशास्त्रात हायड्रोजन H ह्या चिन्हानी दर्शवितात.
सामान्य तापमानाला आणि दाबाला हायड्रोजन वायूरुपात असतो. हायड्रोजन हा रंगहीन, वासहीन, चवरहीत व अतिशय ज्वलनशील वायू आहे. स्थिर स्वरूपात असताना हायड्रोजनचे रेणू प्रत्येकी २ अणूंनी बनलेले असतात.
अनुक्रमणिका |
[संपादन] गुणधर्म
1.00794 g/mol एवढा अणूभार (Atomic mass) असणारा हायड्रोजन हे सर्वात हलके मूलद्रव्य आहे. हायड्रोजन हे विश्वात सर्वाधिक आढळणारे मूलद्रव्य आहे. विश्वात आढळणार्या सर्व पदार्थांच्या वजनापैकी ७५% वजन हायड्रोजनचे आहे.[१] विश्वातील बहूतकरून तार्यांमधे मुख्यत्वे हायड्रोजन हेच मूलद्रव्य प्लाज्मा ह्या स्वरूपात सापडते. पृथ्वीवर मूलद्रव्य स्वरूपातील हायड्रोजन क्वचित आढळतो. औद्योगिकरित्या हायड्रोजनचे उत्पादन मिथेनसारख्या हायड्रोकार्बनपासून केले जाते. बहूतकरून ह्या मूलद्रव्य स्वरूपात तयार केलेल्या हायड्रोजनचा वापर "बंदिस्त" (Captive) पद्धतीने उत्पादनाच्या स्थळीच केला जातो. अशा हायड्रोजनचा वापर मुख्यत्वे अवशेष इंधनांच्या समृद्धीसाठी (Fossil fuel upgrading) व अमोनियाच्या उत्पादनासाठी केला जातो. Electrolysis ह्या पद्धतीने पाण्यापासूनही हायड्रोजन तयार करता येतो, पण नैसर्गिक वायूपासून हायड्रोजन मिळवण्यापेक्षा ही पद्धत खूपच जास्त महाग पडते.
हायड्रोजनच्या सर्वात जास्त आढळणार्या "समस्थानी" (isotope) अणूत एक प्रोटॉन असतो आणि त्यात न्यूट्रॉन नसतात. ह्यास प्रोटियम असे म्हणतात. हायड्रोजन बव्हंशी मूलद्रव्यांबरोबर संयुग तयार करू शकतो, आणि बव्हंशी अॉर्गॅनिक संयुगांचा तो घटक असतो. आम्ल-अल्कली यांच्या रसायनशास्त्रात हायड्रोजनची प्रमूख भूमिका असते. त्यामधील बर्याच रासायनिक प्रक्रीयांमधे रेणूंमधील प्रोटॉन कणांची देवाणघेवाण हायड्रोजनच्या अणूकेंद्रातील प्रोटॉनच्या स्वरूपात होते.
[संपादन] रासायनिक गुणधर्म
हायड्रोजनचे विद्रवण आणि शोषण ह्यांचे गुणधर्म धातूशास्त्राच्या दृष्टीने (कारण बरेच धातू हायड्रोजनच्या शोषणामुळे ठिसूळ होतात) आणि त्याला सुरक्षित पद्धतीने साठवून ठेवण्याच्या दृष्टीने अतिशय महत्वाचे असतात. हायड्रोजन वायू संक्रमक धातूंमधे (Transition metals) व दुर्मिळ भूमिजात धातूंमधे (Rare earth metals) अतिशय सहज विरघळू शकतो.[२] तसेच तो स्फटिक धातूंमधे व अस्फटिक (amorphous) धातूंमधेही विरघळतो.[३] हायड्रोजनची विरघळण्याची क्षमता ह्या धातूंच्या स्फटिकांच्या जालातील (Crystal lattice) स्थानिक विकृती आणि अशुद्धतेमुळे वाढते.[४]
[संपादन] ज्वलन
हायड्रोजन वायू अतिशय ज्वलनशील असतो. हवेमध्ये H2 च्या ४% इतक्या कमी तीव्रतेमध्येही तो जळू शकतो. हायड्रोजनच्या ज्वलनाची ऊर्जाशक्ती (enthalpy) 286 kJ/mol एवढी आहे. हायड्रोजनच्या ज्वलनाचे रासायनिक समीकरण पुढीलप्रमाणे मांडता येते.
- 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ/mol
ऑक्सिजन बरोबर बर्याच वेगवेगळ्या प्रमाणात मिसळून पेटवला असता हायड्रोजनचा स्फोट होतो. हवेमध्ये हायड्रोजन अतिशय जोरदार पेट घेतो. हायड्रोजन-ऑक्सिजनच्या ज्वाला "अति-जांभळ्या" (ultra-violet) रंगाच्या असतात आणि त्या साध्या डोळ्यांना जवळजवळ अदृश्य असतात. त्यामुळे हायड्रोजनची गळती आणि ज्वलन नुसते बघून ओळखणे अवघड असते. बाजूच्या चित्रातील "हिंडेनबर्ग झेपेलिन" हवाईजहाजाच्या ज्वाला दिसत आहेत कारण त्याच्या आवरणातील कार्बन आणि पायरोफोरिक ऍलुमिनियमच्या चूर्णामुळे त्या ज्वालांना वेगळा रंग आला. [५] हायड्रोजन ज्वलनाचे आणखी एक वैशिष्ट्य म्हणजे त्याच्या ज्वाला अतिशय जलदपणे हवेत वर जातात, त्यामुळे हायड्रोकार्बनच्या आगीपेक्षा त्यातून कमी नुकसान होते. हिंडेनबर्ग अपघातातील दोन-तृतियांश लोक हायड्रोजनच्या आगीतून वाचले. [६]
[संपादन] इलेक्ट्रॉन ऊर्जा पातळी
[संपादन] रेणूंची रचना
[संपादन] हायड्रोजनची संयुगे
[संपादन] समस्थानी स्वरूपे (Isotopes)
[संपादन] नैसर्गिक हायड्रोजन
[संपादन] इतिहास
[संपादन] H2 चा शोध
H2 स्वरूपातील हायड्रोजन वायू पॅरासेल्सस (१४९३ - १५४१) ह्या स्विस अल्केमिस्टने प्रथम तयार केला. त्याने धातू आणि तीव्र आम्ल ह्यांच्या प्रक्रीयेमधून हा ज्वलनशील वायू तयार केला. त्याला त्या वेळेस हायड्रोजन हे एक रासायनिक मूलद्रव्य आहे ह्याची कल्पना नव्हती. १६७१ मध्ये रॉबर्ट बॉइल ह्या आयरिश रसायनशास्त्रज्ञाने हायड्रोजनचा पुन्हा शोध लावला व सौम्य आम्ल आणि लोखंडाच्या चूर्णाच्या प्रक्रीयेतून हायड्रोजन वायूच्या उत्पादनाचा तपशील दिला.[७] १७६६ मध्ये हेन्री कॅव्हेंडिश ह्या ब्रिटिश शास्त्रज्ञाने हायड्रोजनला एक स्वतंत्र पदार्थ म्हणून मान्यता दिली. धातू आणि आम्ल यांच्या प्रक्रीयेतून निर्माण होणार्या या वायूस त्याने "ज्वलनशील हवा" असे नाव दिले आणि ह्या वायूच्या ज्वलनातून पाणी तयार होते हे त्याने शोधले. अर्थात त्याने हायड्रोजन हा आम्लामधून मुक्त झालेला नसून पार्यामधून मुक्त झालेला घटक आहे असा चुकीचा निष्कर्ष काढला. पण हायड्रोजनच्या अनेक कळीच्या गुणधर्मांचे त्याने अचूक वर्णन दिले. मूलद्रव्य म्हणून हायड्रोजनचा शोध लावण्याचे श्रेय सर्वसाधारणपणे त्याला दिले जाते. १७८३ मध्ये आंत्वॉन लवॉसिए ह्या फ्रेंच रसायनशास्त्रज्ञाने या वायूच्या ज्वलनातून पासून पाणी तयार होते, म्हणून हायड्रोजन असे नाव त्यास दिले.
सुरुवातीस हायड्रोजनचा उपयोग मुख्यत्वे फुगे आणि हवाईजहाजे बनवण्यासाठी होत असे. H2 वायू सल्फ्यूरिक आम्ल आणि लोह ह्यांच्या प्रक्रीयेतून मिळवला जात असे. हिंडेनबर्ग हवाईजहाजातही H2 वायूच होता, त्यास हवेमध्येच आग लागून त्याचा नाश झाला. नंतर H2च्या ऐवजी हवाईजहाजांमध्ये आणि फुग्यांमध्ये हळूहळू हेलियम हा उदासीन वायू वापरण्यास सुरुवात झाली.
[संपादन] पुंजवादाच्या इतिहासातील भूमिका
हायड्रोजनच्या अणूची रचना अतिशय साधी असते. त्याच्या अणूकेंद्रात फक्त एक प्रोटॉन असतो व त्याभोवती फक्त एक इलेक्ट्रॉन फिरत असतो. हायड्रोजन अणूच्या अतिशय साध्या रचनेमुळे आणि अणूपासून निघणार्या व शोषल्या जाणार्या प्रकाशाच्या पटलाच्या अभ्यासामुळे अणूरचनेचा सिद्धांत बनवण्याच्या कामात हायड्रोजनची अतिशय मध्यवर्ती भूमिका होती. तसेच, हायड्रोजनचा रेणू H2 ह्याची व त्याचा कॅटआयन H2+ ह्याचीही रचना एकदम साधी असल्याने रासायनिक बंधाचे गुणधर्म पूर्णपणे समजून घ्यायलाही त्याचा उपयोग झाला. हायड्रोजन अणूचा पुंज-भौतिकी अभ्यास मध्य-१९२० च्या दशकात झाला, त्यानंतर वरील सिद्धांतांचाही विस्तार केला गेला.
सुरुवातीस अभ्यासल्या गेलेल्या पुंज-भौतिकी परिणामांपैकी एक परिणाम मॅक्सवेलने, पूर्ण पुंज-भौतिकी सिद्धांत मांडण्याच्या जवळजवळ अर्धे शतक अगोदर हायड्रोजन अणूच्या संदर्भातच लक्षात आणून दिला होता, पण त्या वेळेस त्याचे पूर्णपणे स्पष्टीकरण सापडले नव्हते. मॅक्सवेलच्या निरीक्षणाप्रमाणे हायड्रोजनची विशिष्ट उष्णता क्षमता (specific heat capacity) साधारण तापमानच्या खाली इतर द्वि-अणू वायूंपेक्षा बरीच वेगळी होती, आणि ती क्रायोजेनिक तापमानांना एक-अणू वायूंच्या उष्णता क्षमतेच्या जवळ जात होती. पुंजवादानुसार ही वर्तणूक हायड्रोजनच्या फिरणार्या (पुंजित) ऊर्जा पातळींमधील अंतरामुळे झालेली आहे. हायड्रोजनच्या अतिशय कमी भारामुळे त्यातील उर्जा पातळी जास्तच दूर असतात. अधिक भारांच्या द्वि-अणू वायूंमध्ये ऊर्जा पातळी एवढ्या अलग नसतात, आणि त्यांत वरील परिणाम पहायला मिळत नाही.[८]
[संपादन] उपयोग
[संपादन] उत्पादन
[संपादन] प्रायोगिक संयोग
[संपादन] औद्योगिक संयोग
[संपादन] जैविक संयोग
[संपादन] काळजी
[संपादन] व्यत्पत्ती
हायड्रोजनच्या नावाची व्यत्पत्ती प्राचीन ग्रीक भाषेच्या मूळांतून झाली आहे - हायडॉर (ग्रीक ὕδωρ) म्हणजे पाणी, तर जेनेस म्हणजे तयार करणे. हायड्रोजनच्या ज्वलनातून पाणी तयार होते म्हणून 'पाणी तयार करणारा' अर्थात 'हायड्रोजन' असे त्याचे नामकरण 'आंत्वॉन लवॉसिए' ह्या फ्रेंच रसायनशास्त्रज्ञाने केले.
[संपादन] हे पहा
[संपादन] संदर्भ
- ↑ Hydrogen in the Universe (विश्वातील हायड्रोजन.)
- ↑ Takeshita T, Wallace WE, Craig RS. (1974). Hydrogen solubility in 1:5 compounds between yttrium or thorium and nickel or cobalt. Inorg Chem 13(9):2282.
- ↑ Kirchheim R, Mutschele T, Kieninger W. (1988). Hydrogen in amorphous and nanocrystalline metals Mater. Sci. Eng. 99: 457–462.
- ↑ Kirchheim R. (1988). Hydrogen solubility and diffusivity in defective and amorphous metals. Prog. Mater. Sci. 32(4):262–325.
- ↑ Bain A; Van Vorst WD (1999). "The Hindenburg tragedy revisited: the fatal flaw exposed". International Journal of Hydrogen Energy 24 (5): 399–403.
- ↑ The Hindenburg Disaster. Swiss Hydrogen Association. बघितले 2007-01-16 ला.
- ↑ Webelements – Hydrogen historical information. बघितले September 15, 2005ला.
- ↑ Berman R, Cooke AH, Hill RW. Cryogenics, Ann. Rev. Phys. Chem. 7 (1956). 1–20.
