Στον περιοδικό πίνακα, το υδρογόνο βρίσκεται σε δύο ομάδες στοιχείων που είναι εντελώς αντίθετα στις ιδιότητές τους. Αυτό το χαρακτηριστικότο κάνουν εντελώς μοναδικό. Το υδρογόνο δεν είναι απλώς ένα στοιχείο ή ουσία, αλλά είναι επίσης αναπόσπαστο μέροςπολλές σύνθετες ενώσεις, οργανογόνα και βιογενή στοιχεία. Επομένως, ας δούμε τις ιδιότητες και τα χαρακτηριστικά του με περισσότερες λεπτομέρειες.
Η απελευθέρωση εύφλεκτου αερίου κατά την αλληλεπίδραση μετάλλων και οξέων παρατηρήθηκε τον 16ο αιώνα, δηλαδή κατά τη διαμόρφωση της χημείας ως επιστήμης. Διάσημος Άγγλος επιστήμονας Χένρι Κάβεντιςμελέτησε την ουσία ξεκινώντας το 1766 και της έδωσε το όνομα «καύσιμος αέρας». Όταν καίγεται, αυτό το αέριο παρήγαγε νερό. Δυστυχώς, η προσκόλληση του επιστήμονα στη θεωρία του phlogiston (υποθετική «υπερλεπτή ύλη») τον εμπόδισε να καταλήξει στα σωστά συμπεράσματα.
Ο Γάλλος χημικός και φυσιοδίφης A. Lavoisier, μαζί με τον μηχανικό J. Meunier και με τη βοήθεια ειδικών αεριομέτρων, συνέθεσαν νερό το 1783 και στη συνέχεια το ανέλυσαν μέσω της αποσύνθεσης υδρατμών με θερμό σίδηρο. Έτσι, οι επιστήμονες μπόρεσαν να καταλήξουν στα σωστά συμπεράσματα. Ανακάλυψαν ότι ο «καύσιμος αέρας» δεν είναι μόνο μέρος του νερού, αλλά μπορεί επίσης να ληφθεί από αυτό.
Το 1787, ο Lavoisier πρότεινε ότι το υπό μελέτη αέριο ήταν μια απλή ουσία και, κατά συνέπεια, ανήκε στον αριθμό των πρωτογενών χημικών στοιχείων. Το ονόμασε υδρογόνο (από τις ελληνικές λέξεις hydor - νερό + gennao - γεννώ), δηλ. «γεννώ νερό».
Η ρωσική ονομασία «υδρογόνο» προτάθηκε το 1824 από τον χημικό M. Soloviev. Ο προσδιορισμός της σύστασης του νερού σήμανε το τέλος της «θεωρίας του φλογιστονίου». Στο γύρισμα του 18ου και του 19ου αιώνα, διαπιστώθηκε ότι το άτομο υδρογόνου είναι πολύ ελαφρύ (σε σύγκριση με τα άτομα άλλων στοιχείων) και η μάζα του λήφθηκε ως η βασική μονάδα για τη σύγκριση ατομικών μαζών, λαμβάνοντας τιμή ίση με 1.
Φυσικές ιδιότητες
Το υδρογόνο είναι η ελαφρύτερη ουσία που είναι γνωστή στην επιστήμη (είναι 14,4 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα), η πυκνότητά του είναι 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Αυτό το υλικό λιώνει (στερεοποιείται) και βράζει (υγροποιείται), αντίστοιχα, στους -259,1 ° C και -252,8 ° C (μόνο το ήλιο έχει χαμηλότερες θερμοκρασίες βρασμού και τήξης).
Η κρίσιμη θερμοκρασία του υδρογόνου είναι εξαιρετικά χαμηλή (-240 °C). Για το λόγο αυτό, η ρευστοποίησή του είναι μια αρκετά περίπλοκη και δαπανηρή διαδικασία. Κρίσιμη πίεσηουσία - 12,8 kgf/cm² και η κρίσιμη πυκνότητα είναι 0,0312 g/cm³. Μεταξύ όλων των αερίων, το υδρογόνο έχει την υψηλότερη θερμική αγωγιμότητα: σε 1 atm και 0 °C ισούται με 0,174 W/(mxK).
Η ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας υπό τις ίδιες συνθήκες είναι 14.208 kJ/(kgxK) ή 3.394 cal/(rx°C). Αυτό το στοιχείο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (περίπου 0,0182 ml/g σε 1 atm και 20 °C), αλλά καλά διαλυτό στα περισσότερα μέταλλα (Ni, Pt, Pa και άλλα), ειδικά στο παλλάδιο (περίπου 850 όγκοι ανά όγκο Pd ) .
Η τελευταία ιδιότητα σχετίζεται με την ικανότητά του να διαχέεται και η διάχυση μέσω ενός κράματος άνθρακα (για παράδειγμα, χάλυβας) μπορεί να συνοδεύεται από την καταστροφή του κράματος λόγω της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με τον άνθρακα (αυτή η διαδικασία ονομάζεται απανθρακοποίηση). Σε υγρή κατάσταση, η ουσία είναι πολύ ελαφριά (πυκνότητα - 0,0708 g/cm³ σε t° = -253 °C) και ρευστή (ιξώδες - 13,8 spoise υπό τις ίδιες συνθήκες).
Σε πολλές ενώσεις, αυτό το στοιχείο εμφανίζει σθένος +1 (κατάσταση οξείδωσης), όπως το νάτριο και άλλα αλκαλικά μέταλλα. Συνήθως θεωρείται ως ανάλογο αυτών των μετάλλων. Κατά συνέπεια, είναι επικεφαλής της ομάδας Ι του περιοδικού συστήματος. Στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου εμφανίζει αρνητικό φορτίο (η κατάσταση οξείδωσης είναι -1), δηλαδή το Na+H- έχει δομή παρόμοια με το χλωριούχο Na+Cl-. Σύμφωνα με αυτό και ορισμένα άλλα γεγονότα (εγγύτητα φυσικές ιδιότητεςστοιχείο «Η» και αλογόνα, ικανότητα αντικατάστασής του με αλογόνα σε οργανικές ενώσεις) Το υδρογόνο ανήκει στην ομάδα VII του περιοδικού συστήματος.
Υπό κανονικές συνθήκες, το μοριακό υδρογόνο έχει χαμηλή δραστηριότητα, συνδυάζεται άμεσα μόνο με τα πιο ενεργά από τα αμέταλλα (με φθόριο και χλώριο, με το τελευταίο στο φως). Με τη σειρά του, όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά με πολλά χημικά στοιχεία.
Το ατομικό υδρογόνο έχει αυξημένη χημική δραστηριότητα (σε σύγκριση με το μοριακό υδρογόνο). Με το οξυγόνο σχηματίζει νερό σύμφωνα με τον τύπο:
Н2 + ½О2 = Н2О,
απελευθερώνοντας 285,937 kJ/mol θερμότητας ή 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Υπό κανονικές συνθήκες θερμοκρασίας, η αντίδραση προχωρά μάλλον αργά και στους t° >= 550 °C είναι ανεξέλεγκτη. Τα εκρηκτικά όρια ενός μίγματος υδρογόνου + οξυγόνου κατ' όγκο είναι 4–94% H2, και ένα μείγμα υδρογόνου + αέρα είναι 4–74% H2 (ένα μείγμα δύο όγκων H2 και ενός όγκου O2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο).
Αυτό το στοιχείο χρησιμοποιείται για τη μείωση των περισσότερων μετάλλων, καθώς αφαιρεί το οξυγόνο από τα οξείδια:
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O,
CuO + H2 = Cu + H2O, κ.λπ.
Το υδρογόνο σχηματίζει υδραλογονίδια με διαφορετικά αλογόνα, για παράδειγμα:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Ωστόσο, όταν αντιδρά με φθόριο, το υδρογόνο εκρήγνυται (αυτό συμβαίνει επίσης στο σκοτάδι, στους -252 ° C), με βρώμιο και χλώριο αντιδρά μόνο όταν θερμαίνεται ή φωτίζεται και με ιώδιο - μόνο όταν θερμαίνεται. Όταν αλληλεπιδρά με το άζωτο, σχηματίζεται αμμωνία, αλλά μόνο σε καταλύτη, σε υψηλές πιέσεις και θερμοκρασίες:
ЗН2 + N2 = 2NN3.
Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο αντιδρά ενεργά με το θείο:
H2 + S = H2S (υδρόθειο),
και πολύ πιο δύσκολο με τελλούριο ή σελήνιο. Το υδρογόνο αντιδρά με καθαρό άνθρακα χωρίς καταλύτη, αλλά σε υψηλές θερμοκρασίες:
2H2 + C (άμορφο) = CH4 (μεθάνιο).
Αυτή η ουσία αντιδρά απευθείας με ορισμένα από τα μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και άλλα), σχηματίζοντας υδρίδια, για παράδειγμα:
H2 + 2Li = 2LiH.
Σπουδαίος πρακτική σημασίαέχουν αλληλεπιδράσεις μεταξύ υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα(II). Σε αυτήν την περίπτωση, ανάλογα με την πίεση, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, σχηματίζονται διαφορετικές οργανικές ενώσεις: HCHO, CH3OH, κ.λπ. Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες κατά τη διάρκεια της αντίδρασης γίνονται κορεσμένοι, για παράδειγμα:
С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.
Το υδρογόνο και οι ενώσεις του παίζουν εξαιρετικό ρόλο στη χημεία. Καθορίζει τις όξινες ιδιότητες του λεγόμενου. πρωτικά οξέα, τείνει να σχηματίζεται με διαφορετικά στοιχείαδεσμός υδρογόνου, ο οποίος έχει σημαντικό αντίκτυπο στις ιδιότητες πολλών ανόργανων και οργανικών ενώσεων.
Παραγωγή υδρογόνου
Οι κύριοι τύποι πρώτων υλών για εργοστασιακή παραγωγήΑυτό το στοιχείο περιλαμβάνει αέρια διύλισης πετρελαίου, φυσικά καύσιμα αέρια και αέρια φούρνου οπτάνθρακα. Λαμβάνεται επίσης από το νερό μέσω ηλεκτρόλυσης (σε μέρη όπου υπάρχει διαθέσιμο ηλεκτρικό ρεύμα). Μία από τις πιο σημαντικές μεθόδους για την παραγωγή υλικού από φυσικό αέριοΕξετάζεται η καταλυτική αλληλεπίδραση υδρογονανθράκων, κυρίως μεθανίου, με υδρατμούς (η λεγόμενη μετατροπή). Για παράδειγμα:
CH4 + H2O = CO + ZN2.
Ατελής οξείδωση υδρογονανθράκων με οξυγόνο:
CH4 + ½O2 = CO + 2H2.
Το συντιθέμενο μονοξείδιο του άνθρακα (II) υφίσταται μετατροπή:
CO + H2O = CO2 + H2.
Το υδρογόνο που παράγεται από φυσικό αέριο είναι το φθηνότερο.
Για την ηλεκτρόλυση του νερού χρησιμοποιείται συνεχές ρεύμα, το οποίο διέρχεται από διάλυμα NaOH ή ΚΟΗ (δεν χρησιμοποιούνται οξέα για την αποφυγή διάβρωσης του εξοπλισμού). Σε εργαστηριακές συνθήκες, το υλικό λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση νερού ή ως αποτέλεσμα αντίδρασης μεταξύ υδροχλωρικό οξύκαι ψευδάργυρο. Ωστόσο, πιο συχνά χρησιμοποιείται έτοιμο εργοστασιακό υλικό σε κυλίνδρους.
Αυτό το στοιχείο απομονώνεται από αέρια διύλισης λαδιού και αέριο φούρνου οπτάνθρακα αφαιρώντας όλα τα άλλα συστατικά του μείγματος αερίων, καθώς υγροποιούνται πιο εύκολα κατά τη βαθιά ψύξη.
Αυτό το υλικό άρχισε να παράγεται βιομηχανικά στα τέλη του 18ου αιώνα. Στη συνέχεια χρησιμοποιήθηκε για γέμιση μπαλόνια. Αυτή τη στιγμή, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία, κυρίως στη χημική βιομηχανία, για την παραγωγή αμμωνίας.
Μαζικοί καταναλωτές της ουσίας είναι παραγωγοί μεθυλίου και άλλων αλκοολών, συνθετικής βενζίνης και πολλών άλλων προϊόντων. Λαμβάνονται με σύνθεση από μονοξείδιο του άνθρακα (II) και υδρογόνο. Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για την υδρογόνωση βαρέων και στερεών υγρό καύσιμο, λίπη κ.λπ., για σύνθεση HCl, υδρογονοκατεργασία προϊόντων πετρελαίου, καθώς και στην κοπή/συγκόλληση μετάλλων. Τα πιο σημαντικά στοιχείαΓια πυρηνική ενέργειαείναι τα ισότοπά του - τρίτιο και δευτέριο.
Βιολογικός ρόλος του υδρογόνου
Περίπου το 10% της μάζας των ζωντανών οργανισμών (κατά μέσο όρο) προέρχεται από αυτό το στοιχείο. Αποτελεί μέρος του νερού και των πιο σημαντικών ομάδων φυσικών ενώσεων, συμπεριλαμβανομένων των πρωτεϊνών, των νουκλεϊκών οξέων, των λιπιδίων και των υδατανθράκων. Σε τι χρησιμεύει?
Αυτό το υλικό παίζει καθοριστικό ρόλο: στη διατήρηση της χωρικής δομής των πρωτεϊνών (τεταρτοταγής), στην εφαρμογή της αρχής της συμπληρωματικότητας νουκλεϊκά οξέα(δηλαδή στην υλοποίηση και αποθήκευση γενετικής πληροφορίας), γενικά στην «αναγνώριση» σε μοριακό επίπεδο.
Το ιόν υδρογόνου H+ συμμετέχει σε σημαντικές δυναμικές αντιδράσεις/διεργασίες στο σώμα. Συμπεριλαμβανομένου: στη βιολογική οξείδωση, η οποία παρέχει ενέργεια στα ζωντανά κύτταρα, στις βιοσυνθετικές αντιδράσεις, στη φωτοσύνθεση στα φυτά, στη βακτηριακή φωτοσύνθεση και δέσμευση αζώτου, στη διατήρηση ισορροπία οξέος-βάσηςκαι ομοιόσταση, σε διαδικασίες μεταφοράς μεμβράνης. Μαζί με τον άνθρακα και το οξυγόνο, αποτελεί τη λειτουργική και δομική βάση των φαινομένων της ζωής.
Στο δικό μας Καθημερινή ζωήΥπάρχουν πράγματα που είναι τόσο κοινά που σχεδόν όλοι γνωρίζουν γι' αυτά. Για παράδειγμα, όλοι γνωρίζουν ότι το νερό είναι υγρό, είναι εύκολα προσβάσιμο και δεν καίγεται, επομένως, μπορεί να σβήσει τη φωτιά. Αναρωτηθήκατε όμως ποτέ γιατί συμβαίνει αυτό;
Πηγή εικόνας: pixabay.com
Το νερό αποτελείται από άτομα υδρογόνου και οξυγόνου. Και τα δύο αυτά στοιχεία υποστηρίζουν την καύση. Με βάση λοιπόν τη γενική λογική (όχι επιστημονική) προκύπτει ότι και το νερό πρέπει να καίγεται, σωστά; Ωστόσο, αυτό δεν συμβαίνει.
Πότε συμβαίνει η καύση;
Η καύση είναι μια χημική διαδικασία κατά την οποία μόρια και άτομα συνδυάζονται για να απελευθερώσουν ενέργεια με τη μορφή θερμότητας και φωτός. Για να κάψετε κάτι χρειάζεστε δύο πράγματα - ένα καύσιμο ως πηγή καύσης (για παράδειγμα, ένα φύλλο χαρτιού, ένα κομμάτι ξύλο κ.λπ.) και ένα οξειδωτικό (το οξυγόνο που περιέχεται στην ατμόσφαιρα της γης είναι το κύριο οξειδωτικό). Χρειαζόμαστε επίσης τη θερμότητα που απαιτείται για να φτάσουμε στη θερμοκρασία ανάφλεξης της ουσίας προκειμένου να ξεκινήσει η διαδικασία καύσης.
Πηγή εικόνας auclip.ru
Για παράδειγμα, εξετάστε τη διαδικασία καύσης χαρτιού χρησιμοποιώντας σπίρτα. Το χαρτί σε αυτή την περίπτωση θα είναι το καύσιμο, το αέριο οξυγόνο που περιέχεται στον αέρα θα λειτουργεί ως οξειδωτικός παράγοντας και η θερμοκρασία ανάφλεξης θα επιτευχθεί λόγω του καμένου σπίρτου.
Δομή της χημικής σύστασης του νερού
Πηγή εικόνας: water-service.com.ua
Το νερό αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου. Αυτήν χημική φόρμουλα H2O. Τώρα, είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί ότι τα δύο συστατικά του νερού είναι πράγματι εύφλεκτες ουσίες.
Γιατί το υδρογόνο είναι εύφλεκτη ουσία;
Τα άτομα υδρογόνου έχουν μόνο ένα ηλεκτρόνιο και επομένως συνδυάζονται εύκολα με άλλα στοιχεία. Κατά κανόνα, το υδρογόνο εμφανίζεται στη φύση με τη μορφή αερίου του οποίου τα μόρια αποτελούνται από δύο άτομα. Αυτό το αέριο είναι εξαιρετικά αντιδραστικό και οξειδώνεται γρήγορα παρουσία ενός οξειδωτικού παράγοντα, καθιστώντας το εύφλεκτο.
Πηγή εικόνας: myshared.ru
Όταν καίγεται το υδρογόνο, απελευθερώνεται μεγάλη ποσότητα ενέργειας, επομένως χρησιμοποιείται συχνά σε υγροποιημένη μορφή για την εκτόξευση διαστημικών σκαφών στο διάστημα.
Το οξυγόνο υποστηρίζει την καύση
Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, οποιαδήποτε καύση απαιτεί οξειδωτικό. Υπάρχουν πολλοί χημικοί οξειδωτικοί παράγοντες, όπως το οξυγόνο, το όζον, το υπεροξείδιο του υδρογόνου, το φθόριο κ.λπ. Το οξυγόνο είναι ο κύριος οξειδωτικός παράγοντας που βρίσκεται σε αφθονία στην ατμόσφαιρα της Γης. Είναι συνήθως ο κύριος οξειδωτικός παράγοντας στις περισσότερες πυρκαγιές. Γι' αυτό η συνεχής παροχή οξυγόνου είναι απαραίτητη για τη διατήρηση της φωτιάς.
Το νερό σβήνει τη φωτιά
Το νερό μπορεί να σβήσει τη φωτιά για διάφορους λόγους, ένας από τους οποίους είναι ότι είναι ένα μη εύφλεκτο υγρό, παρόλο που αποτελείται από δύο στοιχεία που θα μπορούσαν χωριστά να δημιουργήσουν μια πύρινη κόλαση.
Το νερό είναι το πιο συνηθισμένο μέσο κατάσβεσης πυρκαγιών. Πηγή εικόνας: pixabay.com
Όπως είπαμε νωρίτερα, το υδρογόνο είναι πολύ εύφλεκτο, το μόνο που χρειάζεται είναι ένα οξειδωτικό μέσο και θερμοκρασία ανάφλεξης για να ξεκινήσει η αντίδραση. Δεδομένου ότι το οξυγόνο είναι ο πιο κοινός οξειδωτικός παράγοντας στη Γη, συνδυάζεται γρήγορα με άτομα υδρογόνου, απελευθερώνοντας μεγάλες ποσότητες φωτός και θερμότητας και σχηματίζονται μόρια νερού. Να πώς συμβαίνει:
Σημειώστε ότι ένα μείγμα υδρογόνου με μικρή ποσότητα οξυγόνου ή αέρα είναι εκρηκτικό και ονομάζεται εκρηκτικό αέριο, καίγεται εξαιρετικά γρήγορα με ένα δυνατό κρότο, το οποίο γίνεται αντιληπτό ως έκρηξη. Η καταστροφή του αερόπλοιου Hindenburg στο Νιου Τζέρσεϊ το 1937 στοίχισε δεκάδες ζωές ως αποτέλεσμα της ανάφλεξης του υδρογόνου που γέμισε το κέλυφος του αερόπλοιου. Η εύκολη αναφλεξιμότητα του υδρογόνου και η εκρηκτικότητά του σε συνδυασμό με το οξυγόνο είναι κύριος λόγοςτο γεγονός ότι δεν λαμβάνουμε νερό χημικά στα εργαστήρια.
Το υδρογόνο H είναι το πιο κοινό στοιχείο στο Σύμπαν (περίπου 75% κατά μάζα) και στη Γη είναι το ένατο σε αφθονία. Η πιο σημαντική φυσική ένωση υδρογόνου είναι το νερό.
Το υδρογόνο κατέχει την πρώτη θέση στον περιοδικό πίνακα (Z = 1). Έχει την απλούστερη ατομική δομή: ο πυρήνας του ατόμου είναι 1 πρωτόνιο, που περιβάλλεται από ένα νέφος ηλεκτρονίων που αποτελείται από 1 ηλεκτρόνιο.
Κάτω από ορισμένες συνθήκες, το υδρογόνο παρουσιάζει μεταλλικές ιδιότητες (δίνει ένα ηλεκτρόνιο), ενώ σε άλλες εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες (δέχεται ένα ηλεκτρόνιο).
Τα ισότοπα υδρογόνου που βρίσκονται στη φύση είναι: 1Η - πρωτόνιο (ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο), 2Η - δευτέριο (D - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο), 3Η - τρίτιο (Τ - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και δύο νετρόνια).
Απλή ουσία υδρογόνο
Ένα μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα που συνδέονται με έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό.
Φυσικές ιδιότητες.Το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο, άοσμο, άγευστο, μη τοξικό αέριο. Το μόριο του υδρογόνου δεν είναι πολικό. Επομένως, οι δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης στο αέριο υδρογόνο είναι μικρές. Αυτό εκδηλώνεται σε χαμηλές θερμοκρασίεςβρασμού (-252,6 0С) και τήξης (-259,2 0С).
Το υδρογόνο είναι ελαφρύτερο από τον αέρα, D (από τον αέρα) = 0,069; ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2 όγκοι Η2 διαλύονται σε 100 όγκους Η2Ο). Επομένως, το υδρογόνο, όταν παράγεται στο εργαστήριο, μπορεί να συλλεχθεί με μεθόδους εκτόπισης αέρα ή νερού.
Παραγωγή υδρογόνου
Στο εργαστήριο:
1. Επίδραση αραιωμένων οξέων στα μέταλλα:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2. Αλληλεπίδραση μεταξύ αλκαλικών και μέταλλαμε νερό:
Ca +2H2O → Ca(OH) 2 +H2
3. Υδρόλυση υδριδίων: τα υδρίδια μετάλλων αποσυντίθενται εύκολα από το νερό για να σχηματίσουν τα αντίστοιχα αλκάλια και υδρογόνο:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
4. Η επίδραση των αλκαλίων στον ψευδάργυρο ή το αλουμίνιο ή το πυρίτιο:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Ηλεκτρόλυση νερού. Για να αυξηθεί η ηλεκτρική αγωγιμότητα του νερού, προστίθεται ένας ηλεκτρολύτης σε αυτό, για παράδειγμα NaOH, H 2 SO 4 ή Na 2 SO 4. Στην κάθοδο σχηματίζονται 2 όγκοι υδρογόνου και στην άνοδο 1 όγκος οξυγόνου.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Βιομηχανική παραγωγή υδρογόνου
1. Μετατροπή μεθανίου με ατμό, Ni 800 °C (φθηνότερο):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Συνολικά:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Υδρατμοί μέσω θερμού κωκ στους 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Το προκύπτον μονοξείδιο του άνθρακα (IV) απορροφάται από το νερό και το 50% του βιομηχανικού υδρογόνου παράγεται με αυτόν τον τρόπο.
3. Με θέρμανση μεθανίου στους 350°C παρουσία καταλύτη σιδήρου ή νικελίου:
CH 4 → C + 2H 2
4. Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων KCl ή NaCl ως παραπροϊόντος:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου
- Στις ενώσεις, το υδρογόνο είναι πάντα μονοσθενές. Χαρακτηρίζεται από κατάσταση οξείδωσης +1, αλλά στα υδρίδια μετάλλων είναι ίση με -1.
- Το μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα. Η εμφάνιση μιας σύνδεσης μεταξύ τους εξηγείται από το σχηματισμό ενός γενικευμένου ζεύγους ηλεκτρονίων H:H ή H 2
- Χάρη σε αυτή τη γενίκευση των ηλεκτρονίων, το μόριο H 2 είναι πιο ενεργειακά σταθερό από τα μεμονωμένα άτομά του. Για να σπάσει 1 mole μορίων υδρογόνου σε άτομα, είναι απαραίτητο να δαπανηθούν 436 kJ ενέργειας: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Αυτό εξηγεί τη σχετικά χαμηλή δραστηριότητα του μοριακού υδρογόνου σε συνηθισμένες θερμοκρασίες.
- Με πολλά αμέταλλα, το υδρογόνο σχηματίζει αέριες ενώσεις όπως RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Σχηματίζει υδραλογονίδια με αλογόνα:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Ταυτόχρονα, εκρήγνυται με φθόριο, αντιδρά με χλώριο και βρώμιο μόνο όταν φωτίζεται ή θερμαίνεται και με ιώδιο μόνο όταν θερμαίνεται.
2) Με οξυγόνο:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
με απελευθέρωση θερμότητας. Σε κανονικές θερμοκρασίες η αντίδραση προχωρά αργά, πάνω από 550°C εκρήγνυται. Ένα μείγμα 2 όγκων H 2 και 1 όγκου O 2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο.
3) Όταν θερμαίνεται, αντιδρά έντονα με το θείο (πολύ πιο δύσκολο με το σελήνιο και το τελλούριο):
H 2 + S → H 2 S (υδρόθειο),
4) Με άζωτο με σχηματισμό αμμωνίας μόνο σε καταλύτη και σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) Με άνθρακα σε υψηλές θερμοκρασίες:
2H 2 + C → CH 4 (μεθάνιο)
6) Σχηματίζει υδρίδια με μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών (το υδρογόνο είναι οξειδωτικός παράγοντας):
H 2 + 2Li → 2LiH
στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου είναι αρνητικά φορτισμένο (κατάσταση οξείδωσης -1), δηλαδή το υδρίδιο Na + H - δομημένο παρόμοιο με το χλωριούχο Na + Cl -
Co σύνθετες ουσίες:
7) Με οξείδια μετάλλων (χρησιμοποιούνται για την αναγωγή μετάλλων):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) με μονοξείδιο του άνθρακα (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Η σύνθεση - αέριο (μίγμα υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα) έχει σημαντική πρακτική σημασία, γιατί ανάλογα με τη θερμοκρασία, την πίεση και τον καταλύτη, σχηματίζονται διάφορες οργανικές ενώσεις, για παράδειγμα HCHO, CH 3 OH και άλλες.
9) Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες αντιδρούν με το υδρογόνο και γίνονται κορεσμένοι:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
§3. Η εξίσωση αντίδρασης και πώς να τη γράψετε
ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ υδρογόνοΜε οξυγόνο, όπως καθιέρωσε ο Sir Henry Cavendish, οδηγεί στο σχηματισμό νερού. Ας το συνεχίσουμε απλό παράδειγμαας μάθουμε πώς να συνθέτουμε εξισώσεις χημικών αντιδράσεων.
Αυτό που βγαίνει από υδρογόνοΚαι οξυγόνο, γνωρίζουμε ήδη:
H 2 + O 2 → H 2 O
Τώρα ας λάβουμε υπόψη ότι τα άτομα χημικών στοιχείων στις χημικές αντιδράσεις δεν εξαφανίζονται και δεν εμφανίζονται από το τίποτα, δεν μετατρέπονται το ένα στο άλλο, αλλά συνδυάζονται σε νέους συνδυασμούς, σχηματίζοντας νέα μόρια. Έτσι στην εξίσωση χημική αντίδρασηπρέπει να υπάρχει ο ίδιος αριθμός ατόμων κάθε τύπου πριναντιδράσεις ( αριστεράαπό το πρόσημο ίσον) και μετάτο τέλος της αντίδρασης ( στα δεξιάαπό το σύμβολο ίσου), όπως αυτό:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Αυτό είναι εξίσωση αντίδρασης - καταγραφή υπό όρους μιας συνεχιζόμενης χημικής αντίδρασης χρησιμοποιώντας τύπους ουσιών και συντελεστών.
Αυτό σημαίνει ότι στη δεδομένη αντίδραση δύο κρεατοελιές υδρογόνοπρέπει να αντιδράσει με ένας τυφλοπόντικας οξυγόνο, και το αποτέλεσμα θα είναι δύο κρεατοελιές νερό.
ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ υδρογόνοΜε οξυγόνο- δεν είναι καθόλου απλή διαδικασία. Οδηγεί σε αλλαγή των καταστάσεων οξείδωσης αυτών των στοιχείων. Για να επιλέξουν συντελεστές σε τέτοιες εξισώσεις, συνήθως χρησιμοποιούν το " ηλεκτρονικό ισοζύγιο".
Όταν το νερό σχηματίζεται από υδρογόνο και οξυγόνο, σημαίνει ότι υδρογόνοάλλαξε την κατάσταση οξείδωσής του από 0 πριν +Ι, ΕΝΑ οξυγόνο- από 0 πριν −II. Σε αυτή την περίπτωση, πολλά πέρασαν από άτομα υδρογόνου σε άτομα οξυγόνου. (n)ηλεκτρόνια:
Τα ηλεκτρόνια που δίνουν υδρογόνο χρησιμεύουν εδώ αναγωγικό μέσο, και τα ηλεκτρόνια που δέχονται οξυγόνο είναι μέσο οξείδωσης.
Οξειδωτικά και αναγωγικά μέσα
Ας δούμε τώρα πώς μοιάζουν χωριστά οι διαδικασίες παροχής και λήψης ηλεκτρονίων. Υδρογόνο, έχοντας συναντήσει τον «ληστή» οξυγόνο, χάνει όλα τα περιουσιακά του στοιχεία - δύο ηλεκτρόνια και η κατάσταση οξείδωσής του γίνεται ίση +Ι:
N 2 0 − 2 μι− = 2Н +I
Συνέβη εξίσωση μισής αντίδρασης οξείδωσηςυδρογόνο.
Και ο ληστής- οξυγόνο Ο 2, έχοντας πάρει τα τελευταία ηλεκτρόνια από το ατυχές υδρογόνο, είναι πολύ ευχαριστημένος με τη νέα του κατάσταση οξείδωσης -II:
Ο2+4 μι− = 2O −II
Αυτό εξίσωση μισής αντίδρασης μείωσηςοξυγόνο.
Μένει να προσθέσουμε ότι τόσο ο «ληστής» όσο και το «θύμα» του έχουν χάσει τη χημική τους ατομικότητα και αποτελούνται από απλές ουσίες - αέρια με διατομικά μόρια H 2Και Ο 2μετατράπηκε σε συστατικά μιας νέας χημικής ουσίας - νερό H 2 O.
Περαιτέρω θα συλλογιστούμε ως εξής: πόσα ηλεκτρόνια έδωσε ο αναγωγικός παράγοντας στον οξειδωτικό ληστή, τόσα ηλεκτρόνια έλαβε. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνει ο αναγωγικός παράγοντας πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δέχεται ο οξειδωτικός παράγοντας.
Άρα είναι απαραίτητο εξισώσει τον αριθμό των ηλεκτρονίωνστο πρώτο και το δεύτερο μισό-αντιδράσεις. Στη χημεία, η ακόλουθη συμβατική μορφή γραφής εξισώσεων μισής αντίδρασης είναι αποδεκτή:
2 N 2 0 − 2 μι− = 2Н +I |
|
1 O 2 0 + 4 μι− = 2O −II |
Εδώ, οι αριθμοί 2 και 1 στα αριστερά του σγουρού στηρίγματος είναι παράγοντες που θα βοηθήσουν να διασφαλιστεί ότι ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται και λαμβάνονται είναι ίσος. Ας λάβουμε υπόψη ότι στις εξισώσεις ημιαντίδρασης δίνονται 2 ηλεκτρόνια και γίνονται δεκτά 4. Για να εξισωθεί ο αριθμός των αποδεκτών και των δεδομένων ηλεκτρονίων, να βρείτε το λιγότερο κοινό πολλαπλάσιο και τους πρόσθετους παράγοντες. Στην περίπτωσή μας, το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο είναι το 4. Οι πρόσθετοι συντελεστές για το υδρογόνο θα είναι 2 (4: 2 = 2) και για το οξυγόνο - 1 (4: 4 = 1)
Οι πολλαπλασιαστές που προκύπτουν θα χρησιμεύσουν ως συντελεστές της μελλοντικής εξίσωσης αντίδρασης:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II
Υδρογόνο οξειδώνεταιόχι μόνο κατά τη συνάντηση με οξυγόνο. Δρουν στο υδρογόνο περίπου με τον ίδιο τρόπο. φθόριο F 2, ένα αλογόνο και ένας γνωστός «ληστής», και φαινομενικά ακίνδυνος άζωτο Ν 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I |
Σε αυτή την περίπτωση αποδεικνύεται υδροφθόριο HFή αμμωνία NH 3.
Και στις δύο ενώσεις η κατάσταση οξείδωσης είναι υδρογόνογίνεται ίσος +Ι, επειδή αποκτά συνεργάτες μορίου που είναι «άπληστοι» για ηλεκτρονικά προϊόντα άλλων ανθρώπων, με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα - φθόριο φάΚαι άζωτο Ν. U άζωτοη τιμή της ηλεκτραρνητικότητας θεωρείται ίση με τρεις συμβατικές μονάδες, και φθοριούχοςΓενικά, η υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ όλων των χημικών στοιχείων είναι τέσσερις μονάδες. Δεν είναι λοιπόν περίεργο που άφησαν το φτωχό άτομο υδρογόνου χωρίς ηλεκτρονικό περιβάλλον.
Αλλά υδρογόνομπορεί επαναφέρω- δέχονται ηλεκτρόνια. Αυτό συμβαίνει εάν στην αντίδραση με αυτό συμμετέχουν αλκαλικά μέταλλα ή ασβέστιο, τα οποία έχουν μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα από το υδρογόνο.
10.1.Υδρογόνο
Το όνομα «υδρογόνο» αναφέρεται τόσο σε ένα χημικό στοιχείο όσο και σε μια απλή ουσία. Στοιχείο υδρογόνοαποτελείται από άτομα υδρογόνου. Απλή ουσία υδρογόνοαποτελείται από μόρια υδρογόνου.
ΕΝΑ) Χημικό στοιχείουδρογόνο
Στη φυσική σειρά στοιχείων, ο αύξων αριθμός του υδρογόνου είναι 1. Στο σύστημα των στοιχείων, το υδρογόνο βρίσκεται στην πρώτη περίοδο στην ομάδα ΙΑ ή VIIA.
Το υδρογόνο είναι ένα από τα πιο κοινά στοιχεία στη Γη. Το μοριακό κλάσμα των ατόμων υδρογόνου στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα της Γης (συλλογικά ονομάζονται γήινος φλοιός) είναι 0,17. Βρίσκεται στο νερό, πολλά ορυκτά, το πετρέλαιο, το φυσικό αέριο, τα φυτά και τα ζώα. Το μέσο ανθρώπινο σώμα περιέχει περίπου 7 κιλά υδρογόνου.
Υπάρχουν τρία ισότοπα υδρογόνου:
α) ελαφρύ υδρογόνο – protium,
β) βαρύ υδρογόνο – δευτέριο(ΡΕ),
γ) υπερβαρύ υδρογόνο – τρίτιο(Τ).
Το τρίτιο είναι ένα ασταθές (ραδιενεργό) ισότοπο, επομένως πρακτικά δεν βρίσκεται ποτέ στη φύση. Το δευτέριο είναι σταθερό, αλλά υπάρχει πολύ λίγο από αυτό: w D = 0,015% (της μάζας όλου του επίγειου υδρογόνου). Επομένως, η ατομική μάζα του υδρογόνου διαφέρει πολύ λίγο από 1 Dn (1,00794 Dn).
β) Άτομο υδρογόνου
Από προηγούμενες ενότητες του μαθήματος της χημείας, γνωρίζετε ήδη τα ακόλουθα χαρακτηριστικά του ατόμου υδρογόνου:
Οι δυνατότητες σθένους ενός ατόμου υδρογόνου καθορίζονται από την παρουσία ενός ηλεκτρονίου σε ένα τροχιακό μονού σθένους. Μια ενέργεια υψηλού ιονισμού κάνει ένα άτομο υδρογόνου να μην έχει την τάση να εγκαταλείψει ένα ηλεκτρόνιο και μια όχι πολύ υψηλή ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων οδηγεί σε μια ελαφρά τάση να αποδεχτεί ένα ηλεκτρόνιο. Κατά συνέπεια, στα χημικά συστήματα ο σχηματισμός του κατιόντος Η είναι αδύνατος και οι ενώσεις με το ανιόν Η δεν είναι πολύ σταθερές. Έτσι, το άτομο υδρογόνου είναι πιο πιθανό να σχηματίσει ομοιοπολικό δεσμό με άλλα άτομα λόγω του ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου του. Τόσο στην περίπτωση του σχηματισμού ενός ανιόντος όσο και στην περίπτωση του σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού, το άτομο υδρογόνου είναι μονοσθενές.
Σε μια απλή ουσία, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων υδρογόνου είναι μηδέν· στις περισσότερες ενώσεις, το υδρογόνο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +I, και μόνο στα υδρίδια των λιγότερο ηλεκτραρνητικών στοιχείων το υδρογόνο έχει κατάσταση οξείδωσης -I.
Πληροφορίες σχετικά με τις δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου δίνονται στον Πίνακα 28. Η κατάσταση σθένους ενός ατόμου υδρογόνου που συνδέεται με έναν ομοιοπολικό δεσμό σε οποιοδήποτε άτομο υποδεικνύεται στον πίνακα με το σύμβολο «H-».
Πίνακας 28.Δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου
Κατάσταση σθένους |
Παραδείγματα χημικών |
|||
Εγώ |
HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHC0 3, KOH |
|||
NaH, KH, CaH 2, BaH 2 |
γ) Μόριο υδρογόνου
Το διατομικό μόριο υδρογόνου Η2 σχηματίζεται όταν τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με τον μόνο ομοιοπολικό δεσμό δυνατό για αυτά. Η σύνδεση σχηματίζεται από έναν μηχανισμό ανταλλαγής. Σύμφωνα με τον τρόπο με τον οποίο επικαλύπτονται τα νέφη ηλεκτρονίων, αυτός είναι ένας δεσμός s (Εικ. 10.1 ΕΝΑ). Δεδομένου ότι τα άτομα είναι τα ίδια, ο δεσμός είναι μη πολικός.
Διατομική απόσταση (ακριβέστερα, διατομική απόσταση ισορροπίας, επειδή τα άτομα δονούνται) σε ένα μόριο υδρογόνου r(H–H) = 0,74 A (Εικ. 10.1 V), το οποίο είναι σημαντικά μικρότερο από το άθροισμα των τροχιακών ακτίνων (1,06 Α). Κατά συνέπεια, τα νέφη ηλεκτρονίων των συνδεδεμένων ατόμων επικαλύπτονται βαθιά (Εικ. 10.1 σι), και ο δεσμός στο μόριο του υδρογόνου είναι ισχυρός. Αυτό είναι λίγο πολύ το ίδιο πράγμα μεγάλης σημασίαςενέργεια δέσμευσης (454 kJ/mol).
Αν χαρακτηρίσουμε το σχήμα του μορίου από την οριακή επιφάνεια (παρόμοια με την οριακή επιφάνεια του νέφους ηλεκτρονίων), τότε μπορούμε να πούμε ότι το μόριο του υδρογόνου έχει το σχήμα μιας ελαφρώς παραμορφωμένης (επιμήκους) μπάλας (Εικ. 10.1 σολ).
δ) Υδρογόνο (ουσία)
Υπό κανονικές συνθήκες, το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο. Σε μικρές ποσότητες είναι μη τοξικό. Το στερεό υδρογόνο τήκεται στους 14 K (–259 °C) και το υγρό υδρογόνο βράζει στους 20 K (–253 °C). Χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού, πολύ μικρό εύρος θερμοκρασίας για την ύπαρξη υγρού υδρογόνου (μόνο 6 °C), καθώς και μικρές τιμές των μοριακών θερμοτήτων σύντηξης (0,117 kJ/mol) και εξάτμισης (0,903 kJ/mol ) δείχνουν ότι οι διαμοριακοί δεσμοί στο υδρογόνο είναι πολύ αδύναμοι.
Πυκνότητα υδρογόνου r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Για σύγκριση: η μέση πυκνότητα αέρα είναι 1,29 g/l. Δηλαδή, το υδρογόνο είναι 14,5 φορές «ελαφρύτερο» από τον αέρα. Είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό.
Σε θερμοκρασία δωματίου, το υδρογόνο είναι ανενεργό, αλλά όταν θερμαίνεται αντιδρά με πολλές ουσίες. Σε αυτές τις αντιδράσεις, τα άτομα υδρογόνου μπορούν είτε να αυξήσουν είτε να μειώσουν την οξείδωσή τους: H 2 + 2 μι– = 2Н –I, Н 2 – 2 μι– = 2Н +I.
Στην πρώτη περίπτωση, το υδρογόνο είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας, για παράδειγμα, σε αντιδράσεις με νάτριο ή ασβέστιο: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Αλλά οι αναγωγικές ιδιότητες του υδρογόνου είναι πιο χαρακτηριστικές: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο οξειδώνεται όχι μόνο από το οξυγόνο, αλλά και από ορισμένα άλλα αμέταλλα, για παράδειγμα, φθόριο, χλώριο, θείο και ακόμη και άζωτο.
Στο εργαστήριο, ως αποτέλεσμα της αντίδρασης παράγεται υδρογόνο
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.
Αντί για ψευδάργυρο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε σίδηρο, αλουμίνιο και κάποια άλλα μέταλλα, και αντί για θειικό οξύ, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε κάποια άλλα αραιά οξέα. Το υδρογόνο που προκύπτει συλλέγεται σε δοκιμαστικό σωλήνα με μετατόπιση του νερού (βλ. Εικ. 10.2 σι) ή απλά σε μια ανεστραμμένη φιάλη (Εικ. 10.2 ΕΝΑ).
Στη βιομηχανία, το υδρογόνο παράγεται σε μεγάλες ποσότητες από φυσικό αέριο (κυρίως μεθάνιο) αντιδρώντας το με υδρατμούς στους 800 °C παρουσία καταλύτη νικελίου:
CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 +CO 2 ( t, Ni)
ή να επεξεργαστείτε τον άνθρακα σε υψηλή θερμοκρασία με υδρατμούς:
2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( t)
Το καθαρό υδρογόνο λαμβάνεται από το νερό με την αποσύνθεσή του με ηλεκτρικό ρεύμα (υπόκειται σε ηλεκτρόλυση):
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (ηλεκτρόλυση).
ε) Ενώσεις υδρογόνου
Τα υδρίδια (δυαδικές ενώσεις που περιέχουν υδρογόνο) χωρίζονται σε δύο κύριους τύπους:
α) πτητικό
(μοριακά) υδρίδια,
β) αλατοειδή (ιονικά) υδρίδια.
Στοιχεία των ομάδων IVA – VIIA και το βόριο σχηματίζουν μοριακά υδρίδια. Από αυτά, μόνο τα υδρίδια των στοιχείων που σχηματίζουν αμέταλλα είναι σταθερά:
B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; ΓΕΙΑ
Με εξαίρεση το νερό, όλες αυτές οι ενώσεις είναι αέριες ουσίες σε θερμοκρασία δωματίου, εξ ου και το όνομά τους - «πτητικά υδρίδια».
Μερικά από τα στοιχεία που σχηματίζουν αμέταλλα βρίσκονται επίσης σε πιο πολύπλοκα υδρίδια. Για παράδειγμα, ο άνθρακας σχηματίζει ενώσεις με τους γενικούς τύπους C n H 2 n+2, Γ n H 2 n, Γ n H 2 n–2 και άλλα, όπου nμπορεί να είναι πολύ μεγάλες (οι ενώσεις αυτές μελετώνται στην οργανική χημεία).
Τα ιοντικά υδρίδια περιλαμβάνουν υδρίδια αλκαλίων, στοιχεία αλκαλικών γαιών και μαγνήσιο. Οι κρύσταλλοι αυτών των υδριδίων αποτελούνται από ανιόντα Η και κατιόντα μετάλλων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης Me ή Me 2 (ανάλογα με την ομάδα του συστήματος στοιχείων).
| LiH | |
| Μπα | MgH 2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CsH | BaH 2 |
Τόσο τα ιοντικά όσο και σχεδόν όλα τα μοριακά υδρίδια (εκτός των H 2 O και HF) είναι αναγωγικοί παράγοντες, αλλά τα ιοντικά υδρίδια παρουσιάζουν αναγωγικές ιδιότητες πολύ ισχυρότερες από τα μοριακά.
Εκτός από τα υδρίδια, το υδρογόνο είναι μέρος των υδροξειδίων και ορισμένων αλάτων. Θα εξοικειωθείτε με τις ιδιότητες αυτών των πιο πολύπλοκων ενώσεων υδρογόνου στα επόμενα κεφάλαια.
Οι κύριοι καταναλωτές υδρογόνου που παράγεται στη βιομηχανία είναι οι μονάδες παραγωγής αμμωνίας και αζωτούχων λιπασμάτων, όπου η αμμωνία λαμβάνεται απευθείας από άζωτο και υδρογόνο:
N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – καταλύτης).
Το υδρογόνο χρησιμοποιείται σε μεγάλες ποσότητες για την παραγωγή μεθυλικής αλκοόλης (μεθανόλη) με την αντίδραση 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – καταλύτης), καθώς και στην παραγωγή υδροχλωρίου, το οποίο λαμβάνεται απευθείας από χλώριο και υδρογόνο:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Μερικές φορές το υδρογόνο χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία ως αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή καθαρών μετάλλων, για παράδειγμα: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
1. Από ποια σωματίδια αποτελούνται οι πυρήνες α) πρωτίου, β) δευτερίου, γ) τριτίου;
2. Συγκρίνετε την ενέργεια ιοντισμού του ατόμου του υδρογόνου με την ενέργεια ιοντισμού ατόμων άλλων στοιχείων. Ποιο στοιχείο είναι πιο κοντά στο υδρογόνο ως προς αυτό το χαρακτηριστικό;
3. Κάντε το ίδιο για την ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων
4. Συγκρίνετε την κατεύθυνση πόλωσης του ομοιοπολικού δεσμού και τον βαθμό οξείδωσης του υδρογόνου στις ενώσεις: α) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; β) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5.Γράψτε τον απλούστερο, μοριακό, δομικό και χωρικό τύπο του υδρογόνου. Ποιο χρησιμοποιείται συχνότερα;
6. Λένε συχνά: «Το υδρογόνο είναι ελαφρύτερο από τον αέρα». Τι σημαίνει αυτό? Σε ποιες περιπτώσεις μπορεί να ληφθεί κυριολεκτικά αυτή η έκφραση και σε ποιες όχι;
7. Συνθέστε τις δομικές φόρμουλες των υδριδίων του καλίου και του ασβεστίου, καθώς και της αμμωνίας, του υδρόθειου και του υδροβρωμιούχου.
8. Γνωρίζοντας τις μοριακές θερμότητες τήξης και εξάτμισης του υδρογόνου, προσδιορίστε τις τιμές των αντίστοιχων συγκεκριμένων ποσοτήτων.
9.Για καθεμία από τις τέσσερις αντιδράσεις που απεικονίζουν την κύρια Χημικές ιδιότητεςυδρογόνο, δημιουργούν ισορροπία ηλεκτρονίων. Επισημάνετε τα οξειδωτικά και αναγωγικά μέσα.
10. Προσδιορίστε τη μάζα του ψευδαργύρου που απαιτείται για την παραγωγή 4,48 λίτρων υδρογόνου με εργαστηριακή μέθοδο.
11. Προσδιορίστε τη μάζα και τον όγκο του υδρογόνου που μπορεί να ληφθεί από 30 m 3 μείγματος μεθανίου και υδρατμών, που λαμβάνονται σε αναλογία όγκου 1:2, με απόδοση 80%.
12. Να σχηματίσετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν κατά την αλληλεπίδραση του υδρογόνου α) με το φθόριο, β) με το θείο.
13. Τα παρακάτω σχήματα αντίδρασης απεικονίζουν τις βασικές χημικές ιδιότητες των ιοντικών υδριδίων:
α) MH + O 2 MOH ( t) β) ΜΗ + Cl 2 MCl + HCl ( t);
γ) ΜΗ + Η2Ο MOH + Η2; δ) ΜΗ + HCl(p) MCl + Η2
Εδώ το Μ είναι λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο ή καίσιο. Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντίστοιχες αντιδράσεις αν το Μ είναι νάτριο. Απεικονίστε τις χημικές ιδιότητες του υδριδίου του ασβεστίου χρησιμοποιώντας εξισώσεις αντίδρασης.
14. Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο ισορροπίας ηλεκτρονίων, δημιουργήστε εξισώσεις για τις ακόλουθες αντιδράσεις που απεικονίζουν τις αναγωγικές ιδιότητες ορισμένων μοριακών υδριδίων:
α) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t) β) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t) γ) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).
10.2 Οξυγόνο
Όπως και με το υδρογόνο, η λέξη "οξυγόνο" είναι το όνομα τόσο ενός χημικού στοιχείου όσο και απλή ουσία. Εκτός από απλή υπόθεση» οξυγόνο"(διοξυγόνο) το χημικό στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει μια άλλη απλή ουσία που ονομάζεται " όζο"(τριοξυγόνο). Αυτό αλλοτροπικές τροποποιήσειςοξυγόνο. Η ουσία οξυγόνο αποτελείται από μόρια οξυγόνου O 2 και η ουσία όζον από μόρια όζοντος O 3 .
α) Χημικό στοιχείο οξυγόνο
Στη φυσική σειρά στοιχείων, ο αύξων αριθμός του οξυγόνου είναι 8. Στο σύστημα των στοιχείων, το οξυγόνο βρίσκεται στη δεύτερη περίοδο στην ομάδα VIA.
Το οξυγόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στη Γη. Στον φλοιό της γης, κάθε δεύτερο άτομο είναι ένα άτομο οξυγόνου, δηλαδή το μοριακό κλάσμα του οξυγόνου στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα της Γης είναι περίπου 50%. Οξυγόνο (ουσία) – συστατικόαέρας. Το κλάσμα όγκου του οξυγόνου στον αέρα είναι 21%. Το οξυγόνο (ένα στοιχείο) βρίσκεται στο νερό, σε πολλά μέταλλα και σε φυτά και ζώα. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει κατά μέσο όρο 43 κιλά οξυγόνου.
Το φυσικό οξυγόνο αποτελείται από τρία ισότοπα (16 O, 17 O και 18 O), από τα οποία το ελαφρύτερο ισότοπο 16 O είναι το πιο κοινό. Επομένως, η ατομική μάζα του οξυγόνου είναι κοντά στο 16 Dn (15,9994 Dn).
β) Άτομο οξυγόνου
Γνωρίζετε τα ακόλουθα χαρακτηριστικά του ατόμου οξυγόνου.
Πίνακας 29.Δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου
Κατάσταση σθένους |
Παραδείγματα χημικών |
|||
Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 * |
||||
–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 |
|||
NaOH, ΚΟΗ, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 |
||||
Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3 |
* Αυτά τα οξείδια μπορούν επίσης να θεωρηθούν ως ιοντικές ενώσεις.
** Τα άτομα οξυγόνου στο μόριο δεν βρίσκονται σε αυτήν την κατάσταση σθένους. αυτό είναι απλώς ένα παράδειγμα ουσίας με κατάσταση οξείδωσης ατόμων οξυγόνου ίση με μηδέν
Η υψηλή ενέργεια ιονισμού (όπως αυτή του υδρογόνου) εμποδίζει το σχηματισμό ενός απλού κατιόντος από το άτομο οξυγόνου. Η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων είναι αρκετά υψηλή (σχεδόν διπλάσια από εκείνη του υδρογόνου), γεγονός που παρέχει μεγαλύτερη τάση στο άτομο οξυγόνου να αποκτά ηλεκτρόνια και την ικανότητα να σχηματίζει ανιόντα O 2A. Αλλά η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων του ατόμου οξυγόνου εξακολουθεί να είναι χαμηλότερη από αυτή των ατόμων αλογόνου και ακόμη και άλλων στοιχείων της ομάδας VIA. Επομένως, ανιόντα οξυγόνου ( ιόντα οξειδίου) υπάρχουν μόνο σε ενώσεις οξυγόνου με στοιχεία των οποίων τα άτομα δίνουν πολύ εύκολα ηλεκτρόνια.
Μοιράζοντας δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, ένα άτομο οξυγόνου μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς. Δύο μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, λόγω της αδυναμίας διέγερσης, μπορούν να εισέλθουν μόνο σε αλληλεπίδραση δότη-δέκτη. Έτσι, χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η πολλαπλότητα του δεσμού και ο υβριδισμός, το άτομο οξυγόνου μπορεί να βρίσκεται σε μία από τις πέντε καταστάσεις σθένους (Πίνακας 29).
Η πιο τυπική κατάσταση σθένους για το άτομο οξυγόνου είναι W k = 2, δηλαδή ο σχηματισμός δύο ομοιοπολικών δεσμών λόγω δύο ασύζευκτων ηλεκτρονίων.
Η πολύ υψηλή ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου οξυγόνου (υψηλότερη μόνο για το φθόριο) οδηγεί στο γεγονός ότι στις περισσότερες ενώσεις του το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης –II. Υπάρχουν ουσίες στις οποίες το οξυγόνο εμφανίζει άλλες καταστάσεις οξείδωσης, μερικές από αυτές δίνονται στον Πίνακα 29 ως παραδείγματα και η συγκριτική σταθερότητα φαίνεται στο Σχ. 10.3.
γ) Μόριο οξυγόνου
Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι το διατομικό μόριο οξυγόνου O 2 περιέχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του δεσμού σθένους, αυτή η ηλεκτρονική δομή αυτού του μορίου δεν μπορεί να εξηγηθεί. Ωστόσο, οι ιδιότητες του δεσμού στο μόριο του οξυγόνου είναι κοντά σε αυτές ενός ομοιοπολικού δεσμού. Το μόριο του οξυγόνου είναι μη πολικό. Διατομική απόσταση ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) είναι μικρότερη από την απόσταση μεταξύ των ατόμων που συνδέονται με έναν απλό δεσμό. Η μοριακή ενέργεια δέσμευσης είναι αρκετά υψηλή και ανέρχεται σε 498 kJ/mol.
δ) Οξυγόνο (ουσία)
Υπό κανονικές συνθήκες, το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο. Το στερεό οξυγόνο λιώνει στους 55 K (–218 °C) και το υγρό οξυγόνο βράζει στους 90 K (–183 °C).
Οι διαμοριακοί δεσμοί σε στερεό και υγρό οξυγόνο είναι κάπως ισχυρότεροι από ό,τι στο υδρογόνο, όπως αποδεικνύεται από το μεγαλύτερο εύρος θερμοκρασίας ύπαρξης υγρού οξυγόνου (36 °C) και μεγαλύτερες μοριακές θερμότητες σύντηξης (0,446 kJ/mol) και εξάτμισης (6, 83 kJ /mol).
Το οξυγόνο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό: στους 0 °C, μόνο 5 όγκοι οξυγόνου (αερίου!) διαλύονται σε 100 όγκους νερού (υγρό!).
Η υψηλή τάση των ατόμων οξυγόνου να αποκτούν ηλεκτρόνια και η υψηλή ηλεκτραρνητικότητα οδηγούν στο γεγονός ότι το οξυγόνο εμφανίζει μόνο οξειδωτικές ιδιότητες. Αυτές οι ιδιότητες είναι ιδιαίτερα έντονες σε υψηλές θερμοκρασίες.
Το οξυγόνο αντιδρά με πολλά μέταλλα: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
αμέταλλα: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
και σύνθετες ουσίες: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.
Τις περισσότερες φορές, ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων, λαμβάνονται διάφορα οξείδια (βλ. Κεφάλαιο II § 5), αλλά τα ενεργά αλκαλικά μέταλλα, για παράδειγμα το νάτριο, όταν καίγονται, μετατρέπονται σε υπεροξείδια:
2Na + O 2 = Na 2 O 2.
Ο δομικός τύπος του προκύπτοντος υπεροξειδίου του νατρίου είναι (Na) 2 (O-O).
Ένα θραύσμα που σιγοκαίει τοποθετημένο σε οξυγόνο φλέγεται. Αυτός είναι ένας βολικός και εύκολος τρόπος ανίχνευσης καθαρού οξυγόνου.
Στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα με ανόρθωση (σύνθετη απόσταξη) και στο εργαστήριο - υποβάλλοντας ορισμένες ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο σε θερμική αποσύνθεση, για παράδειγμα:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – καταλύτης);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
και, επιπλέον, με την καταλυτική αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου σε θερμοκρασία δωματίου: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 καταλύτης).
Το καθαρό οξυγόνο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία για την εντατικοποίηση εκείνων των διεργασιών κατά τις οποίες συμβαίνει οξείδωση και για τη δημιουργία φλόγας υψηλής θερμοκρασίας. Στην τεχνολογία πυραύλων, το υγρό οξυγόνο χρησιμοποιείται ως οξειδωτικό.
Το οξυγόνο έχει μεγάλη σημασία για τη διατήρηση της ζωής των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων. Υπό κανονικές συνθήκες, ένα άτομο έχει αρκετό οξυγόνο στον αέρα για να αναπνεύσει. Αλλά σε συνθήκες όπου δεν υπάρχει αρκετός αέρας ή δεν υπάρχει καθόλου αέρας (σε αεροπλάνα, κατά τη διάρκεια καταδυτικών εργασιών, σε διαστημόπλοιακ.λπ.), παρασκευάζονται ειδικά μείγματα αερίων που περιέχουν οξυγόνο για αναπνοή. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται επίσης στην ιατρική για ασθένειες που προκαλούν δυσκολία στην αναπνοή.
ε) Το όζον και τα μόριά του
Το όζον O 3 είναι η δεύτερη αλλοτροπική τροποποίηση του οξυγόνου.
Το τριατομικό μόριο όζοντος έχει μια γωνιακή δομή ενδιάμεση μεταξύ των δύο δομών που αντιπροσωπεύονται από τους ακόλουθους τύπους:
Το όζον είναι ένα σκούρο μπλε αέριο με έντονη οσμή. Λόγω της ισχυρής οξειδωτικής του δράσης, είναι δηλητηριώδες. Το όζον είναι μιάμιση φορά πιο «βαρύ» από το οξυγόνο και ελαφρώς πιο διαλυτό στο νερό από το οξυγόνο.
Το όζον σχηματίζεται στην ατμόσφαιρα από το οξυγόνο κατά τις ηλεκτρικές εκκενώσεις κεραυνών:
3O 2 = 2O 3 ().
Σε κανονικές θερμοκρασίες, το όζον μετατρέπεται αργά σε οξυγόνο και όταν θερμαίνεται, αυτή η διαδικασία συμβαίνει εκρηκτικά.
Το όζον περιέχεται στο λεγόμενο «στρώμα του όζοντος» ατμόσφαιρα της γης, προστατεύοντας όλη τη ζωή στη Γη από βλαβερές συνέπειεςηλιακή ακτινοβολία.
Σε ορισμένες πόλεις, αντί για χλώριο χρησιμοποιείται όζον για την απολύμανση (απολύμανση) του πόσιμου νερού.
Σχεδιάστε τους συντακτικούς τύπους των παρακάτω ουσιών: 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. Ονομάστε αυτές τις ουσίες. Περιγράψτε τις καταστάσεις σθένους των ατόμων οξυγόνου σε αυτές τις ενώσεις.
Προσδιορίστε το σθένος και την κατάσταση οξείδωσης κάθε ατόμου οξυγόνου.
2. Δημιουργήστε εξισώσεις για τις αντιδράσεις καύσης λιθίου, μαγνησίου, αργιλίου, πυριτίου, κόκκινου φωσφόρου και σεληνίου σε οξυγόνο (τα άτομα σεληνίου οξειδώνονται στην κατάσταση οξείδωσης +IV, τα άτομα άλλων στοιχείων οξειδώνονται στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης). Σε ποιες κατηγορίες οξειδίων ανήκουν τα προϊόντα αυτών των αντιδράσεων;
3. Πόσα λίτρα όζοντος μπορούν να ληφθούν (υπό κανονικές συνθήκες) α) από 9 λίτρα οξυγόνου, β) από 8 g οξυγόνου;
Το νερό είναι η πιο άφθονη ουσία στον φλοιό της γης. Η μάζα του νερού της γης υπολογίζεται σε 10 18 τόνους. Το νερό είναι η βάση της υδρόσφαιρας του πλανήτη μας· επιπλέον, περιέχεται στην ατμόσφαιρα, με τη μορφή πάγου σχηματίζει τα πολικά καλύμματα της Γης και τους παγετώνες στα ψηλά βουνά και είναι επίσης μέρος διαφόρων πετρωμάτων. Το κλάσμα μάζας του νερού στο ανθρώπινο σώμα είναι περίπου 70%.
Το νερό είναι η μόνη ουσία που έχει τα δικά του ειδικά ονόματα και στις τρεις καταστάσεις συσσωμάτωσης.
Ηλεκτρονική δομή ενός μορίου νερού (Εικ. 10.4 ΕΝΑ) μελετήσαμε λεπτομερώς νωρίτερα (βλ. § 7.10).
Λόγω της πολικότητας των δεσμών Ο-Η και του γωνιακού σχήματος, το μόριο του νερού είναι ηλεκτρικό δίπολο.
Για να χαρακτηριστεί η πολικότητα ενός ηλεκτρικού διπόλου, ένα φυσικό μέγεθος που ονομάζεται " ηλεκτρική ροπή ενός ηλεκτρικού διπόλου"ή απλά" διπολη ΣΤΙΓΜΗ".
Στη χημεία, η διπολική ροπή μετριέται σε debyes: 1 D = 3,34. 10 – 30 Τάξη. Μ
Σε ένα μόριο νερού υπάρχουν δύο πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί, δηλαδή δύο ηλεκτρικά δίπολα, καθένα από τα οποία έχει τη δική του διπολική ροπή ( και ). Η συνολική διπολική ροπή ενός μορίου είναι ίση με το διανυσματικό άθροισμα αυτών των δύο ροπών (Εικ. 10.5):
(Η2Ο) = 
,
Οπου q 1 και q 2 – μερικά φορτία (+) στα άτομα υδρογόνου και και – διατομικές αποστάσεις O – H στο μόριο. Επειδή q 1 = q 2 = q, και μετά
Οι πειραματικά προσδιορισμένες διπολικές ροπές του μορίου του νερού και ορισμένων άλλων μορίων δίνονται στον πίνακα.
Πίνακας 30.Διπολικές ροπές ορισμένων πολικών μορίων
Μόριο |
Μόριο |
Μόριο |
|||
Δεδομένης της διπολικής φύσης του μορίου του νερού, συχνά αναπαρίσταται σχηματικά ως εξής:
Το καθαρό νερό είναι ένα άχρωμο υγρό χωρίς γεύση ή οσμή. Μερικά βασικά φυσικά χαρακτηριστικά του νερού δίνονται στον πίνακα.
Πίνακας 31.Μερικά φυσικά χαρακτηριστικά του νερού
Οι μεγάλες τιμές των μοριακών θερμοτήτων τήξης και εξάτμισης (τάξη μεγέθους μεγαλύτερη από αυτές του υδρογόνου και του οξυγόνου) δείχνουν ότι τα μόρια του νερού, τόσο σε στερεά όσο και σε υγρή ύλη, είναι αρκετά στενά συνδεδεμένα μεταξύ τους. Αυτές οι συνδέσεις ονομάζονται " δεσμούς υδρογόνου".
ΗΛΕΚΤΡΙΚΟ ΔΙΠΟΛΟ, ΔΙΠΟΛΙΚΗ ΡΟΠΗ, ΠΟΛΙΚΟΤΗΤΑ ΔΕΣΜΟΥ, ΠΟΛΙΚΟΤΗΤΑ ΜΟΡΙΑΚΟΥ.
Πόσα ηλεκτρόνια σθένους ενός ατόμου οξυγόνου συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών σε ένα μόριο νερού;
2. Όταν ποια τροχιακά επικαλύπτονται, σχηματίζονται δεσμοί μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου σε ένα μόριο νερού;
3.Να κάνετε ένα διάγραμμα σχηματισμού δεσμών σε μόριο υπεροξειδίου του υδρογόνου H 2 O 2. Τι μπορείτε να πείτε για τη χωρική δομή αυτού του μορίου;
4. Οι διατομικές αποστάσεις στα μόρια HF, HCl και HBr είναι ίσες με 0,92, αντίστοιχα. 1,28 και 1,41. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα διπολικών ροπών, υπολογίστε και συγκρίνετε τα επιμέρους φορτία των ατόμων υδρογόνου σε αυτά τα μόρια.
5. Οι διατομικές αποστάσεις S – H στο μόριο υδρόθειου είναι 1,34 και η γωνία μεταξύ των δεσμών είναι 92°. Προσδιορίστε τις τιμές των μερικών φορτίων στα άτομα θείου και υδρογόνου. Τι μπορείτε να πείτε για τον υβριδισμό των τροχιακών σθένους του ατόμου του θείου;
10.4. Δεσμός υδρογόνου
Όπως ήδη γνωρίζετε, λόγω της σημαντικής διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου και του οξυγόνου (2,10 και 3,50), το άτομο υδρογόνου στο μόριο του νερού αποκτά μεγάλο θετικό μερικό φορτίο ( q h = 0,33 μι), και το άτομο οξυγόνου έχει ακόμη μεγαλύτερο αρνητικό μερικό φορτίο ( q h = –0,66 μι). Θυμηθείτε επίσης ότι το άτομο οξυγόνου έχει δύο μόνα ζεύγη ηλεκτρονίων ανά sp 3-υβριδικό ΑΟ. Το άτομο υδρογόνου ενός μορίου νερού έλκεται από το άτομο οξυγόνου ενός άλλου μορίου και, επιπλέον, το μισοάδειο 1s-AO του ατόμου υδρογόνου δέχεται εν μέρει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από το άτομο οξυγόνου. Ως αποτέλεσμα αυτών των αλληλεπιδράσεων μεταξύ μορίων, α ιδιαίτερο είδοςδιαμοριακούς δεσμούς - δεσμός υδρογόνου.
Στην περίπτωση του νερού, ο σχηματισμός δεσμού υδρογόνου μπορεί να αναπαρασταθεί σχηματικά ως εξής:
Στον τελευταίο δομικό τύπο, τρεις τελείες (διακεκομμένη γραμμή, όχι ηλεκτρόνια!) δηλώνουν δεσμό υδρογόνου.
Οι δεσμοί υδρογόνου δεν υπάρχουν μόνο μεταξύ των μορίων του νερού. Δημιουργείται εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις:
1) το μόριο έχει έναν εξαιρετικά πολικό δεσμό Η–Ε (το Ε είναι το σύμβολο ενός ατόμου ενός αρκετά ηλεκτραρνητικού στοιχείου),
2) το μόριο περιέχει ένα άτομο Ε με μεγάλο αρνητικό μερικό φορτίο και ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων.
Το στοιχείο Ε μπορεί να είναι φθόριο, οξυγόνο και άζωτο. Οι δεσμοί υδρογόνου είναι σημαντικά πιο αδύναμοι εάν το Ε είναι χλώριο ή θείο.
Παραδείγματα ουσιών με δεσμούς υδρογόνου μεταξύ μορίων: υδροφθόριο, στερεή ή υγρή αμμωνία, αιθυλική αλκοόλη και πολλά άλλα.
Στο υγρό υδροφθόριο, τα μόριά του συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου σε αρκετά μακριές αλυσίδες και σε υγρή και στερεή αμμωνία σχηματίζονται τρισδιάστατα δίκτυα.
Η ισχύς του δεσμού υδρογόνου είναι ενδιάμεση μεταξύ χημικός δεσμόςκαι άλλους τύπους διαμοριακών δεσμών. Η μοριακή ενέργεια ενός δεσμού υδρογόνου κυμαίνεται συνήθως από 5 έως 50 kJ/mol.
Στο στερεό νερό (δηλαδή, στους κρυστάλλους πάγου), όλα τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με άτομα οξυγόνου, με κάθε άτομο οξυγόνου να σχηματίζει δύο δεσμούς υδρογόνου (χρησιμοποιώντας και τα δύο μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων). Αυτή η δομή κάνει τον πάγο πιο «χαλαρό» σε σύγκριση με το υγρό νερό, όπου κάποιοι από τους δεσμούς υδρογόνου είναι σπασμένοι και τα μόρια μπορούν να «συσκευαστούν» λίγο πιο σφιχτά. Αυτό το χαρακτηριστικό της δομής του πάγου εξηγεί γιατί, σε αντίθεση με τις περισσότερες άλλες ουσίες, το νερό στη στερεή κατάσταση έχει μικρότερη πυκνότητα από ότι στην υγρή κατάσταση. Το νερό φτάνει στη μέγιστη πυκνότητά του στους 4 °C - σε αυτή τη θερμοκρασία σπάνε πολλοί δεσμοί υδρογόνου και η θερμική διαστολή δεν έχει ακόμη πολύ ισχυρή επίδραση στην πυκνότητα.
Οι δεσμοί υδρογόνου είναι πολύ σημαντικοί στη ζωή μας. Ας φανταστούμε για μια στιγμή ότι οι δεσμοί υδρογόνου έχουν σταματήσει να σχηματίζονται. Εδώ είναι μερικές συνέπειες:
- Το νερό σε θερμοκρασία δωματίου θα γινόταν αέριο καθώς το σημείο βρασμού του θα έπεφτε στους -80 °C περίπου.
- όλα τα σώματα νερού θα άρχιζαν να παγώνουν από τον πυθμένα, αφού η πυκνότητα του πάγου θα ήταν μεγαλύτερη από την πυκνότητα του υγρού νερού.
- Η διπλή έλικα του DNA και πολλά άλλα θα έπαυε να υπάρχει.
Τα παραδείγματα που δίνονται είναι αρκετά για να καταλάβουμε ότι σε αυτή την περίπτωση η φύση στον πλανήτη μας θα γινόταν τελείως διαφορετική.
ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ, ΣΥΝΘΗΚΕΣ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΤΟΥ.
Ο τύπος της αιθυλικής αλκοόλης είναι CH 3 – CH 2 – O – H. Ανάμεσα σε ποια άτομα διαφορετικών μορίων αυτής της ουσίας σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου; Να γράψετε δομικούς τύπους που να απεικονίζουν τον σχηματισμό τους.
2. Δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν όχι μόνο σε μεμονωμένες ουσίες, αλλά και σε διαλύματα. Εμφάνιση με δομικούς τύπουςΠώς σχηματίζονται οι δεσμοί υδρογόνου υδατικό διάλυμαα) αμμωνία, β) υδροφθόριο, γ) αιθανόλη (αιθυλική αλκοόλη). = 2Η2Ο.
Και οι δύο αυτές αντιδράσεις συμβαίνουν στο νερό συνεχώς και με την ίδια ταχύτητα, επομένως, υπάρχει μια ισορροπία στο νερό: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Αυτή η ισορροπία ονομάζεται ισορροπία της αυτοπρωτόλυσηςνερό.
Η άμεση αντίδραση αυτής της αναστρέψιμης διαδικασίας είναι ενδόθερμη, επομένως, όταν θερμαίνεται, αυξάνεται η αυτοπρωτόλυση, αλλά σε θερμοκρασία δωματίου η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά, δηλαδή η συγκέντρωση των ιόντων Η3Ο και ΟΗ είναι αμελητέα. Με τι ισούνται;
Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης
Αλλά λόγω του γεγονότος ότι ο αριθμός των μορίων νερού που αντέδρασαν είναι ασήμαντος σε σύγκριση με τον συνολικό αριθμό μορίων νερού, μπορούμε να υποθέσουμε ότι η συγκέντρωση του νερού κατά την αυτοπρωτόλυση πρακτικά δεν αλλάζει και 2 = const Μια τέτοια χαμηλή συγκέντρωση αντίθετα φορτισμένων ιόντων σε καθαρό νερόεξηγεί γιατί αυτό το υγρό, αν και κακώς, εξακολουθεί να άγει ηλεκτρικό ρεύμα.
ΑΥΤΟΠΡΩΤΟΛΥΣΗ ΝΕΡΟΥ, ΑΥΤΟΠΡΩΤΟΛΥΣΗ ΣΤΑΘΕΡΑ (ΙΟΝΙΚΟ ΠΡΟΪΟΝ) ΝΕΡΟΥ.
Το ιοντικό προϊόν της υγρής αμμωνίας (σημείο βρασμού –33 °C) είναι 2·10 –28. Να γράψετε μια εξίσωση για την αυτοπρωτόλυση της αμμωνίας. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση ιόντων αμμωνίου σε καθαρή υγρή αμμωνία. Ποια ουσία έχει μεγαλύτερη ηλεκτρική αγωγιμότητα, το νερό ή η υγρή αμμωνία;
1. Παραγωγή υδρογόνου και καύση του (αναγωγικές ιδιότητες).
2. Λήψη οξυγόνου και καύσιμων ουσιών σε αυτό (οξειδωτικές ιδιότητες).
