हायड्रोजन
एक रासायनिक मुलद्रव्य From Wikipedia, the free encyclopedia
एक रासायनिक मुलद्रव्य From Wikipedia, the free encyclopedia
हायड्रोजन (अणुक्रमांक : १) हे एक रासायनिक मूलद्रव्य आहे. रसायनशास्त्रात हायड्रोजन H ह्या चिन्हाने दर्शवितात.
 हायड्रोजन | ||||||||
| सामान्य गुणधर्म | ||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| साधारण अणुभार (Ar, standard) | १.००७९४ ग्रॅ/मोल | |||||||
| हायड्रोजन - आवर्तसारणीमधे | ||||||||
| ||||||||
| अणुक्रमांक (Z) | १ | |||||||
| गण | अज्ञात गण | |||||||
| श्रेणी | अधातू | |||||||
| विजाणूंची रचना | १s१ | |||||||
| भौतिक गुणधर्म | ||||||||
| स्थिती at STP | वायू | |||||||
| विलयबिंदू | १४.०१ °K (-२५९.१४ °C, −४३४.४५ °F) | |||||||
| क्वथनबिंदू (उत्कलनबिंदू) | २०.२८ °K (−२५२.८७ °C, −४२३.१७ °F) | |||||||
| घनता (at STP) | ०.०८९८८ ग्रॅ/लि | |||||||
| आण्विक गुणधर्म | ||||||||
| इतर माहिती | ||||||||
| स्फटिकाची संरचना | षट्‌कोनी | |||||||
सामान्य तापमानाला आणि दाबाला हायड्रोजन वायुरूपात असतो. हायड्रोजन हा रंगहीन, गंधहीन, चवरहित व अतिशय ज्वलनशील वायू आहे. स्थिर स्वरूपात असताना हायड्रोजनचे रेणू प्रत्येकी २ अणूंनी बनलेले असतात.
१.००७९४ ग्रॅ/मोल एवढा अणुभार[श 1] असणारे हायड्रोजन हे सर्वांत हलके मूलद्रव्य आहे. हे विश्वात सर्वाधिक आढळणारे मूलद्रव्य आहे. विश्वात आढळणाऱ्या सर्व पदार्थांच्या वजनापैकी ७५ टक्के वजन हायड्रोजनचे आहे.[1] विश्वातील बहुतेक ताऱ्यांमध्ये मुख्यत्वे हायड्रोजन हेच मूलद्रव्य प्लाझ्माच्या स्वरूपात सापडते. हा वायू पृथ्वीवर क्वचितच मूलद्रव्य स्वरूपात आढळतो. हायड्रोजनचे औद्योगिकरीत्या उत्पादन मिथेनसारख्या कर्बोदकापासून केले जाते. अशा प्रकारे या मूलद्रव्य स्वरूपात तयार केलेल्या हायड्रोजनचा वापर बहुतकरून संरक्षित [श 2] पद्धतीने उत्पादनाच्या स्थळीच केला जातो. अशा हायड्रोजनचा वापर मुख्यत्वे खनिज-इंधनांच्या श्रेणीवाढीसाठी [श 3] व अमोनियाच्या उत्पादनासाठी केला जातो. इलेक्ट्रॉलिसिस [श 4] पद्धतीने पाण्यापासूनही हायड्रोजन तयार करता येतो, पण नैसर्गिक वायूपासून हायड्रोजन मिळवण्यापेक्षा ही पद्धत खूपच जास्त महाग पडते.
हायड्रोजनच्या सर्वात जास्त आढळणाऱ्या समस्थानिकाच्या [श 5] अणूत एक प्रोटॉन असतो आणि त्यात न्यूट्रॉन नसतात. ह्या समस्थानिकास प्रोटियम म्हणतात. हायड्रोजन बहुतेक मूलद्रव्यांबरोबर संयुगे तयार करू शकतो, आणि बहुतांशी अतिशुद्ध संयुगांचा तो घटक असतो. आम्ल-अल्कली यांच्या रसायनशास्त्रात हायड्रोजनची प्रमुख भूमिका असते. त्यामधील बऱ्याच रासायनिक प्रक्रियांमधे रेणूंमधील प्रोटॉन कणांची देवाणघेवाण हायड्रोजनच्या अणुकेंद्रातील प्राणूच्या स्वरूपात होते.
हायड्रोजनला डायहायड्रोजन असेही म्हणतात. डायहायड्रोजन हे विश्वात सगळ्यात विपुल प्रमाणात आढळणारे मूलद्रव्य आहे. हायडेरोजन हे सूर्य मालेतील एक प्रमुख मूलद्रव्य आहे. गुरू आणि शनि यासारखे ग्रह बव्हंशी हायड्रोजनचेच बनलेले आहे. हायड्रोजन हे अतिशय हलके मूलद्रव्य आहे आणि पृथ्वीच्या वातावरणात ते अतिशय कमी प्रमाणात (०.१५% वस्तुमान) उपलब्ध आहे. संयुक्त अवस्थेत हायड्रोजन हे मूलद्रव्य वनस्पतीमध्ये, प्राण्याच्या पेशीद्रव्यामध्ये, पिष्टमय पदार्थात, प्रथिनात, हायड्राइडसमध्ये, हायड्रोकार्बन्समध्ये आणि असा कितीतरी संयुगामध्ये आढळते.[2]
हायड्रोजनला तीन समस्थानिके आहेत. प्रोटिअम, ड्युटेरिअम आणि ट्रिट्अम. या समस्थानिकांपैकी फक्त ट्रिटिअम किरणात्यर्गी आहे आणि तो कणांचे उत्सर्जन करतो. त्याचा अर्धायुकाल १२.३३ वर्ष आहे.[3] या तीन समस्थानिकामध्ये अनुक्रमे ०, १ आणि २ न्युट्रॉन्स आहेत. तीनही समस्थानिकांचे इलेक्टॉनी संरुपण एकच असल्यामुळे त्यांचे रासायनिक गुणधर्म सारखेच आहे. त्यांचे वस्तुमान वेगवेगळे असल्यामुळे त्यांचे भौतिक गुणधर्म वेगळे आहेत. याला समस्थानिकी परिणाम असे म्हणतात.[3]
अनेक धातू हायड्रोजनच्या शोषणामुळे ठिसूळ होत असल्याने हायड्रोजनचे विद्रवण आणि शोषण ह्यांचे गुणधर्म धातुशास्त्राच्या, आणि त्याला सुरक्षित पद्धतीने साठवून ठेवण्याच्या दृष्टीने अतिशय महत्त्वाचे असतात. हायड्रोजन वायू संक्रमणी धातूंमधे [श 6] व विरळा मृद्धातूंमधे [श 7] अतिशय सहज विरघळू शकतो.[4] तसेच तो स्फटिक धातूंमधे व अस्फटिक [श 8] धातूंमध्येही विरघळतो.[5] हायड्रोजनची विरघळण्याची क्षमता ह्या धातूंच्या स्फटिकांच्या जालातील [श 9] स्थानिक विकृती आणि अशुद्धतेमुळे वाढते.[6]
हायड्रोजन वायू इतका ज्वलनशील असतो की एकूण हवेमध्ये तो ४ टक्के इतका कमी असला तरी पेट घेऊ शकतो. त्याच्या ज्वलनाची ऊर्जाशक्ती [श 10] २८६ किलो ज्यूल/मोल एवढी आहे. हायड्रोजनच्या ज्वलनाचे रासायनिक समीकरण पुढीलप्रमाणे मांडता येते.
प्राणवायूबरोबर वेगवेगळ्या प्रमाणात मिसळून पेटवला असता हायड्रोजनचा स्फोट होतो. हवेमध्ये तो अतिशय जोरदार पेटतो. हायड्रोजन-प्राणवायूच्या ज्वाला अतिनील ऊर्जालहरी असतात आणि त्या साध्या डोळ्यांना जवळजवळ अदृश्य असतात. त्यामुळे हायड्रोजनची गळती आणि ज्वलन नुसते बघून ओळखणे अवघड असते. बाजूच्या चित्रातील "हिंडेनबर्ग झेपेलिन" हवाई जहाजाच्या ज्वाला दिसत आहेत कारण त्याच्या आवरणातील कार्बन आणि पायरोफोरिक अ‍ॅल्युमिनियमच्या चूर्णामुळे त्या ज्वालांना वेगळा रंग आला होता.[7] हायड्रोजनच्या ज्वलनाचे आणखी एक वैशिष्ट्य म्हणजे त्याच्या ज्वाला अतिशय जलदपणे हवेत वर जातात, त्यामुळे हायड्रोकार्बनच्या आगीपेक्षा त्यातून कमी नुकसान होते. हिंडेनबर्ग अपघातातील दोन-तृतीयांश लोक हायड्रोजनच्या आगीतून वाचले.[8]
H2 स्वरूपातील हायड्रोजन वायू पॅरासेल्सस (इ.स. १४९३ - इ.स. १५४१) ह्या स्विस अल्केमिस्टने प्रथम तयार केला. त्याने धातू आणि तीव्र आम्ल ह्यांच्या प्रासायनिक प्रक्रियेमधून हा ज्वलनशील वायू तयार झाला. त्याला त्या वेळेस हायड्रोजन हे एक रासायनिक मूलद्रव्य आहे ह्याची कल्पना नव्हती. इ.स. १६७१ मध्ये रॉबर्ट बॉइल ह्या आयरिश रसायनशास्त्रज्ञाने हायड्रोजनचा पुन्हा शोध लावला व सौम्य आम्ल आणि लोखंडाच्या चूर्णाच्या प्रक्रियेतून हायड्रोजन वायूच्या उत्पादनाचा तपशील दिला.[9]
इ.स. १७६६ मध्ये हेन्री कॅव्हेंडिश ह्या ब्रिटिश शास्त्रज्ञाने हायड्रोजनला एक स्वतंत्र पदार्थ म्हणून मान्यता दिली. धातू आणि आम्ल यांच्या प्रक्रियेतून निर्माण होणाऱ्या 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 पाऱ्यामधून मुक्त झालेला घटक आहे असा चुकीचा निष्कर्ष काढला. पण हायड्रोजनच्या अनेक कळीच्या गुणधर्मांचे त्याने अचूक वर्णन दिले. असे असले तरी, मूलद्रव्य म्हणून हायड्रोजनचा शोध लावण्याचे श्रेय सर्वसाधारणपणे त्यालाच दिले जाते. इ.स. १७८३ मध्ये आंत्वॉन लवॉसिए ह्या फ्रेंच रसायनशास्त्रज्ञाने या वायूच्या ज्वलनामुळे पाणी तयार होते, म्हणून त्या वायूला हायड्रोजन असे नाव दिले.
सुरुवातीस हायड्रोजनचा उपयोग मुख्यत्वे फुगे आणि हवाई जहाजे बनवण्यासाठी होत असे. H2 हा वायू सल्फ्यूरिक आम्ल आणि लोह ह्यांच्या प्रक्रियेतून मिळवला जात असे. हिंडेनबर्ग हवाई जहाजातही H2 वायूच होता, त्यास हवेमध्येच आग लागून त्याचा नाश झाला. नंतर H2च्या ऐवजी हवाई जहाजांमध्ये आणि फुग्यांमध्ये हळूहळू हेलियम हा उदासीन वायू वापरण्यास सुरुवात झाली.
हायड्रोजनच्या अणूची रचना अतिशय साधी असते. त्याच्या अणुकेंद्रात फक्त एक प्रोटॉन असतो व त्याभोवती एक विजाणू फिरत असतो. हायड्रोजन अणूच्या अतिशय साध्या रचनेमुळे आणि अणूपासून निघणाऱ्या व शोषल्या जाणाऱ्या प्रकाशपटलाच्या अभ्यासामुळे अणुरचनेचा सिद्धान्त बनवण्याच्या कामात हायड्रोजनची खूप मदत झाली. 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 इ.स.च्या १९२० च्या दशकाच्या मध्यास झाला, त्यानंतर वरील सिद्धान्तांचाही विस्तार केला गेला.
सुरुवातीस अभ्यासल्या गेलेल्या पुंज-भौतिकी परिणामांपैकी एक परिणाम मॅक्सवेलने, पूर्ण पुंज-भौतिकी सिद्धान्त मांडण्याच्या जवळजवळ अर्धे शतक आधी हायड्रोजन अणूच्या संदर्भातच लक्षात आणून दिला होता, पण त्या वेळेस त्याचे पूर्णपणे स्पष्टीकरण सापडले नव्हते. मॅक्सवेलच्या निरीक्षणाप्रमाणे हायड्रोजनची विशिष्ट उष्णता क्षमता [श 11] 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 फिरणाऱ्या (पुंजित) ऊर्जा पातळींमधील अंतरामुळे झालेली आहे. हायड्रोजनच्या अतिशय कमी भारामुळे त्यातील ऊर्जा पातळ्या जास्तच दूर असतात. अधिक भारांच्या द्वि-अणू वायूंमध्ये ऊर्जा पातळ्या एवढ्या अलग नसतात, आणि त्यांच्यात वरील परिणाम पहायला मिळत नाही [10].
हायड्रोजन हे खनिज तेलापेक्षा ऊर्जा निर्मितीच्या बाबतीत सर्वात कार्यक्षम इंधन ठरते. पेट्रोल दर लिटरमध्ये ४२००० बी. टी. यु.(ब्रिटिश थर्मल युनिट) तर द्रव हायड्रोजन दर लिटरला १,३४,५०० बी. टी. यु. एवढी उष्णता निर्माण करतो. परंतु याच्या निर्मितीचा खर्च परवडत नसल्यामुळे हायड्रोजन हे प्रचलित साधन होण्यात अडचण येत आहे.
हायड्रोजनच्या नावाची उत्पत्ती प्राचीन ग्रीक भाषेतील हायडॉर (ग्रीकः ὕδωρ (हीद्र)) म्हणजे पाणी, तर जेनेस म्हणजे तयार करणे या शब्दांच्या संयोगातून झाली आहे. हायड्रोजनच्या ज्वलनातून पाणी तयार होते म्हणून 'पाणी तयार करणारा' अर्थात 'हायड्रोजन' असे त्याचे नामकरण 'आंत्वॉन लवॉसिए' ह्या फ्रेंच रसायनशास्त्रज्ञाने केले.
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
