Periyodik sistemde hidrojen, özelliklerinde tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu özelliği onu tamamen benzersiz kılıyor. Hidrojen sadece bir element veya madde değil, aynı zamanda birçok karmaşık bileşiğin bir bileşeni, organojenik ve biyojenik bir elementtir. Bu nedenle, özelliklerini ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak ele alıyoruz.
Metallerin ve asitlerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı, 16. yüzyılın başlarında, yani kimyanın bir bilim olarak oluşumu sırasında gözlendi. Ünlü İngiliz bilim adamı Henry Cavendish, 1766'dan başlayarak maddeyi inceledi ve ona "yanıcı hava" adını verdi. Yandığında bu gaz su üretti. Ne yazık ki, bilim adamının flojiston teorisine (varsayımsal "aşırı ince madde") bağlılığı, onun doğru sonuçlara varmasını engelledi.
Fransız kimyacı ve doğa bilimci A. Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte ve özel gazometrelerin yardımıyla 1783 yılında suyun sentezini ve ardından su buharını kızgın demir ile ayrıştırarak analizini gerçekleştirdi. Böylece bilim adamları doğru sonuçlara varabildiler. "Yanıcı havanın" sadece suyun bir parçası olmadığını, aynı zamanda ondan da elde edilebileceğini buldular.
1787'de Lavoisier, incelenen gazın basit bir madde olduğunu ve buna göre birincil kimyasal elementler arasında olduğunu öne sürdü. Buna hidrojen adını verdi (Yunanca hydor - su + gennao - doğururum kelimesinden), yani "suyu doğurmak".
Rus adı "hidrojen", 1824'te kimyager M. Solovyov tarafından önerildi. Suyun bileşiminin belirlenmesi, "filojiston teorisi"nin sonunu işaret ediyordu. 18. ve 19. yüzyılların başında, hidrojen atomunun (diğer elementlerin atomlarına kıyasla) çok hafif olduğu bulundu ve kütlesi, atomik kütleleri karşılaştırmak için ana birim olarak alındı ve 1'e eşit bir değer elde edildi.
Fiziki ozellikleri
Hidrojen, bilimin bildiği tüm maddelerin en hafifidir (havadan 14,4 kat daha hafiftir), yoğunluğu 0,0899 g/l'dir (1 atm, 0 °C). Bu malzeme sırasıyla -259.1 ° C ve -252.8 ° C'de erir (katılaşır) ve kaynar (sıvılaşır) (sadece helyum daha düşük kaynama ve erime t ° 'ye sahiptir).
Hidrojenin kritik sıcaklığı son derece düşüktür (-240 °C). Bu nedenle sıvılaştırılması oldukça karmaşık ve maliyetli bir işlemdir. Bir maddenin kritik basıncı 12,8 kgf/cm², kritik yoğunluğu ise 0,0312 g/cm³'tür. Tüm gazlar arasında hidrojen en yüksek termal iletkenliğe sahiptir: 1 atm ve 0 ° C'de 0,174 W / (mxK).
Aynı koşullar altında bir maddenin özgül ısı kapasitesi 14.208 kJ/(kgxK) veya 3.394 cal/(gh °C)'dir. Bu element suda az çözünür (1 atm ve 20 °C'de yaklaşık 0.0182 ml / g), ancak çoğu metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (hacim başına yaklaşık 850 hacim Pd ) .
İkinci özellik, yayılma kabiliyeti ile ilişkilidir, oysa bir karbon alaşımından (örneğin çelik) difüzyona, hidrojenin karbon ile etkileşimi nedeniyle alaşımın yok edilmesi eşlik edebilir (bu işleme dekarbonizasyon denir). Sıvı halde, madde çok hafif (t ° \u003d -253 ° C'de yoğunluk - 0,0708 g / cm³) ve akışkandır (aynı koşullar altında viskozite - 13,8 santigrat).
Birçok bileşikte bu element, sodyum ve diğer alkali metallere benzer şekilde +1 değerlik (oksidasyon durumu) sergiler. Genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir. Buna göre Mendeleev sisteminin I grubuna başkanlık ediyor. Metal hidritlerde, hidrojen iyonu negatif bir yük sergiler (yükseltgenme durumu -1'dir), yani Na + H-, Na + Cl- klorüre benzer bir yapıya sahiptir. Buna ve diğer bazı gerçeklere göre ("H" elementinin ve halojenlerin fiziksel özelliklerinin yakınlığı, onu organik bileşiklerde halojenlerle değiştirme yeteneği), Hidrojen, Mendeleev sisteminin VII. grubuna atanır.
Normal koşullar altında, moleküler hidrojen, yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ve klor ile, ikincisi - ışıkta) doğrudan birleşen düşük aktiviteye sahiptir. Buna karşılık ısıtıldığında birçok kimyasal elementle etkileşime girer.
Atomik hidrojen, artan bir kimyasal aktiviteye sahiptir (moleküler hidrojene kıyasla). Oksijen ile aşağıdaki formüle göre su oluşturur:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
285,937 kJ/mol ısı veya 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm) açığa çıkarır. Normal sıcaklık koşullarında reaksiyon oldukça yavaş ilerler ve t ° >= 550 ° С'de kontrolsüzdür. Hacimce bir hidrojen + oksijen karışımının patlayıcı limitleri %4–94 H₂ ve hidrojen + hava karışımlarının %4–74 H₂'dir (iki hacim H₂ ve bir hacim O₂ karışımına patlayıcı gaz denir).
Bu element, oksijeni oksitlerden aldığı için çoğu metali azaltmak için kullanılır:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H₂ = Cu + H₂O vb.
Farklı halojenlerle hidrojen, hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:
H₂ + Cl₂ = 2HCl.
Bununla birlikte, flor ile reaksiyona girdiğinde, hidrojen patlar (bu aynı zamanda karanlıkta, -252 ° C'de de olur), brom ve klor ile yalnızca ısıtıldığında veya aydınlatıldığında ve iyotla - yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer. Nitrojen ile etkileşime girdiğinde, amonyak oluşur, ancak yalnızca bir katalizör üzerinde, yüksek basınç ve sıcaklıklarda:
ZN₂ + N₂ = 2NH₃.
Hidrojen ısıtıldığında aktif olarak kükürt ile reaksiyona girer:
H₂ + S = H₂S (hidrojen sülfit),
ve çok daha zor - tellür veya selenyum ile. Hidrojen, saf karbon ile katalizör olmadan, ancak yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girer:
2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).
Bu madde bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur, örneğin:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Hidrojen ve karbon monoksit (II) arasındaki etkileşimlerin pratik önemi hiç de az değildir. Bu durumda basınca, sıcaklığa ve katalizöre bağlı olarak çeşitli organik bileşikler oluşur: HCHO, CH₃OH, vb. Doymamış hidrokarbonlar, reaksiyon sırasında doymuş olanlara dönüşür, örneğin:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Hidrojen ve bileşikleri kimyada istisnai bir rol oynamaktadır. Sözde asidik özelliklerini belirler. protik asitler, birçok inorganik ve organik bileşiğin özellikleri üzerinde önemli bir etkiye sahip olan farklı elementlerle hidrojen bağları oluşturma eğilimindedir.
Hidrojen elde etmek
Bu elementin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri rafineri gazları, doğal yanıcı ve kok fırını gazlarıdır. Ayrıca elektroliz yoluyla sudan elde edilir (elektrik uygun olan yerlerde). Doğal gazdan malzeme üretmenin en önemli yöntemlerinden biri, başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimidir (sözde dönüşüm). Örneğin:
CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.
Hidrokarbonların oksijenle tamamlanmamış oksidasyonu:
CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.
Sentezlenen karbon monoksit (II) dönüşüme uğrar:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.
Suyun elektrolizi için, bir NaOH veya KOH çözeltisinden geçen doğru akım kullanılır (ekipmanın aşınmasını önlemek için asitler kullanılmaz). Laboratuar koşullarında malzeme, suyun elektrolizi veya hidroklorik asit ile çinko arasındaki reaksiyon sonucu elde edilir. Bununla birlikte, daha çok silindirlerde hazır fabrika malzemesi kullanılır.
Derin soğutma sırasında daha kolay sıvılaştırıldıklarından, rafineri gazlarından ve kok fırını gazından bu element, gaz karışımının diğer tüm bileşenleri çıkarılarak izole edilir.
Bu malzeme 18. yüzyılın sonlarında endüstriyel olarak elde edilmeye başlandı. Daha sonra balonları doldurmak için kullanıldı. Şu anda hidrojen, amonyak üretimi için endüstride, özellikle kimya endüstrisinde yaygın olarak kullanılmaktadır.
Maddenin toplu tüketicileri, metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin ve diğer birçok ürünün imalatçılarıdır. Karbon monoksit (II) ve hidrojenden sentezlenerek elde edilirler. Hidrojen, ağır ve katı sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, HCI sentezinde, petrol ürünlerinin hidro-işlenmesinde ve ayrıca metallerin kesilmesinde/kaynaklanmasında kullanılır. Nükleer enerji için en önemli unsurlar izotoplarıdır - trityum ve döteryum.
Hidrojenin biyolojik rolü
Canlı organizma kütlesinin yaklaşık% 10'u (ortalama olarak) bu elemente düşer. Suyun ve proteinler, nükleik asitler, lipitler, karbonhidratlar dahil olmak üzere en önemli doğal bileşik gruplarının bir parçasıdır. Neye hizmet ediyor?
Bu malzeme belirleyici bir rol oynar: proteinlerin uzamsal yapısının (dörtlü) korunmasında, nükleik asitlerin tamamlayıcılığı ilkesinin uygulanmasında (yani, genetik bilginin uygulanmasında ve depolanmasında), genel olarak, molekülerde "tanıma" da. seviye.
Hidrojen iyonu H+ vücuttaki önemli dinamik reaksiyonlarda/süreçlerde yer alır. Dahil olanlar: canlı hücrelere enerji sağlayan biyolojik oksidasyonda, biyosentez reaksiyonlarında, bitkilerde fotosentezde, bakteriyel fotosentezde ve nitrojen fiksasyonunda, asit-baz dengesi ve homeostazın korunmasında, zar taşıma süreçlerinde. Karbon ve oksijen ile birlikte yaşam olaylarının işlevsel ve yapısal temelini oluşturur.
Günlük hayatımızda o kadar yaygın olan ve neredeyse herkesin bildiği şeyler vardır. Örneğin, suyun bir sıvı olduğunu, kolay erişilebilir olduğunu ve yanmadığını, bu nedenle yangını söndürebileceğini herkes bilir. Ama bunun neden böyle olduğunu hiç merak ettiniz mi?
Görüntü kaynağı: pixabay.com
Su, hidrojen ve oksijen atomlarından oluşur. Bu elementlerin her ikisi de yanmayı destekler. Öyleyse, genel mantığa (bilimsel değil) dayanarak, suyun da yanması gerektiği sonucu çıkar, değil mi? Ancak bu olmaz.
Yanma ne zaman gerçekleşir?
Yanma, moleküllerin ve atomların ısı ve ışık şeklinde enerji açığa çıkarmak için birleştiği kimyasal bir süreçtir. Bir şeyi yakmak için iki şeye ihtiyacınız vardır - yanma kaynağı olarak bir yakıt (örneğin, bir kağıt, bir tahta parçası vb.) ve bir oksitleyici madde (dünya atmosferinde bulunan oksijen, ana oksitleyici maddedir) . Yanma sürecini başlatmak için maddenin tutuşma sıcaklığına ulaşması için gerekli olan ısıya da ihtiyacımız vardır.
Görüntü kaynağı auclip.ru
Örneğin, kibrit kullanarak kağıt yakma işlemini düşünün. Bu durumda kağıt yakıt olacak, havada bulunan gaz halindeki oksijen oksitleyici bir madde görevi görecek ve yanan bir kibrit sayesinde tutuşma sıcaklığına ulaşılacaktır.
Suyun kimyasal bileşiminin yapısı
Görüntü kaynağı: water-service.com.ua
Su, iki hidrojen ve bir oksijen atomundan oluşur. Kimyasal formülü H2O'dur. Suyu oluşturan iki elementin gerçekten yanıcı maddeler olduğunu not etmek şimdi ilginçtir.
Hidrojen neden yanıcıdır?
Hidrojen atomları yalnızca bir elektrona sahiptir ve bu nedenle diğer elementlerle kolayca birleşir. Kural olarak, hidrojen doğada molekülleri iki atomdan oluşan bir gaz formunda bulunur. Bu gaz oldukça reaktiftir ve oksitleyici bir maddenin varlığında hızla oksitlenir, bu da onu oldukça yanıcı hale getirir.
Görüntü kaynağı: myshared.ru
Hidrojen yandığında, büyük miktarda enerji açığa çıkar, bu nedenle uzay aracını uzaya fırlatmak için genellikle sıvılaştırılmış formda kullanılır.
Oksijen yanmayı destekler
Daha önce belirtildiği gibi, herhangi bir yanma bir oksitleyici gerektirir. Oksijen, ozon, hidrojen peroksit, flor vb. dahil olmak üzere birçok kimyasal oksitleyici ajan vardır. Oksijen, Dünya atmosferinde fazla bulunan ana oksitleyici ajandır. Çoğu yangında genellikle ana oksitleyici ajandır. Bu nedenle yangını sürdürmek için sürekli bir oksijen kaynağı gereklidir.
Su ateşi söndürür
Su, bir dizi nedenden dolayı ateşi söndürebilir; bunlardan biri, ayrı ayrı ateşli bir cehennem yaratabilen iki elementten oluşmasına rağmen yanıcı olmayan bir sıvı olmasıdır.
Su, yangınları söndürmenin en yaygın yoludur. Görüntü kaynağı: pixabay.com
Daha önce de söylediğimiz gibi, hidrojen oldukça yanıcıdır, reaksiyonu başlatmak için tek gereken oksitleyici bir madde ve tutuşma sıcaklığıdır. Oksijen, Dünya'daki en yaygın oksitleyici ajan olduğundan, hidrojen atomlarıyla hızla birleşerek büyük miktarlarda ışık ve ısı açığa çıkarır ve su molekülleri oluşur. İşte nasıl gidiyor:
Az miktarda oksijen veya hava içeren bir hidrojen karışımının patlayıcı olduğunu ve patlayıcı gaz olarak adlandırıldığını, patlama olarak algılanan yüksek bir patlama ile son derece hızlı yandığını unutmayın. 1937'de New Jersey'deki Hindenburg zeplin felaketi, zeplin kabuğuyla dolu olan hidrojenin tutuşması sonucu düzinelerce can aldı. Hidrojenin kolay yanıcı olması ve oksijenle birleştiğinde patlayıcı olması, suyu laboratuvarlardan kimyasal olarak alamamamızın ana nedenidir.
Hidrojen H, Evrendeki en yaygın elementtir (kütlece yaklaşık %75), Dünya'da en yaygın dokuzuncu elementtir. En önemli doğal hidrojen bileşiği sudur.
Periyodik tabloda hidrojen ilk sırada yer alır (Z = 1). Bir atomun en basit yapısına sahiptir: Bir atomun çekirdeği 1 elektrondan oluşan bir elektron bulutu ile çevrili 1 protondur.
Bazı koşullar altında, hidrojen metalik özellikler sergiler (bir elektron verir), diğerlerinde - metalik değildir (bir elektron alır).
Hidrojen izotopları doğada bulunur: 1H - protium (çekirdek bir protondan oluşur), 2H - döteryum (D - çekirdek bir proton ve bir nötrondan oluşur), 3H - trityum (T - çekirdek bir proton ve ikiden oluşur) nötronlar).
Basit madde hidrojen
Hidrojen molekülü, polar olmayan bir kovalent bağ ile bağlanmış iki atomdan oluşur.
fiziki ozellikleri. Hidrojen renksiz, toksik olmayan, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Hidrojen molekülü polar değildir. Bu nedenle, gaz halindeki hidrojende moleküller arası etkileşim kuvvetleri küçüktür. Bu, düşük kaynama noktalarında (-252.6 0С) ve erime noktalarında (-259.2 0С) kendini gösterir.
Hidrojen havadan daha hafiftir, D (havada) = 0,069; suda az çözünür (2 hacim H2, 100 hacim H2O'da çözünür). Bu nedenle hidrojen laboratuvarda üretildiğinde hava veya su yer değiştirme yöntemleriyle toplanabilir.
Hidrojen elde etmek
laboratuvarda:
1. Seyreltik asitlerin metaller üzerindeki etkisi:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Alkali ve alkali metallerin su ile etkileşimi:
Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2
3. Hidritlerin hidrolizi: metal hidritler, karşılık gelen alkali ve hidrojen oluşumu ile su ile kolayca ayrışır:
NaH + H20 → NaOH + H2
CaH 2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2
4. Alkalilerin çinko, alüminyum veya silikon üzerindeki etkisi:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2
Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
5. Su elektrolizi. Suyun elektriksel iletkenliğini arttırmak için, örneğin NaOH, H2S04 veya Na2S04 gibi bir elektrolit eklenir. Katotta 2 hacim hidrojen, anotta - 1 hacim oksijen oluşur.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Endüstriyel hidrojen üretimi
1. Metanın buharla dönüştürülmesi, Ni 800 °C (en ucuz):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H2O → CO2 + H2
Toplamda:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. 1000 o C'de sıcak kokun içinden geçen su buharı:
C + H 2 Ö → CO + H 2
CO + H2O → CO2 + H2
Elde edilen karbon monoksit (IV) su tarafından emilir, bu şekilde endüstriyel hidrojenin %50'si elde edilir.
3. Metanı bir demir veya nikel katalizörü varlığında 350°C'ye ısıtarak:
CH 4 → C + 2H 2
4. Yan ürün olarak sulu KCl veya NaCl çözeltilerinin elektrolizi:
2H 2 O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH
Hidrojenin kimyasal özellikleri
- Bileşiklerde, hidrojen her zaman tek değerlidir. +1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak metal hidritlerde -1'dir.
- Hidrojen molekülü iki atomdan oluşur. Aralarında bir bağın ortaya çıkışı, genelleştirilmiş bir elektron çifti H: H veya H2 oluşumu ile açıklanır.
- Elektronların bu genelleştirilmesinden dolayı, H2 molekülü enerjisel olarak kendi atomlarından daha kararlıdır. 1 mol hidrojende bir molekülü atomlarına ayırmak için 436 kJ enerji harcamak gerekir: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- Bu, normal sıcaklıkta moleküler hidrojenin nispeten düşük aktivitesini açıklar.
- Birçok ametal ile hidrojen, RN 4, RN 3, RN 2, RN gibi gazlı bileşikler oluşturur.
1) Halojenlerle hidrojen halojenürler oluşturur:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Aynı zamanda flor ile patlar, klor ve brom ile sadece aydınlatıldığında veya ısıtıldığında ve iyot ile sadece ısıtıldığında reaksiyona girer.
2) Oksijen ile:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
ısı tahliyesi ile. Sıradan sıcaklıklarda, reaksiyon yavaşça, 550 ° C'nin üzerinde - bir patlama ile ilerler. 2 hacim H2 ve 1 hacim O2 karışımına patlayıcı gaz denir.
3) Isıtıldığında kükürt ile şiddetli reaksiyona girer (selenyum ve tellür ile çok daha zor):
H 2 + S → H 2 S (hidrojen sülfit),
4) Sadece katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda amonyak oluşumu ile nitrojen ile:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Yüksek sıcaklıklarda karbon ile:
2H2 + C → CH4 (metan)
6) Alkali ve toprak alkali metallerle hidritler oluşturur (hidrojen oksitleyici bir maddedir):
H 2 + 2Li → 2LiH
metal hidritlerde, hidrojen iyonu negatif yüklüdür (yükseltgenme durumu -1), yani hidrit Na + H - klorür Na + Cl gibi inşa edilmiştir -
Karmaşık maddelerle:
7) Metal oksitlerle (metalleri eski haline getirmek için kullanılır):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) karbon monoksit (II) ile:
CO + 2H2 → CH3OH
Sentez - gaz (bir hidrojen ve karbon monoksit karışımı) büyük pratik öneme sahiptir, çünkü sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak çeşitli organik bileşikler oluşur, örneğin HCHO, CH3OH ve diğerleri.
9) Doymamış hidrokarbonlar hidrojenle reaksiyona girerek doymuş hale gelir:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
§3. Reaksiyon denklemi ve nasıl yazılacağı
Etkileşim hidrojenİle oksijen, Sir Henry Cavendish'in belirlediği gibi, su oluşumuna yol açar. Nasıl yazılacağını öğrenmek için bu basit örneği kullanalım. kimyasal reaksiyonların denklemleri.
ne geliyor hidrojen Ve oksijen, bunu zaten biliyoruz:
H 2 + Ö 2 → H 2 Ö
Şimdi, kimyasal reaksiyonlarda kimyasal elementlerin atomlarının yok olmadığını ve yoktan var olmadığını, birbirine dönüşmediğini, ancak yeni kombinasyonlarda birleştirin yeni moleküller oluşturmak için. Bu, her türdeki atomların kimyasal reaksiyon denkleminde aynı sayı olması gerektiği anlamına gelir. önce reaksiyonlar ( sol eşittir işaretinden) ve sonrasında reaksiyonun sonu ( sağda eşittir işaretinden), şöyle:
2H2 + O2 \u003d 2H2O
işte bu reaksiyon denklemi - devam eden bir kimyasal reaksiyonun madde formüllerini ve katsayıları kullanarak koşullu kaydı.
Bunun anlamı, yukarıdaki reaksiyonda iki mol hidrojen ile reaksiyona girmeli bir mol tarafından oksijen, ve sonuç olacak iki mol su.
Etkileşim hidrojenİle oksijen- hiç de basit bir süreç değil. Bu elementlerin oksidasyon durumlarında bir değişikliğe yol açar. Bu tür denklemlerdeki katsayıları seçmek için genellikle " yöntemi kullanılır. elektronik Denge".
Su, hidrojen ve oksijenden oluştuğunda, bu şu anlama gelir: hidrojen oksidasyon durumunu değiştirdi 0 önce +ben, A oksijen- itibaren 0 önce -II. Aynı zamanda birkaç (N) elektronlar:
Hidrojen veren elektronlar burada görev yapar indirgen madde ve oksijen kabul eden elektronlar - oksitleyici ajan.
Oksitleyici ve indirgeyici ajanlar
Şimdi elektron verme ve alma işlemlerinin ayrı ayrı nasıl göründüğüne bakalım. Hidrojen, "hırsız" - oksijen ile tanışan, tüm özelliğini kaybeder - iki elektron ve oksidasyon durumu şuna eşit olur: +ben:
H 2 0 - 2 e- = 2Н + ben
Olmuş oksidasyon yarı reaksiyon denklemi hidrojen.
ve haydut oksijen Yaklaşık 2 talihsiz hidrojenden son elektronları almış olan , yeni oksidasyon durumundan çok memnun -II:
Ç 2 + 4 e- = 2O - II
Bu indirgeme yarı reaksiyon denklemi oksijen.
Hem "haydut" hem de "kurbanının" kimyasal kimliklerini ve basit maddelerden - iki atomlu moleküllere sahip gazlardan - kaybettiğini eklemeye devam ediyor. H2 Ve Yaklaşık 2 yeni bir kimyasal maddenin bileşenlerine dönüştü - su H 2 O.
Ayrıca şu şekilde tartışacağız: indirgeyici oksitleyici hayduta ne kadar elektron verdi, o kadar aldı. İndirgeyici madde tarafından verilen elektron sayısı, yükseltgen madde tarafından kabul edilen elektron sayısına eşit olmalıdır..
Yani ihtiyacın var elektron sayısını eşitlemek birinci ve ikinci yarı reaksiyonlarda. Kimyada, yarı reaksiyonların denklemlerini yazmak için aşağıdaki koşullu biçim kabul edilir:
2 H 2 0 - 2 e- = 2Н + ben |
|
1 O 2 0 + 4 e- = 2O - II |
Burada süslü parantezin solundaki 2 ve 1 sayıları verilen ve alınan elektron sayısının eşit olmasını sağlamaya yardımcı olacak faktörlerdir. Yarı reaksiyon denklemlerinde 2 elektronun verildiğini ve 4'ün kabul edildiğini dikkate alıyoruz.Alınan ve verilen elektronların sayısını eşitlemek için en küçük ortak kat ve ek faktörler bulunur. Bizim durumumuzda en küçük ortak kat 4'tür. Ek çarpanlar hidrojen için 2 (4: 2 = 2) ve oksijen için - 1 (4: 4 = 1) olacaktır.
Ortaya çıkan çarpanlar, gelecekteki reaksiyon denkleminin katsayıları olarak hizmet edecektir:
2H 2 0 + Ö 2 0 \u003d 2H 2 + I Ö -II
Hidrojen oksitlenmiş sadece buluştuğunda değil oksijen. Hidrojen üzerinde yaklaşık olarak aynı etki ve flor F2, halojen ve ünlü "hırsız" ve görünüşte zararsız azot N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + ben F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Bu sonuçlanır hidrojen florid HF veya amonyak NH3.
Her iki bileşikte de oksidasyon durumu hidrojen eşit olur +ben, çünkü başkasının elektronegatifliği yüksek olan elektronik eşyası için "açgözlü" molekül ortakları edinir - flor F Ve azot N. -de azot elektronegatiflik değeri üç geleneksel birime eşit olarak kabul edilir ve y flor genel olarak, tüm kimyasal elementler arasında en yüksek elektronegatiflik dört birimdir. Bu nedenle, zavallı hidrojen atomunu herhangi bir elektronik ortam olmadan bırakmalarına şaşmamalı.
Ancak hidrojen Belki eski haline getirmek- elektronları kabul edin. Bu, elektronegatifliği hidrojeninkinden daha az olan alkali metaller veya kalsiyum onunla reaksiyona katılırsa olur.
10.1 Hidrojen
"Hidrojen" adı hem kimyasal bir elementi hem de basit bir maddeyi ifade eder. eleman hidrojen hidrojen atomlarından oluşur. basit madde hidrojen hidrojen moleküllerinden oluşur.
a) Kimyasal element hidrojen
Doğal element dizisinde hidrojenin sıra numarası 1'dir. Elementler sisteminde hidrojen IA veya VIIA grubunda birinci periyottadır.
Hidrojen, Dünya'da en bol bulunan elementlerden biridir. Dünya'nın atmosferi, hidrosferi ve litosferindeki hidrojen atomlarının molar fraksiyonu (toplu olarak buna yer kabuğu denir) 0,17'dir. Suda, birçok mineralde, petrolde, doğal gazda, bitki ve hayvanlarda bulunur. Ortalama insan vücudu yaklaşık 7 kilogram hidrojen içerir.
Üç hidrojen izotopu vardır:
a) hafif hidrojen - protium,
b) ağır hidrojen - döteryum(D)
c) süper ağır hidrojen - trityum(T).
Trityum kararsız (radyoaktif) bir izotoptur, bu nedenle pratik olarak doğada oluşmaz. Döteryum kararlıdır, ancak çok azı vardır: w D = %0,015 (tüm karasal hidrojen kütlesinin). Bu nedenle, hidrojenin atomik kütlesi 1 Dn'den (1.00794 Dn) çok az farklılık gösterir.
b) Hidrojen atomu
Kimya dersinin önceki bölümlerinden, hidrojen atomunun aşağıdaki özelliklerini zaten biliyorsunuz:
Bir hidrojen atomunun değerlik yetenekleri, tek bir değerlik yörüngesindeki bir elektronun varlığı ile belirlenir. Büyük bir iyonlaşma enerjisi, hidrojen atomunun bir elektron vermeye eğilimli olmamasını sağlar ve çok yüksek olmayan bir elektron ilgisi, onu hafif bir kabul etme eğilimine yol açar. Sonuç olarak, kimyasal sistemlerde H katyonunun oluşumu imkansızdır ve H anyonlu bileşikler çok kararlı değildir. Bu nedenle, eşleşmemiş bir elektronu nedeniyle diğer atomlarla bir kovalent bağ oluşumu, hidrojen atomunun en karakteristik özelliğidir. Hem bir anyon oluşumu durumunda hem de bir kovalent bağ oluşumu durumunda, hidrojen atomu tek değerlidir.
Basit bir maddede, hidrojen atomlarının oksidasyon durumu sıfırdır, çoğu bileşikte hidrojen +I oksidasyon durumu sergiler ve yalnızca hidrojendeki en az elektronegatif elementlerin hidritlerinde -I oksidasyon durumudur.
Hidrojen atomunun değerlik yetenekleri hakkında bilgi tablo 28'de verilmektedir. Herhangi bir atoma bir kovalent bağ ile bağlanan bir hidrojen atomunun değerlik durumu tabloda "H-" sembolü ile gösterilmiştir.
Tablo 28Hidrojen atomunun değerlik olasılıkları
değerlik durumu |
kimyasal örnekleri |
|||
BEN |
HCl, H20, H2S, NH3 , CH4 , C2H6 , NH4Cl, H2S04 , NaHC03 , KOH |
|||
NaH, KH, CaH2 , BaH2 |
c) Hidrojen molekülü
İki atomlu hidrojen molekülü H2, hidrojen atomları kendileri için mümkün olan tek kovalent bağ ile bağlandığında oluşur. İletişim, değişim mekanizması tarafından oluşturulur. Elektron bulutlarının üst üste binme şekline göre bu bir s-bağıdır (Şekil 10.1 A). Atomlar aynı olduğu için bağ polar değildir.
Bir hidrojen molekülünde atomlar arası mesafe (daha kesin olarak, denge atomlar arası mesafe, çünkü atomlar titreşir) R(H-H) = 0,74 A (Şek. 10.1 V), yörünge yarıçaplarının toplamından (1.06 A) çok daha azdır. Sonuç olarak, bağ atomlarının elektron bulutları derinlemesine örtüşür (Şekil 10.1 B) ve hidrojen molekülündeki bağ güçlüdür. Bu aynı zamanda bağlanma enerjisinin (454 kJ/mol) oldukça büyük değeri ile de kanıtlanmaktadır.
Molekülün şeklini sınır yüzeyi ile karakterize edersek (elektron bulutunun sınır yüzeyine benzer), o zaman hidrojen molekülünün biraz deforme olmuş (uzatılmış) bir top şekline sahip olduğunu söyleyebiliriz (Şekil 10.1). G).
d) Hidrojen (madde)
Normal şartlar altında hidrojen renksiz ve kokusuz bir gazdır. Küçük miktarlarda toksik değildir. Katı hidrojen 14 K'de (–259°C) erir, sıvı hidrojen ise 20 K'de (–253°C) kaynar. Düşük erime ve kaynama noktaları, sıvı hidrojenin varlığı için çok küçük bir sıcaklık aralığı (sadece 6 °C), ayrıca küçük molar erime ısıları (0,117 kJ/mol) ve buharlaşma (0,903 kJ/mol), moleküller arası bağların olduğunu gösterir. hidrojende çok zayıf.
Hidrojen yoğunluğu r (H2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Karşılaştırma için: ortalama hava yoğunluğu 1,29 g/l'dir. Yani hidrojen havadan 14,5 kat "hafiftir". Suda pratik olarak çözünmez.
Oda sıcaklığında hidrojen aktif değildir, ancak ısıtıldığında birçok madde ile reaksiyona girer. Bu reaksiyonlarda, hidrojen atomları oksidasyon durumlarını hem artırabilir hem de azaltabilir: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + I.
İlk durumda, hidrojen, örneğin sodyum veya kalsiyum ile reaksiyonlarda bir oksitleyici maddedir: 2Na + H2 = 2NaH, ( T) Ca + H2 = CaH2 . ( T)
Ancak indirgeme özellikleri hidrojenin daha karakteristik özelliğidir: O2 + 2H2 \u003d 2H20, ( T)
CuO + H2 \u003d Cu + H20. ( T)
Isıtıldığında, hidrojen sadece oksijen tarafından değil, aynı zamanda flor, klor, kükürt ve hatta nitrojen gibi diğer bazı metal olmayan maddeler tarafından da oksitlenir.
Laboratuvarda hidrojen reaksiyonla üretilir.
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2.
Çinko yerine demir, alüminyum ve diğer bazı metaller, sülfürik asit yerine başka bazı seyreltik asitler kullanılabilir. Ortaya çıkan hidrojen, suyla yer değiştirme yöntemiyle bir test tüpünde toplanır (bkz. Şekil 10.2 B) veya ters çevrilmiş bir şişeye (Şekil 10.2) A).
Endüstride hidrojen, bir nikel katalizörü varlığında 800 °C'de su buharı ile etkileşime girerek doğal gazdan (esas olarak metan) büyük miktarlarda elde edilir:
CH 4 + 2H2O \u003d 4H2 + CO2 ( T, Ni)
veya yüksek sıcaklıkta su buharı kömürü ile işlenmiş:
2H2O + C \u003d 2H2 + CO2. ( T)
Saf hidrojen, sudan bir elektrik akımıyla ayrıştırılarak (elektrolize tabi tutularak) elde edilir:
2H2O \u003d 2H2 + O2 (elektroliz).
e) Hidrojen bileşikleri
Hidritler (hidrojen içeren ikili bileşikler) iki ana türe ayrılır:
a) uçucu
(moleküler) hidritler,
b) tuz benzeri (iyonik) hidritler.
Elementler IVA - VIIA grupları ve bor, moleküler hidritleri oluşturur. Bunlardan yalnızca metal olmayanları oluşturan elementlerin hidritleri kararlıdır:
B2H6,CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCI
KülH3; H2Se; HBr
H2Te; MERHABA
Su dışında, bu bileşiklerin tümü oda sıcaklığında gaz halindeki maddelerdir, bu nedenle isimleri - "uçucu hidritler".
Metal olmayanları oluşturan bazı elementler de daha karmaşık hidritlere dahil edilir. Örneğin, karbon, C genel formüllerine sahip bileşikler oluşturur. N H2 N+2 , C N H2 N, C N H2 N-2 ve diğerleri, nerede Nçok büyük olabilir (organik kimya bu bileşikleri inceler).
İyonik hidritler alkali, toprak alkali ve magnezyum hidritleri içerir. Bu hidritlerin kristalleri, Me veya Me 2'nin en yüksek oksidasyon durumundaki (elementler sisteminin grubuna bağlı olarak) H anyonlarından ve metal katyonlarından oluşur.
| LiH | |
| Hayır | MgH2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CSH | BaH2 |
Hem iyonik hem de hemen hemen tüm moleküler hidritler (H2O ve HF hariç) indirgeyici maddelerdir, ancak iyonik hidritler, moleküler olanlardan çok daha güçlü indirgeme özellikleri sergiler.
Hidritlere ek olarak hidrojen, hidroksitlerin ve bazı tuzların bir parçasıdır. Sonraki bölümlerde bu daha karmaşık hidrojen bileşiklerinin özelliklerini öğreneceksiniz.
Endüstride üretilen hidrojenin ana tüketicileri, amonyakın doğrudan azot ve hidrojenden elde edildiği, amonyak ve azotlu gübrelerin üretimine yönelik tesislerdir:
N2 + 3H2 2NH3 ( R, T, Pt katalizördür).
Hidrojen, 2H2 + CO = CH3OH () reaksiyonuyla metil alkol (metanol) üretmek için büyük miktarlarda kullanılır. T, ZnO - katalizör), ayrıca doğrudan klor ve hidrojenden elde edilen hidrojen klorür üretiminde:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
Bazen hidrojen, metalurjide saf metallerin üretiminde indirgeyici bir madde olarak kullanılır, örneğin: Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20.
1. a) protium, b) döteryum, c) trityumun çekirdekleri hangi parçacıklardan oluşur?
2. Bir hidrojen atomunun iyonlaşma enerjisini diğer elementlerin atomlarının iyonlaşma enerjileriyle karşılaştırın. Bu özellikte hidrojene en yakın element hangisidir?
3. Elektron ilgi enerjisi için de aynısını yapın
4. Kovalent bağın polarizasyon yönünü ve bileşiklerdeki hidrojenin oksidasyon derecesini karşılaştırın: a) BeH2 , CH4 , NH3 , H20, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Hidrojenin en basit, moleküler, yapısal ve uzaysal formülünü yazınız. En sık kullanılan hangisidir?
6. Sık sık şöyle derler: "Hidrojen havadan daha hafiftir." Bununla ne kastedilmektedir? Bu ifade hangi durumlarda tam anlamıyla alınabilir ve hangi durumlarda alınamaz?
7. Potasyum ve kalsiyum hidritlerin yanı sıra amonyak, hidrojen sülfit ve hidrojen bromürün yapısal formüllerini yapın.
8. Hidrojenin molar füzyon ve buharlaşma ısılarını bilerek, karşılık gelen belirli miktarların değerlerini belirleyin.
9. Hidrojenin temel kimyasal özelliklerini gösteren dört reaksiyonun her biri için elektronik bir terazi yapın. Oksitleyici ve indirgeyici maddeleri listeler.
10. 4,48 litre hidrojen elde etmek için gerekli olan çinko kütlesini laboratuvar ortamında belirleyiniz.
11. %80 verimle 1:2 hacim oranında alınan 30 m3 metan ve su buharı karışımından elde edilebilecek hidrojenin kütlesini ve hacmini belirleyin.
12. Hidrojenin a) flor ile, b) kükürt ile etkileşimi sırasında meydana gelen reaksiyonların denklemlerini oluşturun.
13. Aşağıdaki reaksiyon şemaları, iyonik hidritlerin temel kimyasal özelliklerini göstermektedir:
a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl2MCl + HCI ( T);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCI(p) MCI + H2
Burada M, lityum, sodyum, potasyum, rubidyum veya sezyumdur. M sodyum ise karşılık gelen reaksiyonların denklemlerini oluşturun. Kalsiyum hidritin kimyasal özelliklerini reaksiyon denklemleriyle gösterin.
14. Elektron dengesi yöntemini kullanarak, bazı moleküler hidritlerin indirgeme özelliklerini gösteren aşağıdaki reaksiyonlar için denklemleri yazın:
a) HI + Cl2HCl + I2 ( T); b) NH3 + O2H2O + N2 ( T); c) CH4 + O2H20 + CO2 ( T).
10.2 Oksijen
Hidrojen örneğinde olduğu gibi, "oksijen" kelimesi hem kimyasal bir elementin hem de basit bir maddenin adıdır. Basit madde hariç" oksijen"(dioksijen) kimyasal element oksijen "adlı başka bir basit madde oluşturur" ozon"(trioksijen). Bunlar oksijenin allotropik modifikasyonlarıdır. Oksijen maddesi O2 oksijen moleküllerinden oluşur ve ozon maddesi O3 moleküllerinden oluşur.
a) Kimyasal element oksijen
Doğal element dizisinde oksijenin sıra numarası 8'dir. Elementler sisteminde oksijen VIA grubunda ikinci periyottadır.
Oksijen, Dünya'da en çok bulunan elementtir. Yerkabuğunda, her ikinci atom bir oksijen atomudur, yani Dünya'nın atmosferindeki, hidrosferindeki ve litosferindeki oksijenin molar fraksiyonu yaklaşık% 50'dir. Oksijen (madde) havanın ayrılmaz bir parçasıdır. Havadaki oksijenin hacim oranı %21'dir. Oksijen (element), suyun, birçok mineralin yanı sıra bitki ve hayvanların bir parçasıdır. İnsan vücudu ortalama 43 kg oksijen içerir.
Doğal oksijen, en hafif izotop 16 O'nun en yaygın olduğu üç izotoptan (16 O, 17 O ve 18 O) oluşur, bu nedenle oksijenin atomik kütlesi 16 Dn'ye (15.9994 Dn) yakındır.
b) Oksijen atomu
Oksijen atomunun aşağıdaki özelliklerini biliyorsunuz.
Tablo 29Oksijen atomunun değerlik olasılıkları
değerlik durumu |
kimyasal örnekleri |
|||
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 |
* Bu oksitler iyonik bileşikler olarak da düşünülebilir.
** Moleküldeki oksijen atomları verilen değerlik durumunda değildir; bu sadece oksijen atomlarının oksidasyon durumu sıfıra eşit olan bir madde örneğidir.
Yüksek iyonlaşma enerjisi (hidrojeninki gibi), oksijen atomundan basit bir katyon oluşumunu dışlar. Elektron ilgi enerjisi oldukça yüksektir (neredeyse hidrojeninkinin iki katı), bu da oksijen atomunun elektronları bağlaması için daha büyük bir eğilim ve O2A anyonları oluşturma yeteneği sağlar. Ancak oksijen atomunun elektron ilgi enerjisi, hala halojen atomlarının ve hatta VIA grubunun diğer elementlerininkinden daha azdır. Bu nedenle, oksijen anyonları ( oksit iyonları) sadece atomları çok kolay elektron veren elementlere sahip oksijen bileşiklerinde bulunur.
Bir oksijen atomu, eşleşmemiş iki elektronu paylaşarak iki kovalent bağ oluşturabilir. İki yalnız elektron çifti, uyarmanın imkansızlığından dolayı, yalnızca bir verici-alıcı etkileşimine girebilir. Böylece, bağların çokluğu ve hibritleşme hesaba katılmadan, oksijen atomu beş değerlik durumundan birinde olabilir (Tablo 29).
Oksijen atomunun en karakteristik özelliği, değerlik durumudur. W k \u003d 2, yani eşleşmemiş iki elektron nedeniyle iki kovalent bağ oluşumu.
Oksijen atomunun çok yüksek elektronegatifliği (sadece flor daha yüksektir), bileşiklerinin çoğunda oksijenin -II oksidasyon durumuna sahip olmasına yol açar. Oksijenin oksidasyon durumunun diğer değerlerini sergilediği maddeler vardır, bunlardan bazıları tablo 29'da örnek olarak verilmiştir ve karşılaştırmalı stabilite, şekil 2'de gösterilmektedir. 10.3.
c) Oksijen molekülü
İki atomlu oksijen molekülü O2'nin iki eşleşmemiş elektron içerdiği deneysel olarak tespit edilmiştir. Değerlik bağları yöntemi kullanılarak bu molekülün böyle bir elektronik yapısı açıklanamaz. Bununla birlikte, oksijen molekülündeki bağ, özellikleri bakımından kovalent bağa yakındır. Oksijen molekülü polar değildir. Atomlar arası mesafe ( R o–o = 1,21 A = 121 nm), tek bir bağla bağlanan atomlar arasındaki mesafeden daha azdır. Molar bağlanma enerjisi oldukça yüksektir ve 498 kJ/mol tutarındadır.
d) Oksijen (madde)
Oksijen normal şartlar altında renksiz ve kokusuz bir gazdır. Katı oksijen 55 K'de (–218 °C) erir, sıvı oksijen ise 90 K'de (–183 °C) kaynar.
Katı ve sıvı oksijendeki moleküller arası bağlar, sıvı oksijenin (36 ° C) varlığı için daha büyük sıcaklık aralığı ve erime (0.446 kJ / mol) ve buharlaşma (6.83) molar ısıları ile kanıtlandığı gibi, hidrojenden biraz daha güçlüdür. kJ/mol).
Oksijen suda az çözünür: 0 ° C'de, sadece 5 hacim oksijen (gaz!) 100 hacim suda (sıvı!)
Oksijen atomlarının elektronları bağlamaya yönelik yüksek eğilimi ve yüksek elektronegatiflik, oksijenin yalnızca oksitleyici özellikler sergilemesine yol açar. Bu özellikler özellikle yüksek sıcaklıklarda belirgindir.
Oksijen birçok metalle reaksiyona girer: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
metal olmayanlar: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
ve karmaşık maddeler: CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H20, 2H2S + 3O2 \u003d 2H20 + 2SO2.
Çoğu zaman, bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak, çeşitli oksitler elde edilir (bkz. Bölüm II § 5), ancak sodyum gibi aktif alkali metaller yandığında peroksitlere dönüşür:
2Na + O2 \u003d Na202.
Ortaya çıkan sodyum peroksitin (Na) 2 (O-O) yapısal formülü.
Oksijen içine yerleştirilmiş için için yanan bir kıymık alevlenir. Bu, saf oksijeni tespit etmenin uygun ve kolay bir yoludur.
Endüstride oksijen, rektifikasyon (karmaşık damıtma) yoluyla havadan ve laboratuvarda bazı oksijen içeren bileşiklerin termal ayrışmaya tabi tutulmasıyla elde edilir, örneğin:
2KMnO4 \u003d K2MnO4 + MnO2 + O2 (200 ° C);
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2 (150 ° C, Mn02 - katalizör);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
ve ek olarak, oda sıcaklığında hidrojen peroksitin katalitik ayrışmasıyla: 2H202 = 2H20 + O2 (Mn02-katalizörü).
Saf oksijen, endüstride oksidasyonun meydana geldiği süreçleri yoğunlaştırmak ve yüksek sıcaklıkta bir alev oluşturmak için kullanılır. Roket teknolojisinde oksitleyici madde olarak sıvı oksijen kullanılır.
Oksijen bitkilerin, hayvanların ve insanların yaşamının sürdürülmesinde önemli bir rol oynar. Normal şartlar altında, bir kişinin havayı soluyabilmesi için yeterli oksijene ihtiyacı vardır. Ancak yeterli havanın olmadığı veya hiç bulunmadığı koşullarda (uçaklarda, dalış operasyonlarında, uzay gemilerinde vb.) Solunum için oksijen içeren özel gaz karışımları hazırlanır. Oksijen tıpta nefes almada güçlük yaratan hastalıklar için de kullanılmaktadır.
e) Ozon ve molekülleri
Ozon O 3, oksijenin ikinci allotropik modifikasyonudur.
Üç atomlu ozon molekülü, aşağıdaki formüllerle temsil edilen iki yapının ortasında bir köşe yapısına sahiptir:
Ozon, keskin kokulu koyu mavi bir gazdır. Güçlü oksidatif aktivitesi nedeniyle zehirlidir. Ozon, oksijenden bir buçuk kat "ağırdır" ve oksijenden biraz daha fazladır, suda çözünür.
Ozon, yıldırım elektrik deşarjları sırasında atmosferde oksijenden oluşur:
3O2 \u003d 2O3 ().
Normal sıcaklıklarda ozon yavaşça oksijene dönüşür ve ısıtıldığında bu süreç bir patlama ile ilerler.
Ozon, dünya atmosferinin sözde "ozon tabakasında" bulunur ve Dünya üzerindeki tüm yaşamı güneş radyasyonunun zararlı etkilerinden korur.
Bazı şehirlerde içme suyunun dezenfekte edilmesi (dekontamine edilmesi) için klor yerine ozon kullanılmaktadır.
Aşağıdaki maddelerin yapı formüllerini çizin: 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 . Bu maddeleri adlandırın. Bu bileşiklerdeki oksijen atomlarının değerlik durumlarını tanımlayın.
Oksijen atomlarının her birinin değerlik ve oksidasyon durumunu belirleyin.
2. Lityum, magnezyum, alüminyum, silikon, kırmızı fosfor ve selenyum oksijeninde yanma reaksiyonları için denklemleri yapın (selenyum atomları + IV oksidasyon durumuna, kalan elementlerin atomları en yüksek oksidasyon durumuna oksitlenir) ). Bu reaksiyonların ürünleri hangi oksit sınıflarına aittir?
3. (Normal şartlarda) a) 9 litre oksijenden, b) 8 g oksijenden kaç litre ozon elde edilebilir?
Su yer kabuğunda en çok bulunan maddedir. Dünya suyunun kütlesinin 10 18 ton olduğu tahmin ediliyor. Su, gezegenimizin hidrosferinin temelidir, ayrıca atmosferde bulunur, buz şeklinde Dünya'nın kutup başlıklarını ve yüksek dağ buzullarını oluşturur ve ayrıca çeşitli kayaların bir parçasıdır. İnsan vücudundaki suyun kütle oranı yaklaşık %70'tir.
Su, her üç toplanma durumunda da kendi özel adlarına sahip olan tek maddedir.
Su molekülünün elektronik yapısı (Şekil 10.4 A) daha önce ayrıntılı olarak çalıştık (bkz. § 7.10).
O-H bağlarının polaritesi ve açısal şekli nedeniyle, su molekülü elektrik dipol.
Bir elektrik dipolün polaritesini karakterize etmek için, " bir elektrik dipolün elektrik momenti ya da sadece " dipol moment".
Kimyada, dipol momenti debyes cinsinden ölçülür: 1 D = 3.34. 10–30 C M
Bir su molekülünde iki polar kovalent bağ, yani her biri kendi dipol momentine (ve) sahip iki elektrik dipol vardır. Bir molekülün toplam dipol momenti, bu iki momentin vektör toplamına eşittir (Şekil 10.5):
(H 2 O) = 
,
Nerede Q 1 ve Q 2 - hidrojen atomları üzerindeki kısmi yükler (+) ve - moleküldeki atomlar arası mesafeler O - H. Çünkü Q 1 = Q 2 = Q, bir , sonra
Su molekülünün ve diğer bazı moleküllerin deneysel olarak belirlenen dipol momentleri tabloda verilmiştir.
Tablo 30Bazı polar moleküllerin dipol momentleri
molekül |
molekül |
molekül |
|||
Su molekülünün dipol yapısı göz önüne alındığında, genellikle şematik olarak aşağıdaki gibi tasvir edilir:
Saf su, tadı ve kokusu olmayan renksiz bir sıvıdır. Suyun bazı temel fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir.
Tablo 31Suyun bazı fiziksel özellikleri
Molar erime ve buharlaşma ısılarının büyük değerleri (hidrojen ve oksijeninkinden daha büyük bir büyüklük sırası), hem katı hem de sıvı maddelerdeki su moleküllerinin birbirine oldukça güçlü bir şekilde bağlandığını gösterir. Bu bağlantılara denir hidrojen bağları".
ELEKTRİK DİPOLÜ, DİPOL MOMENTİ, HABERLEŞME KUTUBU, MOLEKÜL KUTUBU.
Bir oksijen atomunun kaç değerlik elektronu, bir su molekülündeki bağların oluşumunda yer alır?
2. Bir su molekülünde hidrojen ve oksijen arasında hangi orbitaller örtüştüğünde bağlar oluşur?
3. Bir hidrojen peroksit H 2 O 2 molekülünde bağ oluşumunun bir diyagramını yapın. Bu molekülün uzaysal yapısı hakkında ne söyleyebilirsiniz?
4. HF, HCI ve HBr moleküllerindeki atomlar arası mesafeler sırasıyla 0,92'ye eşittir; 1.28 ve 1.41. Dipol momentler tablosunu kullanarak, bu moleküllerdeki hidrojen atomları üzerindeki kısmi yükleri hesaplayın ve karşılaştırın.
5. Bir hidrojen sülfit molekülündeki S - H atomlar arası mesafeler 1.34'e eşittir ve bağlar arasındaki açı 92 ° 'dir. Kükürt ve hidrojen atomları üzerindeki kısmi yüklerin değerlerini belirleyin. Kükürt atomunun değerlik orbitallerinin hibritleşmesi hakkında ne söyleyebilirsiniz?
10.4. hidrojen bağı
Bildiğiniz gibi, hidrojen ve oksijenin (2.10 ve 3.50) elektronegatifliğindeki önemli fark nedeniyle, su molekülündeki hidrojen atomu büyük bir pozitif kısmi yük alır ( Q h = 0.33 e) ve oksijen atomunun daha da büyük bir negatif kısmi yükü vardır ( Q h = -0.66 e). Oksijen atomunun başına iki yalnız elektron çifti olduğunu da hatırlayın. sp 3-hibrit AO. Bir su molekülünün hidrojen atomu başka bir molekülün oksijen atomuna çekilir ve ayrıca hidrojen atomunun yarı boş 1s-AO'su kısmen oksijen atomundan bir çift elektron alır. Moleküller arasındaki bu etkileşimlerin bir sonucu olarak, özel bir tür moleküller arası bağ ortaya çıkar - bir hidrojen bağı.
Su durumunda, hidrojen bağı oluşumu şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:
Son yapısal formülde, üç nokta (kesik çizgi, elektronlar değil!) Bir hidrojen bağı gösteriyor.
Hidrojen bağı sadece su molekülleri arasında yoktur. İki koşul karşılanırsa oluşur:
1) molekülde güçlü bir polar H-E bağı vardır (E, yeterince elektronegatif bir elementin atomunun simgesidir),
2) molekülde, büyük bir negatif kısmi yüke ve paylaşılmamış bir çift elektrona sahip bir E atomu vardır.
E elementi olarak flor, oksijen ve nitrojen olabilir. E klor veya kükürt ise hidrojen bağları çok daha zayıftır.
Moleküller arasında hidrojen bağı olan maddelere örnekler: hidrojen florür, katı veya sıvı amonyak, etil alkol ve diğerleri.
Sıvı hidrojen florürde, molekülleri hidrojen bağları ile oldukça uzun zincirlere bağlanırken, sıvı ve katı amonyakta üç boyutlu ağlar oluşur.
Mukavemet açısından, bir kimyasal bağ ile diğer moleküller arası bağ türleri arasında bir hidrojen bağı orta düzeydedir. Hidrojen bağının molar enerjisi genellikle 5 ila 50 kJ/mol aralığındadır.
Katı suda (yani buz kristallerinde), tüm hidrojen atomları oksijen atomlarına hidrojen bağıyla bağlıdır ve her oksijen atomu iki hidrojen bağı oluşturur (her iki yalnız elektron çiftini kullanarak). Böyle bir yapı, bazı hidrojen bağlarının kırıldığı ve moleküllerin biraz daha yoğun bir şekilde "paketlenme" fırsatı bulduğu sıvı suya kıyasla buzu daha "gevşek" hale getirir. Buzun yapısının bu özelliği, diğer maddelerin çoğundan farklı olarak, katı haldeki suyun yoğunluğunun sıvı haldekinden neden daha düşük olduğunu açıklar. Su, maksimum yoğunluğuna 4 ° C'de ulaşır - bu sıcaklıkta oldukça fazla hidrojen bağı kırılır ve termal genleşmenin yoğunluk üzerinde henüz çok güçlü bir etkisi yoktur.
Hidrojen bağları hayatımızda çok önemlidir. Bir an için hidrojen bağlarının artık oluşmadığını hayal edin. İşte bazı sonuçlar:
- oda sıcaklığında su, kaynama noktası yaklaşık -80°C'ye düşeceği için gaz haline gelir;
- buzun yoğunluğu sıvı suyun yoğunluğundan daha büyük olacağından tüm rezervuarlar dipten donmaya başlayacaktı;
- DNA çift sarmalının varlığı sona erecek ve çok daha fazlası.
Verilen örnekler, bu durumda gezegenimizdeki doğanın tamamen farklı olacağını anlamak için yeterlidir.
HİDROJEN BAĞI, OLUŞUM ŞARTLARI.
Etil alkolün formülü CH3-CH2-O-H'dir. Bu maddenin farklı moleküllerinin hangi atomları arasında hidrojen bağları oluşur? Oluşumlarını gösteren yapısal formüller yapın.
2. Hidrojen bağları sadece tek tek maddelerde değil, aynı zamanda çözeltilerde de bulunur. a) amonyak, b) hidrojen florür, c) etanol (etil alkol) içeren sulu bir çözeltide hidrojen bağlarının nasıl oluştuğunu yapısal formüller kullanarak gösterin. \u003d 2H 2 O.
Bu reaksiyonların her ikisi de suda sürekli ve aynı hızda gerçekleşir, bu nedenle suda bir denge vardır: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Bu denge denir otoprotoliz dengesi su.
Bu tersinir işlemin doğrudan reaksiyonu endotermiktir, bu nedenle ısıtıldığında otoprotoliz artar, oda sıcaklığında ise denge sola kayar, yani H 3 O ve OH iyonlarının konsantrasyonları ihmal edilebilir düzeydedir. Neye eşitler?
Kitlesel eylem yasasına göre
Ancak, reaksiyona giren su moleküllerinin sayısının toplam su molekülü sayısına kıyasla önemsiz olması nedeniyle, otoprotoliz sırasında su konsantrasyonunun pratik olarak değişmediğini ve 2 = olduğunu varsayabiliriz. const Saf suda zıt yüklü iyonların böylesine düşük bir konsantrasyonu, bu sıvının zayıf olmasına rağmen neden hala elektrik akımını ilettiğini açıklar.
SUYUN OTOPROTOLİZİ, SUYUN SABİT (İYONİK ÜRÜN) OTOPROTOLİZİ.
Sıvı amonyağın iyonik ürünü (kaynama noktası -33 °C) 2 10 -28'dir. Amonyağın otoprotolizi için bir denklem yazın. Saf sıvı amonyaktaki amonyum iyonlarının konsantrasyonunu belirleyin. Hangi maddenin elektrik iletkenliği daha fazladır, su mu yoksa sıvı amonyak mı?
1. Hidrojenin elde edilmesi ve yanması (indirgenme özellikleri).
2. Oksijen elde edilmesi ve içindeki maddelerin yanması (oksitleyici özellikler).
