I det periodiske system er brint placeret i to grupper af grundstoffer, der er fuldstændig modsatte i deres egenskaber. Denne funktion gøre det helt unikt. Brint er ikke bare et grundstof eller stof, men er det også integreret del mange komplekse forbindelser, organogene og biogene elementer. Lad os derfor se på dets egenskaber og egenskaber mere detaljeret.

Frigivelsen af ​​brændbar gas under vekselvirkningen mellem metaller og syrer blev observeret tilbage i det 16. århundrede, det vil sige under dannelsen af ​​kemi som en videnskab. Berømt engelsk videnskabsmand Henry Cavendish studerede stoffet fra 1766 og gav det navnet "brændbar luft". Når denne gas blev brændt, producerede den vand. Desværre forhindrede videnskabsmandens overholdelse af teorien om phlogiston (hypotetisk "ultrafint stof") ham i at komme til de rigtige konklusioner.

Den franske kemiker og naturforsker A. Lavoisier syntetiserede sammen med ingeniøren J. Meunier og ved hjælp af specielle gasometre vand i 1783, og analyserede det derefter gennem nedbrydning af vanddamp med varmt jern. Således var forskerne i stand til at komme til de rigtige konklusioner. De fandt ud af, at "brændbar luft" ikke kun er en del af vand, men også kan fås fra det.

I 1787 foreslog Lavoisier, at den undersøgte gas var et simpelt stof og derfor var et af de primære kemiske grundstoffer. Han kaldte det hydrogen (fra de græske ord hydor - vand + gennao - jeg føder), dvs. "føder vand."

Det russiske navn "brint" blev foreslået i 1824 af kemikeren M. Soloviev. Bestemmelsen af ​​vandets sammensætning markerede afslutningen på "phlogiston-teorien." Ved overgangen til det 18. og 19. århundrede blev det fastslået, at brintatomet er meget let (sammenlignet med andre grundstoffers atomer), og dets masse blev taget som den grundlæggende enhed til sammenligning af atommasser, og fik en værdi lig med 1.

Fysiske egenskaber

Brint er det letteste stof, videnskaben kender (det er 14,4 gange lettere end luft), dens massefylde er 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Dette materiale smelter (størkner) og koger (flyder), henholdsvis ved -259,1 ° C og -252,8 ° C (kun helium har lavere koge- og smeltetemperaturer).

Den kritiske temperatur for brint er ekstremt lav (-240 °C). Af denne grund er dets likvefaktion en ret kompleks og dyr proces. Kritisk pres stof - 12,8 kgf/cm², og den kritiske massefylde er 0,0312 g/cm³. Blandt alle gasser har brint den højeste varmeledningsevne: ved 1 atm og 0 °C er det lig med 0,174 W/(mxK).

Stoffets specifikke varmekapacitet under de samme forhold er 14.208 kJ/(kgxK) eller 3.394 cal/(rx°C). Dette grundstof er let opløseligt i vand (ca. 0,0182 ml/g ved 1 atm og 20 °C), men godt opløseligt i de fleste metaller (Ni, Pt, Pa og andre), især i palladium (ca. 850 volumener pr. volumen Pd ) .

Sidstnævnte egenskab er forbundet med dens evne til at diffundere, og diffusion gennem en carbonlegering (for eksempel stål) kan ledsages af ødelæggelsen af ​​legeringen på grund af vekselvirkningen mellem brint og carbon (denne proces kaldes dekarbonisering). I flydende tilstand er stoffet meget let (densitet - 0,0708 g/cm³ ved t° = -253 °C) og flydende (viskositet - 13,8 spoise under samme forhold).

I mange forbindelser udviser dette grundstof en +1 valens (oxidationstilstand), ligesom natrium og andre alkalimetaller. Det betragtes normalt som en analog af disse metaller. Derfor leder han gruppe I i det periodiske system. I metalhydrider udviser hydrogenionen en negativ ladning (oxidationstilstanden er -1), det vil sige, at Na+H- har en struktur svarende til Na+Cl-chlorid. I overensstemmelse med dette og nogle andre fakta (nærhed fysiske egenskaber grundstof "H" og halogener, evnen til at erstatte det med halogener i organiske forbindelser) Hydrogen tilhører gruppe VII i det periodiske system.

Under normale forhold har molekylært brint lav aktivitet, og det kombinerer kun direkte med det mest aktive af ikke-metaller (med fluor og klor, med sidstnævnte i lyset). Til gengæld, når det opvarmes, interagerer det med mange kemiske elementer.

Atomisk brint har øget kemisk aktivitet (sammenlignet med molekylært brint). Med ilt danner det vand efter formlen:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

frigiver 285,937 kJ/mol varme eller 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Under normale temperaturforhold forløber reaktionen ret langsomt, og ved t° >= 550 °C er den ukontrollerbar. Eksplosionsgrænserne for en blanding af brint og ilt er 4-94% H₂, og en blanding af hydrogen og luft er 4-74% H2 (en blanding af to volumener H₂ og et volumen O₂ kaldes detonerende gas).

Dette element bruges til at reducere de fleste metaller, da det fjerner ilt fra oxider:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O,

CuO + H2 = Cu + H2O osv.

Brint danner hydrogenhalogenider med forskellige halogener, for eksempel:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Men når man reagerer med fluor, eksploderer brint (dette sker også i mørke, ved -252 ° C), med brom og klor reagerer det kun, når det opvarmes eller belyses, og med jod - kun ved opvarmning. Ved interaktion med nitrogen dannes ammoniak, men kun på en katalysator, ved forhøjede tryk og temperaturer:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Ved opvarmning reagerer brint aktivt med svovl:

H₂ + S = H₂S (hydrogensulfid),

og meget sværere med tellur eller selen. Brint reagerer med rent kulstof uden katalysator, men ved høje temperaturer:

2H2 + C (amorf) = CH4 (methan).

Dette stof reagerer direkte med nogle af metallerne (alkali, jordalkali og andre) og danner hydrider, for eksempel:

H2 + 2Li = 2LiH.

Vigtig praktisk betydning har vekselvirkninger mellem brint og carbon(II)monoxid. I dette tilfælde dannes der afhængigt af tryk, temperatur og katalysator forskellige organiske forbindelser: HCHO, CH₃OH osv. Umættede kulbrinter under reaktionen bliver mættede, f.eks.

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Brint og dets forbindelser spiller en enestående rolle i kemi. Det bestemmer de sure egenskaber af den såkaldte. protiske syrer, har tendens til at dannes med forskellige elementer hydrogenbinding, som har en væsentlig indflydelse på egenskaberne af mange uorganiske og organiske forbindelser.

Brintproduktion

De vigtigste typer af råvarer til industriel produktion Dette element omfatter olieraffineringsgasser, naturlige brændbare og koksovnsgasser. Det opnås også fra vand gennem elektrolyse (på steder, hvor elektricitet er tilgængelig). En af de vigtigste metoder til at fremstille materiale fra naturgas Den katalytiske vekselvirkning mellem kulbrinter, hovedsageligt metan, med vanddamp (den såkaldte omdannelse) tages i betragtning. For eksempel:

CH4 + H2O = CO + ZN2.

Ufuldstændig oxidation af kulbrinter med oxygen:

CH4 + ½O2 = CO + 2H2.

Det syntetiserede carbonmonoxid (II) gennemgår omdannelse:

CO + H2O = CO2 + H2.

Brint fremstillet af naturgas er det billigste.

Til elektrolyse af vand bruges jævnstrøm, som ledes gennem en opløsning af NaOH eller KOH (syrer bruges ikke for at undgå korrosion af udstyret). Under laboratorieforhold opnås materialet ved elektrolyse af vand eller som følge af en reaktion mellem saltsyre og zink. Færdiglavet fabriksmateriale i cylindre bruges dog oftere.

Dette element er isoleret fra olieraffineringsgasser og koksovnsgas ved at fjerne alle andre komponenter i gasblandingen, da de lettere bliver flydende under dyb afkøling.

Dette materiale begyndte at blive fremstillet industrielt i slutningen af ​​det 18. århundrede. Så blev den brugt til fyldning balloner. I øjeblikket er brint meget brugt i industrien, hovedsageligt i den kemiske industri, til fremstilling af ammoniak.

Masseforbrugere af stoffet er producenter af methyl og andre alkoholer, syntetisk benzin og mange andre produkter. De opnås ved syntese fra carbonmonoxid (II) og brint. Hydrogen bruges til hydrogenering af tungt og fast stof flydende brændstof, fedtstoffer, etc., til syntese af HCl, hydrobehandling af petroleumsprodukter, samt til skæring/svejsning af metaller. De vigtigste elementer Til Atomenergi er dets isotoper - tritium og deuterium.

Biologisk rolle af brint

Omkring 10% af massen af ​​levende organismer (i gennemsnit) kommer fra dette grundstof. Det er en del af vand og de vigtigste grupper af naturlige forbindelser, herunder proteiner, nukleinsyrer, lipider og kulhydrater. Hvad bruges det til?

Dette materiale spiller en afgørende rolle: ved opretholdelse af den rumlige struktur af proteiner (kvartær), ved implementering af komplementaritetsprincippet nukleinsyrer(dvs. i implementering og opbevaring af genetisk information), generelt i "genkendelse" på molekylært niveau.

Brintionen H+ deltager i vigtige dynamiske reaktioner/processer i kroppen. Herunder: i biologisk oxidation, som forsyner levende celler med energi, i biosyntetiske reaktioner, i fotosyntese i planter, i bakteriel fotosyntese og nitrogenfiksering, i opretholdelse af syre-base balance og homeostase, i membrantransportprocesser. Sammen med kulstof og ilt danner det det funktionelle og strukturelle grundlag for livsfænomener.

I vores Hverdagen Der er ting, der er så almindelige, at næsten enhver person ved om dem. For eksempel ved alle, at vand er en væske, det er let tilgængeligt og brænder ikke, derfor kan det slukke ild. Men har du nogensinde undret dig over, hvorfor det er sådan?

Billedkilde: pixabay.com

Vand består af brint- og oxygenatomer. Begge disse elementer understøtter forbrænding. Så baseret på generel logik (ikke videnskabeligt) følger det, at vand også skal brænde, ikke? Dette sker dog ikke.

Hvornår opstår forbrænding?

Forbrænding er en kemisk proces, hvor molekyler og atomer kombineres for at frigive energi i form af varme og lys. For at forbrænde noget har du brug for to ting - et brændstof som forbrændingskilde (for eksempel et ark papir, et stykke træ osv.) og et oxidationsmiddel (ilten indeholdt i jordens atmosfære er det vigtigste oxidationsmiddel). Vi har også brug for den varme, der er nødvendig for at nå stoffets antændelsestemperatur, for at forbrændingsprocessen kan begynde.

Billedkilde auclip.ru

Overvej for eksempel processen med at brænde papir ved hjælp af tændstikker. Papiret i dette tilfælde vil være brændstoffet, den gasformige oxygen indeholdt i luften vil fungere som et oxidationsmiddel, og antændelsestemperaturen vil blive opnået på grund af den brændende tændstik.

Opbygning af vands kemiske sammensætning

Billedkilde: water-service.com.ua

Vand består af to brintatomer og et oxygenatom. Hende kemisk formel H2O. Nu er det interessant at bemærke, at de to bestanddele af vand faktisk er brandfarlige stoffer.

Hvorfor er brint et brandfarligt stof?

Brintatomer har kun én elektron og kombinerer derfor nemt med andre grundstoffer. Som regel forekommer brint i naturen i form af en gas, hvis molekyler består af to atomer. Denne gas er meget reaktiv og oxiderer hurtigt i nærværelse af et oxidationsmiddel, hvilket gør den brændbar.

Billedkilde: myshared.ru

Når brint afbrændes, frigives en stor mængde energi, så det bruges ofte i flydende form til at sende rumfartøjer ud i rummet.

Ilt understøtter forbrændingen

Som tidligere nævnt kræver enhver forbrænding et iltningsmiddel. Der er mange kemiske oxidationsmidler, herunder oxygen, ozon, hydrogenperoxid, fluor osv. Ilt er det vigtigste oxidationsmiddel, der findes i overflod i jordens atmosfære. Det er typisk det primære oxidationsmiddel i de fleste brande. Derfor er en konstant tilførsel af ilt nødvendig for at opretholde en brand.

Vand slukker ilden

Vand kan slukke ild af en række årsager, hvoraf den ene er, at det er en ikke-brændbar væske, på trods af at den er sammensat af to elementer, der hver for sig kan skabe et brændende inferno.

Vand er det mest almindelige middel til at slukke brande. Billedkilde: pixabay.com

Som vi sagde tidligere, er brint meget brandfarligt, alt det behøver er et oxidationsmiddel og antændelsestemperatur for at starte reaktionen. Da ilt er det mest almindelige oxidationsmiddel på Jorden, kombineres det hurtigt med brintatomer og frigiver store mængder lys og varme, og der dannes vandmolekyler. Sådan foregår det:

Vær opmærksom på, at en blanding af brint med en lille mængde ilt eller luft er eksplosiv og kaldes detonerende gas, den brænder ekstremt hurtigt med et højt brag, som opfattes som en eksplosion. Hindenburg-luftskibskatastrofen i New Jersey i 1937 krævede snesevis af menneskeliv som følge af antændelsen af ​​brint, der fyldte luftskibets granat. Brints lette antændelighed og eksplosivitet i kombination med ilt er hovedårsagen det faktum, at vi ikke får vand kemisk i laboratorier.

Brint H er det mest almindelige grundstof i universet (ca. 75 % af massen), og på Jorden er det det niende mest udbredte. Den vigtigste naturlige brintforbindelse er vand.
Brint rangerer først i det periodiske system (Z = 1). Det har den enkleste atomstruktur: Atomets kerne er 1 proton, omgivet af en elektronsky bestående af 1 elektron.
Under nogle forhold udviser brint metalliske egenskaber (donerer en elektron), mens det i andre udviser ikke-metalliske egenskaber (accepterer en elektron).
Hydrogenisotoper fundet i naturen er: 1H - protium (kernen består af en proton), 2H - deuterium (D - kernen består af en proton og en neutron), 3H - tritium (T - kernen består af en proton og to neutroner).

Simpelt stof brint

Et brintmolekyle består af to atomer forbundet med en kovalent upolær binding.
Fysiske egenskaber. Brint er en farveløs, lugtfri, smagløs, ikke-giftig gas. Brintmolekylet er ikke polært. Derfor er kræfterne ved intermolekylær interaktion i brintgas små. Dette viser sig i lave temperaturer kogende (-252,6 0С) og smeltende (-259,2 0С).
Brint er lettere end luft, D (ved luft) = 0,069; let opløseligt i vand (2 volumener H2 opløses i 100 volumener H2O). Derfor kan brint, når det produceres i laboratoriet, opsamles ved hjælp af luft- eller vandfortrængningsmetoder.

Brintproduktion

I laboratoriet:

1. Virkning af fortyndede syrer på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Interaktion mellem basisk og metaller med vand:
Ca+2H2O → Ca(OH)2+H2

3. Hydrolyse af hydrider: metalhydrider nedbrydes let af vand til dannelse af det tilsvarende alkali og hydrogen:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

4. Virkningen af ​​alkalier på zink eller aluminium eller silicium:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2+H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Elektrolyse af vand. For at øge den elektriske ledningsevne af vand tilsættes en elektrolyt til det, for eksempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. Der dannes 2 volumener hydrogen ved katoden og 1 volumen ilt ved anoden.
2H20 → 2H2+O2

Industriel produktion af brint

1. Methankonvertering med damp, Ni 800 °C (billigst):
CH4 + H2O → CO + 3 H2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

I alt:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vanddamp gennem varm koks ved 1000 o C:
C + H2O → CO + H2
CO +H2O → CO2 + H2

Det resulterende kulilte (IV) absorberes af vand, og 50% af industriel brint produceres på denne måde.

3. Ved at opvarme metan til 350°C i nærværelse af en jern- eller nikkelkatalysator:
CH4 -> C + 2H2

4. Elektrolyse af vandige opløsninger af KCl eller NaCl som biprodukt:
2H2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Kemiske egenskaber af brint

• I forbindelser er hydrogen altid monovalent. Det er karakteriseret ved en oxidationstilstand på +1, men i metalhydrider er det lig med -1.
• Brintmolekylet består af to atomer. Fremkomsten af ​​en forbindelse mellem dem forklares ved dannelsen af ​​et generaliseret elektronpar H:H eller H 2
• Takket være denne generalisering af elektroner er H 2 molekylet mere energimæssigt stabilt end dets individuelle atomer. For at bryde 1 mol brintmolekyler til atomer er det nødvendigt at bruge 436 kJ energi: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
• Dette forklarer den relativt lave aktivitet af molekylært brint ved almindelige temperaturer.
• Med mange ikke-metaller danner brint gasformige forbindelser såsom RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Danner hydrogenhalogenider med halogener:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Samtidig eksploderer den med fluor, reagerer kun med klor og brom ved belysning eller opvarmning, og kun med jod ved opvarmning.

2) Med ilt:
2H2 + O2 → 2H20
med varmeafgivelse. Ved normale temperaturer forløber reaktionen langsomt, over 550°C eksploderer den. En blanding af 2 volumener H 2 og 1 volumen O 2 kaldes detonerende gas.

3) Når det opvarmes, reagerer det kraftigt med svovl (meget vanskeligere med selen og tellur):
H 2 + S → H 2 S (hydrogensulfid),

4) Med nitrogen med dannelse af ammoniak kun på en katalysator og ved forhøjede temperaturer og tryk:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Med kulstof ved høje temperaturer:
2H2 + C → CH4 (methan)

6) Danner hydrider med alkali- og jordalkalimetaller (brint er et oxidationsmiddel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metalhydrider er hydrogenionen negativt ladet (oxidationstilstand -1), det vil sige Na + H hydrid - bygget på samme måde som Na + Cl chlorid -

Co komplekse stoffer:

7) Med metaloxider (bruges til at reducere metaller):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

8) med kulilte (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntese - gas (en blanding af brint og carbonmonoxid) er af vigtig praktisk betydning, fordi der afhængigt af temperatur, tryk og katalysator dannes forskellige organiske forbindelser, for eksempel HCHO, CH 3 OH og andre.

9) Umættede kulbrinter reagerer med brint og bliver mættede:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.

§3. Reaktionsligning og hvordan man skriver den

Interaktion brint Med ilt, som Sir Henry Cavendish fastslog, fører til dannelsen af ​​vand. Lad os komme videre med det simpelt eksempel lad os lære at komponere kemiske reaktionsligninger.
Hvad kommer der ud af brint Og ilt, vi ved allerede:

H2 + O2 → H2O

Lad os nu tage i betragtning, at atomer af kemiske grundstoffer i kemiske reaktioner ikke forsvinder og ikke vises af ingenting, ikke omdannes til hinanden, men kombinere i nye kombinationer, der danner nye molekyler. Altså i ligningen kemisk reaktion der skal være det samme antal atomer af hver type Før reaktioner ( venstre fra lighedstegnet) og efter slutningen af ​​reaktionen ( til højre fra lighedstegnet), sådan her:

2H2 + O2 = 2H2O

Det er, hvad det er reaktionsligning - betinget registrering af en igangværende kemisk reaktion ved hjælp af formler for stoffer og koefficienter.

Det betyder, at i den givne reaktion to muldvarpe brint skal reagere med en muldvarp ilt, og resultatet bliver to muldvarpe vand.

Interaktion brint Med ilt- slet ikke en simpel proces. Det fører til en ændring i disse grundstoffers oxidationstilstande. For at vælge koefficienter i sådanne ligninger bruger de normalt " elektronisk balance".

Når der dannes vand af brint og ilt, betyder det det brintændret sin oxidationstilstand fra 0 Før +I, A ilt- fra 0 Før −II. I dette tilfælde gik flere fra brintatomer til oxygenatomer. (n) elektroner:

Hydrogendonerende elektroner tjener her reduktionsmiddel, og oxygen-accepterende elektroner er oxidationsmiddel.

Oxidationsmidler og reduktionsmidler

Lad os nu se, hvordan processerne med at give og modtage elektroner ser ud hver for sig. Brint, efter at have mødt "røveren" ilt, mister alle sine aktiver - to elektroner, og dens oxidationstilstand bliver ens +I:

N 2 0 − 2 e− = 2Н +I

sket oxidations halvreaktionsligning brint.

Og banditten- ilt O 2, efter at have taget de sidste elektroner fra det uheldige brint, er han meget tilfreds med sin nye oxidationstilstand -II:

O2+4 e− = 2O −II

Det her reduktions halvreaktionsligning ilt.

Det er tilbage at tilføje, at både "banditten" og hans "offer" har mistet deres kemiske individualitet og er lavet af simple stoffer - gasser med diatomiske molekyler H 2 Og O 2 omdannet til komponenter i et nyt kemisk stof - vand H2O.

Yderligere vil vi ræsonnere som følger: hvor mange elektroner reduktionsmidlet gav til den oxiderende bandit, det er hvor mange elektroner han modtog. Antallet af elektroner doneret af reduktionsmidlet skal være lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet.

Så det er nødvendigt udligne antallet af elektroner i første og anden halv-reaktion. I kemi accepteres følgende konventionelle form for at skrive halvreaktionsligninger:

	2 N 2 0 − 2 e− = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II

Her er tallene 2 og 1 til venstre for den krøllede bøjle faktorer, der vil være med til at sikre, at antallet af givet og modtaget elektroner er ens. Lad os tage i betragtning, at der i halvreaktionsligningerne er givet 2 elektroner, og 4 accepteres. For at udligne antallet af accepterede og givne elektroner skal du finde det mindste fælles multiplum og yderligere faktorer. I vores tilfælde er det mindste fælles multiplum 4. De yderligere faktorer for brint vil være 2 (4: 2 = 2) og for oxygen - 1 (4: 4 = 1).
De resulterende multiplikatorer vil tjene som koefficienterne for den fremtidige reaktionsligning:

2H20 + O20 = 2H2+I0-II

Brint oxiderer ikke kun når man mødes med ilt. De virker på brint på nogenlunde samme måde. fluor F 2, en halogen og en kendt "røver", og tilsyneladende harmløs nitrogen N 2:

H20 + F20 = 2H +IF -I

3H20 + N20 = 2N-III H3+I

I dette tilfælde viser det sig hydrogenfluorid HF eller ammoniak NH 3.

I begge forbindelser er oxidationstilstanden brint bliver lige +I, fordi han får molekylepartnere, der er "grådige" efter andres elektroniske varer, med høj elektronegativitet - fluor F Og nitrogen N. U nitrogen værdien af ​​elektronegativitet anses for at være lig med tre konventionelle enheder, og fluorid Generelt er den højeste elektronegativitet blandt alle kemiske elementer fire enheder. Så det er ikke underligt, at de efterlod det stakkels brintatom uden noget elektronisk miljø.

Men brint måske gendanne- acceptere elektroner. Dette sker, hvis alkalimetaller eller calcium, som har en lavere elektronegativitet end hydrogen, deltager i reaktionen med det.

10.1.Brint

Navnet "brint" refererer til både et kemisk grundstof og et simpelt stof. Element brint består af brintatomer. Simpelt stof brint består af brintmolekyler.

EN) Kemisk grundstof brint

I den naturlige række af grundstoffer er brints serienummer 1. I grundstofsystemet er brint i den første periode i gruppe IA eller VIIA.

Brint er et af de mest almindelige grundstoffer på Jorden. Molfraktionen af ​​brintatomer i jordens atmosfære, hydrosfære og lithosfære (samlet kaldet jordskorpen) er 0,17. Det findes i vand, mange mineraler, olie, naturgas, planter og dyr. Den gennemsnitlige menneskelige krop indeholder omkring 7 kg brint.

Der er tre isotoper af brint:
a) let brint – protium,
b) tung brint – deuterium(D),
c) supertung brint – tritium(T).

Tritium er en ustabil (radioaktiv) isotop, så den findes praktisk talt aldrig i naturen. Deuterium er stabilt, men der er meget lidt af det: w D = 0,015 % (af massen af ​​al terrestrisk brint). Derfor adskiller brints atommasse sig meget lidt fra 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Hydrogenatom

Fra tidligere afsnit af kemikurset kender du allerede følgende egenskaber ved brintatomet:

Et brintatoms valensevne bestemmes af tilstedeværelsen af ​​en elektron i en enkelt valensorbital. En høj ioniseringsenergi gør, at et brintatom ikke er tilbøjeligt til at opgive en elektron, og en ikke for høj elektronaffinitetsenergi fører til en lille tendens til at acceptere en. I kemiske systemer er dannelsen af ​​H-kationen derfor umulig, og forbindelser med H-anionen er ikke særlig stabile. Det er således højst sandsynligt, at brintatomet danner en kovalent binding med andre atomer på grund af dets ene uparrede elektron. Både i tilfælde af dannelse af en anion og i tilfælde af dannelse af en kovalent binding er hydrogenatomet monovalent.
I et simpelt stof er oxidationstilstanden for hydrogenatomer nul; i de fleste forbindelser udviser hydrogen en oxidationstilstand på +I, og kun i hydriderne af de mindst elektronegative grundstoffer har brint en oxidationstilstand på -I.
Oplysninger om hydrogenatomets valensegenskaber er angivet i tabel 28. Valenstilstanden for et brintatom bundet af en kovalent binding til et hvilket som helst atom er angivet i tabellen med symbolet "H-".

Tabel 28.Valensmuligheder for hydrogenatomet

Valenstilstand				Eksempler på kemikalier
			jeg 0 -JEG	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Brintmolekyle

Det diatomiske hydrogenmolekyle H2 dannes, når hydrogenatomer er bundet med den eneste kovalente binding, der er mulig for dem. Forbindelsen er dannet af en udvekslingsmekanisme. Ifølge den måde, hvorpå elektronskyer overlapper hinanden, er dette en s-binding (fig. 10.1 EN). Da atomerne er ens, er bindingen ikke-polær.

Interatomisk afstand (mere præcist, ligevægt interatomisk afstand, fordi atomer vibrerer) i et brintmolekyle r(H-H) = 0,74 A (fig. 10.1 V), hvilket er væsentligt mindre end summen af ​​kredsløbsradierne (1,06 A). Følgelig overlapper elektronskyerne af bundne atomer dybt (fig. 10.1) b), og bindingen i brintmolekylet er stærk. Dette er stort set det samme stor betydning bindingsenergi (454 kJ/mol).
Hvis vi karakteriserer molekylets form ved grænsefladen (svarende til grænseoverfladen af ​​elektronskyen), så kan vi sige, at brintmolekylet har form som en let deformeret (aflang) kugle (fig. 10.1) G).

d) Brint (stof)

Under normale forhold er brint en farveløs og lugtfri gas. I små mængder er det ikke-giftigt. Fast brint smelter ved 14 K (–259 °C), og flydende brint koger ved 20 K (–253 °C). Lave smelte- og kogepunkter, et meget lille temperaturinterval for eksistensen af ​​flydende brint (kun 6 °C), samt små værdier af de molære smeltevarme (0,117 kJ/mol) og fordampning (0,903 kJ/mol) ) indikerer, at intermolekylære bindinger i brint er meget svage.
Brintdensitet r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Til sammenligning: den gennemsnitlige lufttæthed er 1,29 g/l. Det vil sige, at brint er 14,5 gange "lettere" end luft. Det er praktisk talt uopløseligt i vand.
Ved stuetemperatur er brint inaktivt, men ved opvarmning reagerer det med mange stoffer. I disse reaktioner kan hydrogenatomer enten øge eller mindske deres oxidationstilstand: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Í 2 – 2 e– = 2Н +I.
I det første tilfælde er hydrogen et oxidationsmiddel, for eksempel i reaktioner med natrium eller calcium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Men hydrogenets reducerende egenskaber er mere karakteristiske: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Ved opvarmning oxideres brint ikke kun af oxygen, men også af nogle andre ikke-metaller, for eksempel fluor, klor, svovl og endda nitrogen.
I laboratoriet produceres brint som følge af reaktionen

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

I stedet for zink kan man bruge jern, aluminium og nogle andre metaller, og i stedet for svovlsyre kan man bruge nogle andre fortyndede syrer. Den resulterende brint opsamles i et reagensglas ved at fortrænge vand (se fig. 10.2) b) eller blot i en omvendt kolbe (fig. 10.2 EN).

I industrien produceres brint i store mængder af naturgas (hovedsageligt metan) ved at reagere det med vanddamp ved 800 °C i nærværelse af en nikkelkatalysator:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

eller behandle kul ved høj temperatur med vanddamp:

2H2O + C = 2H2 + CO2. ( t)

Ren brint opnås fra vand ved at nedbryde det med elektrisk strøm (udsat for elektrolyse):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolyse).

e) Brintforbindelser

Hydrider (binære forbindelser indeholdende brint) er opdelt i to hovedtyper:
a) flygtig (molekylære) hydrider,
b) saltlignende (ioniske) hydrider.
Elementer af grupperne IVA – VIIA og bor danner molekylære hydrider. Af disse er kun hydriderne af elementer, der danner ikke-metaller, stabile:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HEJ
Med undtagelse af vand er alle disse forbindelser gasformige stoffer ved stuetemperatur, deraf deres navn - "flygtige hydrider".
Nogle af de grundstoffer, der danner ikke-metaller, findes også i mere komplekse hydrider. For eksempel danner carbon forbindelser med de generelle formler C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 og andre, hvor n kan være meget store (disse forbindelser studeres i organisk kemi).
Ioniske hydrider omfatter hydrider af alkali, jordalkalielementer og magnesium. Krystallerne af disse hydrider består af H anioner og metalkationer i den højeste oxidationstilstand Me eller Me 2 (afhængig af grundstofsystemets gruppe).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Både ioniske og næsten alle molekylære hydrider (undtagen H 2 O og HF) er reduktionsmidler, men ioniske hydrider udviser reducerende egenskaber meget stærkere end molekylære.
Ud over hydrider er brint en del af hydroxider og nogle salte. Du vil blive fortrolig med egenskaberne af disse mere komplekse brintforbindelser i de følgende kapitler.
De vigtigste forbrugere af brint produceret i industrien er anlæg til fremstilling af ammoniak og kvælstofgødning, hvor ammoniak udvindes direkte fra nitrogen og brint:

N2+3H22NH3 ( R, t, Pt – katalysator).

Brint bruges i store mængder til at fremstille methylalkohol (methanol) ved reaktionen 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalysator), såvel som i produktionen af ​​hydrogenchlorid, som fås direkte fra klor og brint:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Nogle gange bruges brint i metallurgien som et reduktionsmiddel ved fremstilling af rene metaller, for eksempel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Hvilke partikler består kernerne af a) protium, b) deuterium, c) tritium af?
2.Sammenlign ioniseringsenergien af ​​brintatomet med ioniseringsenergien af ​​atomer af andre grundstoffer. Hvilket grundstof er brint tættest på med hensyn til denne egenskab?
3. Gør det samme for elektronaffinitetsenergi
4. Sammenlign polarisationsretningen af ​​den kovalente binding og graden af ​​oxidation af hydrogen i forbindelserne: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5.Skriv den enkleste, molekylære, strukturelle og rumlige formel for brint ned. Hvilken bruges oftest?
6. De siger ofte: "Brint er lettere end luft." Hvad betyder det? I hvilke tilfælde kan dette udtryk tages bogstaveligt, og i hvilke tilfælde kan det ikke?
7. Lav strukturformlerne for kalium- og calciumhydrider samt ammoniak, svovlbrinte og hydrogenbromid.
8. Ved at kende de molære varme ved smeltning og fordampning af brint, bestemme værdierne af de tilsvarende specifikke mængder.
9.For hver af de fire reaktioner, der illustrerer det vigtigste Kemiske egenskaber brint, skabe en elektronbalance. Mærk oxidations- og reduktionsmidlerne.
10. Bestem massen af ​​zink, der kræves for at producere 4,48 liter brint ved hjælp af en laboratoriemetode.
11. Bestem massen og volumen af ​​brint, der kan opnås fra 30 m 3 af en blanding af metan og vanddamp, taget i et volumenforhold på 1:2, med et udbytte på 80 %.
12. Lav ligninger for de reaktioner, der opstår under vekselvirkningen mellem brint a) med fluor, b) med svovl.
13. Reaktionsskemaerne nedenfor illustrerer de grundlæggende kemiske egenskaber af ionhydrider:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCI(p) MCI + H2
Her er M lithium, natrium, kalium, rubidium eller cæsium. Skriv ligningerne for de tilsvarende reaktioner ned, hvis M er natrium. Illustrer de kemiske egenskaber af calciumhydrid ved hjælp af reaktionsligninger.
14. Brug elektronbalancemetoden til at lave ligninger for følgende reaktioner, der illustrerer de reducerende egenskaber af nogle molekylære hydrider:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Ilt

Som med brint er ordet "ilt" navnet på både et kemisk grundstof og simpelt stof. Bortset fra simple sager" ilt"(dioxygen) kemisk element oxygen danner et andet simpelt stof kaldet " ozon"(trioxygen). Det her allotropiske modifikationer ilt. Stoffet oxygen består af iltmolekyler O 2 , og stoffet ozon består af ozonmolekyler O 3 .

a) Kemisk grundstof oxygen

I den naturlige række af grundstoffer er iltens serienummer 8. I grundstofsystemet er ilt i den anden periode i VIA-gruppen.
Ilt er det mest udbredte grundstof på Jorden. I jordskorpen er hvert andet atom et oxygenatom, det vil sige, at molfraktionen af ​​ilt i jordens atmosfære, hydrosfære og lithosfære er omkring 50%. Ilt (stof) - komponent luft. Volumenfraktionen af ​​ilt i luften er 21%. Ilt (et grundstof) findes i vand, mange mineraler og planter og dyr. Den menneskelige krop indeholder i gennemsnit 43 kg ilt.
Naturlig oxygen består af tre isotoper (16 O, 17 O og 18 O), hvoraf den letteste isotop 16 O er den mest almindelige. Derfor er atommassen af ​​oxygen tæt på 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Iltatom

Du kender følgende karakteristika for oxygenatomet.

Tabel 29.Iltatomets valensmuligheder

Valenstilstand				Eksempler på kemikalier
				Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *
			–II -JEG 0 +I +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 AF 2
				NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Disse oxider kan også betragtes som ioniske forbindelser.
** Oxygenatomerne i molekylet er ikke i denne valenstilstand; dette er blot et eksempel på et stof med en oxidationstilstand af oxygenatomer lig med nul
Den høje ioniseringsenergi (som brint) forhindrer dannelsen af ​​en simpel kation fra oxygenatomet. Elektronaffinitetsenergien er ret høj (næsten det dobbelte af brint), hvilket giver en større tilbøjelighed for oxygenatomet til at få elektroner og evnen til at danne O 2A-anioner. Men oxygenatomets elektronaffinitetsenergi er stadig lavere end for halogenatomer og endda andre elementer i VIA-gruppen. Derfor er oxygenanioner ( oxidioner) eksisterer kun i forbindelser af oxygen med grundstoffer, hvis atomer meget let afgiver elektroner.
Ved at dele to uparrede elektroner kan et oxygenatom danne to kovalente bindinger. To ensomme elektronpar kan på grund af umuligheden af ​​excitation kun indgå i donor-acceptor-interaktion. Uden at tage hensyn til bindingsmultiplicitet og hybridisering kan oxygenatomet således være i en af ​​fem valenstilstande (tabel 29).
Den mest typiske valenstilstand for oxygenatomet er W k = 2, det vil sige dannelsen af ​​to kovalente bindinger på grund af to uparrede elektroner.
Oxygenatomets meget høje elektronegativitet (højere kun for fluor) fører til, at oxygen i de fleste af dets forbindelser har en oxidationstilstand på -II. Der er stoffer, hvor oxygen udviser andre oxidationstilstande, nogle af dem er angivet i tabel 29 som eksempler, og den sammenlignende stabilitet er vist i fig. 10.3.

c) Iltmolekyle

Det er eksperimentelt blevet fastslået, at det diatomiske oxygenmolekyle O 2 indeholder to uparrede elektroner. Ved hjælp af valensbindingsmetoden kan denne elektroniske struktur af dette molekyle ikke forklares. Egenskaberne for bindingen i oxygenmolekylet er dog tæt på en kovalent binding. Iltmolekylet er upolært. Interatomisk afstand ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) er mindre end afstanden mellem atomer forbundet med en enkeltbinding. Den molære bindingsenergi er ret høj og udgør 498 kJ/mol.

d) Ilt (stof)

Under normale forhold er ilt en farveløs og lugtfri gas. Fast oxygen smelter ved 55 K (–218 °C), og flydende oxygen koger ved 90 K (–183 °C).
Intermolekylære bindinger i fast og flydende oxygen er noget stærkere end i brint, hvilket fremgår af det større temperaturområde for eksistensen af ​​flydende oxygen (36 °C) og større molære fusionsvarme (0,446 kJ/mol) og fordampning (6,83 kJ) /mol).
Ilt er svagt opløseligt i vand: ved 0 °C opløses kun 5 volumener ilt (gas!) i 100 volumener vand (væske!).
Iltatomernes høje tilbøjelighed til at få elektroner og høj elektronegativitet fører til, at oxygen kun udviser oxiderende egenskaber. Disse egenskaber er især udtalte ved høje temperaturer.
Ilt reagerer med mange metaller: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
ikke-metaller: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
og komplekse stoffer: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Som et resultat af sådanne reaktioner opnås oftest forskellige oxider (se kapitel II § 5), men aktive alkalimetaller, for eksempel natrium, bliver ved forbrænding til peroxider:

2Na + O2 = Na2O2.

Strukturformlen for det resulterende natriumperoxid er (Na)2 (O-O).
En ulmende splint placeret i ilt bryder i flammer. Dette er en bekvem og nem måde at detektere ren ilt på.
I industrien opnås ilt fra luft ved rektifikation (kompleks destillation) og i laboratoriet - ved at udsætte visse iltholdige forbindelser for termisk nedbrydning, f.eks.
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (200 °C);
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150 °C, MnO2 - katalysator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
og desuden ved katalytisk nedbrydning af hydrogenperoxid ved stuetemperatur: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalysator).
Ren oxygen bruges i industrien til at intensivere de processer, hvor oxidation finder sted, og til at skabe en højtemperaturflamme. I raketteknologi bruges flydende oxygen som oxidationsmiddel.
Ilt har stor betydning for at opretholde livet hos planter, dyr og mennesker. Under normale forhold har en person nok ilt i luften til at trække vejret. Men under forhold, hvor der ikke er nok luft, eller der slet ikke er luft (i fly, under dykkerarbejde, i rumskibe osv.), forberedes specielle gasblandinger indeholdende ilt til vejrtrækning. Ilt bruges også i medicin mod sygdomme, der giver åndedrætsbesvær.

e) Ozon og dets molekyler

Ozon O 3 er den anden allotrope modifikation af oxygen.
Det triatomiske ozonmolekyle har en hjørnestruktur mellem de to strukturer repræsenteret ved følgende formler:

Ozon er en mørkeblå gas med en skarp lugt. På grund af sin stærke oxiderende aktivitet er den giftig. Ozon er halvanden gang "tyngre" end oxygen og lidt mere opløseligt i vand end oxygen.
Ozon dannes i atmosfæren fra ilt under lynelektriske udladninger:

3O 2 = 2O 3 ().

Ved normale temperaturer bliver ozon langsomt til ilt, og ved opvarmning sker denne proces eksplosivt.
Ozon er indeholdt i det såkaldte "ozonlag" jordens atmosfære, der beskytter alt liv på Jorden mod skadelige virkninger solstråling.
I nogle byer bruges ozon i stedet for klor til at desinficere (desinficere) drikkevand.

Tegn strukturformlerne for følgende stoffer: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Navngiv disse stoffer. Beskriv valenstilstandene for oxygenatomer i disse forbindelser.
Bestem valensen og oxidationstilstanden for hvert oxygenatom.
2. Lav ligninger for forbrændingsreaktionerne af lithium, magnesium, aluminium, silicium, rødt fosfor og selen i oxygen (selenatomer oxideres til oxidationstilstanden +IV, atomer af andre grundstoffer oxideres til højeste oxidationstilstand). Hvilke klasser af oxider tilhører produkterne af disse reaktioner?
3. Hvor mange liter ozon kan man få (under normale forhold) a) fra 9 liter ilt, b) fra 8 g ilt?

Vand er det mest udbredte stof i jordskorpen. Massen af ​​jordens vand anslås til 10 18 tons. Vand er grundlaget for vores planets hydrosfære; derudover er det indeholdt i atmosfæren, i form af is danner det Jordens polære hætter og højbjerggletsjere og er også en del af forskellige klipper. Massefraktionen af ​​vand i den menneskelige krop er omkring 70%.
Vand er det eneste stof, der har sine egne specielle navne i alle tre aggregeringstilstande.

Elektronisk struktur af et vandmolekyle (fig. 10.4 EN) vi studerede i detaljer tidligere (se § 7.10).
På grund af polariteten af ​​O–H-bindingerne og vinkelformen er vandmolekylet elektrisk dipol.

For at karakterisere polariteten af ​​en elektrisk dipol kaldes en fysisk størrelse " elektrisk moment af en elektrisk dipol" eller bare" dipolmoment".

I kemi måles dipolmomentet i debyes: 1 D = 3,34. 10 – 30 klasse. m

I et vandmolekyle er der to polære kovalente bindinger, det vil sige to elektriske dipoler, som hver har sit eget dipolmoment (u). Det samlede dipolmoment for et molekyle er lig med vektorsummen af ​​disse to momenter (fig. 10.5):

(H20) = ,

Hvor q 1 og q 2 – partielle ladninger (+) på brintatomer, og og – interatomiske O – H afstande i molekylet. Fordi q 1 = q 2 = q, og så

De eksperimentelt bestemte dipolmomenter for vandmolekylet og nogle andre molekyler er angivet i tabellen.

Tabel 30.Dipolmomenter for nogle polære molekyler

Molekyle		Molekyle		Molekyle

I betragtning af vandmolekylets dipole karakter er det ofte skematisk repræsenteret som følger:
Rent vand er en farveløs væske uden smag eller lugt. Nogle grundlæggende fysiske egenskaber ved vand er angivet i tabellen.

Tabel 31.Nogle fysiske egenskaber ved vand

De store værdier af de molære varme ved smeltning og fordampning (en størrelsesorden større end brint og oxygen) indikerer, at vandmolekyler, både i fast og flydende stof, er ret tæt bundet sammen. Disse forbindelser kaldes " hydrogenbindinger".

ELEKTRISK DIPOLE, DIPOLE MOMENT, BOND POLARITET, MOLEKYLE POLARITET.
Hvor mange valenselektroner af et oxygenatom deltager i dannelsen af ​​bindinger i et vandmolekyle?
2. Når hvilke orbitaler overlapper, dannes der bindinger mellem brint og ilt i et vandmolekyle?
3. Lav et diagram over dannelsen af ​​bindinger i et molekyle af hydrogenperoxid H 2 O 2. Hvad kan du sige om den rumlige struktur af dette molekyle?
4. Interatomiske afstande i HF-, HCl- og HBr-molekyler er lig med henholdsvis 0,92; 1,28 og 1,41. Brug tabellen over dipolmomenter til at beregne og sammenligne de partielle ladninger på brintatomerne i disse molekyler.
5. De interatomiske afstande S – H i hydrogensulfidmolekylet er 1,34, og vinklen mellem bindingerne er 92°. Bestem værdierne af de partielle ladninger på svovl- og brintatomerne. Hvad kan du sige om hybridiseringen af ​​svovlatomets valensorbitaler?

10.4. Hydrogenbinding

Som du allerede ved, på grund af den betydelige forskel i elektronegativitet af brint og oxygen (2,10 og 3,50), får hydrogenatomet i vandmolekylet en stor positiv partiel ladning ( q h = 0,33 e), og oxygenatomet har en endnu større negativ partiel ladning ( q h = -0,66 e). Husk også, at iltatomet har to enlige elektronpar pr sp 3-hybrid AO. Et vandmolekyles brintatom tiltrækkes af et andet molekyles oxygenatom, og derudover accepterer brintatomets halvtomme 1s-AO delvist et par elektroner i oxygenatomet. Som et resultat af disse interaktioner mellem molekyler, en særlig slags intermolekylære bindinger - hydrogenbinding.
I tilfælde af vand kan dannelse af hydrogenbindinger repræsenteres skematisk som følger:

I den sidste strukturformel angiver tre prikker (stiplet linje, ikke elektroner!) en hydrogenbinding.

Hydrogenbindinger eksisterer ikke kun mellem vandmolekyler. Det dannes, hvis to betingelser er opfyldt:
1) molekylet har en meget polær H–E-binding (E er symbolet på et atom af et ret elektronegativt grundstof),
2) molekylet indeholder et E-atom med en stor negativ partiel ladning og et ensomt elektronpar.
Grundstoffet E kan være fluor, oxygen og nitrogen. Hydrogenbindinger er væsentligt svagere, hvis E er klor eller svovl.
Eksempler på stoffer med hydrogenbindinger mellem molekyler: hydrogenfluorid, fast eller flydende ammoniak, ethylalkohol og mange andre.

I flydende hydrogenfluorid er dets molekyler forbundet med hydrogenbindinger til ret lange kæder, og i flydende og fast ammoniak dannes tredimensionelle netværk.
Styrken af ​​hydrogenbindingen er mellem kemisk binding og andre typer intermolekylære bindinger. Den molære energi af en hydrogenbinding varierer normalt fra 5 til 50 kJ/mol.
I fast vand (dvs. iskrystaller) er alle brintatomer hydrogenbundet til oxygenatomer, hvor hvert oxygenatom danner to hydrogenbindinger (ved at bruge begge enlige elektronpar). Denne struktur gør isen mere "løs" sammenlignet med flydende vand, hvor nogle af brintbindingerne er brudt, og molekylerne er i stand til at "pakke" lidt tættere. Dette træk ved isens struktur forklarer, hvorfor vand i fast tilstand i modsætning til de fleste andre stoffer har en lavere densitet end i flydende tilstand. Vand når sin maksimale tæthed ved 4 °C - ved denne temperatur brydes en hel del brintbindinger, og termisk udvidelse har endnu ikke særlig stærk effekt på tætheden.
Hydrogenbindinger er meget vigtige i vores liv. Lad os forestille os et øjeblik, at brintbindinger er holdt op med at dannes. Her er nogle konsekvenser:

• vand ved stuetemperatur ville blive gasformigt, da dets kogepunkt ville falde til omkring -80 °C;
• alle vandmasser ville begynde at fryse fra bunden, da tætheden af ​​is ville være større end densiteten af ​​flydende vand;
• Den dobbelte helix af DNA og meget mere ville ophøre med at eksistere.

De anførte eksempler er nok til at forstå, at naturen på vores planet i dette tilfælde ville blive helt anderledes.

HYDROGEN BOND, BETINGELSER FOR DENS FORMNING.
Formlen for ethylalkohol er CH 3 – CH 2 – O – H. Mellem hvilke atomer af forskellige molekyler af dette stof dannes der hydrogenbindinger? Skriv strukturformler, der illustrerer deres dannelse.
2. Hydrogenbindinger findes ikke kun i individuelle stoffer, men også i opløsninger. Vis med strukturformler Hvordan dannes hydrogenbindinger i vandig opløsning a) ammoniak, b) hydrogenfluorid, c) ethanol (ethylalkohol). = 2H2O.
Begge disse reaktioner sker i vand konstant og med samme hastighed, derfor er der en ligevægt i vand: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Denne ligevægt kaldes ligevægt af autoprotolyse vand.

Den direkte reaktion af denne reversible proces er endoterm, derfor øges autoprotolyse ved opvarmning, men ved stuetemperatur flyttes ligevægten til venstre, det vil sige, at koncentrationen af ​​H 3 O og OH-ioner er ubetydelig. Hvad er de lig med?
Ifølge loven om masseaktion

Men på grund af det faktum, at antallet af reagerede vandmolekyler er ubetydeligt i forhold til det samlede antal vandmolekyler, kan vi antage, at koncentrationen af ​​vand under autoprotolyse praktisk talt ikke ændrer sig, og 2 = const En så lav koncentration af modsat ladede ioner i rent vand forklarer, hvorfor denne væske, selvom den er dårlig, stadig leder elektrisk strøm.

AUTOPROTOLYSE AF VAND, AUTOPROTOLYSE KONSTANT (IONISK PRODUKT) AF VAND.
Det ioniske produkt af flydende ammoniak (kogepunkt –33 °C) er 2·10 –28. Skriv en ligning for autoprotolyse af ammoniak. Bestem koncentrationen af ​​ammoniumioner i ren flydende ammoniak. Hvilket stof har større elektrisk ledningsevne, vand eller flydende ammoniak?

1. Produktion af brint og dets forbrænding (reducerende egenskaber).
2. Opnåelse af ilt og brændende stoffer i det (oxiderende egenskaber).