I det periodiske system er brint placeret i to grupper af grundstoffer, der er helt modsatte i deres egenskaber. Denne funktion gøre det helt unikt. Brint er ikke kun et grundstof eller stof, men også et integreret del mange komplekse forbindelser, organogene og biogene elementer. Derfor overvejer vi dens egenskaber og karakteristika mere detaljeret.

Frigivelsen af ​​brændbar gas under vekselvirkningen mellem metaller og syrer blev observeret så tidligt som i det 16. århundrede, det vil sige under dannelsen af ​​kemi som en videnskab. berømt engelsk videnskabsmand Henry Cavendish undersøgte stoffet, startende i 1766, og gav det navnet "brændbar luft". Når denne gas blev brændt, producerede den vand. Desværre forhindrede videnskabsmandens tilslutning til teorien om phlogiston (hypotetisk "hyperfint 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 i 1783 vand og analyserede det derefter ved at nedbryde vanddamp med glødende 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 vandet, men også kan fås fra det.

I 1787 foreslog Lavoisier, at den undersøgte gas er et simpelt stof og derfor er blandt de primære kemiske elementer. Han kaldte det hydrogen (fra de græske ord hydor - vand + gennao - jeg føder), det vil sige "føde vand."

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

Fysiske egenskaber

Brint er det letteste af alle stoffer, 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 kogende og smeltende t °).

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

Den specifikke varmekapacitet af et stof under de samme forhold er 14.208 kJ / (kgxK) eller 3.394 cal / (gh ° C). Dette grundstof er lidt opløseligt i vand (ca. 0,0182 ml / g ved 1 atm og 20 ° C), men godt - 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, mens diffusion gennem en kulstoflegering (for eksempel stål) kan ledsages af ødelæggelsen af ​​legeringen på grund af vekselvirkningen mellem brint og kulstof (denne proces kaldes dekarbonisering). I flydende tilstand er stoffet meget let (densitet - 0,0708 g / cm³ ved t ° \u003d -253 ° C) og flydende (viskositet - 13,8 celsius under samme forhold).

I mange forbindelser udviser dette grundstof en +1 valens (oxidationstilstand), svarende til natrium og andre alkalimetaller. Det betragtes normalt som en analog af disse metaller. Derfor leder han I-gruppen i Mendeleev-systemet. 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 (nærheden fysiske egenskaber element "H" og halogener, evnen til at erstatte det med halogener i organiske forbindelser) Hydrogen er klassificeret som gruppe VII i Mendeleev-systemet.

Under normale forhold har molekylært brint lav aktivitet, direkte kombineret kun 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 en øget kemisk aktivitet (sammenlignet med molekylært brint). Med oxygen 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 ° С er den ukontrolleret. Eksplosionsgrænserne for en blanding af brint + oxygen efter volumen er 4-94% H2, og blandinger af brint + luft er 4-74% H2 (en blanding af to volumener H2 og et volumen O2 kaldes eksplosiv gas).

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

Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H2 = Cu + H2O osv.

Med forskellige halogener danner hydrogen hydrogenhalogenider, for eksempel:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Men når det reagerer med fluor, eksploderer brint (dette sker også i mørke, ved -252 ° C), reagerer kun med brom og klor, 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:

ZN2 + N2 = 2NH3.

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:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

vigtig praktisk værdi har vekselvirkninger mellem brint og carbonmonoxid (II). I dette tilfælde dannes der afhængigt af tryk, temperatur og katalysator forskellige organiske forbindelser: HCHO, CH₃OH osv. Umættede kulbrinter bliver til mættede under reaktionen, 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 effekt på egenskaberne af mange uorganiske og organiske forbindelser.

Får brint

De vigtigste typer af råvarer til industriel produktion af dette element er olieraffineringsgasser, naturlige brændbare gasser og koksovnsgasser. Det opnås også fra vand gennem elektrolyse (på steder med overkommelig elektricitet). En af de vigtigste metoder til fremstilling af materiale fra naturgas den katalytiske vekselvirkning mellem kulbrinter, hovedsageligt methan, med vanddamp (den såkaldte omdannelse) overvejes. For eksempel:

CH4 + H2O = CO + ZH2.

Ufuldstændig oxidation af kulbrinter med oxygen:

CH4 + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.

Syntetiseret kulilte (II) gennemgår omdannelse:

CO + H2O = CO2 + H2.

Brint fremstillet af naturgas er det billigste.

Til elektrolyse af vand anvendes 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 reaktionen mellem saltsyre og zink. Dog oftere brugt færdiglavet fabriksmateriale i cylindre.

Fra raffinaderigasser og koksovnsgas isoleres dette element 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 at fylde 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 at hydrogenere tungt og hårdt flydende brændstof, fedtstoffer, etc., til syntese af HCl, hydrobehandling af petroleumsprodukter, samt til skæring/svejsning af metaller. Væsentlige elementer Til Atomenergi er dets isotoper - tritium og deuterium.

Brints biologiske rolle

Omkring 10% af massen af ​​levende organismer (i gennemsnit) falder på dette element. Det er en del af vand og de vigtigste grupper af naturlige forbindelser, herunder proteiner, nukleinsyrer, lipider, kulhydrater. Hvad tjener det?

Dette materiale spiller en afgørende rolle: ved opretholdelse af den rumlige struktur af proteiner (kvartær), i implementeringen 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 biosyntesereaktioner, 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 livets fænomener.

I vores Hverdagen der er ting, der er så almindelige, at næsten alle 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 vandet også burde 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 brænde noget har du brug for to ting - et brændstof som forbrændingskilde (for eksempel et ark papir, et stykke træ osv.) og et oxidationsmiddel (ilten i jordens atmosfære er det vigtigste oxidationsmiddel) . Vi har også brug for den nødvendige varme for at nå stoffets antændelsestemperatur for at starte forbrændingsprocessen.

Billedkilde auclip.ru

Overvej for eksempel papirbrændingsprocessen 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 nået takket være en brændende tændstik.

Strukturen af ​​den kemiske sammensætning af vand

Billedkilde: water-service.com.ua

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

Hvorfor er brint brandfarligt?

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 meget brandfarlig.

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 forbrænding

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 overskud i jordens atmosfære. Det er generelt det vigtigste oxidationsmiddel i de fleste brande. Derfor er en konstant tilførsel af ilt nødvendig for at opretholde branden.

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 flammende helvede.

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

Som vi sagde tidligere, er brint meget brandfarligt, alt der skal til er et oxidationsmiddel og en 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 går det:

Bemærk at en blanding af brint med en lille mængde ilt eller luft er eksplosiv og kaldes eksplosiv gas, den brænder ekstremt hurtigt med et højt brag, som opfattes som en eksplosion. Nedstyrtningen af ​​luftskibet "Hindenburg" i 1937 i New Jersey krævede snesevis af menneskeliv som følge af antændelse af brint, som var fyldt med luftskibets skal. Brints lette antændelighed og eksplosivitet i kombination med ilt er hovedårsagen at vi ikke får vand kemisk i laboratorier.

Hydrogen H er det mest almindelige grundstof i universet (ca. 75 % af massen), på Jorden er det det niende mest almindelige grundstof. Den vigtigste naturlige brintforbindelse er vand.
Brint rangerer først i det periodiske system (Z = 1). Det har den enkleste struktur af et atom: kernen i et atom er 1 proton, omgivet af en elektronsky bestående af 1 elektron.
Under nogle forhold udviser brint metalliske egenskaber (donerer en elektron), i andre - ikke-metallisk (accepterer en elektron).
Brintisotoper findes i naturen: 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).

Det simple stof brint

Hydrogenmolekylet består af to atomer forbundet med en ikke-polær kovalent binding.
fysiske egenskaber. Brint er en farveløs, ikke-giftig, lugtfri og smagløs gas. Brintmolekylet er ikke polært. Derfor er kræfterne ved intermolekylær interaktion i gasformigt brint små. Dette viser sig i lave temperaturer kogende (-252,6 0С) og smeltende (-259,2 0С).
Brint er lettere end luft, D (i 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.

Får brint

I laboratoriet:

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

2. Interaktion af alkaliske og sh-z metaller med vand:
Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2

3. Hydrolyse af hydrider: metalhydrider nedbrydes let af vand med dannelse af det tilsvarende alkali og hydrogen:
NaH + H2O → NaOH + H2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

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. Vandelektrolyse. 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. Ved katoden dannes 2 volumener hydrogen, ved anoden - 1 volumen ilt.
2H20 → 2H2 + O2

Industriel produktion af brint

1. Omdannelse af metan 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 + H 2 O → CO 2 + H 2

Det resulterende carbonmonoxid (IV) absorberes af vand, på denne måde opnås 50% industrielt brint.

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. Den har en oxidationstilstand på +1, men i metalhydrider er den -1.
• Brintmolekylet består af to atomer. Fremkomsten af ​​en binding mellem dem forklares ved dannelsen af ​​et generaliseret elektronpar H: H eller H 2
• På grund af denne generalisering af elektroner er H2-molekylet mere energimæssigt stabilt end dets individuelle atomer. For at bryde et molekyle i atomer i 1 mol brint er det nødvendigt at bruge en energi på 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Dette forklarer den relativt lave aktivitet af molekylært hydrogen ved almindelig temperatur.
• Med mange ikke-metaller danner brint gasformige forbindelser som RN 4, RN 3, RN 2, RN.

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 almindelige temperaturer forløber reaktionen langsomt, over 550 ° C - med en eksplosion. En blanding af 2 volumener H 2 og 1 volumen O 2 kaldes eksplosiv 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 katalysatoren 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, at hydridet Na + H - er opbygget som chlorid Na + Cl -

Så komplekse stoffer:

7) Med metaloxider (bruges til at genoprette 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 stor 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 til 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 lære at komponere ligninger for kemiske reaktioner.
Hvad kommer fra brint Og ilt, vi ved allerede:

H2 + O2 → H2O

Nu tager vi højde for, at atomerne af kemiske grundstoffer i kemiske reaktioner ikke forsvinder og ikke vises af ingenting, ikke bliver til hinanden, men kombinere i nye kombinationer at danne nye molekyler. Altså i ligningen kemisk reaktion der skal være det samme antal atomer af hver art Før reaktioner ( venstre fra lighedstegnet) og efter slutningen af ​​reaktionen ( til højre fra lighedstegnet), sådan her:

2H2 + O2 \u003d 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 ovenstående reaktion to muldvarpe brint skal reagere med af 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 man normalt metoden " 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. Samtidig flere (n) elektroner:

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

Oxidations- 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 den al sin egenskab - to elektroner, og dens oxidationstilstand bliver lig med +I:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

sket oxidations halvreaktionsligning brint.

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

O 2 + 4 e− = 2O − II

Det her reduktions halvreaktionsligning ilt.

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

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

Så du har brug for udligne antallet af elektroner i første og anden halv-reaktion. I kemi accepteres følgende betingede form for at skrive ligningerne for halvreaktioner:

	2H20-2 e− = 2Н + I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O − II

Her er tallene 2 og 1 til venstre for den krøllede parentes faktorer, der vil være med til at sikre, at antallet af givne og modtagne elektroner er lige store. Vi tager højde for, at i ligningerne for halvreaktioner gives 2 elektroner væk, og der accepteres 4. For at udligne antallet af modtagne og givne elektroner, findes det mindste fælles multiplum og yderligere faktorer. I vores tilfælde er det mindste fælles multiplum 4. Yderligere faktorer vil være 2 for brint (4: 2 = 2) og for oxygen - 1 (4: 4 = 1).
De resulterende multiplikatorer vil tjene som koefficienterne for den fremtidige reaktionsligning:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O-II

Brint oxideret ikke kun når man mødes ilt. Omtrent samme effekt på brint og fluor F2, halogen og den berømte "røver", og tilsyneladende harmløse nitrogen N 2:

H20 + F20 = 2H + IF -I

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I

Dette resulterer i hydrogenfluorid HF eller ammoniak NH3.

I begge forbindelser er oxidationstilstanden brint bliver lige +I, fordi han får partnere i molekylet "grådig" til en andens elektroniske gavn, med høj elektronegativitet - fluor F Og nitrogen N. På nitrogen værdien af ​​elektronegativitet anses for at være lig med tre konventionelle enheder, og y fluor generelt er den højeste elektronegativitet blandt alle kemiske grundstoffer fire enheder. Så det er ikke underligt, at de efterlader det stakkels brintatom uden noget elektronisk miljø.

Men brint måske gendanne- acceptere elektroner. Dette sker, hvis alkalimetaller eller calcium, hvor elektronegativiteten er mindre end brint, deltager i reaktionen med det.

10.1 Brint

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

EN) Kemisk grundstof brint

I den naturlige række af grundstoffer er serienummeret af brint 1. I grundstofsystemet er brint i den første periode i IA- eller VIIA-gruppen.

Brint er et af de mest udbredte grundstoffer på Jorden. Molfraktionen af ​​brintatomer i jordens atmosfære, hydrosfære og lithosfære (samlet kaldes dette 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 forekommer praktisk talt ikke 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 de foregående afsnit af kemikurset kender du allerede følgende egenskaber ved brintatomet:

Et brintatoms valensevne bestemmes af tilstedeværelsen af ​​en elektron i en enkelt valensorbital. En stor ioniseringsenergi gør, at brintatomet ikke er tilbøjeligt til at donere en elektron, og ikke for høj elektronaffinitet fører til en lille tendens til at acceptere den. I kemiske systemer er dannelsen af ​​H-kationen derfor umulig, og forbindelser med H-anionen er ikke særlig stabile. Således er dannelsen af ​​en kovalent binding med andre atomer på grund af dens ene uparrede elektron mest karakteristisk for hydrogenatomet. 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 hydrider af de mindst elektronegative grundstoffer i brint er en oxidationstilstand på –I.
Oplysninger om hydrogenatomets valensegenskaber er givet i tabel 28. Valenstilstanden for et brintatom forbundet med en kovalent binding med et hvilket som helst atom er angivet i tabellen med symbolet "H-".

Tabel 28Valensmuligheder 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 H2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Brintmolekyle

Det diatomiske hydrogenmolekyle H 2 dannes, når hydrogenatomer er bundet af den eneste kovalente binding, der er mulig for dem. Kommunikation dannes af udvekslingsmekanismen. 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, ligevægtsafstanden mellem atomerne, fordi atomer vibrerer) i et brintmolekyle r(H-H) = 0,74 A (fig. 10.1 V), hvilket er meget mindre end summen af ​​kredsløbsradier (1,06 A). Følgelig overlapper elektronskyerne af bindende atomer dybt (fig. 10.1) b), og bindingen i brintmolekylet er stærk. Taler ganske om 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), mens 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 molære smeltevarme (0,117 kJ/mol) og fordampning (0,903 kJ/mol) indikerer, at intermolekylære bindinger i brint meget svag.
Brinttæthed r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 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 både øge og mindske deres oxidationstilstand: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + 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 de reducerende egenskaber er mere karakteristiske for hydrogen: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Ved opvarmning oxideres brint ikke kun af oxygen, men også af nogle andre ikke-metaller, såsom fluor, klor, svovl og endda nitrogen.
I laboratoriet produceres brint ved reaktionen

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

Jern, aluminium og nogle andre metaller kan bruges i stedet for zink, og nogle andre fortyndede syrer kan bruges i stedet for svovlsyre. Den resulterende brint opsamles i et reagensglas ved hjælp af vandfortrængningsmetoden (se fig. 10.2) b) eller blot i en omvendt kolbe (fig. 10.2 EN).

I industrien opnås brint i store mængder fra naturgas (hovedsageligt metan) ved at interagere med vanddamp ved 800 °C i nærvær af en nikkelkatalysator:

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

eller behandlet ved høj temperatur med vanddampkul:

2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. ( t)

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

2H2O \u003d 2H2 + O2 (elektrolyse).

e) Brintforbindelser

Hydrider (binære forbindelser indeholdende brint) er opdelt i to hovedtyper:
a) flygtig (molekylære) hydrider,
b) saltlignende (ioniske) hydrider.
Grundstoffer IVA - VIIA grupper og bor danner molekylære hydrider. Af disse er kun hydrider af grundstoffer, 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, indgår også i mere komplekse hydrider. For eksempel danner carbon forbindelser med de generelle formler C n H2 n+2, C n H2 n, C n H2 n-2 og andre, hvor n kan være meget store (organisk kemi undersøger disse forbindelser).
Ionhydrider omfatter alkali-, jordalkali- og magnesiumhydrider. Krystallerne af disse hydrider består af H anioner og metalkationer i den højeste oxidationstilstand af Me eller Me 2 (afhængigt af gruppen af ​​grundstofsystemet).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

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 bekendt 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:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt er katalysatoren).

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 opnås direkte fra klor og brint:

H2 + Cl2 \u003d 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 ​​et brintatom med ioniseringsenergien af ​​atomer af andre grundstoffer. Hvilket grundstof er tættest på brint i denne egenskab?
3. Gør det samme for elektronaffinitetsenergien
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 er den mest brugte?
6. De siger ofte: "Brint er lettere end luft." Hvad menes der med dette? I hvilke tilfælde kan dette udtryk tages bogstaveligt, og i hvilke tilfælde ikke?
7. Lav strukturformlerne for kalium- og calciumhydrider samt ammoniak, svovlbrinte og hydrogenbromid.
8. Ved at kende de molære varme fra fusion og fordampning af brint, bestemme værdierne af de tilsvarende specifikke mængder.
9. For hver af de fire reaktioner, der illustrerer de vigtigste Kemiske egenskaber brint, lav en elektronisk vægt. Angiv oxidations- og reduktionsmidlerne.
10. Bestem den masse af zink, der kræves for at opnå 4,48 liter brint på laboratoriemåde.
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 ligningerne for reaktioner, der opstår, når brint interagerer 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. Lav ligningerne for de tilsvarende reaktioner, hvis M er natrium. Illustrer de kemiske egenskaber af calciumhydrid med reaktionsligninger.
14. Brug elektronbalancemetoden til at skrive ligningerne 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 et simpelt stof. Undtagen simpel substans" ilt"(dioxygen) det kemiske grundstof 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) Det kemiske 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 (grundstof) er en del af vand, mange mineraler samt 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 29Iltatomets 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** O 2 F 2 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 den givne valenstilstand; dette er blot et eksempel på et stof med en oxidationstilstand af oxygenatomer lig med nul
Den høje ioniseringsenergi (som brint) udelukker dannelsen af ​​en simpel kation fra oxygenatomet. Elektronaffinitetsenergien er ret høj (næsten dobbelt så høj som brints), hvilket giver en større tilbøjelighed for iltatomet til at binde elektroner og evnen til at danne O 2A-anioner. Men oxygenatomets elektronaffinitetsenergi er stadig mindre end for halogenatomer og endda andre elementer i VIA-gruppen. Derfor er oxygenanioner ( oxidioner) eksisterer kun i forbindelser af ilt med grundstoffer, hvis atomer meget let donerer 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 en donor-acceptor-interaktion. Uden at tage højde for mangfoldigheden af ​​bindinger og hybridisering kan oxygenatomet således være i en af ​​de fem valenstilstande (tabel 29).
Det mest karakteristiske for oxygenatomet er valenstilstanden med W k \u003d 2, det vil sige dannelsen af ​​to kovalente bindinger på grund af to uparrede elektroner.
Oxygenatomets meget høje elektronegativitet (kun fluor er højere) fører til, at oxygen i de fleste af dets forbindelser har en oxidationstilstand på -II. Der er stoffer, hvor oxygen udviser andre værdier af oxidationstilstanden, 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 metoden med valensbindinger kan en sådan elektronisk struktur af dette molekyle ikke forklares. Ikke desto mindre er bindingen i oxygenmolekylet tæt i egenskaber på den kovalente 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 beløber sig til 498 kJ/mol.

d) Ilt (stof)

Under normale forhold er ilt en farveløs og lugtfri gas. Fast oxygen smelter ved 55 K (–218 °C), mens 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 temperaturinterval for eksistensen af ​​flydende oxygen (36 ° C) og de molære varme ved smeltning (0,446 kJ / mol) og fordampning (6, 83) kJ/mol).
Ilt er let opløseligt i vand: ved 0 ° C opløses kun 5 volumener ilt (gas!) i 100 volumener vand (væske!)
Iltatomernes høje tilbøjelighed til at vedhæfte 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 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
og komplekse stoffer: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

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

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Strukturformlen for det resulterende natriumperoxid (Na) 2 (O-O).
En ulmende splint placeret i ilt blusser op. 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 nogle iltholdige forbindelser for termisk nedbrydning, f.eks.
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2 (150 ° C, MnO 2 - katalysator);
2KNO 3 \u003d 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 et oxidationsmiddel.
Ilt spiller en vigtig rolle i at opretholde livet for planter, dyr og mennesker. Under normale forhold har en person brug for nok ilt til at trække vejret i luften. Men under forhold, hvor der ikke er nok luft, eller den er fuldstændig fraværende (i fly, under dykning, ind rumskibe osv.), forberedes specielle gasblandinger indeholdende ilt til vejrtrækning. Ilt bruges også i medicin mod sygdomme, der forårsager vejrtrækningsbesvær.

e) Ozon og dets molekyler

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

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

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Ved almindelige temperaturer bliver ozon langsomt til ilt, og ved opvarmning fortsætter denne proces med en eksplosion.
Ozon er indeholdt i det såkaldte "ozonlag" jordens atmosfære beskytter alt liv på Jorden mod skadelige virkninger solstråling.
I nogle byer bruges ozon i stedet for klor til at desinficere (dekontaminere) 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 oxygenatomerne i disse forbindelser.
Bestem valensen og oxidationstilstanden for hvert af oxygenatomerne.
2. Lav ligningerne for forbrændingsreaktionerne i oxygen af ​​lithium, magnesium, aluminium, silicium, rødt fosfor og selen (selens atomer oxideres til oxidationstilstanden + IV, atomerne i de resterende grundstoffer 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 gletsjere i høje bjerge 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.

Vandmolekylets elektroniske struktur (fig. 10.4 EN) har vi studeret 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 C. m

I et vandmolekyle er der to polære kovalente bindinger, det vil sige to elektriske dipoler, som hver har sit eget dipolmoment (og). 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 hydrogenatomer, og og - interatomare afstande O - H i molekylet. Fordi q 1 = q 2 = q, a , så

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

Tabel 30Dipolmomenter for nogle polære molekyler

Molekyle		Molekyle		Molekyle

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

Tabel 31Nogle fysiske egenskaber ved vand

De store værdier af de molære varme fra smeltning og fordampning (en størrelsesorden større end brint og oxygen) indikerer, at vandmolekyler, både i faste og flydende stoffer, er ret stærkt bundet til hinanden. Disse forbindelser kaldes hydrogenbindinger".

ELEKTRISK DIPOLE, DIPOLE MOMENT, KOMMUNIKATIONSPOLARITET, MOLEKYLE POLARITET.
Hvor mange valenselektroner af et oxygenatom deltager i dannelsen af ​​bindinger i et vandmolekyle?
2. Ved overlapning af hvilke orbitaler 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 henholdsvis lig med 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. Interatomiske afstande S - H i et hydrogensulfidmolekyle er lig med 1,34, og vinklen mellem bindinger er 92 °. Bestem værdierne af partielle ladninger på svovl- og brintatomer. Hvad kan du sige om hybridiseringen af ​​svovlatomets valensorbitaler?

10.4. hydrogenbinding

Som du allerede ved, på grund af den betydelige forskel i elektronegativiteten af ​​brint og oxygen (2,10 og 3,50), får hydrogenatomet i vandmolekylet en stor positiv partiel ladning ( q h = 0,33 e), mens 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 fra oxygenatomet. Som et resultat af disse interaktioner mellem molekyler, særlig slags intermolekylære bindinger - hydrogenbinding.
I tilfælde af vand kan dannelse af brintbinding skematisk repræsenteres som følger:

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

Hydrogenbinding eksisterer ikke kun mellem vandmolekyler. Det dannes, hvis to betingelser er opfyldt:
1) der er en stærkt polær H–E-binding i molekylet (E er symbolet på et atom af et tilstrækkeligt elektronegativt grundstof),
2) i molekylet er der et atom E med en stor negativ partiel ladning og et udelt elektronpar.
Som grundstof E kan være fluor, ilt og nitrogen. Hydrogenbindinger er meget svagere, hvis E er klor eller svovl.
Eksempler på stoffer med en hydrogenbinding mellem molekyler: hydrogenfluorid, fast eller flydende ammoniak, ethylalkohol og mange andre.

I flydende hydrogenfluorid er dets molekyler forbundet med hydrogenbindinger til ret lange kæder, mens der i flydende og fast ammoniak dannes tredimensionelle netværk.
Styrken af ​​hydrogenbindingen er mellem kemisk binding og andre typer intermolekylære bindinger. Den molære energi af hydrogenbindingen ligger normalt i området fra 5 til 50 kJ/mol.
I fast vand (det vil sige iskrystaller) er alle brintatomer hydrogenbundet til oxygenatomer, hvor hvert oxygenatom danner to hydrogenbindinger (ved at bruge begge enlige elektronpar). En sådan struktur gør isen mere "løs" sammenlignet med flydende vand, hvor nogle af brintbindingerne brydes, og molekylerne får mulighed for at "pakke" noget 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 ekspansion har endnu ikke en særlig stærk effekt på tætheden.
Hydrogenbindinger er meget vigtige i vores liv. Forestil dig 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 ca. -80°C;
• alle reservoirer ville begynde at fryse fra bunden, da tætheden af ​​is ville være større end tætheden af ​​flydende vand;
• DNA-dobbelthelixen ville ophøre med at eksistere, og meget mere.

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

HYDROGEN BOND, BETINGELSER FOR DENS FORMNING.
Formlen for ethylalkohol er CH3-CH2-O-H. Mellem hvilke atomer af forskellige molekyler af dette stof dannes hydrogenbindinger? Lav strukturformler, der illustrerer deres dannelse.
2. Hydrogenbindinger findes ikke kun i individuelle stoffer, men også i opløsninger. Vis med strukturformler hvordan hydrogenbindinger dannes vandig opløsning a) ammoniak, b) hydrogenfluorid, c) ethanol (ethylalkohol). \u003d 2H 2 O.
Begge disse reaktioner forløber i vand konstant og med samme hastighed, derfor er der en ligevægt i vand: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Denne balance kaldes autoprotolyse ligevægt vand.

Den direkte reaktion af denne reversible proces er endoterm, derfor øges autoprotolyse ved opvarmning, mens ligevægten ved stuetemperatur forskydes til venstre, det vil sige, at koncentrationerne af H 3 O og OH-ioner er ubetydelige. 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 vandkoncentrationen 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 elektricitet.

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 af stoffernes elektriske ledningsevne er størst, vand eller flydende ammoniak?

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