Periodinėje sistemoje vandenilis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Ši funkcija padaryti jį visiškai unikaliu. Vandenilis yra ne tik elementas ar medžiaga, bet ir a neatskiriama dalis daug sudėtingų junginių, organogeninių ir biogeninių elementų. Todėl mes išsamiau apsvarstysime jo savybes ir charakteristikas.

Degiųjų dujų išsiskyrimas metalų ir rūgščių sąveikos metu buvo pastebėtas dar XVI amžiuje, tai yra, formuojantis chemijai kaip mokslui. garsus anglų mokslininkas Henris Cavendishas tyrė medžiagą, pradedant 1766 m., ir suteikė jai pavadinimą „degus oras“. Degdamos šios dujos gamino vandenį. Deja, mokslininko laikymasis flogistono (hipotetinės „hipersmulkiosios medžiagos“) teorijos neleido padaryti teisingų išvadų.

Prancūzų chemikas ir gamtininkas A. Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Meunier ir specialių gasometrų pagalba 1783 metais atliko vandens sintezę, o vėliau jo analizę skaidydamas vandens garus raudonai įkaitusia geležimi. Taigi mokslininkai galėjo padaryti tinkamas išvadas. Jie išsiaiškino, kad „degus oras“ yra ne tik vandens dalis, bet ir jo galima gauti.

1787 m. Lavoisier pasiūlė, kad tiriamos dujos yra paprasta medžiaga ir atitinkamai yra tarp pagrindinių cheminių elementų. Jis pavadino jį vandeniliu (iš graikiškų žodžių hydor – vanduo + gennao – aš pagimdžiu), tai yra „vandens gimdymas“.

Rusišką pavadinimą „vandenilis“ 1824 metais pasiūlė chemikas M. Solovjovas. Vandens sudėties nustatymas pažymėjo „flogistono teorijos“ pabaigą. XVIII–XIX amžių sandūroje buvo nustatyta, kad vandenilio atomas yra labai lengvas (palyginti su kitų elementų atomais), o jo masė buvo paimta kaip pagrindinis vienetas, lyginant atomų mases, gaunant reikšmę, lygią 1.

Fizinės savybės

Vandenilis yra lengviausia iš visų mokslui žinomų medžiagų (jis 14,4 karto lengvesnis už orą), jo tankis 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ši medžiaga tirpsta (kieta) ir verda (suskystėja) atitinkamai -259,1 ° C ir -252,8 ° C temperatūroje (tik helio virimo ir lydymosi t ° yra žemesnė).

Kritinė vandenilio temperatūra yra itin žema (-240 °C). Dėl šios priežasties jo suskystinimas yra gana sudėtingas ir brangus procesas. kritinis spaudimas medžiagos - 12,8 kgf / cm², o kritinis tankis yra 0,0312 g / cm³. Tarp visų dujų vandenilis turi didžiausią šilumos laidumą: esant 1 atm ir 0 ° C, jis yra 0,174 W / (mxK).

Medžiagos savitoji šiluminė talpa tomis pačiomis sąlygomis yra 14,208 kJ / (kgxK) arba 3,394 cal / (gh ° C). Šis elementas šiek tiek tirpsta vandenyje (apie 0,0182 ml / g esant 1 atm ir 20 ° C), bet gerai - daugumoje metalų (Ni, Pt, Pa ir kt.), ypač paladyje (apie 850 tūrių Pd tūryje). .

Pastaroji savybė siejama su jos gebėjimu difunduoti, o difuziją per anglies lydinį (pavyzdžiui, plieną) lydi lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglimi (šis procesas vadinamas dekarbonizacija). Skystoje būsenoje medžiaga yra labai lengva (tankis - 0,0708 g / cm³ esant t ° \u003d -253 ° C) ir skysta (klampumas - 13,8 laipsnių tomis pačiomis sąlygomis).

Daugelyje junginių šio elemento valentingumas (oksidacijos būsena) yra +1, panašus į natrio ir kitų šarminių metalų. Paprastai jis laikomas šių metalų analogu. Atitinkamai jis vadovauja Mendelejevo sistemos I grupei. Metalo hidriduose vandenilio jonas turi neigiamą krūvį (oksidacijos būsena yra -1), tai yra, Na + H- struktūra panaši į Na + Cl-chlorido. Remiantis šiuo ir kai kuriais kitais faktais (artimumas fizines savybes elementas "H" ir halogenai, galimybė jį pakeisti halogenais organiniuose junginiuose) Vandenilis priskiriamas Mendelejevo sistemos VII grupei.

Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis turi mažą aktyvumą, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais nemetalais (su fluoru ir chloru, su pastaruoju - šviesoje). Savo ruožtu, kaitinamas, jis sąveikauja su daugeliu cheminių elementų.

Atominis vandenilis turi didesnį cheminį aktyvumą (palyginti su molekuliniu vandeniliu). Su deguonimi jis sudaro vandenį pagal formulę:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

išskiriant 285,937 kJ/mol šilumos arba 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Normaliomis temperatūros sąlygomis reakcija vyksta gana lėtai, o esant t° >= 550 °С, ji nekontroliuojama. Vandenilio ir deguonies mišinio sprogumo ribos pagal tūrį yra 4–94 % H₂, o vandenilio ir oro mišiniuose – 4–74 % H₂ (dviejų tūrių H₂ ir vieno tūrio O2 mišinys vadinamas sprogiosiomis dujomis).

Šis elementas naudojamas redukuoti daugumą metalų, nes jis paima deguonį iš oksidų:

Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H2O ir kt.

Su skirtingais halogenais vandenilis sudaro vandenilio halogenidus, pavyzdžiui:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Tačiau reaguojant su fluoru vandenilis sprogsta (taip nutinka ir tamsoje, esant -252 °C), su bromu ir chloru reaguoja tik kaitinamas ar apšviestas, o su jodu – tik kaitinamas. Sąveikaujant su azotu, susidaro amoniakas, bet tik ant katalizatoriaus, esant aukštam slėgiui ir temperatūrai:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Kaitinamas, vandenilis aktyviai reaguoja su siera:

H₂ + S = H2S (vandenilio sulfidas),

ir daug sunkiau – su telūru ar selenu. Vandenilis reaguoja su gryna anglimi be katalizatoriaus, bet esant aukštai temperatūrai:

2H₂ + C (amorfinis) = CH₂ (metanas).

Ši medžiaga tiesiogiai reaguoja su kai kuriais metalais (šarmais, šarminėmis žemėmis ir kitais), sudarydama hidridus, pavyzdžiui:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

svarbu praktinė vertė turi vandenilio ir anglies monoksido sąveiką (II). Tokiu atveju, priklausomai nuo slėgio, temperatūros ir katalizatoriaus, susidaro įvairūs organiniai junginiai: HCHO, CH₃OH ir kt. Nesotieji angliavandeniliai reakcijos metu virsta sočiaisiais, pvz.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vandenilis ir jo junginiai atlieka išskirtinį vaidmenį chemijoje. Jis nustato rūgštines vadinamųjų savybių. protinės rūgštys, linkusios susidaryti su skirtingi elementai vandenilio jungtis, kuri turi didelę įtaką daugelio neorganinių ir organinių junginių savybėms.

Vandenilio gavimas

Pagrindinės žaliavų rūšys, skirtos pramoninės gamybosšio elemento yra naftos perdirbimo dujos, natūralios degiosios ir kokso krosnių dujos. Jis taip pat gaunamas iš vandens elektrolizės būdu (vietose, kuriose elektros energija yra prieinama). Vienas iš svarbiausių medžiagų gamybos būdų iš gamtinių dujų nagrinėjama katalizinė angliavandenilių, daugiausia metano, sąveika su vandens garais (vadinamoji konversija). Pavyzdžiui:

CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.

Neužbaigta angliavandenilių oksidacija deguonimi:

CH₄ + ½O2 \u003d CO + 2H₂.

Susintetintas anglies monoksidas (II) virsta:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Iš gamtinių dujų pagamintas vandenilis yra pigiausias.

Vandens elektrolizei naudojama nuolatinė srovė, kuri praleidžiama per NaOH arba KOH tirpalą (rūgštys nenaudojamos, kad būtų išvengta įrangos korozijos). Laboratorinėmis sąlygomis medžiaga gaunama elektrolizės būdu vandenį arba kaip reakcijos tarp vandenilio chlorido rūgštis ir cinko. Tačiau dažniau naudojama paruošta gamyklinė medžiaga cilindruose.

Iš naftos perdirbimo gamyklų dujų ir kokso krosnies dujų šis elementas išskiriamas pašalinus visus kitus dujų mišinio komponentus, nes giliai aušinant jie lengviau suskystėja.

Ši medžiaga pramoniniu būdu pradėta gauti XVIII amžiaus pabaigoje. Tada jis buvo naudojamas užpildyti balionai. Šiuo metu vandenilis plačiai naudojamas pramonėje, daugiausia chemijos pramonėje, amoniako gamybai.

Masiniai medžiagos vartotojai yra metilo ir kitų alkoholių, sintetinio benzino ir daugelio kitų produktų gamintojai. Jie gaunami sintezės būdu iš anglies monoksido (II) ir vandenilio. Vandenilis naudojamas sunkiems ir kietiems hidrinti skystas kuras, riebalai ir kt., HCl sintezei, naftos produktų hidriniam apdorojimui, taip pat metalų pjovimui/virinimui. Esminiai elementai Dėl atominė energija yra jo izotopai – tritis ir deuteris.

Biologinis vandenilio vaidmuo

Apie 10% gyvų organizmų masės (vidutiniškai) tenka šiam elementui. Tai dalis vandens ir svarbiausių natūralių junginių grupių, įskaitant baltymus, nukleino rūgštis, lipidus, angliavandenius. Kam jis tarnauja?

Ši medžiaga atlieka lemiamą vaidmenį: palaikant baltymų erdvinę struktūrą (ketvirtinę), įgyvendinant papildomumo principą. nukleino rūgštys(t. y. genetinės informacijos įgyvendinime ir saugojimuose), apskritai „atpažinimas“ molekuliniu lygmeniu.

Vandenilio jonas H+ dalyvauja svarbiose organizme vykstančiose dinaminėse reakcijose/procesuose. Įskaitant: biologinėje oksidacijoje, kuri aprūpina gyvas ląsteles energija, biosintezės reakcijose, fotosintezėje augaluose, bakterijų fotosintezėje ir azoto fiksavime, palaikant rūgščių-šarmų balansas ir homeostazė membranų transportavimo procesuose. Kartu su anglimi ir deguonimi jis sudaro funkcinį ir struktūrinį gyvybės reiškinių pagrindą.

Mūsų Kasdienybė yra dalykų, kurie yra tokie įprasti, kad beveik visi apie juos žino. Pavyzdžiui, visi žino, kad vanduo yra skystis, lengvai pasiekiamas ir nedega, todėl gali gesinti ugnį. Bet ar kada susimąstėte, kodėl taip yra?

Vaizdo šaltinis: pixabay.com

Vanduo sudarytas iš vandenilio ir deguonies atomų. Abu šie elementai palaiko degimą. Taigi, remiantis bendra logika (ne moksline), išplaukia, kad vanduo taip pat turėtų degti, tiesa? Tačiau taip nebūna.

Kada vyksta degimas?

Degimas yra cheminis procesas, kurio metu molekulės ir atomai susijungia, kad išskirtų energiją šilumos ir šviesos pavidalu. Norint ką nors sudeginti, reikia dviejų dalykų - kuro kaip degimo šaltinio (pavyzdžiui, popieriaus lapo, medžio gabalo ir pan.) ir oksidatoriaus (žemės atmosferoje esantis deguonis yra pagrindinis oksidatorius) . Taip pat mums reikia šilumos, reikalingos medžiagos užsidegimo temperatūrai pasiekti, kad pradėtume degimo procesą.

Vaizdo šaltinis auclip.ru

Pavyzdžiui, apsvarstykite popieriaus deginimo procesą naudojant degtukus. Popierius šiuo atveju bus kuras, ore esantis dujinis deguonis veiks kaip oksidatorius, o užsidegimo temperatūra bus pasiekta degančio degtuko dėka.

Vandens cheminės sudėties struktūra

Vaizdo šaltinis: water-service.com.ua

Vanduo susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies atomo. Ji cheminė formulė H2O. Dabar įdomu pastebėti, kad du vandens komponentai iš tiesų yra degios medžiagos.

Kodėl vandenilis yra degus?

Vandenilio atomai turi tik vieną elektroną, todėl lengvai susijungia su kitais elementais. Paprastai vandenilis gamtoje randamas dujų pavidalu, kurių molekulės susideda iš dviejų atomų. Šios dujos yra labai reaktyvios ir greitai oksiduojasi, kai yra oksidatoriaus, todėl yra labai degios.

Vaizdo šaltinis: myshared.ru

Deginant vandenilį išsiskiria didelis kiekis energijos, todėl jis dažnai naudojamas suskystintoje formoje erdvėlaiviams paleisti į kosmosą.

Deguonis palaiko degimą

Kaip minėta anksčiau, bet kokiam degimui reikalingas oksidatorius. Yra daug cheminių oksiduojančių medžiagų, įskaitant deguonį, ozoną, vandenilio peroksidą, fluorą ir kt. Deguonis yra pagrindinis oksidatorius, kurio perteklius randamas Žemės atmosferoje. Paprastai tai yra pagrindinis oksidatorius daugumos gaisrų metu. Štai kodėl ugniai palaikyti būtinas nuolatinis deguonies tiekimas.

Vanduo užgesina ugnį

Vanduo gali užgesinti ugnį dėl daugelio priežasčių, viena iš jų yra ta, kad jis yra nedegus skystis, nepaisant to, kad jį sudaro du elementai, galintys sukurti ugningą pragarą.

Vanduo yra labiausiai paplitusi gaisrų gesinimo priemonė. Vaizdo šaltinis: pixabay.com

Kaip minėjome anksčiau, vandenilis yra labai degus, reakcijai pradėti tereikia oksidatoriaus ir užsidegimo temperatūros. Kadangi deguonis yra labiausiai paplitęs oksidatorius Žemėje, jis greitai susijungia su vandenilio atomais, išskirdamas daug šviesos ir šilumos, susidaro vandens molekulės. Štai kaip viskas vyksta:

Atkreipkite dėmesį, kad vandenilio mišinys su nedideliu deguonies ar oro kiekiu yra sprogus ir vadinamas sprogiosiomis dujomis, itin greitai dega su dideliu trenksmu, kuris suvokiamas kaip sprogimas. „Hindenburg“ dirižablio katastrofa Naujajame Džersyje 1937 m. nusinešė dešimtis gyvybių, nes užsiliepsnojo vandenilis, kuris buvo užpildytas dirižablio apvalkalu. Lengvas vandenilio degumas ir jo sprogstamumas kartu su deguonimi yra Pagrindinė priežastis kad chemiškai vandens negauname laboratorijose.

Vandenilis H yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje (apie 75% masės), Žemėje jis yra devintas pagal dažnumą elementas. Svarbiausias natūralus vandenilio junginys yra vanduo.
Vandenilis periodinėje lentelėje užima pirmą vietą (Z = 1). Ji turi paprasčiausią atomo struktūrą: atomo branduolį sudaro 1 protonas, jį supa elektronų debesis, susidedantis iš 1 elektrono.
Tam tikromis sąlygomis vandenilis pasižymi metalinėmis savybėmis (dovanoja elektroną), kitomis – nemetalinėmis (priima elektroną).
Vandenilio izotopai randami gamtoje: 1H - protis (branduolys susideda iš vieno protono), 2H - deuteris (D - branduolį sudaro vienas protonas ir vienas neutronas), 3H - tritis (T - branduolį sudaro vienas protonas ir du neutronai).

Paprasta medžiaga vandenilis

Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų nepoliniu kovalentiniu ryšiu.
fizines savybes. Vandenilis yra bespalvės, netoksiškos, bekvapės ir beskonės dujos. Vandenilio molekulė nėra polinė. Todėl tarpmolekulinės sąveikos jėgos dujiniame vandenilyje yra mažos. Tai pasireiškia žemos temperatūros verdant (-252,6 0С) ir tirpstant (-259,2 0С).
Vandenilis yra lengvesnis už orą, D (ore) = 0,069; mažai tirpsta vandenyje (2 tūriai H2 ištirpsta 100 tūrių H2O). Todėl vandenilis, gaminamas laboratorijoje, gali būti renkamas oro arba vandens išstūmimo metodais.

Vandenilio gavimas

Laboratorijoje:

1. Praskiestų rūgščių poveikis metalams:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Šarminių ir sh-z metalai su vandeniu:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hidridų hidrolizė: metalų hidridus lengvai skaido vanduo, susidaro atitinkamas šarmas ir vandenilis:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Šarmų poveikis cinkui, aliuminiui arba siliciui:
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Vandens elektrolizė. Norint padidinti vandens elektrinį laidumą, į jį pridedamas elektrolitas, pavyzdžiui, NaOH, H 2 SO 4 arba Na 2 SO 4. Prie katodo susidaro 2 tūriai vandenilio, prie anodo - 1 tūris deguonies.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Pramoninė vandenilio gamyba

1. Metano pavertimas garais, Ni 800 °C (pigiausias):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Iš viso:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vandens garai per karštą koksą 1000 o C temperatūroje:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Susidariusį anglies monoksidą (IV) sugeria vanduo, tokiu būdu gaunama 50% pramoninio vandenilio.

3. Kaitinant metaną iki 350°C, esant geležies arba nikelio katalizatoriui:
CH4 → C + 2H 2

4. KCl arba NaCl kaip šalutinio produkto vandeninių tirpalų elektrolizė:
2H 2O + 2NaCl → Cl 2 + H2 + 2NaOH

Cheminės vandenilio savybės

• Junginiuose vandenilis visada yra vienavalentis. Jo oksidacijos laipsnis yra +1, o metalų hidriduose - -1.
• Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų. Ryšio tarp jų atsiradimas paaiškinamas apibendrintos elektronų poros H susidarymu: H arba H 2
• Dėl šio elektronų apibendrinimo H 2 molekulė yra energetiškai stabilesnė nei atskiri jos atomai. Norint suskaidyti molekulę į atomus 1 molyje vandenilio, reikia išleisti 436 kJ energiją: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Tai paaiškina santykinai mažą molekulinio vandenilio aktyvumą įprastoje temperatūroje.
• Su daugeliu nemetalų vandenilis sudaro dujinius junginius, tokius kaip RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Su halogenais sudaro vandenilio halogenidus:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Tuo pačiu metu jis sprogsta su fluoru, su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas.

2) Su deguonimi:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
su šilumos išsiskyrimu. Esant įprastoms temperatūroms, reakcija vyksta lėtai, virš 550 ° C - su sprogimu. 2 tūrio H 2 ir 1 tūrio O 2 mišinys vadinamas sprogiosiomis dujomis.

3) Kaitinamas, jis energingai reaguoja su siera (daug sunkiau su selenu ir telūru):
H 2 + S → H 2 S (vandenilio sulfidas),

4) su azotu, kai amoniakas susidaro tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai ir slėgiui:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Su anglimi esant aukštai temperatūrai:
2H 2 + C → CH 4 (metanas)

6) sudaro hidridus su šarminiais ir žemės šarminiais metalais (vandenilis yra oksidatorius):
H2 + 2Li → 2LiH
metalo hidriduose vandenilio jonas yra neigiamai įkrautas (oksidacijos būsena -1), tai yra, hidridas Na + H - yra sudarytas kaip chloridas Na + Cl -

Taigi sudėtingos medžiagos:

7) Su metalų oksidais (naudojami metalams atkurti):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

8) su anglies monoksidu (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sintezė – dujos (vandenilio ir anglies monoksido mišinys) turi didelę praktinę reikšmę, nes, priklausomai nuo temperatūros, slėgio ir katalizatoriaus, susidaro įvairūs organiniai junginiai, pvz., HCHO, CH 3 OH ir kt.

9) Nesotieji angliavandeniliai reaguoja su vandeniliu, virsdami sočiaisiais:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

§3. Reakcijos lygtis ir kaip ją parašyti

Sąveika vandenilis Su deguonies, kaip nustatė seras Henry Cavendish, veda prie vandens susidarymo. Tęskime tai paprastas pavyzdys išmokti kurti cheminių reakcijų lygtys.
Kas kyla iš vandenilis Ir deguonies, mes jau žinome:

H 2 + O 2 → H 2 O

Dabar atsižvelgiame į tai, kad cheminių elementų atomai cheminėse reakcijose neišnyksta ir neatsiranda iš nieko, nevirsta vienas kitu, bet sujungti į naujus derinius formuoti naujas molekules. Taigi lygtyje cheminė reakcija kiekvienos rūšies atomų turėtų būti tiek pat prieš reakcijos ( paliko nuo lygybės ženklo) ir po to reakcijos pabaiga ( Dešinėje iš lygybės ženklo), pavyzdžiui:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Štai kas yra reakcijos lygtis - sąlyginis vykstančios cheminės reakcijos įrašas naudojant medžiagų ir koeficientų formules.

Tai reiškia, kad aukščiau pateiktoje reakcijoje du apgamai vandenilis turėtų reaguoti su vienu kurmiu deguonies, ir rezultatas bus du apgamai vandens.

Sąveika vandenilis Su deguonies– visai ne paprastas procesas. Tai lemia šių elementų oksidacijos būsenų pasikeitimą. Norint pasirinkti koeficientus tokiose lygtyse, paprastai naudojamas metodas " elektroninis balansas".

Kai vanduo susidaro iš vandenilio ir deguonies, tai reiškia, kad vandenilis pakeitė savo oksidacijos būseną nuo 0 prieš +I, A deguonies- nuo 0 prieš −II. Tuo pačiu metu keli (n) elektronai:

Čia tarnauja vandenilį dovanojantys elektronai reduktorius ir deguonį priimančius elektronus - oksidatorius.

Oksidatoriai ir reduktorius

Dabar pažiūrėkime, kaip atrodo elektronų davimo ir priėmimo procesai atskirai. Vandenilis, susitikęs su „plėšiku“ – deguonimi, praranda visą savo turtą – du elektronus, o jo oksidacijos būsena tampa lygi +I:

H 2 0 - 2 e− = 2Н + I

Įvyko oksidacijos pusinės reakcijos lygtis vandenilis.

Ir banditas deguonies Apie 2, paėmęs paskutinius elektronus iš nelaimingo vandenilio, labai patenkintas savo nauja oksidacijos būsena -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

Tai redukcijos pusinės reakcijos lygtis deguonies.

Belieka pridurti, kad ir „banditas“, ir jo „auka“ prarado savo cheminę tapatybę ir iš paprastų medžiagų – dujų su dviatomėmis molekulėmis. H 2 Ir Apie 2 paversti naujos cheminės medžiagos komponentais - vandens H2O.

Toliau ginčysime taip: kiek elektronų reduktorius davė oksiduojančiam banditui, tiek jis gavo. Redukuojančio agento atiduotų elektronų skaičius turi būti lygus oksidatoriaus priimtų elektronų skaičiui..

Taigi jums reikia išlyginti elektronų skaičių pirmosios ir antrosios pusinės reakcijos. Chemijoje priimama tokia sąlyginė pusinių reakcijų lygčių rašymo forma:

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

Čia skaičiai 2 ir 1, esantys kairėje nuo garbanoto skliausto, yra veiksniai, kurie padės užtikrinti, kad pateiktų ir gautų elektronų skaičius būtų lygus. Atsižvelgiame į tai, kad pusinių reakcijų lygtyse 2 elektronai atiduodami, o priimami 4. Gautų ir duotųjų elektronų skaičiui išlyginti randamas mažiausias bendras kartotinis ir papildomi veiksniai. Mūsų atveju mažiausias bendras kartotinis yra 4. Papildomi vandenilio koeficientai bus 2 (4: 2 = 2), o deguonies - 1 (4: 4 = 1)
Gauti daugikliai bus būsimos reakcijos lygties koeficientai:

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

Vandenilis oksiduotas ne tik susitikus deguonies. Maždaug toks pat poveikis vandeniliui ir fluoras F2, halogeninis ir garsusis „plėšikas“, ir iš pažiūros nekenksmingas azoto N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

Dėl to atsiranda vandenilio fluoridas HF arba amoniako NH3.

Abiejuose junginiuose oksidacijos būsena vandenilis tampa lygus +I, nes molekulėje jis gauna partnerius, „godžius“ kažkieno elektroninei gėrybei, turinčius didelį elektronegatyvumą – fluoras F Ir azoto N. At azoto elektronegatyvumo reikšmė laikoma lygia trims sutartiniams vienetams, o y fluoras apskritai didžiausias elektronegatyvumas tarp visų cheminių elementų yra keturi vienetai. Taigi nenuostabu, kad vargšą vandenilio atomą jie palieka be jokios elektroninės aplinkos.

Bet vandenilis gal būt atkurti- priimti elektronus. Taip atsitinka, jei reakcijoje su juo dalyvauja šarminiai metalai arba kalcis, kurių elektronegatyvumas mažesnis nei vandenilio.

10.1 Vandenilis

Pavadinimas „vandenilis“ reiškia ir cheminį elementą, ir paprastą medžiagą. Elementas vandenilis sudarytas iš vandenilio atomų. paprasta medžiaga vandenilis yra sudarytas iš vandenilio molekulių.

A) Cheminis elementas vandenilis

Natūralioje elementų serijoje vandenilio eilės numeris yra 1. Elementų sistemoje vandenilis yra pirmame periode IA arba VIIA grupėje.

Vandenilis yra vienas gausiausių elementų Žemėje. Vandenilio atomų molinė dalis Žemės atmosferoje, hidrosferoje ir litosferoje (bendrai vadinama žemės pluta) yra 0,17. Jo yra vandenyje, daugelyje mineralų, naftoje, gamtinėse dujose, augaluose ir gyvūnuose. Vidutiniškai žmogaus kūne yra apie 7 kilogramus vandenilio.

Yra trys vandenilio izotopai:
a) lengvas vandenilis - protium,
b) sunkusis vandenilis - deuterio(D)
c) supersunkusis vandenilis - tričio(T).

Tritis yra nestabilus (radioaktyvus) izotopas, todėl gamtoje jo praktiškai nėra. Deuteris yra stabilus, tačiau jo yra labai mažai: w D = 0,015 % (viso antžeminio vandenilio masės). Todėl vandenilio atominė masė labai mažai skiriasi nuo 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Vandenilio atomas

Iš ankstesnių chemijos kurso skyrių jau žinote šias vandenilio atomo charakteristikas:

Vandenilio atomo valentingumo galimybes lemia vieno elektrono buvimas vienoje valentinėje orbitoje. Dėl didelės jonizacijos energijos vandenilio atomas nėra linkęs atiduoti elektrono, o ne per didelis elektronų afinitetas sukelia nedidelę tendenciją jį priimti. Vadinasi, cheminėse sistemose H katijono susidarymas neįmanomas, o junginiai su H anijonu nėra labai stabilūs. Taigi kovalentinio ryšio susidarymas su kitais atomais dėl jo vieno neporinio elektrono būdingiausias vandenilio atomui. Tiek susidarant anijonui, tiek kovalentiniam ryšiui vandenilio atomas yra vienavalentis.
Paprastoje medžiagoje vandenilio atomų oksidacijos būsena yra lygi nuliui, daugumoje junginių vandenilio oksidacijos būsena yra +I, o tik mažiausiai elektroneigiamų vandenilio elementų hidriduose oksidacijos būsena yra –I.
Informacija apie vandenilio atomo valentines galimybes pateikta 28 lentelėje. Vandenilio atomo, sujungto viena kovalentine jungtimi su bet kuriuo atomu, valentingumas lentelėje nurodomas simboliu "H-".

28 lentelėVandenilio atomo valentingumo galimybės

Valentinė būsena				Cheminių medžiagų pavyzdžiai
			aš 0 – aš	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 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Vandenilio molekulė

Dviatominė vandenilio molekulė H 2 susidaro, kai vandenilio atomai yra surišti vieninteliu jiems galimu kovalentiniu ryšiu. Komunikaciją formuoja mainų mechanizmas. Pagal elektronų debesų persidengimo būdą tai yra s-jungtis (10.1 pav. A). Kadangi atomai yra vienodi, ryšys yra nepolinis.

Tarpatominis atstumas (tiksliau, pusiausvyros tarpatominis atstumas, nes atomai vibruoja) vandenilio molekulėje r(H-H) = 0,74 A (10.1 pav.). V), kuri yra daug mažesnė už orbitos spindulių sumą (1,06 A). Vadinasi, jungiančių atomų elektronų debesys giliai persidengia (10.1 pav. b), o ryšys vandenilio molekulėje yra stiprus. Kalbama apie tą patį didelę reikšmę surišimo energija (454 kJ/mol).
Jei molekulės formą charakterizuosime ribiniu paviršiumi (panašiai kaip elektronų debesies ribinis paviršius), tai galime teigti, kad vandenilio molekulė turi šiek tiek deformuoto (pailgo) rutulio formą (10.1 pav.). G).

d) vandenilis (medžiaga)

Įprastomis sąlygomis vandenilis yra bespalvės ir bekvapės dujos. Mažais kiekiais jis netoksiškas. Kietasis vandenilis lydosi 14 K (–259 °C), o skystas vandenilis verda 20 K (–253 °C). Žemos lydymosi ir virimo temperatūros, labai mažas temperatūrų intervalas skysto vandenilio egzistavimui (tik 6 °C), taip pat mažos molinės lydymosi (0,117 kJ/mol) ir garavimo (0,903 kJ/mol) šilumos rodo, kad tarpmolekulinės jungtys vandenilyje labai silpnas.
Vandenilio tankis r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Palyginimui: vidutinis oro tankis – 1,29 g/l. Tai yra, vandenilis yra 14,5 karto „lengvesnis“ už orą. Jis praktiškai netirpsta vandenyje.
Kambario temperatūroje vandenilis yra neaktyvus, tačiau kaitinamas reaguoja su daugeliu medžiagų. Šiose reakcijose vandenilio atomai gali tiek padidinti, tiek sumažinti savo oksidacijos būseną: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H2 - 2 e- \u003d 2H + I.
Pirmuoju atveju vandenilis yra oksidatorius, pavyzdžiui, reakcijose su natriu arba kalciu: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Tačiau redukuojančios savybės labiau būdingos vandeniliui: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Kaitinamas vandenilis oksiduojamas ne tik deguonies, bet ir kai kurių kitų nemetalų, tokių kaip fluoras, chloras, siera, netgi azotas.
Laboratorijoje reakcijos metu susidaro vandenilis

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

Vietoj cinko galima naudoti geležį, aliuminį ir kai kuriuos kitus metalus, o vietoj sieros rūgšties – kai kurias kitas praskiestas rūgštis. Gautas vandenilis surenkamas į mėgintuvėlį vandens išstūmimo metodu (žr. 10.2 pav. b) arba tiesiog į apverstą kolbą (10.2 pav.). A).

Pramonėje vandenilis gaunamas dideliais kiekiais iš gamtinių dujų (daugiausia metano), sąveikaujant su vandens garais 800 °C temperatūroje, esant nikelio katalizatoriui:

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

arba apdoroti aukštoje temperatūroje vandens garų anglimi:

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

Grynas vandenilis gaunamas iš vandens skaidant jį elektros srove (elektrolize):

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (elektrolizė).

e) Vandenilio junginiai

Hidridai (dvejetainiai junginiai, kurių sudėtyje yra vandenilio) skirstomi į du pagrindinius tipus:
a) nepastovus (molekuliniai) hidridai,
b) į druską panašūs (joniniai) hidridai.
Elementai IVA – VIIA grupės ir boras sudaro molekulinius hidridus. Iš jų stabilūs yra tik nemetalus sudarančių elementų hidridai:

B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; Sveiki
Išskyrus vandenį, visi šie junginiai kambario temperatūroje yra dujinės medžiagos, todėl jų pavadinimas – „lakieji hidridai“.
Kai kurie nemetalus sudarantys elementai taip pat yra įtraukti į sudėtingesnius hidridus. Pavyzdžiui, anglis sudaro junginius, kurių bendra formulė C n H2 n+2, C n H2 n, C n H2 n-2 ir kiti, kur n gali būti labai didelis (organinė chemija tiria šiuos junginius).
Joniniai hidridai apima šarmų, šarminių žemių ir magnio hidridus. Šių hidridų kristalai susideda iš H anijonų ir metalų katijonų, kurių Me arba Me 2 oksidacijos laipsnis yra didžiausias (priklausomai nuo elementų sistemos grupės).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Ir joniniai, ir beveik visi molekuliniai hidridai (išskyrus H 2 O ir HF) yra reduktorius, tačiau joniniai hidridai pasižymi daug stipresnėmis redukuojančiomis savybėmis nei molekuliniai.
Be hidridų, vandenilis yra hidroksidų ir kai kurių druskų dalis. Su šių sudėtingesnių vandenilio junginių savybėmis susipažinsite kituose skyriuose.
Pagrindiniai pramonėje gaminamo vandenilio vartotojai yra amoniako ir azoto trąšų gamybos įmonės, kuriose amoniakas gaunamas tiesiogiai iš azoto ir vandenilio:

N2 + 3H22NH3 ( R, t, Pt yra katalizatorius).

Vandenilis naudojamas dideliais kiekiais metilo alkoholiui (metanoliui) gaminti vykstant reakcijai 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizatorius), taip pat gaminant vandenilio chloridą, kuris gaunamas tiesiogiai iš chloro ir vandenilio:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Kartais vandenilis naudojamas metalurgijoje kaip reduktorius grynų metalų gamyboje, pavyzdžiui: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Iš kokių dalelių susideda a) protiumo, b) deuterio, c) tričio branduoliai?
2. Palyginkite vandenilio atomo jonizacijos energiją su kitų elementų atomų jonizacijos energija. Kuris elementas pagal šią charakteristiką yra arčiausiai vandenilio?
3. Tą patį padarykite su elektronų afiniteto energija
4. Palyginkite kovalentinio ryšio poliarizacijos kryptį ir vandenilio oksidacijos laipsnį junginiuose: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Užrašykite paprasčiausią, molekulinę, struktūrinę ir erdvinę vandenilio formulę. Kuris iš jų yra dažniausiai naudojamas?
6. Dažnai sakoma: „Vandilis lengvesnis už orą“. Ką tai reiškia? Kokiais atvejais ši išraiška gali būti suprantama pažodžiui, o kokiais – ne?
7. Padarykite kalio ir kalcio hidridų, taip pat amoniako, vandenilio sulfido ir vandenilio bromido struktūrines formules.
8. Žinodami vandenilio lydymosi ir garavimo molines šilumą, nustatykite atitinkamų specifinių dydžių vertes.
9. Kiekvienai iš keturių reakcijų, iliustruojančių pagrindines Cheminės savybės vandeniliu, padarykite elektroninį svarstyklių. Išvardykite oksiduojančius ir redukuojančius agentus.
10. Nustatykite cinko masę, reikalingą laboratoriniu būdu gauti 4,48 litro vandenilio.
11. Nustatykite vandenilio masę ir tūrį, kurį galima gauti iš 30 m 3 metano ir vandens garų mišinio, paimto tūrio santykiu 1:2, išeiga 80%.
12. Sudarykite lygtis tų reakcijų, kurios vyksta sąveikaujant vandeniliui a) su fluoru, b) su siera.
13. Toliau pateiktos reakcijos schemos iliustruoja pagrindines joninių hidridų chemines savybes:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Čia M yra litis, natris, kalis, rubidis arba cezis. Sudarykite atitinkamų reakcijų lygtis, jei M yra natrio druska. Iliustruokite kalcio hidrido chemines savybes reakcijų lygtimis.
14. Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite šių reakcijų lygtis, iliustruojančias kai kurių molekulinių hidridų redukcines savybes:
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 Deguonis

Kaip ir vandenilio atveju, žodis „deguonis“ yra ir cheminio elemento, ir paprasta medžiaga. Išskyrus paprastą medžiagą" deguonis"(dioksidas) cheminis elementas deguonis sudaro kitą paprastą medžiagą, vadinamą " ozonas"(trideguonis). Tai alotropinės modifikacijos deguonies. Medžiaga deguonis susideda iš deguonies molekulių O 2 , o medžiaga ozonas – iš ozono molekulių O 3 .

a) Cheminis elementas deguonis

Natūralioje elementų serijoje deguonies eilės numeris yra 8. Elementų sistemoje deguonis yra antrajame periode VIA grupėje.
Deguonis yra gausiausias elementas Žemėje. Žemės plutoje kas antras atomas yra deguonies atomas, tai yra, molinė deguonies dalis Žemės atmosferoje, hidrosferoje ir litosferoje sudaro apie 50%. Deguonis (medžiaga) - komponentas oro. Deguonies tūrinė dalis ore yra 21%. Deguonis (elementas) yra vandens, daugelio mineralų, taip pat augalų ir gyvūnų dalis. Žmogaus kūne yra vidutiniškai 43 kg deguonies.
Natūralus deguonis susideda iš trijų izotopų (16 O, 17 O ir 18 O), iš kurių lengviausias izotopas 16 O. Todėl deguonies atominė masė artima 16 Dn (15,9994 Dn).

b) deguonies atomas

Jūs žinote šias deguonies atomo charakteristikas.

29 lentelėDeguonies atomo valentingumo galimybės

Valentinė būsena				Cheminių medžiagų pavyzdžiai
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II – aš 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 IŠ 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

* Šie oksidai taip pat gali būti laikomi joniniais junginiais.
** Deguonies atomai molekulėje nėra nurodytos valentinės būsenos; tai tik medžiagos, kurios deguonies atomų oksidacijos būsena yra lygi nuliui, pavyzdys
Didelė jonizacijos energija (kaip ir vandenilio) neleidžia susidaryti paprasto katijono iš deguonies atomo. Elektronų afiniteto energija yra gana didelė (beveik dvigubai didesnė nei vandenilio), o tai suteikia didesnį polinkį deguonies atomui prijungti elektronus ir galimybę formuoti O 2A anijonus. Tačiau deguonies atomo elektronų afiniteto energija vis dar yra mažesnė nei halogeno atomų ir net kitų VIA grupės elementų. Todėl deguonies anijonai ( oksido jonai) egzistuoja tik deguonies junginiuose su elementais, kurių atomai labai lengvai atiduoda elektronus.
Dalindamasis dviem nesuporuotais elektronais, deguonies atomas gali sudaryti dvi kovalentines jungtis. Dvi vienišos elektronų poros dėl to, kad neįmanoma sužadinti, gali įeiti tik į donoro ir akceptoriaus sąveiką. Taigi, neatsižvelgiant į ryšių daugumą ir hibridizaciją, deguonies atomas gali būti vienoje iš penkių valentinių būsenų (29 lentelė).
Būdingiausia deguonies atomui yra valentinė būsena su W k \u003d 2, tai yra, dviejų kovalentinių ryšių susidarymas dėl dviejų nesuporuotų elektronų.
Labai didelis deguonies atomo elektronegatyvumas (didesnis tik fluoras) lemia tai, kad daugumoje jo junginių deguonies oksidacijos būsena yra -II. Yra medžiagų, kuriose deguonis turi kitas oksidacijos būsenos vertes, kai kurios iš jų pateiktos 29 lentelėje kaip pavyzdžiai, o palyginamasis stabilumas parodytas fig. 10.3.

c) Deguonies molekulė

Eksperimentiškai nustatyta, kad dviatominėje deguonies molekulėje O 2 yra du nesuporuoti elektronai. Naudojant valentinių ryšių metodą, tokios šios molekulės elektroninės struktūros paaiškinti negalima. Nepaisant to, ryšys deguonies molekulėje savo savybėmis yra artimas kovalentiniam ryšiui. Deguonies molekulė yra nepolinė. Tarpatominis atstumas ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) yra mažesnis už atstumą tarp atomų, sujungtų viena jungtimi. Molinė surišimo energija yra gana didelė ir siekia 498 kJ/mol.

d) deguonis (medžiaga)

Normaliomis sąlygomis deguonis yra bespalvės ir bekvapės dujos. Kietasis deguonis lydosi 55 K (–218 °C), o skystas deguonis verda 90 K (–183 °C).
Tarpmolekuliniai ryšiai kietajame ir skystame deguonyje yra šiek tiek stipresni nei vandenilyje, tai liudija didesnis skystojo deguonies egzistavimo temperatūros intervalas (36 °C) ir molinės lydymosi (0,446 kJ / mol) ir garavimo karštis (6, 83). kJ/mol).
Deguonis šiek tiek tirpsta vandenyje: 0 ° C temperatūroje tik 5 tūriai deguonies (dujų!) ištirpsta 100 tūrių vandens (skysčio!)
Didelis deguonies atomų polinkis prijungti elektronus ir didelis elektronegatyvumas lemia tai, kad deguonis pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis. Šios savybės ypač išryškėja esant aukštai temperatūrai.
Deguonis reaguoja su daugeliu metalų: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetalai: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
ir kompleksinės medžiagos: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Dažniausiai dėl tokių reakcijų gaunami įvairūs oksidai (žr. II sk. § 5), tačiau aktyvūs šarminiai metalai, tokie kaip natris, degdami virsta peroksidais:

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

Gauto natrio peroksido (Na) 2 (O-O) struktūrinė formulė.
Į deguonį patalpinta rūkstanti skeveldra suliepsnoja. Tai patogus ir paprastas būdas aptikti gryną deguonį.
Pramonėje deguonis gaunamas iš oro rektifikuojant (sudėtingu distiliavimu), o laboratorijoje termiškai skaidant kai kuriuos deguonies turinčius junginius, pavyzdžiui:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalizatorius);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
ir, be to, kataliziškai skaidant vandenilio peroksidą kambario temperatūroje: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalizatorius).
Grynas deguonis pramonėje naudojamas tiems procesams, kurių metu vyksta oksidacija, suintensyvinti ir aukštos temperatūros liepsnai sukurti. Raketų technologijoje skystas deguonis naudojamas kaip oksidatorius.
Deguonis vaidina svarbų vaidmenį palaikant augalų, gyvūnų ir žmonių gyvybę. Normaliomis sąlygomis žmogui reikia pakankamai deguonies, kad galėtų kvėpuoti oru. Tačiau tokiomis sąlygomis, kai oro nėra pakankamai arba jo visiškai nėra (lėktuvuose, nardymo metu, erdvėlaivių ir kt.), kvėpavimui ruošiami specialūs dujų mišiniai, kuriuose yra deguonies. Deguonis taip pat naudojamas medicinoje nuo ligų, dėl kurių sunku kvėpuoti.

e) Ozonas ir jo molekulės

Ozonas O 3 yra antroji alotropinė deguonies modifikacija.
Triatominė ozono molekulė turi kampinę struktūrą viduryje tarp dviejų struktūrų, pavaizduotų šiomis formulėmis:

Ozonas yra tamsiai mėlynos dujos, turinčios aštrų kvapą. Dėl stipraus oksidacinio aktyvumo yra nuodingas. Ozonas yra pusantro karto „sunkesnis“ už deguonį ir šiek tiek daugiau nei deguonis, tirpus vandenyje.
Ozonas susidaro atmosferoje iš deguonies žaibo elektros išlydžių metu:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Esant įprastoms temperatūroms, ozonas lėtai virsta deguonimi, o kaitinamas, šis procesas vyksta sprogimu.
Ozonas yra vadinamajame „ozono sluoksnyje“ žemės atmosfera apsauganti visą gyvybę Žemėje nuo žalingas poveikis saulės radiacija.
Kai kuriuose miestuose geriamam vandeniui dezinfekuoti (nukenksminti) vietoj chloro naudojamas ozonas.

Nubraižykite šių medžiagų struktūrines formules: 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. Pavadinkite šias medžiagas. Apibūdinkite šių junginių deguonies atomų valentines būsenas.
Nustatykite kiekvieno deguonies atomo valentingumą ir oksidacijos būseną.
2. Sudarykite ličio, magnio, aliuminio, silicio, raudonojo fosforo ir seleno degimo deguonyje reakcijų lygtis (seleno atomai oksiduojami iki oksidacijos laipsnio + IV, likusių elementų atomai iki aukščiausios oksidacijos būsenos ). Kokioms oksidų klasėms priklauso šių reakcijų produktai?
3. Kiek litrų ozono galima gauti (normaliomis sąlygomis) a) iš 9 litrų deguonies, b) iš 8 g deguonies?

Vanduo yra gausiausia medžiaga žemės plutoje. Apskaičiuota, kad žemės vandens masė yra 10 18 tonų. Vanduo yra mūsų planetos hidrosferos pagrindas, be to, jis yra atmosferoje, ledo pavidalu sudaro Žemės poliarinius dangtelius ir aukštų kalnų ledynus, taip pat yra įvairių uolienų dalis. Vandens masės dalis žmogaus organizme yra apie 70%.
Vanduo yra vienintelė medžiaga, kuri turi savo specialius pavadinimus visose trijose agregacijos būsenose.

Vandens molekulės elektroninė struktūra (10.4 pav.). A) išsamiai išstudijavome anksčiau (žr. § 7.10).
Dėl O-H ryšių poliškumo ir kampinės formos vandens molekulė yra elektrinis dipolis.

Norint apibūdinti elektrinio dipolio poliškumą, fizinis dydis vadinamas " elektrinio dipolio elektrinis momentas arba tiesiog " dipolio momentas“.

Chemijoje dipolio momentas matuojamas debais: 1 D = 3,34. 10–30 C. m

Vandens molekulėje yra du poliniai kovalentiniai ryšiai, tai yra du elektriniai dipoliai, kurių kiekvienas turi savo dipolio momentą (ir). Suminis molekulės dipolio momentas lygus šių dviejų momentų vektorinei sumai (10.5 pav.):

(H2O) = ,

Kur q 1 ir q 2 - daliniai įkrovimai (+) ant vandenilio atomų, ir - tarpatominiai atstumai O - H molekulėje. Nes q 1 = q 2 = q, a , tada

Eksperimentiškai nustatyti vandens molekulės ir kai kurių kitų molekulių dipolio momentai pateikti lentelėje.

30 lentelėKai kurių polinių molekulių dipolio momentai

Molekulė		Molekulė		Molekulė

Atsižvelgiant į vandens molekulės dipolio pobūdį, ji dažnai schematiškai vaizduojama taip:
Grynas vanduo yra bespalvis skystis be skonio ir kvapo. Kai kurios pagrindinės fizinės vandens savybės pateiktos lentelėje.

31 lentelėKai kurios fizinės vandens savybės

Didelės lydymosi ir garavimo molinės šilumos vertės (didesnės nei vandenilio ir deguonies) rodo, kad vandens molekulės, tiek kietose, tiek skystose medžiagose, yra gana stipriai sujungtos viena su kita. Šios jungtys vadinamos vandenilio ryšiai".

ELEKTROS DIPOLAS, DIPOLO MOMENTAS, RYŠIO POLARUMAS, MOLEKULIŲ POLARUMAS.
Kiek deguonies atomo valentinių elektronų dalyvauja susidarant ryšiams vandens molekulėje?
2. Kurioms orbitalėms persidengiant, susidaro ryšiai tarp vandenilio ir deguonies vandens molekulėje?
3. Padarykite ryšių susidarymo vandenilio peroksido H 2 O 2 molekulėje diagramą. Ką galite pasakyti apie šios molekulės erdvinę struktūrą?
4. Tarpatominiai atstumai HF, HCl ir HBr molekulėse yra atitinkamai lygūs 0,92; 1,28 ir 1,41. Naudodamiesi dipolio momentų lentele, apskaičiuokite ir palyginkite dalinius vandenilio atomų krūvius šiose molekulėse.
5. Tarpatominiai atstumai S - H vandenilio sulfido molekulėje yra lygūs 1,34, o kampas tarp ryšių yra 92 °. Nustatykite sieros ir vandenilio atomų dalinių krūvių reikšmes. Ką galite pasakyti apie sieros atomo valentinių orbitalių hibridizaciją?

10.4. vandenilinė jungtis

Kaip jau žinote, dėl didelio vandenilio ir deguonies elektronegatyvumo skirtumo (2,10 ir 3,50), vandenilio atomas vandens molekulėje įgyja didelį teigiamą dalinį krūvį ( q h = 0,33 e), o deguonies atomas turi dar didesnį neigiamą dalinį krūvį ( q h = -0,66 e). Taip pat prisiminkite, kad deguonies atomas turi dvi pavienes elektronų poras sp 3 hibridinis AO. Vienos vandens molekulės vandenilio atomą traukia kitos molekulės deguonies atomas, be to, pusiau tuščias vandenilio atomo 1s-AO iš dalies priima elektronų porą iš deguonies atomo. Dėl šios molekulių sąveikos, ypatinga rūšis tarpmolekuliniai ryšiai – vandenilinis ryšys.
Vandens atveju vandenilio jungties susidarymą galima schematiškai pavaizduoti taip:

Paskutinėje struktūrinėje formulėje trys taškai (brūkšninis brūkšnys, o ne elektronai!) Rodo vandenilinį ryšį.

Vandenilio ryšys egzistuoja ne tik tarp vandens molekulių. Jis susidaro, jei tenkinamos dvi sąlygos:
1) molekulėje yra stipriai polinis H–E ryšys (E yra pakankamai elektronegatyvaus elemento atomo simbolis),
2) molekulėje yra atomas E su dideliu neigiamu daliniu krūviu ir nebendrinta elektronų pora.
Kaip elementas E gali būti fluoras, deguonis ir azotas. Vandenilinės jungtys yra daug silpnesnės, jei E yra chloras arba siera.
Medžiagų su vandeniliniu ryšiu tarp molekulių pavyzdžiai: vandenilio fluoridas, kietas arba skystas amoniakas, etilo alkoholis ir daugelis kitų.

Skystame vandenilio fluoride jo molekulės vandeniliniais ryšiais surištos į gana ilgas grandines, o skystame ir kietame amoniake susidaro trimačiai tinklai.
Vandenilio jungties stiprumas yra tarpinis cheminis ryšys ir kitų tipų tarpmolekuliniai ryšiai. Vandenilio jungties molinė energija paprastai svyruoja nuo 5 iki 50 kJ/mol.
Kietame vandenyje (ty ledo kristaluose) visi vandenilio atomai yra sujungti su deguonies atomais, o kiekvienas deguonies atomas sudaro dvi vandenilio jungtis (naudojant abi pavienes elektronų poras). Dėl tokios struktūros ledas tampa „laisvesnis“, lyginant su skystu vandeniu, kuriame nutrūksta dalis vandenilio jungčių, o molekulės gauna galimybę „supakuoti“ kiek tankiau. Ši ledo struktūros ypatybė paaiškina, kodėl, skirtingai nuo daugelio kitų medžiagų, kieto būvio vandens tankis yra mažesnis nei skysto. Didžiausią vandens tankį pasiekia 4 °C temperatūroje – esant tokiai temperatūrai nutrūksta gana daug vandenilinių jungčių, o šiluminis plėtimasis tankiui dar neturi labai stiprios įtakos.
Vandenilinės jungtys yra labai svarbios mūsų gyvenime. Akimirką įsivaizduokite, kad vandeniliniai ryšiai nustojo formuotis. Štai keletas pasekmių:

• vanduo kambario temperatūroje taptų dujinis, nes jo virimo temperatūra nukristų iki maždaug -80°C;
• visi rezervuarai pradėtų užšalti nuo dugno, nes ledo tankis būtų didesnis nei skysto vandens tankis;
• nustotų egzistuoti DNR dviguba spiralė ir daug daugiau.

Pateiktų pavyzdžių pakanka suprasti, kad tokiu atveju gamta mūsų planetoje būtų visiškai kitokia.

VANDENILINIS RYŠYS, JO FORMAVIMO SĄLYGOS.
Etilo alkoholio formulė yra CH 3 -CH 2 -O-H. Tarp kokių skirtingų šios medžiagos molekulių atomų susidaro vandenilio ryšiai? Padarykite struktūrines formules, iliustruojančias jų formavimąsi.
2. Vandeniliniai ryšiai egzistuoja ne tik atskirose medžiagose, bet ir tirpaluose. Rodyti su struktūrines formules kaip susidaro vandeniliniai ryšiai vandeninis tirpalas a) amoniako, b) vandenilio fluorido, c) etanolio (etilo alkoholio). \u003d 2H 2O.
Abi šios reakcijos vandenyje vyksta nuolat ir vienodu greičiu, todėl vandenyje yra pusiausvyra: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Šis balansas vadinamas autoprotolizės pusiausvyra vandens.

Tiesioginė šio grįžtamojo proceso reakcija yra endoterminė, todėl kaitinant padidėja autoprotolizė, o kambario temperatūroje pusiausvyra pasislenka į kairę, tai yra, H 3 O ir OH jonų koncentracijos yra nereikšmingos. Kam jie lygūs?
Pagal masinių veiksmų dėsnį

Tačiau dėl to, kad sureagavusių vandens molekulių skaičius yra nereikšmingas, palyginti su bendru vandens molekulių skaičiumi, galime manyti, kad vandens koncentracija autoprotolizės metu praktiškai nekinta, o 2 = const Tokia maža priešingai įkrautų jonų koncentracija in svarus vanduo paaiškina, kodėl šis skystis, nors ir blogas, vis tiek praleidžia elektrą.

VANDENS AUTOPROTOLIZĖ, VANDENS AUTOPROTOLIZĖS PASTATYMAS (JONINIS PRODUKTAS).
Skysto amoniako joninis produktas (virimo temperatūra -33 ° C) yra 2 10 -28. Parašykite amoniako autoprotolizės lygtį. Nustatykite amonio jonų koncentraciją gryname skystame amoniake. Kurios iš medžiagų elektrinis laidumas yra didesnis – vandens ar skysto amoniako?

1. Vandenilio gavimas ir jo degimas (redukuojančios savybės).
2. Deguonies gavimas ir jame esančių medžiagų deginimas (oksidacinės savybės).