Në tabelën periodike, hidrogjeni ndodhet në dy grupe elementesh që janë krejtësisht të kundërta në vetitë e tyre. Kjo veçori e bëjnë atë krejtësisht unik. Hidrogjeni nuk është vetëm një element apo substancë, por është gjithashtu pjesë integrale shumë komponime komplekse, elemente organogjene dhe biogjene. Prandaj, le të shohim vetitë dhe karakteristikat e tij në më shumë detaje.
Lëshimi i gazit të ndezshëm gjatë bashkëveprimit të metaleve dhe acideve u vu re në shekullin e 16-të, domethënë gjatë formimit të kimisë si shkencë. Shkencëtar i njohur anglez Henri Kavendish studioi substancën duke filluar në 1766 dhe i dha emrin "ajri i djegshëm". Kur digjej, ky gaz prodhonte ujë. Fatkeqësisht, aderimi i shkencëtarit në teorinë e phlogiston ("materie ultrafine" hipotetike) e pengoi atë të dilte në përfundimet e duhura.
Kimisti dhe natyralisti francez A. Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier dhe me ndihmën e gazometrave specialë, sintetizuan ujin në vitin 1783 dhe më pas e analizuan atë përmes zbërthimit të avullit të ujit me hekur të nxehtë. Kështu, shkencëtarët arritën të arrinin në përfundimet e duhura. Ata zbuluan se "ajri i djegshëm" nuk është vetëm pjesë e ujit, por edhe mund të merret prej tij.
Në 1787, Lavoisier sugjeroi që gazi në studim ishte një substancë e thjeshtë dhe, në përputhje me rrethanat, i përkiste numrit të elementeve kimike parësore. Ai e quajti atë hidrogjen (nga fjalët greke hydor - ujë + gennao - unë lind), d.m.th. "lindja e ujit".
Emri rus "hidrogjen" u propozua në 1824 nga kimisti M. Soloviev. Përcaktimi i përbërjes së ujit shënoi fundin e "teorisë së phlogiston". Në kapërcyellin e shekujve 18 dhe 19, u vërtetua se atomi i hidrogjenit është shumë i lehtë (në krahasim me atomet e elementeve të tjerë) dhe masa e tij u mor si njësi bazë për krahasimin e masave atomike, duke marrë një vlerë të barabartë me 1.
Vetitë fizike
Hidrogjeni është substanca më e lehtë e njohur për shkencën (është 14,4 herë më e lehtë se ajri), dendësia e tij është 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ky material shkrihet (ngurtësohet) dhe vlon (lëngizohet), përkatësisht në -259,1 ° C dhe -252,8 ° C (vetëm heliumi ka temperatura më të ulëta të vlimit dhe shkrirjes).
Temperatura kritike e hidrogjenit është jashtëzakonisht e ulët (-240 °C). Për këtë arsye, lëngëzimi i tij është një proces mjaft kompleks dhe i kushtueshëm. Presion kritik substanca - 12,8 kgf/cm², dhe dendësia kritike është 0,0312 g/cm³. Ndër të gjithë gazrat, hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike: në 1 atm dhe 0 °C është i barabartë me 0,174 W/(mxK).
Kapaciteti termik specifik i substancës në të njëjtat kushte është 14,208 kJ/(kgxK) ose 3,394 cal/(rx°C). Ky element është pak i tretshëm në ujë (rreth 0,0182 ml/g në 1 atm dhe 20 °C), por i tretshëm mirë në shumicën e metaleve (Ni, Pt, Pa dhe të tjerë), veçanërisht në paladium (rreth 850 vëllime për vëllim Pd ) .
Vetia e fundit shoqërohet me aftësinë e tij për t'u shpërndarë, dhe difuzioni përmes një aliazh karboni (për shembull, çeliku) mund të shoqërohet me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (ky proces quhet dekarbonizim). Në gjendje të lëngshme, substanca është shumë e lehtë (dendësia - 0,0708 g/cm³ në t° = -253 °C) dhe e lëngshme (viskoziteti - 13,8 spoise në të njëjtat kushte).
Në shumë komponime, ky element shfaq një valencë +1 (gjendje oksidimi), si natriumi dhe metalet e tjera alkali. Zakonisht konsiderohet si një analog i këtyre metaleve. Prandaj, ai kryeson grupin I të sistemit periodik. Në hidridet metalike, joni i hidrogjenit shfaq një ngarkesë negative (gjendja e oksidimit është -1), domethënë Na+H- ka një strukturë të ngjashme me klorurin Na+Cl-. Në përputhje me këtë dhe disa fakte të tjera (afërsia vetitë fizike elementi “H” dhe halogjenet, aftësia për ta zëvendësuar me halogjene në përbërjet organike) Hidrogjeni i përket grupit VII të sistemit periodik.
Në kushte normale, hidrogjeni molekular ka aktivitet të ulët, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktivë (me fluorin dhe klorin, me këtë të fundit në dritë). Nga ana tjetër, kur nxehet, ai ndërvepron me shumë elementë kimikë.
Hidrogjeni atomik ka rritur aktivitetin kimik (krahasuar me hidrogjenin molekular). Me oksigjen formon ujë sipas formulës:
Н2 + ½О2 = Н2О,
duke çliruar 285,937 kJ/mol nxehtësie ose 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Në kushte normale të temperaturës, reaksioni vazhdon mjaft ngadalë dhe në t° >= 550 °C është i pakontrollueshëm. Kufijtë shpërthyes të një përzierjeje hidrogjen + oksigjen sipas vëllimit janë 4–94% H2, dhe një përzierje hidrogjen + ajër është 4–74% H2 (një përzierje e dy vëllimeve të H2 dhe një vëllimi të O2 quhet gaz shpërthyes).
Ky element përdoret për të reduktuar shumicën e metaleve, pasi largon oksigjenin nga oksidet:
Fe₃O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O,
CuO + H2 = Cu + H2O, etj.
Hidrogjeni formon halogjene hidrogjeni me halogjene të ndryshme, për shembull:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Sidoqoftë, kur reagon me fluorin, hidrogjeni shpërthen (kjo ndodh edhe në errësirë, në -252 ° C), me bromin dhe klorin reagon vetëm kur nxehet ose ndriçohet, dhe me jod - vetëm kur nxehet. Kur ndërvepron me azotin, formohet amoniaku, por vetëm në një katalizator, në presione dhe temperatura të ngritura:
ЗН2 + N2 = 2NN₃.
Kur nxehet, hidrogjeni reagon në mënyrë aktive me squfurin:
H2 + S = H2S (sulfidi i hidrogjenit),
dhe shumë më e vështirë me telurin ose selenin. Hidrogjeni reagon me karbon të pastër pa katalizator, por në temperatura të larta:
2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).
Kjo substancë reagon drejtpërdrejt me disa prej metaleve (alkali, toka alkaline dhe të tjera), duke formuar hidride, për shembull:
H2 + 2Li = 2LiH.
E rëndësishme rëndësi praktike kanë ndërveprime ndërmjet hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit (II). Në këtë rast, në varësi të presionit, temperaturës dhe katalizatorit, formohen përbërje të ndryshme organike: HCHO, CH3OH, etj. Hidrokarburet e pangopura gjatë reaksionit bëhen të ngopura, p.sh.
С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.
Hidrogjeni dhe komponimet e tij luajnë një rol të jashtëzakonshëm në kimi. Ajo përcakton vetitë acidike të të ashtuquajturave. acidet protike, tenton të formohet me elemente të ndryshme lidhja hidrogjenore, e cila ka një ndikim të rëndësishëm në vetitë e shumë përbërjeve inorganike dhe organike.
Prodhimi i hidrogjenit
Llojet kryesore të lëndëve të para për prodhimit industrial Ky element përfshin gazrat e përpunimit të naftës, gazrat e djegshëm natyrorë dhe gazrat e furrës së koksit. Përftohet edhe nga uji nëpërmjet elektrolizës (në vendet ku ka energji elektrike). Një nga metodat më të rëndësishme për prodhimin e materialit nga gazit natyror Konsiderohet ndërveprimi katalitik i hidrokarbureve, kryesisht metanit, me avujt e ujit (i ashtuquajturi shndërrim). Për shembull:
CH4 + H2O = CO + ZN2.
Oksidimi jo i plotë i hidrokarbureve me oksigjen:
CH4 + ½O2 = CO + 2H2.
Monoksidi i karbonit i sintetizuar (II) i nënshtrohet shndërrimit:
CO + H2O = CO2 + H2.
Hidrogjeni i prodhuar nga gazi natyror është më i liri.
Për elektrolizën e ujit përdoret rryma e vazhdueshme, e cila kalon përmes një tretësire të NaOH ose KOH (acidet nuk përdoren për të shmangur korrozionin e pajisjes). Në kushte laboratorike, materiali fitohet me elektrolizë të ujit ose si rezultat i një reaksioni ndërmjet acid klorhidrik dhe zinkut. Sidoqoftë, materiali i gatshëm i fabrikës në cilindra përdoret më shpesh.
Ky element izolohet nga gazrat e rafinimit të naftës dhe gazi i furrës së koksit duke hequr të gjithë përbërësit e tjerë të përzierjes së gazit, pasi ato lëngëzohen më lehtë gjatë ftohjes së thellë.
Ky material filloi të prodhohej industrialisht në fund të shekullit të 18-të. Më pas përdorej për mbushje balona. Aktualisht hidrogjeni përdoret gjerësisht në industri, kryesisht në industrinë kimike, për prodhimin e amoniakut.
Konsumatorët në masë të substancës janë prodhues të metilit dhe alkooleve të tjera, benzinës sintetike dhe shumë produkteve të tjera. Ato përftohen nga sinteza nga monoksidi i karbonit (II) dhe hidrogjeni. Hidrogjeni përdoret për hidrogjenizimin e lëndëve të rënda dhe të ngurta karburant i lëngshëm, yndyrna etj., për sintezën e HCl, hidrotrajtimin e produkteve të naftës, si dhe në prerjen/saldimin e metaleve. Elementet më të rëndësishme Për energjinë bërthamore janë izotopet e tij - tritiumi dhe deuteriumi.
Roli biologjik i hidrogjenit
Rreth 10% e masës së organizmave të gjallë (mesatarisht) vjen nga ky element. Është pjesë e ujit dhe grupeve më të rëndësishme të përbërjeve natyrore, duke përfshirë proteinat, acidet nukleike, lipidet dhe karbohidratet. Për çfarë përdoret?
Ky material luan një rol vendimtar: në ruajtjen e strukturës hapësinore të proteinave (kuaternare), në zbatimin e parimit të komplementaritetit. acidet nukleike(d.m.th. në zbatimin dhe ruajtjen e informacionit gjenetik), në përgjithësi në "njohje" në nivel molekular.
Joni i hidrogjenit H+ merr pjesë në reaksione/procese të rëndësishme dinamike në trup. Përfshirë: në oksidimin biologjik, i cili u siguron qelizave të gjalla energji, në reaksionet biosintetike, në fotosintezën në bimë, në fotosintezën bakteriale dhe fiksimin e azotit, në ruajtjen ekuilibri acido-bazik dhe homeostaza, në proceset e transportit membranor. Së bashku me karbonin dhe oksigjenin, ai përbën bazën funksionale dhe strukturore të fenomeneve të jetës.
Në tonë Jeta e përditshme Ka gjëra që janë aq të zakonshme sa që pothuajse çdo person di për to. Për shembull, të gjithë e dinë që uji është një lëng, është lehtësisht i aksesueshëm dhe nuk digjet, prandaj mund të shuajë zjarrin. Por a keni menduar ndonjëherë pse është kështu?
Burimi i imazhit: pixabay.com
Uji përbëhet nga atome hidrogjeni dhe oksigjeni. Të dy këta elementë mbështesin djegien. Pra, bazuar në logjikën e përgjithshme (jo shkencore), del se edhe uji duhet të digjet, apo jo? Megjithatë, kjo nuk ndodh.
Kur ndodh djegia?
Djegia është një proces kimik në të cilin molekulat dhe atomet kombinohen për të çliruar energji në formën e nxehtësisë dhe dritës. Për të djegur diçka ju nevojiten dy gjëra - një lëndë djegëse si burim djegieje (për shembull, një fletë letre, një copë druri, etj.) dhe një oksidues (oksigjeni që gjendet në atmosferën e tokës është oksiduesi kryesor). Ne gjithashtu kemi nevojë për nxehtësinë e nevojshme për të arritur temperaturën e ndezjes së substancës në mënyrë që të fillojë procesi i djegies.
Burimi i imazhit auclip.ru
Për shembull, merrni parasysh procesin e djegies së letrës duke përdorur shkrepëse. Letra në këtë rast do të jetë karburanti, oksigjeni i gaztë i përfshirë në ajër do të veprojë si një agjent oksidues dhe temperatura e ndezjes do të arrihet për shkak të ndeshjes së djegur.
Struktura e përbërjes kimike të ujit
Burimi i imazhit: water-service.com.ua
Uji përbëhet nga dy atome hidrogjeni dhe një atom oksigjeni. Ajo formula kimike H2O. Tani, është interesante të theksohet se dy përbërësit e ujit janë me të vërtetë substanca të ndezshme.
Pse hidrogjeni është një substancë e ndezshme?
Atomet e hidrogjenit kanë vetëm një elektron dhe për këtë arsye kombinohen lehtësisht me elementë të tjerë. Si rregull, hidrogjeni shfaqet në natyrë në formën e një gazi, molekulat e të cilit përbëhen nga dy atome. Ky gaz është shumë reaktiv dhe oksidohet shpejt në prani të një agjenti oksidues, duke e bërë atë të ndezshëm.
Burimi i imazhit: myshared.ru
Kur hidrogjeni digjet, një sasi e madhe energjie lirohet, kështu që shpesh përdoret në formë të lëngshme për të nisur anijen kozmike në hapësirë.
Oksigjeni mbështet djegien
Siç u përmend më herët, çdo djegie kërkon një oksidues. Ka shumë agjentë oksidues kimikë, duke përfshirë oksigjenin, ozonin, peroksidin e hidrogjenit, fluorin, etj. Oksigjeni është agjenti kryesor oksidues që gjendet me bollëk në atmosferën e Tokës. Zakonisht është agjenti kryesor oksidues në shumicën e zjarreve. Kjo është arsyeja pse një furnizim i vazhdueshëm me oksigjen është i nevojshëm për të mbajtur zjarrin.
Uji shuan zjarrin
Uji mund të shuajë zjarrin për një sërë arsyesh, njëra prej të cilave është se është një lëng jo i ndezshëm, pavarësisht se përbëhet nga dy elementë që mund të krijojnë veçmas një ferr të zjarrtë.
Uji është mjeti më i zakonshëm për shuarjen e zjarreve. Burimi i imazhit: pixabay.com
Siç thamë më herët, hidrogjeni është shumë i ndezshëm, gjithçka që i nevojitet është një agjent oksidues dhe temperatura e ndezjes për të filluar reaksionin. Meqenëse oksigjeni është agjenti oksidues më i zakonshëm në Tokë, ai shpejt kombinohet me atomet e hidrogjenit, duke çliruar sasi të mëdha drite dhe nxehtësie dhe formohen molekula uji. Ja si ndodh:
Ju lutemi vini re se një përzierje e hidrogjenit me një sasi të vogël oksigjeni ose ajri është shpërthyese dhe quhet gaz shpërthyes, digjet jashtëzakonisht shpejt me një zhurmë të fortë, e cila perceptohet si një shpërthim. Fatkeqësia e anijes ajrore Hindenburg në New Jersey në vitin 1937 mori dhjetëra jetë si rezultat i ndezjes së hidrogjenit që mbushi guaskën e aeroplanit. Ndezshmëria e lehtë e hidrogjenit dhe eksploziviteti i tij në kombinim me oksigjenin është arsyeja kryesore fakti që ujin nuk e marrim kimikisht në laboratorë.
Hidrogjeni H është elementi më i zakonshëm në Univers (rreth 75% në masë), dhe në Tokë është i nënti më i bollshëm. Komponimi më i rëndësishëm natyror i hidrogjenit është uji.
Hidrogjeni zë vendin e parë në tabelën periodike (Z = 1). Ajo ka strukturën më të thjeshtë atomike: bërthama e atomit është 1 proton, e rrethuar nga një re elektronike e përbërë nga 1 elektron.
Në disa kushte, hidrogjeni shfaq veti metalike (dhuron një elektron), ndërsa në të tjera ai shfaq veti jometalike (pranon një elektron).
Izotopet e hidrogjenit që gjenden në natyrë janë: 1H - protium (bërthama përbëhet nga një proton), 2H - deuterium (D - bërthama përbëhet nga një proton dhe një neutron), 3H - tritium (T - bërthama përbëhet nga një proton dhe dy neutronet).
Substancë e thjeshtë hidrogjen
Një molekulë hidrogjeni përbëhet nga dy atome të lidhura nga një lidhje kovalente jopolare.
Vetitë fizike. Hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë, pa erë, pa shije dhe jo toksik. Molekula e hidrogjenit nuk është polare. Prandaj, forcat e bashkëveprimit ndërmolekular në gazin hidrogjen janë të vogla. Kjo manifestohet në temperaturat e ulëta zierje (-252,6 0С) dhe shkrirje (-259,2 0С).
Hidrogjeni është më i lehtë se ajri, D (nga ajri) = 0,069; pak i tretshëm në ujë (2 vëllime H2 treten në 100 vëllime H2O). Prandaj, hidrogjeni, kur prodhohet në laborator, mund të mblidhet me metoda të zhvendosjes së ajrit ose ujit.
Prodhimi i hidrogjenit
Në laborator:
1. Efekti i acideve të holluara në metale:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2. Ndërveprimi ndërmjet alkalinës dhe metalet me ujë:
Ca +2H2O → Ca(OH) 2 +H2
3. Hidroliza e hidrideve: hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji për të formuar alkalin dhe hidrogjenin përkatës:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
4. Efekti i alkaleve në zink ose alumin ose silikon:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Elektroliza e ujit. Për të rritur përçueshmërinë elektrike të ujit, atij i shtohet një elektrolit, për shembull NaOH, H 2 SO 4 ose Na 2 SO 4. 2 vëllime hidrogjeni formohen në katodë dhe 1 vëllim oksigjen në anodë.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Prodhimi industrial i hidrogjenit
1. Shndërrimi i metanit me avull, Ni 800 °C (më i lirë):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Në total:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Avujt e ujit përmes koksit të nxehtë në 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Monoksidi i karbonit (IV) që rezulton thithet nga uji dhe 50% e hidrogjenit industrial prodhohet në këtë mënyrë.
3. Duke ngrohur metanin në 350°C në prani të një katalizatori hekuri ose nikeli:
CH 4 → C + 2H 2
4. Elektroliza e tretësirave ujore të KCl ose NaCl si nënprodukt:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Vetitë kimike të hidrogjenit
- Në komponimet, hidrogjeni është gjithmonë njëvalent. Karakterizohet nga një gjendje oksidimi +1, por në hidridet metalike është e barabartë me -1.
- Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome. Shfaqja e një lidhjeje midis tyre shpjegohet me formimin e një çifti të përgjithësuar elektronesh H:H ose H2
- Falë këtij përgjithësimi të elektroneve, molekula H 2 është energjikisht më e qëndrueshme se atomet e saj individuale. Për të thyer 1 mol molekula hidrogjeni në atome, është e nevojshme të shpenzohen 436 kJ energji: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol.
- Kjo shpjegon aktivitetin relativisht të ulët të hidrogjenit molekular në temperatura të zakonshme.
- Me shumë jometale, hidrogjeni formon komponime të gazta si RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Në të njëjtën kohë, ai shpërthen me fluorin, reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jod vetëm kur nxehet.
2) Me oksigjen:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
me çlirimin e nxehtësisë. Në temperatura normale reaksioni vazhdon ngadalë, mbi 550°C shpërthen. Një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 quhet gaz shpërthyes.
3) Kur nxehet, ai reagon fuqishëm me squfurin (shumë më i vështirë me selenin dhe telurin):
H 2 + S → H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),
4) Me azot me formimin e amoniakut vetëm në një katalizator dhe në temperatura dhe presione të ngritura:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) Me karbon në temperatura të larta:
2H 2 + C → CH 4 (metan)
6) Formon hidride me metale alkaline dhe alkaline tokësore (hidrogjeni është një agjent oksidues):
H 2 + 2Li → 2LiH
në hidridet metalike, joni i hidrogjenit është i ngarkuar negativisht (gjendja e oksidimit -1), domethënë, hidridi Na + H - i ndërtuar i ngjashëm me klorurin Na + Cl -
7) Me okside metalike (përdoren për të reduktuar metalet):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) me monoksid karboni (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza - gazi (përzierje e hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit) ka rëndësi praktike të rëndësishme, sepse në varësi të temperaturës, presionit dhe katalizatorit, formohen komponime të ndryshme organike, për shembull HCHO, CH 3 OH e të tjera.
9) Hidrokarburet e pangopura reagojnë me hidrogjenin, duke u ngopur:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
§3. Ekuacioni i reagimit dhe si të shkruhet
Ndërveprim hidrogjeni Me oksigjen, siç vendosi Sir Henry Cavendish, çon në formimin e ujit. Le të vazhdojmë me të shembull i thjeshtë le të mësojmë se si të kompozojmë ekuacionet e reaksioneve kimike.
Ajo që del nga hidrogjeni Dhe oksigjen, ne tashmë e dimë:
H 2 + O 2 → H 2 O
Tani le të marrim parasysh se atomet e elementeve kimike në reaksionet kimike nuk zhduken dhe nuk shfaqen nga asgjëja, nuk shndërrohen në njëri-tjetrin, por kombinohen në kombinime të reja, duke formuar molekula të reja. Pra në ekuacion reaksion kimik duhet të ketë numër të njëjtë të atomeve të secilit lloj përpara reagimet ( majtas nga shenja e barabartë) dhe pas fundi i reagimit ( në të djathtë nga shenja e barabartë), si kjo:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Kjo është ajo që është ekuacioni i reaksionit - regjistrimi i kushtëzuar i një reaksioni kimik të vazhdueshëm duke përdorur formulat e substancave dhe koeficientët.
Kjo do të thotë se në reagimin e dhënë dy nishane hidrogjeni duhet të reagojë me një nishan oksigjen, dhe rezultati do të jetë dy nishane ujë.
Ndërveprim hidrogjeni Me oksigjen- një proces aspak i thjeshtë. Ajo çon në një ndryshim në gjendjet e oksidimit të këtyre elementeve. Për të zgjedhur koeficientët në ekuacione të tilla, ata zakonisht përdorin " bilanc elektronik".
Kur uji formohet nga hidrogjeni dhe oksigjeni, kjo do të thotë se hidrogjeni ndryshoi gjendjen e oksidimit nga 0 përpara +I, A oksigjen- nga 0 përpara −II. Në këtë rast, disa kaluan nga atomet e hidrogjenit në atomet e oksigjenit. (n) elektronet:
Këtu shërbejnë elektronet dhuruese të hidrogjenit agjent reduktues, dhe elektronet pranuese të oksigjenit është agjent oksidues.
Agjentët oksidues dhe agjentët reduktues
Le të shohim tani se si duken veçmas proceset e dhënies dhe marrjes së elektroneve. Hidrogjeni, pasi u takua me oksigjenin "grabitës", humbet të gjitha pasuritë e tij - dy elektrone, dhe gjendja e tij e oksidimit bëhet e barabartë +I:
N 2 0 − 2 e− = 2Н +I
Ndodhi ekuacioni i gjysmëreaksionit të oksidimit hidrogjeni.
Dhe banditi - oksigjen O 2, pasi ka marrë elektronet e fundit nga hidrogjeni fatkeq, është shumë i kënaqur me gjendjen e tij të re të oksidimit -II:
O2+4 e− = 2O −II
Kjo ekuacioni i gjysmëreaksionit të reduktimit oksigjen.
Mbetet të shtojmë se si "banditi" dhe "viktima" e tij kanë humbur individualitetin e tyre kimik dhe janë bërë nga substanca të thjeshta - gaze me molekula diatomike. H 2 Dhe O 2 shndërruar në përbërës të një substance të re kimike - ujë H 2 O.
Më tej do të arsyetojmë si më poshtë: sa elektrone i dha agjenti reduktues banditit oksidues, aq elektrone mori ai. Numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues.
Pra është e nevojshme barazojnë numrin e elektroneve në gjysmëreaksionin e parë dhe të dytë. Në kimi, forma e mëposhtme konvencionale e shkrimit të ekuacioneve të gjysmëreaksionit pranohet:
2 N 2 0 − 2 e− = 2Н +I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Këtu, numrat 2 dhe 1 në të majtë të mbajtësit kaçurrelë janë faktorë që do të ndihmojnë të sigurohet që numri i elektroneve të dhëna dhe të marra të jetë i barabartë. Të kemi parasysh se në ekuacionet e gjysmëreaksionit jepen 2 elektrone, pranohen 4. Për të barazuar numrin e elektroneve të pranuara dhe të dhëna, gjeni shumëfishin më pak të përbashkët dhe faktorët shtesë. Në rastin tonë, shumëfishi më i vogël i zakonshëm është 4. Faktorët shtesë për hidrogjenin do të jenë 2 (4: 2 = 2), dhe për oksigjen - 1 (4: 4 = 1)
Shumëzuesit rezultues do të shërbejnë si koeficientë të ekuacionit të reagimit të ardhshëm:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II
Hidrogjeni oksidohet jo vetëm kur takohen me oksigjen. Ata veprojnë në hidrogjen përafërsisht në të njëjtën mënyrë. fluorin F 2, një halogjen dhe një "grabitës" i njohur, dhe në dukje i padëmshëm nitrogjenit N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F -I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N -III H 3 +I |
Në këtë rast rezulton fluori i hidrogjenit HF ose amoniaku NH 3.
Në të dy përbërjet gjendja e oksidimit është hidrogjeni bëhet e barabartë +I, sepse ai merr partnerë molekula që janë "të pangopur" për mallrat elektronike të njerëzve të tjerë, me elektronegativitet të lartë - fluorin F Dhe nitrogjenit N. U nitrogjenit vlera e elektronegativitetit konsiderohet e barabartë me tre njësi konvencionale, dhe fluori Në përgjithësi, elektronegativiteti më i lartë midis të gjithë elementëve kimikë është katër njësi. Pra, nuk është çudi që ata e lanë atomin e varfër të hidrogjenit pa ndonjë mjedis elektronik.
Por hidrogjeni ndoshta rivendos- pranojnë elektronet. Kjo ndodh nëse në reaksion me të marrin pjesë metalet alkaline ose kalciumi, të cilët kanë një elektronegativitet më të ulët se hidrogjeni.
10.1.Hidrogjen
Emri "hidrogjen" i referohet një elementi kimik dhe një substance të thjeshtë. Elementi hidrogjeni përbëhet nga atome hidrogjeni. Substanca e thjeshtë hidrogjeni përbëhet nga molekula hidrogjeni.
A) Element kimik hidrogjeni
Në serinë natyrore të elementeve, numri serik i hidrogjenit është 1. Në sistemin e elementeve, hidrogjeni është në periudhën e parë në grupin IA ose VIIA.
Hidrogjeni është një nga elementët më të zakonshëm në Tokë. Pjesa mole e atomeve të hidrogjenit në atmosferë, hidrosferë dhe litosferë të Tokës (të quajtura kolektivisht korja e tokës) është 0.17. Gjendet në ujë, shumë minerale, vaj, gaz natyror, bimë dhe kafshë. Trupi mesatar i njeriut përmban rreth 7 kilogramë hidrogjen.
Ekzistojnë tre izotope të hidrogjenit:
a) hidrogjen i lehtë - protium,
b) hidrogjen i rëndë - deuterium(D),
c) hidrogjeni tepër i rëndë - tritium(T).
Tritiumi është një izotop i paqëndrueshëm (radioaktiv), kështu që praktikisht nuk gjendet kurrë në natyrë. Deuteriumi është i qëndrueshëm, por ka shumë pak prej tij: w D = 0,015% (e masës së të gjithë hidrogjenit tokësor). Prandaj, masa atomike e hidrogjenit ndryshon shumë pak nga 1 Dn (1,00794 Dn).
b) Atomi i hidrogjenit
Nga seksionet e mëparshme të kursit të kimisë, ju tashmë i dini karakteristikat e mëposhtme të atomit të hidrogjenit:
Aftësitë valore të një atomi hidrogjeni përcaktohen nga prania e një elektroni në një orbitale të vetme valore. Një energji e lartë jonizimi bën që një atom hidrogjeni të mos jetë i prirur të heqë dorë nga një elektron, dhe një energji jo shumë e lartë e afinitetit të elektronit çon në një tendencë të lehtë për të pranuar një të tillë. Rrjedhimisht, në sistemet kimike formimi i kationit H është i pamundur dhe komponimet me anionin H nuk janë shumë të qëndrueshme. Kështu, atomi i hidrogjenit ka më shumë gjasa të formojë një lidhje kovalente me atome të tjera për shkak të një elektroni të tij të paçiftuar. Si në rastin e formimit të një anioni ashtu edhe në rastin e formimit të një lidhje kovalente, atomi i hidrogjenit është njëvalent.
Në një substancë të thjeshtë, gjendja e oksidimit të atomeve të hidrogjenit është zero; në shumicën e përbërjeve, hidrogjeni shfaq një gjendje oksidimi prej +I, dhe vetëm në hidridet e elementeve më pak elektronegativë, hidrogjeni ka një gjendje oksidimi prej -I.
Informacioni për aftësitë valente të atomit të hidrogjenit jepet në tabelën 28. Gjendja valore e një atomi hidrogjeni të lidhur nga një lidhje kovalente me çdo atom tregohet në tabelë me simbolin "H-".
Tabela 28.Mundësitë e valencës së atomit të hidrogjenit
Gjendja e valencës |
Shembuj të kimikateve |
|||
I |
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 |
|||
NaH, KH, CaH 2, BaH 2 |
c) Molekula e hidrogjenit
Molekula diatomike e hidrogjenit H2 formohet kur atomet e hidrogjenit lidhen me të vetmen lidhje kovalente të mundshme për ta. Lidhja formohet nga një mekanizëm shkëmbimi. Sipas mënyrës se si retë elektronike mbivendosen, kjo është një lidhje s (Fig. 10.1 A). Meqenëse atomet janë të njëjta, lidhja është jopolare.
Distanca ndëratomike (më saktë, distanca ndëratomike e ekuilibrit, sepse atomet dridhen) në një molekulë hidrogjeni r(H–H) = 0.74 A (Fig. 10.1 V), e cila është dukshëm më e vogël se shuma e rrezeve orbitale (1,06 A). Rrjedhimisht, retë elektronike të atomeve të lidhura mbivendosen thellë (Fig. 10.1 b), dhe lidhja në molekulën e hidrogjenit është e fortë. Kjo është pothuajse e njëjta gjë rëndësi të madhe energjia e lidhjes (454 kJ/mol).
Nëse e karakterizojmë formën e molekulës me sipërfaqen kufitare (të ngjashme me sipërfaqen kufitare të resë elektronike), atëherë mund të themi se molekula e hidrogjenit ka formën e një topi pak të deformuar (të zgjatur) (Fig. 10.1 G).
d) Hidrogjeni (substanca)
Në kushte normale, hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Në sasi të vogla është jo toksik. Hidrogjeni i ngurtë shkrihet në 14 K (–259 °C), dhe hidrogjeni i lëngshëm vlon në 20 K (–253 °C). Pika të ulëta të shkrirjes dhe vlimit, një interval shumë i vogël temperaturash për ekzistencën e hidrogjenit të lëngshëm (vetëm 6 °C), si dhe vlera të vogla të nxehtësisë molare të shkrirjes (0,117 kJ/mol) dhe avullimit (0,903 kJ/mol ) tregojnë se lidhjet ndërmolekulare në hidrogjen janë shumë të dobëta.
Dendësia e hidrogjenit r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Për krahasim: dendësia mesatare e ajrit është 1.29 g/l. Kjo do të thotë, hidrogjeni është 14.5 herë "më i lehtë" se ajri. Është praktikisht i pazgjidhshëm në ujë.
Në temperaturën e dhomës, hidrogjeni është joaktiv, por kur nxehet ai reagon me shumë substanca. Në këto reaksione, atomet e hidrogjenit mund të rrisin ose ulin gjendjen e tyre të oksidimit: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Н 2 – 2 e– = 2Н +I.
Në rastin e parë, hidrogjeni është një agjent oksidues, për shembull, në reaksionet me natrium ose kalcium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Por vetitë reduktuese të hidrogjenit janë më karakteristike: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Kur nxehet, hidrogjeni oksidohet jo vetëm nga oksigjeni, por edhe nga disa jometale të tjera, për shembull, fluori, klori, squfuri dhe madje edhe azoti.
Në laborator, hidrogjeni prodhohet si rezultat i reaksionit
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.
Në vend të zinkut mund të përdorni hekur, alumin dhe disa metale të tjera dhe në vend të acidit sulfurik mund të përdorni disa acide të tjera të holluara. Hidrogjeni që rezulton mblidhet në një provëz duke zhvendosur ujin (shih Fig. 10.2 b) ose thjesht në një balonë të përmbysur (Fig. 10.2 A).
Në industri, hidrogjeni prodhohet në sasi të mëdha nga gazi natyror (kryesisht metani) duke reaguar me avujt e ujit në 800 °C në prani të një katalizatori nikeli:
CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)
ose trajtoni qymyrin në temperaturë të lartë me avull uji:
2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( t)
Hidrogjeni i pastër merret nga uji duke e zbërthyer atë me rrymë elektrike (që i nënshtrohet elektrolizës):
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektrolizë).
e) Komponimet e hidrogjenit
Hidridet (komponimet binare që përmbajnë hidrogjen) ndahen në dy lloje kryesore:
a) i paqëndrueshëm
hidridet (molekulare),
b) hidridet (jonike) të ngjashme me kripën.
Elementet e grupeve IVA – VIIA dhe bor formojnë hidride molekulare. Nga këto, vetëm hidridet e elementeve që formojnë jometale janë të qëndrueshme:
B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Me përjashtim të ujit, të gjitha këto komponime janë substanca të gazta në temperaturën e dhomës, prandaj emri i tyre - "hidridet e paqëndrueshme".
Disa nga elementët që formojnë jometale gjenden gjithashtu në hidridet më komplekse. Për shembull, karboni formon komponime me formulat e përgjithshme C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 dhe të tjera, ku n mund të jetë shumë i madh (këto përbërje studiohen në kiminë organike).
Hidridet jonike përfshijnë hidridet e alkalit, elementët e tokës alkaline dhe magnezin. Kristalet e këtyre hidrideve përbëhen nga anionet H dhe kationet metalike në gjendjen më të lartë të oksidimit Me ose Me 2 (në varësi të grupit të sistemit të elementeve).
| LiH | |
| NaH | MgH 2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CsH | BaH 2 |
Të dy hidridet jonike dhe pothuajse të gjitha hidridet molekulare (përveç H 2 O dhe HF) janë agjentë reduktues, por hidridet jonike shfaqin veti reduktuese shumë më të forta se ato molekulare.
Përveç hidrideve, hidrogjeni është pjesë e hidroksideve dhe disa kripërave. Do të njiheni me vetitë e këtyre përbërjeve më komplekse të hidrogjenit në kapitujt në vijim.
Konsumatorët kryesorë të hidrogjenit të prodhuar në industri janë impiantet për prodhimin e amoniakut dhe plehrave azotike, ku amoniaku merret direkt nga azoti dhe hidrogjeni:
N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – katalizator).
Hidrogjeni përdoret në sasi të mëdha për të prodhuar alkool metil (metanol) nga reaksioni 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalizator), si dhe në prodhimin e klorurit të hidrogjenit, i cili përftohet drejtpërdrejt nga klori dhe hidrogjeni:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Ndonjëherë hidrogjeni përdoret në metalurgji si një agjent reduktues në prodhimin e metaleve të pastra, për shembull: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
1. Nga cilat grimca përbëhen bërthamat e a) protiumit, b) deuteriumit, c) tritiumit?
2.Krahasoni energjinë e jonizimit të atomit të hidrogjenit me energjinë e jonizimit të atomeve të elementeve të tjerë. Me cilin element është më afër hidrogjeni për sa i përket kësaj karakteristike?
3. Bëni të njëjtën gjë për energjinë e afinitetit të elektroneve
4. Krahasoni drejtimin e polarizimit të lidhjes kovalente dhe shkallën e oksidimit të hidrogjenit në përbërjet: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Shkruani formulën më të thjeshtë, molekulare, strukturore dhe hapësinore të hidrogjenit. Cili përdoret më shpesh?
6. Ata shpesh thonë: “Hidrogjeni është më i lehtë se ajri”. Çfarë do të thotë kjo? Në cilat raste kjo shprehje mund të merret fjalë për fjalë dhe në cilat raste jo?
7. Përbëjnë formulat strukturore të hidrideve të kaliumit dhe kalciumit, si dhe të amoniakut, sulfurit të hidrogjenit dhe bromit të hidrogjenit.
8. Duke ditur nxehtësitë molare të shkrirjes dhe avullimit të hidrogjenit, përcaktoni vlerat e sasive specifike përkatëse.
9.Për secilin nga katër reaksionet që ilustrojnë kryesoren Vetitë kimike hidrogjeni, krijojnë një ekuilibër elektronik. Etiketoni agjentët oksidues dhe reduktues.
10. Përcaktoni masën e zinkut që nevojitet për të prodhuar 4,48 litra hidrogjen duke përdorur një metodë laboratorike.
11. Përcaktoni masën dhe vëllimin e hidrogjenit që mund të përftohet nga 30 m 3 e përzierjes së metanit dhe avullit të ujit, të marra në raport vëllimor 1:2, me rendiment 80%.
12. Bëni ekuacione për reaksionet që ndodhin gjatë bashkëveprimit të hidrogjenit a) me fluorin, b) me squfurin.
13. Skemat e reaksionit më poshtë ilustrojnë vetitë kimike bazë të hidrideve jonike:
a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Këtu M është litium, natrium, kalium, rubidium ose cezium. Shkruani ekuacionet për reaksionet përkatëse nëse M është natriumi. Ilustroni vetitë kimike të hidridit të kalciumit duke përdorur ekuacionet e reaksionit.
14. Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacione për reaksionet e mëposhtme që ilustrojnë vetitë reduktuese të disa hidrideve molekulare:
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 Oksigjen
Ashtu si me hidrogjenin, fjala "oksigjen" është emri i një elementi kimik dhe substancë e thjeshtë. Përveç çështjes së thjeshtë" oksigjen"(dioksigjen) elementi kimik oksigjeni formon një substancë tjetër të thjeshtë të quajtur " ozon"(trioksigjen). Kjo modifikimet alotropike oksigjen. Substanca oksigjen përbëhet nga molekulat e oksigjenit O 2 , dhe substanca ozon përbëhet nga molekula të ozonit O 3 .
a) Elementi kimik oksigjen
Në serinë natyrore të elementeve, numri serik i oksigjenit është 8. Në sistemin e elementeve, oksigjeni është në periudhën e dytë në grupin VIA.
Oksigjeni është elementi më i bollshëm në Tokë. Në koren e tokës, çdo atom i dytë është një atom oksigjeni, domethënë, fraksioni molar i oksigjenit në atmosferë, hidrosferë dhe litosferë të Tokës është rreth 50%. Oksigjen (substancë) - komponent ajri. Pjesa vëllimore e oksigjenit në ajër është 21%. Oksigjeni (një element) gjendet në ujë, në shumë minerale dhe në bimë dhe kafshë. Trupi i njeriut përmban mesatarisht 43 kg oksigjen.
Oksigjeni natyror përbëhet nga tre izotope (16 O, 17 O dhe 18 O), nga të cilët më i zakonshmi është izotopi më i lehtë 16 O. Prandaj, masa atomike e oksigjenit është afër 16 Dn (15.9994 Dn).
b) Atomi i oksigjenit
Ju i dini karakteristikat e mëposhtme të atomit të oksigjenit.
Tabela 29.Mundësitë e valencës së atomit të oksigjenit
Gjendja e valencës |
Shembuj të kimikateve |
|||
Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 * |
||||
-II |
H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 |
|||
NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 |
||||
Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3 |
* Këto okside mund të konsiderohen edhe si komponime jonike.
** Atomet e oksigjenit në molekulë nuk janë në këtë gjendje valence; ky është vetëm një shembull i një substance me një gjendje oksidimi të atomeve të oksigjenit të barabartë me zero
Energjia e lartë e jonizimit (si ajo e hidrogjenit) parandalon formimin e një kationi të thjeshtë nga atomi i oksigjenit. Energjia e afinitetit të elektroneve është mjaft e lartë (pothuajse dyfishi i hidrogjenit), gjë që siguron një prirje më të madhe për atomin e oksigjenit për të fituar elektrone dhe aftësinë për të formuar anione O 2A. Por energjia e afinitetit të elektroneve të atomit të oksigjenit është akoma më e ulët se ajo e atomeve të halogjenit dhe madje edhe elementëve të tjerë të grupit VIA. Prandaj, anionet e oksigjenit ( jonet okside) ekzistojnë vetëm në përbërjet e oksigjenit me elementë, atomet e të cilëve heqin dorë nga elektronet shumë lehtë.
Duke ndarë dy elektrone të paçiftëzuara, një atom oksigjeni mund të formojë dy lidhje kovalente. Dy çifte të vetme elektronesh, për shkak të pamundësisë së ngacmimit, mund të hyjnë vetëm në ndërveprim dhurues-pranues. Kështu, pa marrë parasysh shumësinë e lidhjes dhe hibridizimin, atomi i oksigjenit mund të jetë në një nga pesë gjendjet e valencës (Tabela 29).
Gjendja më tipike e valencës për atomin e oksigjenit është W k = 2, domethënë formimi i dy lidhjeve kovalente për shkak të dy elektroneve të paçiftuara.
Elektronegativiteti shumë i lartë i atomit të oksigjenit (më i lartë vetëm për fluorin) çon në faktin se në shumicën e përbërjeve të tij oksigjeni ka një gjendje oksidimi -II. Ka substanca në të cilat oksigjeni shfaq gjendje të tjera oksidimi, disa prej tyre janë dhënë në Tabelën 29 si shembuj, dhe qëndrueshmëria krahasuese është treguar në Fig. 10.3.
c) Molekula e oksigjenit
Është vërtetuar eksperimentalisht se molekula diatomike e oksigjenit O 2 përmban dy elektrone të paçiftëzuara. Duke përdorur metodën e lidhjes valente, kjo strukturë elektronike e kësaj molekule nuk mund të shpjegohet. Sidoqoftë, lidhja në molekulën e oksigjenit është e afërt në veti me një lidhje kovalente. Molekula e oksigjenit është jopolare. Distanca ndëratomike ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) është më e vogël se distanca ndërmjet atomeve të lidhur me një lidhje të vetme. Energjia e lidhjes molare është mjaft e lartë dhe arrin në 498 kJ/mol.
d) Oksigjeni (substanca)
Në kushte normale, oksigjeni është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Oksigjeni i ngurtë shkrihet në 55 K (–218 °C), dhe oksigjeni i lëngshëm vlon në 90 K (–183 °C).
Lidhjet ndërmolekulare në oksigjenin e ngurtë dhe të lëngshëm janë disi më të forta se në hidrogjen, siç dëshmohet nga diapazoni më i madh i temperaturës së ekzistencës së oksigjenit të lëngshëm (36 °C) dhe nxehtësitë më të mëdha molare të shkrirjes (0.446 kJ/mol) dhe avullimit (6.83 kJ /mol).
Oksigjeni është pak i tretshëm në ujë: në 0 °C, vetëm 5 vëllime oksigjeni (gaz!) treten në 100 vëllime ujë (të lëngshëm!).
Prirja e lartë e atomeve të oksigjenit për të fituar elektrone dhe elektronegativiteti i lartë çojnë në faktin se oksigjeni shfaq vetëm veti oksiduese. Këto veti janë veçanërisht të theksuara në temperatura të larta.
Oksigjeni reagon me shumë metale: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
jometalet: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
dhe substanca komplekse: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.
Më shpesh, si rezultat i reaksioneve të tilla, përftohen okside të ndryshme (shih Kapitullin II § 5), por metalet alkaline aktive, për shembull natriumi, kur digjen, kthehen në perokside:
2Na + O 2 = Na 2 O 2.
Formula strukturore e peroksidit të natriumit që rezulton është (Na) 2 (O-O).
Një copëz që digjet e vendosur në oksigjen shpërthen në flakë. Kjo është një mënyrë e përshtatshme dhe e lehtë për të zbuluar oksigjenin e pastër.
Në industri, oksigjeni merret nga ajri me korrigjim (distilim kompleks), dhe në laborator - duke i nënshtruar disa përbërës që përmbajnë oksigjen në dekompozim termik, për shembull:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – katalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
dhe, përveç kësaj, me zbërthimin katalitik të peroksidit të hidrogjenit në temperaturën e dhomës: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2).
Oksigjeni i pastër përdoret në industri për të intensifikuar ato procese në të cilat ndodh oksidimi dhe për të krijuar një flakë me temperaturë të lartë. Në teknologjinë e raketave, oksigjeni i lëngshëm përdoret si oksidues.
Oksigjeni ka një rëndësi të madhe për ruajtjen e jetës së bimëve, kafshëve dhe njerëzve. Në kushte normale, një person ka oksigjen të mjaftueshëm në ajër për të marrë frymë. Por në kushtet kur nuk ka ajër të mjaftueshëm, ose nuk ka fare ajër (në aeroplanë, gjatë punës së zhytjes, në anije kozmike etj.), Përzierjet speciale të gazit që përmbajnë oksigjen përgatiten për frymëmarrje. Oksigjeni përdoret edhe në mjekësi për sëmundjet që shkaktojnë vështirësi në frymëmarrje.
e) Ozoni dhe molekulat e tij
Ozoni O 3 është modifikimi i dytë alotropik i oksigjenit.
Molekula triatomike e ozonit ka një strukturë qoshe të ndërmjetme midis dy strukturave të përfaqësuara nga formulat e mëposhtme:
Ozoni është një gaz blu i errët me një erë të fortë. Për shkak të aktivitetit të tij të fortë oksidues, është helmues. Ozoni është një herë e gjysmë më "i rëndë" se oksigjeni dhe pak më i tretshëm në ujë se sa oksigjeni.
Ozoni formohet në atmosferë nga oksigjeni gjatë shkarkimeve elektrike të rrufesë:
3O 2 = 2O 3 ().
Në temperatura normale, ozoni ngadalë shndërrohet në oksigjen dhe kur nxehet, ky proces ndodh në mënyrë shpërthyese.
Ozoni gjendet në të ashtuquajturën "shtresa e ozonit" atmosfera e tokës, duke mbrojtur të gjithë jetën në Tokë nga efekte të dëmshme rrezatim diellor.
Në disa qytete, ozoni përdoret në vend të klorit për të dezinfektuar (dezinfektuar) ujin e pijshëm.
Vizatoni formulat strukturore të substancave të mëposhtme: 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. Emërtoni këto substanca. Përshkruani gjendjet valore të atomeve të oksigjenit në këto komponime.
Përcaktoni valencën dhe gjendjen e oksidimit të çdo atomi të oksigjenit.
2. Krijoni ekuacione për reaksionet e djegies së litiumit, magnezit, aluminit, silikonit, fosforit të kuq dhe selenit në oksigjen (atomet e selenit oksidohen në gjendjen e oksidimit +IV, atomet e elementeve të tjerë oksidohen në gjendjen më të lartë të oksidimit). Çfarë klasash oksidesh bëjnë pjesë produktet e këtyre reaksioneve?
3. Sa litra ozon mund të përftohen (në kushte normale) a) nga 9 litra oksigjen, b) nga 8 g oksigjen?
Uji është substanca më e bollshme në koren e tokës. Masa e ujit të tokës vlerësohet në 10 18 tonë. Uji është baza e hidrosferës së planetit tonë; përveç kësaj, ai përmbahet në atmosferë, në formën e akullit formon kapelet polare të Tokës dhe akullnajat e maleve të larta, si dhe është pjesë e shkëmbinjve të ndryshëm. Pjesa masive e ujit në trupin e njeriut është rreth 70%.
Uji është substanca e vetme që ka emrat e tij të veçantë në të tre gjendjet e grumbullimit.
Struktura elektronike e një molekule uji (Fig. 10.4 A) kemi studiuar në detaje më herët (shih § 7.10).
Për shkak të polaritetit të lidhjeve O-H dhe formës këndore, molekula e ujit është dipol elektrik.
Për të karakterizuar polaritetin e një dipoli elektrik, një sasi fizike e quajtur " momenti elektrik i një dipoli elektrik" ose thjesht" moment dipol".
Në kimi, momenti i dipolit matet në debyes: 1 D = 3.34. Klasa 10 – 30. m
Në një molekulë uji ka dy lidhje kovalente polare, domethënë dy dipole elektrike, secila prej të cilave ka momentin e vet dipol ( dhe ). Momenti total i dipolit të një molekule është i barabartë me shumën vektoriale të këtyre dy momenteve (Fig. 10.5):
(H 2 O) = 
,
Ku q 1 dhe q 2 – ngarkesa të pjesshme (+) në atomet e hidrogjenit dhe dhe – distanca ndëratomike O – H në molekulë. Sepse q 1 = q 2 = q, dhe , pastaj
Momentet dipole të përcaktuara eksperimentalisht të molekulës së ujit dhe disa molekulave të tjera janë dhënë në tabelë.
Tabela 30.Momentet dipole të disa molekulave polare
Molekula |
Molekula |
Molekula |
|||
Duke pasur parasysh natyrën dipole të molekulës së ujit, ajo shpesh paraqitet skematikisht si më poshtë:
Uji i pastër është një lëng pa ngjyrë pa shije apo erë. Disa karakteristika themelore fizike të ujit janë dhënë në tabelë.
Tabela 31.Disa karakteristika fizike të ujit
Vlerat e mëdha të nxehtësisë molare të shkrirjes dhe avullimit (një renditje madhësie më e madhe se ato të hidrogjenit dhe oksigjenit) tregojnë se molekulat e ujit, si në lëndën e ngurtë ashtu edhe në atë të lëngët, janë mjaft të lidhura së bashku. Këto lidhje quhen " lidhjet e hidrogjenit".
DIPOLI ELEKTRIK, MOMENTI DIPOLI, POLARITETI I LIDHJES, POLARITETI I MOLEKULËS.
Sa elektrone valente të një atomi oksigjeni marrin pjesë në formimin e lidhjeve në një molekulë uji?
2. Kur cilat orbitale mbivendosen, formohen lidhje midis hidrogjenit dhe oksigjenit në një molekulë uji?
3. Bëni një diagram të formimit të lidhjeve në një molekulë të peroksidit të hidrogjenit H 2 O 2. Çfarë mund të thoni për strukturën hapësinore të kësaj molekule?
4. Distancat ndëratomike në molekulat HF, HCl dhe HBr janë përkatësisht të barabarta me 0,92; 1.28 dhe 1.41. Duke përdorur tabelën e momenteve të dipolit, llogaritni dhe krahasoni ngarkesat e pjesshme të atomeve të hidrogjenit në këto molekula.
5. Distancat ndëratomike S – H në molekulën e sulfurit të hidrogjenit janë 1,34, kurse këndi ndërmjet lidhjeve është 92°. Përcaktoni vlerat e ngarkesave të pjesshme në atomet e squfurit dhe hidrogjenit. Çfarë mund të thoni për hibridizimin e orbitaleve valore të atomit të squfurit?
10.4. Lidhja hidrogjenore
Siç e dini tashmë, për shkak të ndryshimit të rëndësishëm në elektronegativitetin e hidrogjenit dhe oksigjenit (2.10 dhe 3.50), atomi i hidrogjenit në molekulën e ujit fiton një ngarkesë të madhe pozitive të pjesshme ( q h = 0,33 e), dhe atomi i oksigjenit ka një ngarkesë të pjesshme negative edhe më të madhe ( q h = –0,66 e). Kujtoni gjithashtu se atomi i oksigjenit ka dy çifte të vetme elektronesh për sp 3-hibrid AO. Atomi i hidrogjenit i një molekule uji tërhiqet nga atomi i oksigjenit i një molekule tjetër dhe, përveç kësaj, 1s-AO gjysmë bosh i atomit të hidrogjenit pranon pjesërisht një palë elektrone nga atomi i oksigjenit. Si rezultat i këtyre ndërveprimeve ndërmjet molekulave, a lloj i veçantë lidhjet ndërmolekulare – lidhje hidrogjenore.
Në rastin e ujit, formimi i lidhjes hidrogjenore mund të paraqitet skematikisht si më poshtë:
Në formulën e fundit strukturore, tre pika (vijë me pika, jo elektrone!) tregojnë një lidhje hidrogjeni.
Lidhjet e hidrogjenit ekzistojnë jo vetëm midis molekulave të ujit. Formohet nëse plotësohen dy kushte:
1) molekula ka një lidhje shumë polare H–E (E është simboli i një atomi të një elementi mjaft elektronegativ),
2) molekula përmban një atom E me një ngarkesë të madhe të pjesshme negative dhe një palë të vetme elektronesh.
Elementi E mund të jetë fluori, oksigjeni dhe azoti. Lidhjet e hidrogjenit janë dukshëm më të dobëta nëse E është klor ose squfur.
Shembuj të substancave me lidhje hidrogjenore midis molekulave: fluori i hidrogjenit, amoniak i ngurtë ose i lëngët, alkool etilik dhe shumë të tjerë.
Tek fluori i lëngshëm i hidrogjenit, molekulat e tij lidhen me lidhje hidrogjeni në zinxhirë mjaft të gjatë, dhe në amoniak të lëngshëm dhe të ngurtë formohen rrjete tredimensionale.
Forca e lidhjes hidrogjenore është e ndërmjetme ndërmjet lidhje kimike dhe lloje të tjera të lidhjeve ndërmolekulare. Energjia molare e një lidhjeje hidrogjeni zakonisht varion nga 5 deri në 50 kJ/mol.
Në ujin e ngurtë (d.m.th., kristalet e akullit), të gjithë atomet e hidrogjenit janë të lidhura me hidrogjenin me atomet e oksigjenit, ku secili atom oksigjeni formon dy lidhje hidrogjeni (duke përdorur të dy palët e vetme të elektroneve). Kjo strukturë e bën akullin më "të lirshëm" në krahasim me ujin e lëngshëm, ku disa nga lidhjet e hidrogjenit janë thyer dhe molekulat janë në gjendje të "paketohen" pak më fort. Kjo veçori e strukturës së akullit shpjegon pse, ndryshe nga shumica e substancave të tjera, uji në gjendje të ngurtë ka një densitet më të ulët se në gjendjen e lëngshme. Uji arrin densitetin e tij maksimal në 4 °C - në këtë temperaturë prishen mjaft lidhje hidrogjeni dhe zgjerimi termik nuk ka ende një efekt shumë të fortë në densitet.
Lidhjet e hidrogjenit janë shumë të rëndësishme në jetën tonë. Le të imagjinojmë për një moment se lidhjet e hidrogjenit kanë pushuar së formuari. Këtu janë disa pasoja:
- uji në temperaturën e dhomës do të bëhej i gaztë pasi pika e tij e vlimit do të binte në rreth -80 °C;
- të gjithë trupat e ujit do të fillonin të ngrinin nga fundi, pasi dendësia e akullit do të ishte më e madhe se dendësia e ujit të lëngshëm;
- Spiralja e dyfishtë e ADN-së dhe shumë më tepër do të pushonin së ekzistuari.
Mjaftojnë shembujt e dhënë për të kuptuar se në këtë rast natyra në planetin tonë do të bëhej krejtësisht ndryshe.
LIDHJA E HIDROGJENIT, KUSHTET E FORMIMIT TE SAJ.
Formula e alkoolit etilik është CH 3 – CH 2 – O – H. Ndërmjet cilat atome të molekulave të ndryshme të kësaj lënde krijohen lidhje hidrogjenore? Shkruani formula strukturore që ilustrojnë formimin e tyre.
2. Lidhjet hidrogjenore ekzistojnë jo vetëm në substanca individuale, por edhe në tretësirë. Shfaq me formulat strukturore Si formohen lidhjet hidrogjenore në tretësirë ujore a) amoniaku, b) fluori i hidrogjenit, c) etanoli (alkooli etilik). = 2H 2 O.
Të dyja këto reaksione ndodhin në ujë vazhdimisht dhe me të njëjtën shpejtësi, prandaj, ekziston një ekuilibër në ujë: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ky ekuilibër quhet ekuilibri i autoprotolizës ujë.
Reagimi i drejtpërdrejtë i këtij procesi të kthyeshëm është endotermik, prandaj, kur nxehet, rritet autoprotoliza, por në temperaturën e dhomës ekuilibri zhvendoset në të majtë, domethënë përqendrimi i joneve H 3 O dhe OH është i papërfillshëm. Me çfarë janë të barabarta?
Sipas ligjit të veprimit masiv
Por për shkak të faktit se numri i molekulave të ujit të reaguar është i parëndësishëm në krahasim me numrin total të molekulave të ujit, mund të supozojmë se përqendrimi i ujit gjatë autoprotolizës praktikisht nuk ndryshon, dhe 2 = const Një përqendrim kaq i ulët i joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt në uje i paster shpjegon pse ky lëng, ndonëse i dobët, përsëri përcjell rrymë elektrike.
AUTOPROTOLIZA E UJIT, AUTOPROTOLIZA KOSTANT ( PRODUKT JONIK) I UJIT.
Produkti jonik i amoniakut të lëngshëm (pika e vlimit –33 °C) është 2·10 –28. Shkruani një ekuacion për autoprotolizën e amoniakut. Përcaktoni përqendrimin e joneve të amonit në amoniak të lëngshëm të pastër. Cila substancë ka përçueshmëri më të madhe elektrike, uji apo amoniaku i lëngët?
1. Prodhimi i hidrogjenit dhe djegia e tij (vetitë reduktuese).
2. Marrja e oksigjenit dhe e lëndëve djegëse në të (vetitë oksiduese).
