I det periodiske systemet er hydrogen plassert i to grupper av grunnstoffer som er helt motsatte i egenskapene deres. Denne funksjonen gjør den helt unik. Hydrogen er ikke bare et grunnstoff eller stoff, men er det også integrert del mange komplekse forbindelser, organogene og biogene elementer. Derfor, la oss se på dens egenskaper og egenskaper mer detaljert.

Frigjøring av brennbar gass under samspillet mellom metaller og syrer ble observert tilbake på 1500-tallet, det vil si under dannelsen av kjemi som vitenskap. Berømt engelsk vitenskapsmann Henry Cavendish studerte stoffet fra 1766 og ga det navnet «brennbar luft». Når den ble brent produserte denne gassen vann. Dessverre hindret forskerens tilslutning til teorien om flogiston (hypotetisk "ultrafint materiale") ham fra å komme til de riktige konklusjonene.

Den franske kjemikeren og naturforskeren A. Lavoisier, sammen med ingeniøren J. Meunier og ved hjelp av spesielle gasometre, syntetiserte vann i 1783, og analyserte det deretter gjennom dekomponering av vanndamp med varmt jern. Dermed klarte forskerne å komme til de riktige konklusjonene. De fant ut at «brennbar luft» ikke bare er en del av vannet, men også kan fås fra det.

I 1787 foreslo Lavoisier at gassen som ble undersøkt var et enkelt stoff og følgelig et av de primære kjemiske elementene. Han kalte det hydrogen (fra de greske ordene hydor - vann + gennao - jeg føder), det vil si "føde vann."

Det russiske navnet "hydrogen" ble foreslått i 1824 av kjemikeren M. Soloviev. Bestemmelsen av sammensetningen av vann markerte slutten på "phlogiston-teorien." På begynnelsen av 1700- og 1800-tallet ble det fastslått at hydrogenatomet er veldig lett (sammenlignet med atomene til andre grunnstoffer), og massen ble tatt som den grunnleggende enheten for å sammenligne atommasser, og fikk en verdi lik 1.

Fysiske egenskaper

Hydrogen er det letteste stoffet kjent for vitenskapen (det er 14,4 ganger lettere enn luft), dens tetthet er 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Dette materialet smelter (stivner) og koker (flytende), henholdsvis ved -259,1 ° C og -252,8 ° C (bare helium har lavere koke- og smeltetemperaturer).

Den kritiske temperaturen til hydrogen er ekstremt lav (-240 °C). Av denne grunn er flytendegjøringen en ganske kompleks og kostbar prosess. Kritisk press substans - 12,8 kgf/cm², og den kritiske tettheten er 0,0312 g/cm³. Blant alle gasser har hydrogen den høyeste varmeledningsevnen: ved 1 atm og 0 °C er det lik 0,174 W/(mxK).

Den spesifikke varmekapasiteten til stoffet under samme forhold er 14.208 kJ/(kgxK) eller 3.394 cal/(rx°C). Dette grunnstoffet er lett løselig i vann (omtrent 0,0182 ml/g ved 1 atm og 20 °C), men godt løselig i de fleste metaller (Ni, Pt, Pa og andre), spesielt i palladium (ca. 850 volumer per volum Pd ) .

Sistnevnte egenskap er assosiert med dens evne til å diffundere, og diffusjon gjennom en karbonlegering (for eksempel stål) kan ledsages av ødeleggelsen av legeringen på grunn av samspillet mellom hydrogen og karbon (denne prosessen kalles dekarbonisering). I flytende tilstand er stoffet veldig lett (tetthet - 0,0708 g/cm³ ved t° = -253 °C) og flytende (viskositet - 13,8 spoise under samme forhold).

I mange forbindelser viser dette elementet en +1 valens (oksidasjonstilstand), som natrium og andre alkalimetaller. Det anses vanligvis som en analog av disse metallene. Følgelig leder han gruppe I i det periodiske systemet. I metallhydrider viser hydrogenionet en negativ ladning (oksidasjonstilstanden er -1), det vil si at Na+H- har en struktur som ligner på Na+Cl-klorid. I samsvar med dette og noen andre fakta (nærhet fysiske egenskaper element "H" og halogener, evnen til å erstatte det med halogener i organiske forbindelser) Hydrogen tilhører gruppe VII i det periodiske systemet.

Under normale forhold har molekylært hydrogen lav aktivitet, og direkte kombineres bare med de mest aktive av ikke-metaller (med fluor og klor, med sistnevnte i lyset). I sin tur, når den varmes opp, samhandler den med mange kjemiske elementer.

Atomisk hydrogen har økt kjemisk aktivitet (sammenlignet med molekylært hydrogen). Med oksygen danner det vann i henhold til formelen:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

frigjør 285,937 kJ/mol varme eller 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Under normale temperaturforhold går reaksjonen ganske sakte, og ved t° >= 550 °C er den ukontrollerbar. Eksplosjonsgrensene for en blanding av hydrogen og oksygen er 4–94 % H₂, og en blanding av hydrogen og luft er 4–74 % H₂ (en blanding av to volumer H₂ og ett volum O₂ kalles detonerende gass).

Dette elementet brukes til å redusere de fleste metaller, da det fjerner oksygen fra oksider:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O,

CuO + H2 = Cu + H2O, etc.

Hydrogen danner hydrogenhalogenider med forskjellige halogener, for eksempel:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Men når det reagerer med fluor, eksploderer hydrogen (dette skjer også i mørket, ved -252 ° C), med brom og klor reagerer det bare når det varmes opp eller lyser, og med jod - bare når det varmes opp. Ved interaksjon med nitrogen dannes ammoniakk, men bare på en katalysator, ved forhøyet trykk og temperatur:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Ved oppvarming reagerer hydrogen aktivt med svovel:

H₂ + S = H₂S (hydrogensulfid),

og mye vanskeligere med tellur eller selen. Hydrogen reagerer med rent karbon uten katalysator, men ved høye temperaturer:

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

Dette stoffet reagerer direkte med noen av metallene (alkali, jordalkali og andre), og danner hydrider, for eksempel:

H2 + 2Li = 2LiH.

Viktig praktisk betydning har interaksjoner mellom hydrogen og karbon(II)monoksid. I dette tilfellet, avhengig av trykk, temperatur og katalysator, dannes det forskjellige organiske forbindelser: HCHO, CH₃OH osv. Umettede hydrokarboner under reaksjonen blir mettet, for eksempel:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Hydrogen og dets forbindelser spiller en eksepsjonell rolle i kjemi. Det bestemmer de sure egenskapene til den såkalte. protiske syrer, har en tendens til å dannes med ulike elementer hydrogenbinding, som har en betydelig innvirkning på egenskapene til mange uorganiske og organiske forbindelser.

Hydrogenproduksjon

De viktigste typer råvarer for industriell produksjon Dette elementet inkluderer oljeraffineringsgasser, naturlige brennbare gasser og koksovnsgasser. Det er også hentet fra vann gjennom elektrolyse (på steder hvor elektrisitet er tilgjengelig). En av de viktigste metodene for å produsere materiale fra naturgass Den katalytiske interaksjonen mellom hydrokarboner, hovedsakelig metan, med vanndamp (den såkalte omdannelsen) vurderes. For eksempel:

CH4 + H20 = CO + ZN2.

Ufullstendig oksidasjon av hydrokarboner med oksygen:

CH4 + ½02 = CO + 2H2.

Det syntetiserte karbonmonoksidet (II) gjennomgår omdannelse:

CO + H2O = CO2 + H2.

Hydrogen produsert fra naturgass er billigst.

For elektrolyse av vann brukes likestrøm, som føres gjennom en løsning av NaOH eller KOH (syrer brukes ikke for å unngå korrosjon av utstyret). Under laboratorieforhold oppnås materialet ved elektrolyse av vann eller som følge av en reaksjon mellom saltsyre og sink. Imidlertid brukes oftere ferdig fabrikkmateriale i sylindere.

Dette elementet er isolert fra oljeraffineringsgasser og koksovnsgass ved å fjerne alle andre komponenter i gassblandingen, siden de blir lettere flytende under dyp avkjøling.

Dette materialet begynte å bli produsert industrielt på slutten av 1700-tallet. Så ble den brukt til fylling ballonger. For øyeblikket er hydrogen mye brukt i industrien, hovedsakelig i kjemisk industri, for produksjon av ammoniakk.

Masseforbrukere av stoffet er produsenter av metyl og andre alkoholer, syntetisk bensin og mange andre produkter. De oppnås ved syntese fra karbonmonoksid (II) og hydrogen. Hydrogen brukes til hydrogenering av tungt og fast stoff flytende drivstoff, fett, etc., for syntese av HCl, hydrobehandling av petroleumsprodukter, samt ved skjæring/sveising av metaller. De viktigste elementene Til kjernekraft er dens isotoper - tritium og deuterium.

Biologisk rolle av hydrogen

Omtrent 10 % av massen av levende organismer (i gjennomsnitt) kommer fra dette elementet. Det er en del av vann og de viktigste gruppene av naturlige forbindelser, inkludert proteiner, nukleinsyrer, lipider og karbohydrater. Hva brukes den til?

Dette materialet spiller en avgjørende rolle: i å opprettholde den romlige strukturen til proteiner (kvartær), i implementeringen av komplementaritetsprinsippet nukleinsyrer(dvs. i implementering og lagring av genetisk informasjon), generelt i "gjenkjenning" på molekylært nivå.

Hydrogenionet H+ tar del i viktige dynamiske reaksjoner/prosesser i kroppen. Inkludert: i biologisk oksidasjon, som gir levende celler energi, i biosyntetiske reaksjoner, i fotosyntese i planter, i bakteriell fotosyntese og nitrogenfiksering, i å opprettholde syre-base balanse og homeostase, i membrantransportprosesser. Sammen med karbon og oksygen danner det det funksjonelle og strukturelle grunnlaget for livsfenomener.

I vår Hverdagen Det er ting som er så vanlige at nesten alle vet om dem. For eksempel vet alle at vann er en væske, det er lett tilgjengelig og brenner ikke, derfor kan det slukke brann. Men har du noen gang lurt på hvorfor det er slik?

Bildekilde: pixabay.com

Vann består av hydrogen- og oksygenatomer. Begge disse elementene støtter forbrenning. Så, basert på generell logikk (ikke vitenskapelig), følger det at vann også bør brenne, ikke sant? Dette skjer imidlertid ikke.

Når oppstår forbrenning?

Forbrenning er en kjemisk prosess der molekyler og atomer kombineres for å frigjøre energi i form av varme og lys. For å brenne noe trenger du to ting - et drivstoff som en forbrenningskilde (for eksempel et ark papir, et trestykke, etc.) og et oksidasjonsmiddel (oksygen som finnes i jordens atmosfære er det viktigste oksidasjonsmidlet). Vi trenger også varmen som er nødvendig for å nå stoffets antennelsestemperatur for at forbrenningsprosessen skal starte.

Bildekilde auclip.ru

Vurder for eksempel prosessen med å brenne papir ved å bruke fyrstikker. Papiret i dette tilfellet vil være drivstoffet, det gassformige oksygenet i luften vil fungere som et oksidasjonsmiddel, og antennelsestemperaturen vil bli oppnådd på grunn av den brennende fyrstikken.

Struktur av den kjemiske sammensetningen av vann

Bildekilde: water-service.com.ua

Vann består av to hydrogenatomer og ett oksygenatom. Henne kjemisk formel H2O. Nå er det interessant å merke seg at de to bestanddelene i vann faktisk er brennbare stoffer.

Hvorfor er hydrogen et brennbart stoff?

Hydrogenatomer har bare ett elektron og kombineres derfor lett med andre grunnstoffer. Som regel forekommer hydrogen i naturen i form av en gass hvis molekyler består av to atomer. Denne gassen er svært reaktiv og oksiderer raskt i nærvær av et oksidasjonsmiddel, noe som gjør den brennbar.

Bildekilde: myshared.ru

Når hydrogen brennes frigjøres en stor mengde energi, så det brukes ofte i flytende form for å skyte opp romfartøyer.

Oksygen støtter forbrenningen

Som nevnt tidligere krever enhver forbrenning et oksidasjonsmiddel. Det er mange kjemiske oksidasjonsmidler, inkludert oksygen, ozon, hydrogenperoksid, fluor, etc. Oksygen er det viktigste oksidasjonsmidlet som finnes i overflod i jordens atmosfære. Det er vanligvis det primære oksidasjonsmidlet i de fleste branner. Det er derfor en konstant tilførsel av oksygen er nødvendig for å opprettholde en brann.

Vann slukker brann

Vann kan slukke brann av en rekke årsaker, en av dem er at det er en ikke-brennbar væske, til tross for at den består av to elementer som hver for seg kan skape et brennende inferno.

Vann er det vanligste middelet for å slukke branner. Bildekilde: pixabay.com

Som vi sa tidligere, er hydrogen svært brannfarlig, alt det trenger er et oksidasjonsmiddel og antennelsestemperatur for å starte reaksjonen. Siden oksygen er det vanligste oksidasjonsmidlet på jorden, kombineres det raskt med hydrogenatomer, frigjør store mengder lys og varme, og vannmolekyler dannes. Slik skjer det:

Vær oppmerksom på at en blanding av hydrogen med en liten mengde oksygen eller luft er eksplosiv og kalles detonerende gass, den brenner ekstremt raskt med et høyt smell, som oppfattes som en eksplosjon. Hindenburg luftskipkatastrofen i New Jersey i 1937 krevde dusinvis av menneskeliv som følge av antenningen av hydrogen som fylte luftskipets skall. Den lett antennelighet av hydrogen og dens eksplosivitet i kombinasjon med oksygen er hovedårsaken at vi ikke skaffer vann kjemisk i laboratorier.

Hydrogen H er det vanligste grunnstoffet i universet (omtrent 75 % av massen), og på jorden er det det niende mest tallrike. Den viktigste naturlige hydrogenforbindelsen er vann.
Hydrogen rangerer først i det periodiske systemet (Z = 1). Den har den enkleste atomstrukturen: atomkjernen er 1 proton, omgitt av en elektronsky bestående av 1 elektron.
Under noen forhold viser hydrogen metalliske egenskaper (donerer et elektron), mens det i andre viser ikke-metalliske egenskaper (aksepterer et elektron).
Hydrogenisotoper som finnes i naturen er: 1H - protium (kjernen består av ett proton), 2H - deuterium (D - kjernen består av ett proton og ett nøytron), 3H - tritium (T - kjernen består av ett proton og to nøytroner).

Enkelt stoff hydrogen

Et hydrogenmolekyl består av to atomer forbundet med en kovalent upolar binding.
Fysiske egenskaper. Hydrogen er en fargeløs, luktfri, smakløs, ikke-giftig gass. Hydrogenmolekylet er ikke polart. Derfor er kreftene til intermolekylær interaksjon i hydrogengass små. Dette viser seg i lave temperaturer koker (-252,6 0С) og smelter (-259,2 0С).
Hydrogen er lettere enn luft, D (med luft) = 0,069; lett løselig i vann (2 volumer H2 løses opp i 100 volumer H2O). Derfor kan hydrogen, når det produseres i laboratoriet, samles opp ved hjelp av luft- eller vannfortrengningsmetoder.

Hydrogenproduksjon

I laboratoriet:

1. Effekt av fortynnede syrer på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Interaksjon mellom alkalisk og metaller med vann:
Ca +2H2O → Ca(OH)2+H2

3. Hydrolyse av hydrider: metallhydrider spaltes lett av vann for å danne tilsvarende alkali og hydrogen:
NaH +H20 → NaOH +H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

4. Effekten av alkalier på sink eller aluminium eller silisium:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2+H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Elektrolyse av vann. For å øke den elektriske ledningsevnen til vann tilsettes en elektrolytt, for eksempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. 2 volumer hydrogen dannes ved katoden, og 1 volum oksygen ved anoden.
2H20 → 2H2+O2

Industriell produksjon av hydrogen

1. Metankonvertering med damp, Ni 800 °C (billigst):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Totalt:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vanndamp gjennom varm koks ved 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Det resulterende karbonmonoksidet (IV) absorberes av vann, og 50 % av industrielt hydrogen produseres på denne måten.

3. Ved å varme opp metan til 350°C i nærvær av en jern- eller nikkelkatalysator:
CH4 → C + 2H 2

4. Elektrolyse av vandige løsninger av KCl eller NaCl som et biprodukt:
2H20 + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Kjemiske egenskaper av hydrogen

• I forbindelser er hydrogen alltid enverdig. Den er preget av en oksidasjonstilstand på +1, men i metallhydrider er den lik -1.
• Hydrogenmolekylet består av to atomer. Fremveksten av en forbindelse mellom dem forklares ved dannelsen av et generalisert elektronpar H:H eller H 2
• Takket være denne generaliseringen av elektroner er H2-molekylet mer energistabilt enn dets individuelle atomer. For å bryte 1 mol hydrogenmolekyler til atomer, er det nødvendig å bruke 436 kJ energi: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
• Dette forklarer den relativt lave aktiviteten til molekylært hydrogen ved vanlige temperaturer.
• Med mange ikke-metaller danner hydrogen gassformige forbindelser som RH 4, RH 3, RH 2, RH.

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

2) Med oksygen:
2H2 + O2 → 2H20
med varmeavgivelse. Ved normale temperaturer går reaksjonen sakte, over 550°C eksploderer den. En blanding av 2 volumer H 2 og 1 volum O 2 kalles detonerende gass.

3) Når den varmes opp, reagerer den kraftig med svovel (mye vanskeligere med selen og tellur):
H 2 + S → H 2 S (hydrogensulfid),

4) Med nitrogen med dannelse av ammoniakk kun på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Med karbon ved høye temperaturer:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Danner hydrider med alkali- og jordalkalimetaller (hydrogen er et oksidasjonsmiddel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metallhydrider er hydrogenionet negativt ladet (oksidasjonstilstand -1), det vil si Na + H-hydrid - bygget likt Na + Cl-klorid -

Co komplekse stoffer:

7) Med metalloksider (brukes til å redusere metaller):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H20

8) med karbonmonoksid (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntese - gass (en blanding av hydrogen og karbonmonoksid) er av viktig praktisk betydning, fordi avhengig av temperatur, trykk og katalysator dannes ulike organiske forbindelser, for eksempel HCHO, CH 3 OH og andre.

9) Umettede hydrokarboner reagerer med hydrogen og blir mettet:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.

§3. Reaksjonsligning og hvordan du skriver den

Interaksjon hydrogen Med oksygen, som Sir Henry Cavendish etablerte, fører til dannelsen av vann. La oss fortsette med det enkelt eksempel la oss lære å komponere kjemiske reaksjonsligninger.
Hva kommer ut av hydrogen Og oksygen, vi vet allerede:

H 2 + O 2 → H 2 O

La oss nå ta i betraktning at atomer av kjemiske elementer i kjemiske reaksjoner ikke forsvinner og ikke vises fra ingenting, ikke forvandles til hverandre, men kombinere i nye kombinasjoner, danner nye molekyler. Så i ligningen kjemisk reaksjon det må være like mange atomer av hver type før reaksjoner ( venstre fra likhetstegnet) og etter slutten av reaksjonen ( til høyre fra likhetstegnet), slik:

2H2 + O2 = 2H20

Det er det det er reaksjonsligning - betinget registrering av en pågående kjemisk reaksjon ved bruk av formler for stoffer og koeffisienter.

Dette betyr at i den gitte reaksjonen to føflekker hydrogen må reagere med en føflekk oksygen, og resultatet blir to føflekker vann.

Interaksjon hydrogen Med oksygen- ikke en enkel prosess i det hele tatt. Det fører til en endring i oksidasjonstilstandene til disse elementene. For å velge koeffisienter i slike ligninger bruker de vanligvis " elektronisk balanse".

Når vann dannes av hydrogen og oksygen, betyr det det hydrogen endret sin oksidasjonstilstand fra 0 før +I, A oksygen- fra 0 før −II. I dette tilfellet gikk flere fra hydrogenatomer til oksygenatomer. (n) elektroner:

Hydrogendonerende elektroner tjener her reduksjonsmiddel, og oksygen aksepterende elektroner er oksidasjonsmiddel.

Oksydasjonsmidler og reduksjonsmidler

La oss nå se hvordan prosessene med å gi og motta elektroner ser ut hver for seg. Hydrogen, etter å ha møtt "raneren" oksygen, mister alle sine eiendeler - to elektroner, og dens oksidasjonstilstand blir lik +I:

N 2 0 − 2 e− = 2Н +I

Skjedde oksidasjons halvreaksjonsligning hydrogen.

Og banditten- oksygen O 2, etter å ha tatt de siste elektronene fra det uheldige hydrogenet, er han veldig fornøyd med sin nye oksidasjonstilstand -II:

O2+4 e− = 2O −II

Dette reduksjons halvreaksjonsligning oksygen.

Det gjenstår å legge til at både "banditten" og hans "offer" har mistet sin kjemiske individualitet og er laget av enkle stoffer - gasser med diatomiske molekyler H 2 Og O 2 omgjort til komponenter av et nytt kjemisk stoff - vann H 2 O.

Videre vil vi resonnere som følger: hvor mange elektroner reduksjonsmidlet ga til den oksiderende banditten, det er hvor mange elektroner han mottok. Antall elektroner donert av reduksjonsmidlet må være lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet.

Så det er nødvendig utjevne antall elektroner i første og andre halvdel-reaksjoner. I kjemi er følgende konvensjonelle form for å skrive halvreaksjonsligninger akseptert:

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

Her er tallene 2 og 1 til venstre for den krøllete klammeparentesen faktorer som vil bidra til å sikre at antall elektroner gitt og mottatt er likt. La oss ta i betraktning at i halvreaksjonsligningene er det gitt 2 elektroner, og 4 aksepteres. For å utjevne antall aksepterte og gitte elektroner, finn det minste felles multiplum og tilleggsfaktorer. I vårt tilfelle er det minste felles multiplum 4. Tilleggsfaktorene for hydrogen vil være 2 (4: 2 = 2), og for oksygen - 1 (4: 4 = 1)
De resulterende multiplikatorene vil tjene som koeffisientene til den fremtidige reaksjonsligningen:

2H20 + O20 = 2H2+I0-II

Hydrogen oksiderer ikke bare i møte med oksygen. De virker på hydrogen på omtrent samme måte. fluor F 2, en halogen og en kjent "raner", og tilsynelatende ufarlig nitrogen N 2:

H20 + F20 = 2H +IF -I

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

I dette tilfellet viser det seg hydrogenfluorid HF eller ammoniakk NH 3.

I begge forbindelsene er oksidasjonstilstanden hydrogen blir lik +I, fordi han får molekylpartnere som er "grådige" for andres elektroniske varer, med høy elektronegativitet - fluor F Og nitrogen N. U nitrogen verdien av elektronegativitet regnes som lik tre konvensjonelle enheter, og fluor Generelt er den høyeste elektronegativiteten blant alle kjemiske elementer fire enheter. Så det er ikke rart at de forlot det stakkars hydrogenatomet uten noe elektronisk miljø.

Men hydrogen kan være restaurere- akseptere elektroner. Dette skjer hvis alkalimetaller eller kalsium, som har lavere elektronegativitet enn hydrogen, deltar i reaksjonen med det.

10.1. Hydrogen

Navnet "hydrogen" refererer til både et kjemisk grunnstoff og et enkelt stoff. Element hydrogen består av hydrogenatomer. Enkel substans hydrogen består av hydrogenmolekyler.

EN) Kjemisk element hydrogen

I den naturlige serien av grunnstoffer er serienummeret til hydrogen 1. I elementsystemet er hydrogen i den første perioden i gruppe IA eller VIIA.

Hydrogen er et av de vanligste grunnstoffene på jorden. Molfraksjonen av hydrogenatomer i atmosfæren, hydrosfæren og litosfæren på jorden (samlet kalt jordskorpen) er 0,17. Det finnes i vann, mange mineraler, olje, naturgass, planter og dyr. Den gjennomsnittlige menneskekroppen inneholder omtrent 7 kilo hydrogen.

Det er tre isotoper av hydrogen:
a) lett hydrogen – protium,
b) tungt hydrogen – deuterium(D),
c) supertungt hydrogen – tritium(T).

Tritium er en ustabil (radioaktiv) isotop, så den finnes praktisk talt aldri i naturen. Deuterium er stabilt, men det er veldig lite av det: w D = 0,015 % (av massen til alt terrestrisk hydrogen). Derfor skiller atommassen til hydrogen seg svært lite fra 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Hydrogenatom

Fra tidligere deler av kjemikurset kjenner du allerede følgende egenskaper ved hydrogenatomet:

Valensevnen til et hydrogenatom bestemmes av tilstedeværelsen av ett elektron i en enkelt valensorbital. En høy ioniseringsenergi gjør at et hydrogenatom ikke er tilbøyelig til å gi fra seg et elektron, og en ikke for høy elektronaffinitetsenergi fører til en liten tendens til å akseptere et. Følgelig er dannelsen av H-kation umulig i kjemiske systemer, og forbindelser med H-anion er ikke veldig stabile. Dermed er det mest sannsynlig at hydrogenatomet danner en kovalent binding med andre atomer på grunn av dets ene uparrede elektron. Både ved dannelse av et anion og ved dannelse av en kovalent binding er hydrogenatomet monovalent.
I et enkelt stoff er oksidasjonstilstanden til hydrogenatomer null; i de fleste forbindelser har hydrogen en oksidasjonstilstand på +I, og bare i hydridene til de minst elektronegative elementene har hydrogen en oksidasjonstilstand på -I.
Informasjon om valensevnen til hydrogenatomet er gitt i tabell 28. Valenstilstanden til et hydrogenatom bundet av en kovalent binding til et hvilket som helst atom er angitt i tabellen med symbolet "H-".

Tabell 28.Valensmuligheter for hydrogenatomet

Valenstilstand				Eksempler på kjemikalier
			Jeg 0 -JEG	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Hydrogenmolekyl

Det diatomiske hydrogenmolekylet H2 dannes når hydrogenatomer er bundet med den eneste kovalente bindingen som er mulig for dem. Forbindelsen er dannet av en utvekslingsmekanisme. I henhold til måten elektronskyer overlapper, er dette en s-binding (fig. 10.1 EN). Siden atomene er like, er bindingen ikke-polar.

Interatomisk avstand (mer presist, likevekt interatomisk avstand, fordi atomer vibrerer) i et hydrogenmolekyl r(H–H) = 0,74 A (fig. 10.1 V), som er betydelig mindre enn summen av orbitalradiene (1,06 A). Følgelig overlapper elektronskyene til bundne atomer dypt (fig. 10.1 b), og bindingen i hydrogenmolekylet er sterk. Dette er stort sett det samme veldig viktig bindingsenergi (454 kJ/mol).
Hvis vi karakteriserer formen til molekylet ved grenseoverflaten (ligner grenseoverflaten til elektronskyen), så kan vi si at hydrogenmolekylet har form av en lett deformert (forlenget) kule (fig. 10.1) G).

d) Hydrogen (stoff)

Under normale forhold er hydrogen en fargeløs og luktfri gass. I små mengder er det ikke giftig. Fast hydrogen smelter ved 14 K (–259 °C), og flytende hydrogen koker ved 20 K (–253 °C). Lavt smelte- og kokepunkt, et veldig lite temperaturområde for eksistensen av flytende hydrogen (bare 6 °C), samt små verdier av molar smeltevarme (0,117 kJ/mol) og fordamping (0,903 kJ/mol) ) indikerer at intermolekylære bindinger i hydrogen er svært svake.
Hydrogentetthet r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Til sammenligning: gjennomsnittlig lufttetthet er 1,29 g/l. Det vil si at hydrogen er 14,5 ganger "lettere" enn luft. Det er praktisk talt uløselig i vann.
Ved romtemperatur er hydrogen inaktivt, men ved oppvarming reagerer det med mange stoffer. I disse reaksjonene kan hydrogenatomer enten øke eller redusere sin oksidasjonstilstand: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Í 2 – 2 e– = 2Н +I.
I det første tilfellet er hydrogen et oksidasjonsmiddel, for eksempel i reaksjoner med natrium eller kalsium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Men de reduserende egenskapene til hydrogen er mer karakteristiske: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Ved oppvarming oksideres hydrogen ikke bare av oksygen, men også av noen andre ikke-metaller, for eksempel fluor, klor, svovel og til og med nitrogen.
I laboratoriet produseres hydrogen som følge av reaksjonen

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

I stedet for sink kan du bruke jern, aluminium og noen andre metaller, og i stedet for svovelsyre kan du bruke noen andre fortynnede syrer. Det resulterende hydrogenet samles i et reagensrør ved å fortrenge vann (se fig. 10.2 b) eller ganske enkelt i en omvendt kolbe (fig. 10.2 EN).

I industrien produseres hydrogen i store mengder fra naturgass (hovedsakelig metan) ved å reagere med vanndamp ved 800 °C i nærvær av en nikkelkatalysator:

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

eller behandle kull ved høy temperatur med vanndamp:

2H20 + C = 2H2 + CO2. ( t)

Rent hydrogen oppnås fra vann ved å dekomponere det med elektrisk strøm (utsatt for elektrolyse):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolyse).

e) Hydrogenforbindelser

Hydrider (binære forbindelser som inneholder hydrogen) er delt inn i to hovedtyper:
a) flyktig (molekylære) hydrider,
b) saltlignende (ioniske) hydrider.
Elementer fra gruppene IVA – VIIA og bor danner molekylære hydrider. Av disse er bare hydridene av elementer som danner ikke-metaller stabile:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Med unntak av vann er alle disse forbindelsene gassformige stoffer ved romtemperatur, derav navnet deres - "flyktige hydrider".
Noen av grunnstoffene som danner ikke-metaller finnes også i mer komplekse hydrider. For eksempel danner karbon forbindelser med de generelle formlene C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 og andre, hvor n kan være veldig store (disse forbindelsene studeres i organisk kjemi).
Ioniske hydrider inkluderer hydrider av alkali, jordalkalielementer og magnesium. Krystallene til disse hydridene består av H anioner og metallkationer i den høyeste oksidasjonstilstanden Me eller Me 2 (avhengig av elementsystemets gruppe).

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

Både ioniske og nesten alle molekylære hydrider (unntatt H 2 O og HF) er reduksjonsmidler, men ioniske hydrider viser reduserende egenskaper mye sterkere enn molekylære.
I tillegg til hydrider er hydrogen en del av hydroksyder og noen salter. Du vil bli kjent med egenskapene til disse mer komplekse hydrogenforbindelsene i de følgende kapitlene.
Hovedforbrukerne av hydrogen produsert i industrien er anlegg for produksjon av ammoniakk og nitrogengjødsel, hvor ammoniakk er hentet direkte fra nitrogen og hydrogen:

N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – katalysator).

Hydrogen brukes i store mengder for å produsere metylalkohol (metanol) ved reaksjonen 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalysator), så vel som i produksjonen av hydrogenklorid, som er oppnådd direkte fra klor og hydrogen:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Noen ganger brukes hydrogen i metallurgi som et reduksjonsmiddel i produksjonen av rene metaller, for eksempel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Hvilke partikler består kjernene til a) protium, b) deuterium, c) tritium av?
2.Sammenlign ioniseringsenergien til hydrogenatomet med ioniseringsenergien til atomer av andre grunnstoffer. Hvilket grunnstoff er hydrogen nærmest når det gjelder denne egenskapen?
3. Gjør det samme for elektronaffinitetsenergi
4. Sammenlign polarisasjonsretningen til den kovalente bindingen og graden av oksidasjon av hydrogen i forbindelsene: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5.Skriv ned den enkleste, molekylære, strukturelle og romlige formelen for hydrogen. Hvilken brukes oftest?
6. De sier ofte: "Hydrogen er lettere enn luft." Hva betyr dette? I hvilke tilfeller kan dette uttrykket tas bokstavelig, og i hvilke tilfeller kan det ikke?
7. Lag opp strukturformlene for kalium- og kalsiumhydrider, samt ammoniakk, hydrogensulfid og hydrogenbromid.
8. Når du kjenner til de molare varmene ved smelting og fordamping av hydrogen, bestemmer du verdiene til de tilsvarende spesifikke mengder.
9.For hver av de fire reaksjonene som illustrerer det viktigste Kjemiske egenskaper hydrogen, skaper en elektronbalanse. Merk oksidasjons- og reduksjonsmidlene.
10. Bestem massen av sink som kreves for å produsere 4,48 liter hydrogen ved hjelp av en laboratoriemetode.
11. Bestem massen og volumet av hydrogen som kan oppnås fra 30 m 3 av en blanding av metan og vanndamp, tatt i et volumforhold på 1:2, med et utbytte på 80 %.
12. Lag likninger for reaksjonene som skjer under interaksjonen av hydrogen a) med fluor, b) med svovel.
13. Reaksjonsskjemaene nedenfor illustrerer de grunnleggende kjemiske egenskapene til ioniske hydrider:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Her er M litium, natrium, kalium, rubidium eller cesium. Skriv ned ligningene for de tilsvarende reaksjonene hvis M er natrium. Illustrer de kjemiske egenskapene til kalsiumhydrid ved hjelp av reaksjonsligninger.
14. Bruk elektronbalansemetoden til å lage ligninger for følgende reaksjoner som illustrerer de reduserende egenskapene til noen molekylære hydrider:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Oksygen

Som med hydrogen er ordet "oksygen" navnet på både et kjemisk grunnstoff og enkelt stoff. Bortsett fra enkel sak" oksygen"(dioksygen) kjemisk element oksygen danner et annet enkelt stoff kalt " ozon"(trioksygen). Dette allotropiske modifikasjoner oksygen. Stoffet oksygen består av oksygenmolekyler O 2 , og stoffet ozon består av ozonmolekyler O 3 .

a) Kjemisk grunnstoff oksygen

I den naturlige serien av grunnstoffer er serienummeret til oksygen 8. I elementsystemet er oksygen i den andre perioden i VIA-gruppen.
Oksygen er det mest tallrike grunnstoffet på jorden. I jordskorpen er hvert annet atom et oksygenatom, det vil si at den molare andelen av oksygen i atmosfæren, hydrosfæren og litosfæren på jorden er omtrent 50%. Oksygen (stoff) - komponent luft. Volumfraksjonen av oksygen i luften er 21 %. Oksygen (et grunnstoff) finnes i vann, mange mineraler og planter og dyr. Menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt 43 kg oksygen.
Naturlig oksygen består av tre isotoper (16 O, 17 O og 18 O), hvorav den letteste isotopen 16 O er den vanligste. Derfor er atommassen til oksygen nær 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Oksygenatom

Du kjenner følgende egenskaper ved oksygenatomet.

Tabell 29.Valensmuligheter for oksygenatomet

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

* Disse oksidene kan også betraktes som ioniske forbindelser.
** Oksygenatomene i molekylet er ikke i denne valenstilstanden; dette er bare et eksempel på et stoff med en oksidasjonstilstand av oksygenatomer lik null
Den høye ioniseringsenergien (som hydrogen) forhindrer dannelsen av et enkelt kation fra oksygenatomet. Elektronaffinitetsenergien er ganske høy (nesten det dobbelte av hydrogen), noe som gir en større tilbøyelighet for oksygenatomet til å få elektroner og evnen til å danne O 2A-anioner. Men elektronaffinitetsenergien til oksygenatomet er fortsatt lavere enn for halogenatomer og til og med andre elementer i VIA-gruppen. Derfor oksygenanioner ( oksidioner) eksisterer bare i forbindelser av oksygen med elementer hvis atomer gir fra seg elektroner veldig lett.
Ved å dele to uparrede elektroner kan et oksygenatom danne to kovalente bindinger. To ensomme elektronpar, på grunn av umuligheten av eksitasjon, kan bare inngå donor-akseptor-interaksjon. Uten å ta hensyn til bindingsmultiplisiteten og hybridiseringen kan altså oksygenatomet være i en av fem valenstilstander (tabell 29).
Den mest typiske valenstilstanden for oksygenatomet er W k = 2, det vil si dannelsen av to kovalente bindinger på grunn av to uparede elektroner.
Den svært høye elektronegativiteten til oksygenatomet (høyere bare for fluor) fører til at oksygen i de fleste av dets forbindelser har en oksidasjonstilstand på –II. Det er stoffer der oksygen viser andre oksidasjonstilstander, noen av dem er gitt i tabell 29 som eksempler, og den komparative stabiliteten er vist i fig. 10.3.

c) Oksygenmolekyl

Det er eksperimentelt fastslått at det diatomiske oksygenmolekylet O 2 inneholder to uparrede elektroner. Ved å bruke valensbindingsmetoden kan ikke denne elektroniske strukturen til dette molekylet forklares. Imidlertid er bindingen i oksygenmolekylet nær kovalent i egenskaper. Oksygenmolekylet er ikke-polart. Interatomisk avstand ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) er mindre enn avstanden mellom atomer forbundet med en enkeltbinding. Den molare bindingsenergien er ganske høy og utgjør 498 kJ/mol.

d) Oksygen (stoff)

Under normale forhold er oksygen en fargeløs og luktfri gass. Fast oksygen smelter ved 55 K (–218 °C), og flytende oksygen koker ved 90 K (–183 °C).
Intermolekylære bindinger i fast og flytende oksygen er noe sterkere enn i hydrogen, noe som fremgår av det større temperaturområdet for eksistensen av flytende oksygen (36 °C) og større molare fusjonsvarme (0,446 kJ/mol) og fordamping (6,83 kJ) /mol).
Oksygen er lett løselig i vann: ved 0 °C løses bare 5 volumer oksygen (gass!) opp i 100 volumer vann (væske!).
Oksygenatomers høye tilbøyelighet til å få elektroner og høy elektronegativitet fører til at oksygen kun har oksiderende egenskaper. Disse egenskapene er spesielt uttalt ved høye temperaturer.
Oksygen reagerer med mange metaller: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
ikke-metaller: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
og komplekse stoffer: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Oftest, som et resultat av slike reaksjoner, oppnås forskjellige oksider (se kapittel II § 5), men aktive alkalimetaller, for eksempel natrium, blir til peroksider når de brennes:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Strukturformelen til det resulterende natriumperoksidet er (Na) 2 (O-O).
En ulmende splint plassert i oksygen bryter opp i flammer. Dette er en praktisk og enkel måte å oppdage rent oksygen på.
I industrien oppnås oksygen fra luft ved rektifisering (kompleks destillasjon), og i laboratoriet - ved å utsette visse oksygenholdige forbindelser for termisk dekomponering, for eksempel:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (200 °C);
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150 °C, MnO2 – katalysator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
og i tillegg ved katalytisk dekomponering av hydrogenperoksid ved romtemperatur: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalysator).
Rent oksygen brukes i industrien for å intensivere de prosessene der oksidasjon skjer og for å skape en høytemperaturflamme. I rakettteknologi brukes flytende oksygen som oksidasjonsmiddel.
Oksygen er av stor betydning for å opprettholde livet til planter, dyr og mennesker. Under normale forhold har en person nok oksygen i luften til å puste. Men under forhold der det ikke er nok luft, eller det ikke er luft i det hele tatt (i fly, under dykkerarbeid, i romskip etc.), tilberedes spesielle gassblandinger som inneholder oksygen for å puste. Oksygen brukes også i medisin mot sykdommer som gir pustevansker.

e) Ozon og dets molekyler

Ozon O 3 er den andre allotropiske modifikasjonen av oksygen.
Det triatomiske ozonmolekylet har en hjørnestruktur mellom de to strukturene representert av følgende formler:

Ozon er en mørkeblå gass med en skarp lukt. På grunn av sin sterke oksiderende aktivitet er den giftig. Ozon er halvannen ganger "tyngre" enn oksygen og litt mer løselig i vann enn oksygen.
Ozon dannes i atmosfæren fra oksygen under elektriske lynutladninger:

3O 2 = 2O 3 ().

Ved normale temperaturer blir ozon sakte til oksygen, og ved oppvarming skjer denne prosessen eksplosivt.
Ozon finnes i det såkalte "ozonlaget" jordens atmosfære, beskytter alt liv på jorden fra skadelige effekter solstråling.
I noen byer brukes ozon i stedet for klor for å desinfisere (desinfisere) drikkevann.

Tegn strukturformlene for følgende stoffer: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Nevn disse stoffene. Beskriv valenstilstandene til oksygenatomer i disse forbindelsene.
Bestem valensen og oksidasjonstilstanden til hvert oksygenatom.
2. Lag likninger for forbrenningsreaksjonene til litium, magnesium, aluminium, silisium, rødt fosfor og selen i oksygen (selenatomer oksideres til oksidasjonstilstanden +IV, atomer av andre grunnstoffer oksideres til høyeste oksidasjonstilstand). Hvilke klasser av oksider tilhører produktene av disse reaksjonene?
3. Hvor mange liter ozon kan man få (under normale forhold) a) fra 9 liter oksygen, b) fra 8 g oksygen?

Vann er det stoffet som finnes mest i jordskorpen. Massen av jordens vann er beregnet til 10 18 tonn. Vann er grunnlaget for hydrosfæren på planeten vår; i tillegg er det inneholdt i atmosfæren, i form av is danner det jordens polkapper og høyfjellsbreer, og er også en del av forskjellige bergarter. Massefraksjonen av vann i menneskekroppen er omtrent 70%.
Vann er det eneste stoffet som har sine egne spesielle navn i alle tre aggregeringstilstander.

Elektronisk struktur av et vannmolekyl (fig. 10.4 EN) studerte vi i detalj tidligere (se § 7.10).
På grunn av polariteten til O–H-bindingene og vinkelformen er vannmolekylet elektrisk dipol.

For å karakterisere polariteten til en elektrisk dipol, en fysisk størrelse kalt " elektrisk øyeblikk av en elektrisk dipol" eller ganske enkelt " dipolmoment".

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

I et vannmolekyl er det to polare kovalente bindinger, det vil si to elektriske dipoler, som hver har sitt eget dipolmoment ( og ). Det totale dipolmomentet til et molekyl er lik vektorsummen av disse to momentene (fig. 10.5):

(H20) = ,

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

De eksperimentelt bestemte dipolmomentene til vannmolekylet og noen andre molekyler er gitt i tabellen.

Tabell 30.Dipolmomenter for noen polare molekyler

Molekyl		Molekyl		Molekyl

Gitt dipol-naturen til vannmolekylet, er det ofte skjematisk representert som følger:
Rent vann er en fargeløs væske uten smak eller lukt. Noen grunnleggende fysiske egenskaper ved vann er gitt i tabellen.

Tabell 31.Noen fysiske egenskaper ved vann

De store verdiene av de molare varmene ved smelting og fordampning (en størrelsesorden større enn for hydrogen og oksygen) indikerer at vannmolekyler, både i fast og flytende materiale, er ganske tett bundet sammen. Disse forbindelsene kalles " hydrogenbindinger".

ELEKTRISK DIPOLE, DIPOLE MOMENT, BOND POLARITET, MOLEKYLE POLARITET.
Hvor mange valenselektroner i et oksygenatom deltar i dannelsen av bindinger i et vannmolekyl?
2. Når hvilke orbitaler overlapper, dannes det bindinger mellom hydrogen og oksygen i et vannmolekyl?
3. Lag et diagram over dannelsen av bindinger i et molekyl av hydrogenperoksid H 2 O 2. Hva kan du si om den romlige strukturen til dette molekylet?
4. Interatomiske avstander i HF-, HCl- og HBr-molekyler er lik henholdsvis 0,92; 1,28 og 1,41. Bruk tabellen over dipolmomenter til å beregne og sammenligne delladningene på hydrogenatomene i disse molekylene.
5. De interatomiske avstandene S – H i hydrogensulfidmolekylet er 1,34, og vinkelen mellom bindingene er 92°. Bestem verdiene av delladningene på svovel- og hydrogenatomene. Hva kan du si om hybridiseringen av valensorbitalene til svovelatomet?

10.4. Hydrogenbinding

Som du allerede vet, på grunn av den betydelige forskjellen i elektronegativitet av hydrogen og oksygen (2,10 og 3,50), får hydrogenatomet i vannmolekylet en stor positiv partiell ladning ( q h = 0,33 e), og oksygenatomet har en enda større negativ partiell ladning ( q h = -0,66 e). Husk også at oksygenatomet har to ensomme elektronpar pr sp 3-hybrid AO. Hydrogenatomet til ett vannmolekyl tiltrekkes av oksygenatomet til et annet molekyl, og i tillegg aksepterer den halvtomme 1s-AO til hydrogenatomet delvis et par elektroner i oksygenatomet. Som et resultat av disse interaksjonene mellom molekyler, a spesiell type intermolekylære bindinger - hydrogenbinding.
Når det gjelder vann, kan hydrogenbindingsdannelse representeres skjematisk som følger:

I den siste strukturformelen indikerer tre prikker (stiplet linje, ikke elektroner!) en hydrogenbinding.

Hydrogenbindinger eksisterer ikke bare mellom vannmolekyler. Det dannes hvis to betingelser er oppfylt:
1) molekylet har en svært polar H–E-binding (E er symbolet på et atom av et ganske elektronegativt element),
2) molekylet inneholder et E-atom med stor negativ partiell ladning og et enslig elektronpar.
Grunnstoffet E kan være fluor, oksygen og nitrogen. Hydrogenbindinger er betydelig svakere hvis E er klor eller svovel.
Eksempler på stoffer med hydrogenbindinger mellom molekyler: hydrogenfluorid, fast eller flytende ammoniakk, etylalkohol og mange andre.

I flytende hydrogenfluorid er molekylene forbundet med hydrogenbindinger til ganske lange kjeder, og i flytende og fast ammoniakk dannes tredimensjonale nettverk.
Styrken på hydrogenbindingen er mellomliggende kjemisk forbindelse og andre typer intermolekylære bindinger. Den molare energien til en hydrogenbinding varierer vanligvis fra 5 til 50 kJ/mol.
I fast vann (dvs. iskrystaller) er alle hydrogenatomer hydrogenbundet til oksygenatomer, hvor hvert oksygenatom danner to hydrogenbindinger (ved bruk av begge enslige elektronpar). Denne strukturen gjør isen mer "løs" sammenlignet med flytende vann, hvor noen av hydrogenbindingene brytes, og molekylene kan "pakkes" litt tettere. Denne egenskapen ved strukturen til is forklarer hvorfor, i motsetning til de fleste andre stoffer, har vann i fast tilstand en lavere tetthet enn i flytende tilstand. Vann når sin maksimale tetthet ved 4 °C - ved denne temperaturen brytes ganske mange hydrogenbindinger, og termisk ekspansjon har ennå ikke særlig sterk effekt på tettheten.
Hydrogenbindinger er veldig viktige i livene våre. La oss forestille oss et øyeblikk at hydrogenbindinger har sluttet å dannes. Her er noen konsekvenser:

• vann ved romtemperatur ville bli gassformet ettersom kokepunktet ville falle til ca. -80 °C;
• alle vannmasser ville begynne å fryse fra bunnen, siden tettheten av is ville være større enn tettheten til flytende vann;
• Den doble helixen av DNA og mye mer ville slutte å eksistere.

Eksemplene som er gitt er nok til å forstå at i dette tilfellet ville naturen på planeten vår bli helt annerledes.

HYDROGEN BOND, FORHOLD FOR DEN FORMASJON.
Formelen for etylalkohol er CH 3 – CH 2 – O – H. Mellom hvilke atomer av forskjellige molekyler av dette stoffet dannes det hydrogenbindinger? Skriv strukturformler som illustrerer dannelsen deres.
2. Hydrogenbindinger eksisterer ikke bare i enkeltstoffer, men også i løsninger. Vis med strukturformler Hvordan dannes hydrogenbindinger i vandig løsning a) ammoniakk, b) hydrogenfluorid, c) etanol (etylalkohol). = 2H20.
Begge disse reaksjonene skjer i vann konstant og med samme hastighet, derfor er det en likevekt i vann: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Denne likevekten kalles likevekt av autoprotolyse vann.

Den direkte reaksjonen til denne reversible prosessen er endoterm, derfor øker autoprotolyse ved oppvarming, men ved romtemperatur forskyves likevekten til venstre, det vil si at konsentrasjonen av H 3 O og OH-ioner er ubetydelig. Hva er de like med?
I henhold til loven om masseaksjon

Men på grunn av det faktum at antall reagerte vannmolekyler er ubetydelig sammenlignet med det totale antallet vannmolekyler, kan vi anta at konsentrasjonen av vann under autoprotolyse praktisk talt ikke endres, og 2 = const En så lav konsentrasjon av motsatt ladede ioner i rent vann forklarer hvorfor denne væsken, selv om den er dårlig, fortsatt leder elektrisk strøm.

AUTOPROTOLYSE AV VANN, AUTOPROTOLYSE KONSTANT (IONISK PRODUKT) AV VANN.
Det ioniske produktet av flytende ammoniakk (kokepunkt –33 °C) er 2·10 –28. Skriv en ligning for autoprotolyse av ammoniakk. Bestem konsentrasjonen av ammoniumioner i ren flytende ammoniakk. Hvilket stoff har større elektrisk ledningsevne, vann eller flytende ammoniakk?

1. Produksjon av hydrogen og dets forbrenning (reduserende egenskaper).
2. Innhenting av oksygen og brennende stoffer i det (oksiderende egenskaper).