18.5: Виникнення, підготовка та сполуки водню

Last updated
Save as PDF

Page ID: 22566

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Цілі навчання

Опишіть властивості, отримання та сполуки водню

Водень - найпоширеніший елемент у Всесвіті. Сонце та інші зірки складаються в основному з водню. Астрономи підрахували, що 90% атомів у Всесвіті - це атоми водню. Водень є компонентом більшої кількості сполук, ніж будь-який інший елемент. Вода - найпоширеніша сполука водню, знайденого на землі. Водень є важливою частиною нафти, багатьох мінералів, целюлози і крохмалю, цукру, жирів, масел, спиртів, кислот і тисяч інших речовин.

При звичайних температурах водень являє собою безбарвний, без запаху, смаку і неотруйний газ, що складається з двоатомної молекули Н ₂. Водень складається з трьох ізотопів, і на відміну від інших елементів, ці ізотопи мають різні назви і хімічні символи: протій, ¹ Н, дейтерій, ² Н (або «D») і тритій ³ Н (або «Т»). У природному зразку водню є один атом дейтерію на кожні 7000 атомів Н і один атом радіоактивного тритію на кожні 10 ¹⁸ атомів Н. Хімічні властивості різних ізотопів дуже схожі, оскільки вони мають однакові електронні структури, але вони відрізняються деякими фізичними властивостями через їх різних атомних мас. Елементарний дейтерій і тритій мають менший тиск пари, ніж звичайний водень. Отже, при випаровуванні рідкого водню важчі ізотопи концентруються в останніх порціях для випаровування. Електроліз важкої води, D ₂ O, дає дейтерій. Більшість тритію походить від ядерних реакцій.

підготовка водню

Елементарний водень повинен бути отриманий із сполук шляхом розриву хімічних зв'язків. Наступні найпоширеніші способи приготування водню.

З пари та вуглецю або вуглеводнів

Вода є найдешевшим і найпоширенішим джерелом водню. Пропускаючи пар над коксом (нечистою формою елементарного вуглецю) при 1000° C утворюється суміш окису вуглецю та водню, відомого як водяний газ:

\[\ce{C}(s)+\ce{H2O}(g)\:\mathrm{\xrightarrow{1000\:°C}}\:\underset{\Large\mathrm{water\: gas}}{\ce{CO}(g)+\ce{H2}(g)} \nonumber \]

Водяний газ є як промислове паливо. Можна отримати додатковий водень шляхом змішування водяного газу з парою в присутності каталізатора для перетворення СО в СО ₂. Ця реакція є реакцією зсуву водяного газу.

Також можна приготувати суміш водню і чадного газу шляхом пропускання вуглеводнів з природного газу або нафти і пари по каталізатору на основі нікелю. Пропан є прикладом вуглеводневого реагенту:

\[\ce{C3H8}(g)+\ce{3H2O}(g)\:\mathrm{\underset{catalyst}{\xrightarrow{900\:°C}}}\:\ce{3CO}(g)+\ce{7H2}(g) \nonumber \]

Електроліз

Водень утворюється при проходженні електрики постійного струму через воду (електроліз), що містить електроліт типу H ₂ _{SO 4}, (рис\(\PageIndex{1}\).) На катоді утворюються бульбашки водню, а на аноді виділяється кисень. Чиста реакція така:

\[\ce{2H2O}(l)+\ce{electrical\: energy}⟶\ce{2H2}(g)+\ce{O2}(g) \nonumber \]

альт — Малюнок\(\PageIndex{1}\): Електроліз води виробляє водень і кисень. Оскільки атомів водню вдвічі більше, ніж атомів кисню, і обидва елементи двохатомні, на катоді утворюється вдвічі більше обсягу водню, оскільки на аноді утворюється кисень.

Реакція металів з кислотами

Це найбільш зручний лабораторний метод отримання водню. Метали з меншими потенціалами відновлення зменшують іон водню в розведених кислотах для отримання газу водню та солей металів. Наприклад, як показано на малюнку\(\PageIndex{2}\), залізо в розведеній соляній кислоті виробляє газ водень і хлорид заліза (II):

\[\ce{Fe}(s)+\ce{2H3O+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{H2}(g)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Реакція іонних гідридів металів з водою

Можна отримати водень в результаті реакції гідридів активних металів, які містять дуже сильно основний Н ⁻ аніон, з водою:

\[\ce{CaH2}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)+\ce{2H2}(g) \nonumber \]

Металогідриди - дорогі, але зручні джерела водню, особливо там, де простір і вага є важливими факторами. Вони важливі в надуванні рятувальних жилетів, рятувальних плотів, військових повітряних куль.

Реакція

У нормальних умовах водень відносно неактивний хімічно, але при нагріванні він вступає в безліч хімічних реакцій.

Дві третини світового виробництва водню присвячено виготовленню аміаку, який є добривом і використовується у виробництві азотної кислоти. Великі кількості водню також важливі в процесі гідрування, розглянуті в розділі про органічну хімію.

Можна використовувати водень як екологічно чисте паливо. Реакція водню з киснем - дуже екзотермічна реакція, що виділяє 286 кДж енергії на моль утворюється води. Водень горить без вибуху в контрольованих умовах. Киснево-водневий факел, через високу теплоту згоряння водню, може досягати температури до 2800° C. гаряче полум'я цього факела корисно при різанні товстих листів багатьох металів. Рідкий водень також є важливим ракетним паливом (рис.\(\PageIndex{3}\)).

Некомбінований атом водню складається з ядра і одного валентного електрона в орбіталі 1 с. Валентна оболонка n = 1 має ємність для двох електронів, а водень може по праву займати два місця в таблиці Менделєєва. Можна вважати водень елементом групи 1, оскільки водень може втратити електрон, утворюючи катіон, H ⁺. Також можна вважати водень елементом групи 17, оскільки йому потрібен лише один електрон, щоб заповнити його валентну орбіталь, щоб утворити гідридний іон, H ⁻, або він може розділити електрон для утворення єдиного ковалентного зв'язку. Насправді водень - це унікальний елемент, який практично заслуговує власного розташування в таблиці Менделєєва.

Реакції з елементами

При нагріванні водень вступає в реакцію з металами групи 1 і з Ca, Sr і Ba (більш активні метали в групі 2). Утворені сполуки - це кристалічні іонні гідриди, які містять гідридний аніон, H ⁻, сильний відновник і сильну основу, яка енергійно реагує з водою та іншими кислотами з утворенням водневого газу.

Реакції водню з неметалами зазвичай виробляють кислі водневі сполуки з воднем у стані окислення 1+. Реакції стають більш екзотермічними та енергійними, оскільки електронегативність неметалу збільшується. Водень вступає в реакцію з азотом і сіркою тільки при нагріванні, але вибухонебезпечно вступає в реакцію з фтором (утворюючи HF) і в деяких умовах з хлором (утворюючи HCl). Суміш водню і кисню вибухає при запаленні. Через вибухонебезпечного характеру реакції необхідно проявляти обережність при поводженні з воднем (або будь-яким іншим горючим газом), щоб уникнути утворення вибухонебезпечної суміші в замкнутому просторі. Хоча більшість гідридів неметалів є кислими, аміак і фосфін (PH ₃) є дуже і дуже слабкими кислотами і, як правило, функціонують як основи. Короткий зміст цих реакцій водню з елементами наведено в табл\(\PageIndex{1}\).

Таблиця\(\PageIndex{1}\): Хімічні реакції водню з іншими елементами
Загальне рівняння	Коментарі
\(\ce{MH\: or\: MH2⟶MOH\: or\: M(OH)2 + H2}\)	іонні гідриди з групою 1 і Ca, Sr і Ba
\(\ce{H2 + C⟶ (no\: reaction)}\)
\(\ce{3H2 + N2 ⟶ 2NH3}\)	вимагає високого тиску і температури; низький вихід
\(\ce{2H2 + O2 ⟶ 2H2O}\)	екзотермічні та потенційно вибухонебезпечні
\(\ce{H2 + S ⟶ H2S}\)	вимагає підігріву; низька врожайність
\(\ce{H2 + X2 ⟶ 2HX}\)	X = F, Cl, Br і I; вибухонебезпечні з F ₂; низький вихід з I ₂

Реакція зі сполуками

Водень зменшує нагріті оксиди багатьох металів, з утворенням металу і водяної пари. Наприклад, пропускаючи водень над нагрітим CuO утворює мідь і воду. Водень також може зменшити іони металів у деяких оксидах металів до зниження ступенів окислення:

\[\ce{H2}(g)+\ce{MnO2}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{MnO}(s)+\ce{H2O}(g) \nonumber \]

водневі сполуки

Крім благородних газів, кожен з неметалів утворює сполуки з воднем. Для стислості тут ми обговоримо лише кілька водневих сполук неметалів.

Азот водню сполуки

Аміак, NH ₃, утворюється природним шляхом, коли будь-яка азотовмісна органіка розкладається за відсутності повітря. Лабораторний препарат аміаку полягає в реакції солі амонію з сильною основою, такою як гідроксид натрію. Кислотно-лужна реакція зі слабокислим іоном амонію дає аміак, проілюстрований на рис\(\PageIndex{4}\). Аміак також утворюється, коли іонні нітриди вступають в реакцію з водою. Іон нітриду є набагато міцнішою основою, ніж гідроксид-іон:

\[\ce{Mg3N2}(s)+\ce{6H2O}(l)⟶\ce{3Mg(OH)2}(s)+\ce{2NH3}(g) \nonumber \]

Комерційне виробництво аміаку здійснюється шляхом прямого поєднання елементів у процесі Haber s:

\[\ce{N2}(g)+\ce{3H2}(g)\xrightleftharpoons{\ce{catalyst}}\ce{2NH3}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{−92\: kJ} \nonumber \]

Аміак - безбарвний газ з різким різким різким запахом. Пахнуть солі утилізують цей потужний запах. Газовий аміак легко розріджується, утворюючи безбарвну рідину, яка кипить при −33 °С, завдяки міжмолекулярному водневому зв'язку ентальпія випаровування рідкого аміаку вища, ніж у будь-якої іншої рідини, крім води, тому аміак корисний як холодоагент. Аміак досить розчинний у воді (658 л при СТП розчиняється в 1 л Н ₂ О).

Хімічні властивості аміаку наступні:

Аміак діє як основа Brønsted, про що йдеться в розділі про кислотно-лужну хімію. Іон амонію схожий за розмірами з іоном калію; сполуки двох іонів виявляють багато подібностей у своїй структурі та розчинності.
Аміак може проявляти кислотну поведінку, хоча це набагато слабша кислота, ніж вода. Як і інші кислоти, аміак вступає в реакцію з металами, хоча він настільки слабкий, що необхідні високі температури. Утворюють водень і (залежно від стехіометрії\(\ce{NH2-}\)) аміди (солі), іміди (солі NH ² ⁻), або нітриди (солі N ³⁻).
Атом азоту в аміаку має найнижчу можливу ступінь окислення (3 −) і, отже, не схильний до відновлення. Однак він може окислюватися. Аміак горить на повітрі, даючи НІ і воді. Гарячий аміак і іон амонію є активними відновниками. Особливий інтерес представляють окислення іонів амонію нітритом\(\ce{NO2-}\), з отриманням чистого азоту та нітратним іоном з отриманням закису азоту, N ₂ O.
Існує ряд сполук, які ми можемо вважати похідними аміаку шляхом заміни одного або декількох атомів водню якимось іншим атомом або групою атомів. Неорганічні похідні включають хлорамін, NH ₂ Cl та гідразин, N ₂ H ₄:

альт

Хлорамін, NH ₂ Cl, є результатом реакції гіпохлориту натрію, NaOCl, з аміаком в основному розчині. При наявності великого надлишку аміаку при низькій температурі хлорамін реагує далі з отриманням гідразину, N ₂ H ₄:

\[\ce{NH3}(aq)+\ce{OCl-}(aq)⟶\ce{NH2Cl}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

\[\ce{NH2Cl}(aq)+\ce{NH3}(aq)+\ce{OH-}(aq)⟶\ce{N2H4}(aq)+\ce{Cl-}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Безводний гідразин відносно стабільний, незважаючи на свою позитивну вільну енергію утворення:

\[\ce{N2}(g)+\ce{2H2}(g)⟶\ce{N2H4}(l) \hspace{20px} ΔG^\circ_\ce{f}=\mathrm{149.2\:kJ\:mol^{−1}} \nonumber \]

Гідразин - це димляча безбарвна рідина, яка має деякі фізичні властивості, надзвичайно подібні до властивостей H ₂ O (вона плавиться при 2° C, кипить при 113,5° C і має щільність при 25° C 1,00 г/мл). Він швидко і повністю згорає на повітрі зі значним виділенням тепла:

\[\ce{N2H4}(l)+\ce{O2}(g)⟶\ce{N2}(g)+\ce{2H2O}(l) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{−621.5\:kJ\:mol^{−1}} \nonumber \]

Як і аміак, гідразин є і базою Бронстеда, і основою Льюїса, хоча він слабший, ніж аміак. Він реагує з сильними кислотами і утворює два ряди солей, які містять\(\ce{N2H6^2+}\) іони\(\ce{N2H5+}\) і відповідно. Деякі ракети використовують гідразин в якості палива.

Сполуки фосфору водню

Найважливішим гідридом фосфору є фосфін, PH ₃, газоподібний аналог аміаку як за формулою, так і за структурою. На відміну від аміаку, утворювати фосфін шляхом безпосереднього об'єднання елементів не представляється можливим. Існує два методи отримання фосфіну. Одним із способів є дія кислоти на іонний фосфід. Іншим методом є диспропорція білого фосфору з гарячою концентрованою основою для отримання фосфіну та іона фосфіту водню:

\[\ce{AlP}(s)+\ce{3H3O+}(aq)⟶\ce{PH3}(g)+\ce{Al^3+}(aq)+\ce{3H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{P4}(s)+\ce{4OH-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{2HPO3^2-}(aq)+\ce{2PH3}(g) \nonumber \]

Фосфін - безбарвний, дуже отруйний газ, який має запах, подібний до гниючої риби. Тепло легко розкладає фосфін\((\ce{4PH3}⟶\ce{P4}+\ce{6H2})\), а з'єднання згорає на повітрі. Основними видами використання фосфіну є фумігант для зерен та в обробці напівпровідників. Як і аміак, газоподібний фосфін об'єднується з газоподібними галогенідами водню, утворюючи фосфонієві сполуки, такі як PH ₄ _{Cl і PH 4} I. Фосфін є набагато слабшою основою, ніж аміак; тому ці сполуки розкладаються у воді, і нерозчинний PH ₃ виходить з розчину.

Сірка водневі сполуки

Сірководень H ₂ S - це безбарвний газ, який відповідає за наступальний запах тухлих яєць і багатьох гарячих джерел. Сірководень настільки ж токсичний, як і ціаністий водень; тому необхідно проявляти велику обережність при поводженні з ним. Сірководень особливо оманливий, оскільки паралізує нюхові нерви; після короткого впливу людина не пахне.

Виробництво сірководню при безпосередній реакції елементів (H ₂ + S) є незадовільним, оскільки вихід низький. Більш ефективним способом приготування є реакція сульфіду металу з розведеною кислотою. Наприклад:

\[\ce{FeS}(s)+\ce{2H3O+}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{H2S}(g)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Легко окислювати сірку в сульфідах металів і в сірководні, роблячи сульфіди металів і Н ₂ S хорошими відновниками. У кислих розчинах сірководень знижує Fe ³ ⁺ до Fe ² ⁺,\(\ce{MnO4-}\) до Mn ² ⁺,\(\ce{Cr2O7^2-}\) до Cr ³ ⁺, а HNO ₃ до NO ₂. Сірка в H ₂ S зазвичай окислюється до елементарної сірки, якщо немає великого надлишку окислювача. У цьому випадку сульфід може окислюватися до\(\ce{SO3^2-}\) або\(\ce{SO4^2-}\) (або до SO ₂ або SO ₃ при відсутності води):

\[\ce{2H2S}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2S}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Цей процес окислення призводить до видалення сірководню, що міститься в багатьох джерелах природного газу. Відкладення сірки в вулканічних районах можуть бути результатом окислення H ₂ S, присутніх у вулканічних газах.

Сірководень - це слабка дипротова кислота, яка розчиняється у воді з утворенням сірчановодневої кислоти. Кислота іонізується в дві стадії, утворюючи іони сірководню, HS ⁻, на першій стадії і сульфідні іони, S ²⁻, у другій. Оскільки сірководень є слабкою кислотою, водні розчини розчинних сульфідів і сірководню є основними:

\[\ce{S^2-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{HS-}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

\[\ce{HS-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H2S}(g)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

галогенні сполуки водню

Бінарні сполуки, що містять тільки водень і галоген, є галогенідами водню. При кімнатній температурі чисті галогеніди водню HF, HCl, HBr та HI є газами.

Загалом, можна приготувати галогеніди за загальними методиками, що використовуються для приготування інших кислот. Фтор, хлор та бром безпосередньо реагують з воднем, утворюючи відповідний галогенід водню. Це комерційно важлива реакція для приготування хлористого водню і броміду водню.

Кислотно-лужна реакція між нелеткою сильною кислотою і галогенідом металу дасть галогенід водню. Втеча газоподібного галогеніду водню призводить реакцію до завершення. Наприклад, звичайний спосіб отримання фтористого водню полягає в нагріванні суміші фтористого кальцію, CaF ₂, і концентрованої сірчаної кислоти:

\[\ce{CaF2}(s)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{CaSO4}(s)+\ce{2HF}(g) \nonumber \]

Газовий фтористий водень також є побічним продуктом при приготуванні фосфорних добрив реакцією фторапатиту, Ca ₅ (PO ₄) ₃ F, з сірчаною кислотою. Реакція концентрованої сірчаної кислоти з хлоридною сіллю виробляє хлористий водень як комерційно, так і в лабораторних умовах.

У більшості випадків хлорид натрію є хлоридом вибору, оскільки це найменш дорогий хлорид. Бромід водню та йодид водню не можна готувати з використанням сірчаної кислоти, оскільки ця кислота є окислювачем, здатним окислювати як бромід, так і йодид. Однак можна приготувати як бромід водню, так і йодистий водню, використовуючи таку кислоту, як фосфорна кислота, оскільки вона є слабшим окислювачем. Наприклад:

\[\ce{H3PO4}(l)+\ce{Br-}(aq)⟶\ce{HBr}(g)+\ce{H2PO4-}(aq) \nonumber \]

Всі галогеніди водню добре розчиняються у воді, утворюючи гідрогалогенні кислоти. За винятком фтористого водню, який має міцну воднево-фторидну зв'язок, вони є сильними кислотами. Реакції гідрогалогенних кислот з металами, гідроксидами металів, оксидами або карбонатами утворюють солі галогенідів. Більшість хлористих солей розчинні у воді. AgCl, PbCl ₂ та Hg ₂ Cl ₂ є поширеними винятками.

Галогенідні іони надають речовинам властивості, пов'язані з X ⁻ (aq). Більш важкі галогенідні іони (Cl ^⁻, Br - і I ^-) можуть діяти як відновники, а легші галогени або інші окислювачі окислюють їх:

\ [\ ce {Cl2} (aq) +\ ce {2e-} ⟶\ ce {2Cl-} (aq)\ hspace {20px} Е° =\ математика {1.36\ :V}
\\ ce {Br2} (q) +\ ce {2e-} ⟶\ ce {2Br-} (q)\ hspace {20px} E° =\ mathr m {1.09\ :V}
\\ ce {I2} (q) +\ ce {2e-} ⟶\ ce {2I-} (aq)\ hspace {20px} E° =\ математика {0.54\ :V}\ номер\]

Наприклад, бром окислює йод:

\[\ce{Br2}(aq)+\ce{2HI}(aq)⟶\ce{2HBr}(aq)+\ce{I2}(aq) \hspace{20px} E°=\mathrm{0.55\:V} \nonumber \]

Плавикова кислота унікальна своїми реакціями з піском (діоксид кремнію) і зі склом, що представляє собою суміш силікатів:

\[\ce{SiO2}(s)+\ce{4HF}(aq)⟶\ce{SiF4}(g)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{CaSiO3}(s)+\ce{6HF}(aq)⟶\ce{CaF2}(s)+\ce{SiF4}(g)+\ce{3H2O}(l) \nonumber \]

Летючий тетрафторид кремнію виходить з цих реакцій. Оскільки фтористий водень атакує скло, він може замерзнути або травити скло і використовується для травлення маркування на термометрах, бюретах та іншому скляному посуді.

Найбільше застосування фтористого водню - у виробництві гідрохлорфторуглеродів для холодоагентів, у пластмасах та в паливах. Друге за величиною застосування є у виробництві кріоліту, Na ₃ AlF ₆, що важливо при виробництві алюмінію. Кислота також важлива у виробництві інших неорганічних фторидів (таких як BF ₃), які служать каталізаторами в промисловому синтезі певних органічних сполук.

Соляна кислота коштує відносно недорого. Це важлива і універсальна кислота в промисловості і важлива для виготовлення хлоридів металів, барвників, клею, глюкози та різних інших хімічних речовин. Значна кількість також важлива для активації нафтових свердловин і в якості розсолу лікер-кислоти, яка використовується для видалення оксидного покриття з заліза або сталі, які повинні бути оцинковані, луджені або емальовані. Кількість бромової кислоти та водневої кислоти, що використовується в комерційних цілях, незначні для порівняння.

Резюме

Водень є найпоширенішим елементом у Всесвіті, і його хімія справді унікальна. Хоча він має деяку хімічну реакційну здатність, подібну до реакції лужних металів, водень має багато тих же хімічних властивостей неметалу з відносно низькою електронегативністю. Він утворює іонні гідриди з активними металами, ковалентні сполуки, в яких має ступінь окислення 1− з меншою кількістю електронегативних елементів, і ковалентні сполуки, в яких він має ступінь окислення 1+ з більшою кількістю електронегативних неметалів. Він вибухонебезпечно реагує з киснем, фтором та хлором, менш легко з бромом і набагато менш легко з йодом, сіркою та азотом. Водень зменшує оксиди металів з меншими потенціалами відновлення, ніж хром, утворюючи метал і воду. Всі галогеніди водню кислі при розчиненні у воді.

Глосарій

процес Хабер: основний промисловий процес, що використовується для отримання аміаку з азоту і водню; передбачає використання залізного каталізатора і підвищених температур і тиску

галогенід водню: бінарна сполука, що утворюється між воднем і галогенами: HF, HCl, HBr та HI

гідрування: додавання водню (Н ₂) для зменшення сполуки