Kakšno je razmerje med vodikom in kisikom? Kisik in njegove lastnosti. spojine kisika in vodika. Reakcije vodika s kompleksnimi snovmi

Vodik H je najpogostejši element v vesolju (približno 75 masnih odstotkov), na Zemlji je deveti najpogostejši element. Najpomembnejša naravna vodikova spojina je voda.
Vodik je na prvem mestu v periodnem sistemu (Z = 1). Ima najpreprostejšo strukturo atoma: jedro atoma je 1 proton, obdano z elektronskim oblakom, sestavljenim iz 1 elektrona.
Pod nekaterimi pogoji vodik kaže kovinske lastnosti (daruje elektron), v drugih - nekovinske (sprejema elektron).
V naravi najdemo izotope vodika: 1H - protij (jedro je sestavljeno iz enega protona), 2H - devterij (D - jedro je sestavljeno iz enega protona in enega nevtrona), 3H - tritij (T - jedro je sestavljeno iz enega protona in dveh nevtroni).

Enostavna snov vodik

Molekula vodika je sestavljena iz dveh atomov, povezanih z nepolarno kovalentno vezjo.
fizične lastnosti. Vodik je brezbarven, nestrupen plin brez vonja in okusa. Molekula vodika ni polarna. Zato so sile medmolekularne interakcije v plinastem vodiku majhne. To se kaže v nizkem vrelišču (-252,6 0С) in tališčih (-259,2 0С).
Vodik je lažji od zraka, D (v zraku) = 0,069; rahlo topen v vodi (2 volumna H2 se raztopita v 100 volumnih H2O). Zato se vodik, proizveden v laboratoriju, lahko zbira z metodami izpodrivanja zraka ali vode.

Pridobivanje vodika

V laboratoriju:

1. Delovanje razredčenih kislin na kovine:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Interakcija alkalijskih in alkalnih kovin z vodo:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hidroliza hidridov: kovinski hidridi se zlahka razgradijo z vodo s tvorbo ustrezne alkalije in vodika:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Delovanje alkalij na cink ali aluminij ali silicij:
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 vode. Za povečanje električne prevodnosti vode ji dodamo elektrolit, na primer NaOH, H 2 SO 4 ali Na 2 SO 4. Na katodi nastaneta 2 volumna vodika, na anodi - 1 prostornina kisika.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Industrijska proizvodnja vodika

1. Pretvorba metana s paro, Ni 800 °C (najcenejši):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Skupaj:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vodna para skozi vroč koks pri 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Nastali ogljikov monoksid (IV) absorbira voda, na ta način dobimo 50 % industrijskega vodika.

3. S segrevanjem metana na 350 °C v prisotnosti železovega ali nikljevega katalizatorja:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza vodnih raztopin KCl ali NaCl kot stranskega produkta:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Kemijske lastnosti vodika

• V spojinah je vodik vedno enovalenten. Ima oksidacijsko stanje +1, v kovinskih hidridih pa -1.
• Molekula vodika je sestavljena iz dveh atomov. Pojav vezi med njima je razložen s tvorbo posplošenega para elektronov H: H ali H 2
• Zaradi te posploševanja elektronov je molekula H 2 energetsko bolj stabilna kot njeni posamezni atomi. Za razbijanje molekule na atome v 1 molu vodika je potrebno porabiti energijo 436 kJ: H 2 = 2H, ∆H ° = 436 kJ / mol
• To pojasnjuje relativno nizko aktivnost molekularnega vodika pri običajni temperaturi.
• S številnimi nekovinami vodik tvori plinaste spojine, kot so RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Tvori vodikove halogenide s halogeni:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Hkrati eksplodira s fluorom, s klorom in bromom reagira le pri osvetlitvi ali segrevanju, z jodom pa le pri segrevanju.

2) S kisikom:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
s sproščanjem toplote. Pri običajnih temperaturah reakcija poteka počasi, nad 550 ° C - s eksplozijo. Mešanica 2 volumnov H 2 in 1 volumna O 2 se imenuje eksplozivni plin.

3) Pri segrevanju močno reagira z žveplom (veliko težje pri selenu in teluriju):
H 2 + S → H 2 S (vodikov sulfid),

4) Z dušikom s tvorbo amoniaka samo na katalizatorju in pri povišanih temperaturah in tlakih:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Z ogljikom pri visokih temperaturah:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Tvori hidride z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami (vodik je oksidant):
H 2 + 2Li → 2LiH
v kovinskih hidridih je vodikov ion negativno nabit (oksidacijsko stanje -1), to je, da je hidrid Na + H - zgrajen kot klorid Na + Cl -

S kompleksnimi snovmi:

7) S kovinskimi oksidi (uporabljajo se za obnavljanje kovin):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) z ogljikovim monoksidom (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza - plin (mešanica vodika in ogljikovega monoksida) je velikega praktičnega pomena, saj se glede na temperaturo, tlak in katalizator tvorijo različne organske spojine, na primer HCHO, CH 3 OH in druge.

9) Nenasičeni ogljikovodiki reagirajo z vodikom in se spremenijo v nasičene:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

10.1 Vodik

Ime "vodik" se nanaša tako na kemični element kot na preprosto snov. Element vodik je sestavljen iz vodikovih atomov. preprosta snov vodik je sestavljen iz molekul vodika.

a) Kemični element vodik

V naravnem nizu elementov je zaporedna številka vodika 1. V sistemu elementov je vodik v prvi periodi v skupini IA ali VIIA.

Vodik je eden najpogostejših elementov na Zemlji. Molarni delež vodikovih atomov v atmosferi, hidrosferi in litosferi Zemlje (skupaj se imenuje zemeljska skorja) je 0,17. Najdemo ga v vodi, številnih mineralih, olju, zemeljskem plinu, rastlinah in živalih. Povprečno človeško telo vsebuje približno 7 kilogramov vodika.

Obstajajo trije izotopi vodika:
a) lahki vodik - protij,
b) težki vodik - devterij(D)
c) supertežki vodik - tritij(T).

Tritij je nestabilen (radioaktiven) izotop, zato se v naravi praktično ne pojavlja. Deuterij je stabilen, vendar ga je zelo malo: w D = 0,015 % (od mase vsega zemeljskega vodika). Zato se atomska masa vodika zelo malo razlikuje od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Vodikov atom

Iz prejšnjih oddelkov tečaja kemije že poznate naslednje značilnosti atoma vodika:

Valenčne zmogljivosti vodikovega atoma so določene s prisotnostjo enega elektrona v eni valenčni orbitali. Zaradi velike ionizacijske energije atom vodika ni nagnjen k darovanju elektrona, ne previsoka elektronska afiniteta pa vodi v rahlo težnjo, da ga sprejme. Posledično je v kemičnih sistemih tvorba kationa H nemogoča, spojine z anionom H pa niso zelo stabilne. Tako je tvorba kovalentne vezi z drugimi atomi zaradi enega neparnega elektrona najbolj značilna za atom vodika. Tako v primeru tvorbe aniona kot v primeru tvorbe kovalentne vezi je atom vodika enovalenten.
V preprosti snovi je oksidacijsko stanje vodikovih atomov nič, v večini spojin ima vodik oksidacijsko stanje +I in le v hidridih najmanj elektronegativnih elementov v vodiku je oksidacijsko stanje –I.
Podatki o valenčnih zmožnostih vodikovega atoma so podani v tabeli 28. Valenčno stanje atoma vodika, ki je vezan z eno kovalentno vezjo s katerim koli atomom, je v tabeli označeno s simbolom "H-".

Tabela 28Valenčne možnosti atoma vodika

V periodnem sistemu se vodik nahaja v dveh skupinah elementov, ki sta si po svojih lastnostih popolnoma nasprotna. Ta lastnost ga naredi popolnoma edinstvenega. Vodik ni le element ali snov, ampak je tudi sestavni del številnih kompleksnih spojin, organogeni in biogeni element. Zato podrobneje preučimo njegove lastnosti in značilnosti. Sproščanje gorljivega plina med interakcijo kovin in kislin so opazili že v 16. stoletju, torej med nastajanjem kemije kot znanosti. Slavni angleški znanstvenik Henry Cavendish je snov preučeval od leta 1766 in ji dal ime "gorljivi zrak". Pri gorenju je ta plin proizvajal vodo. Žal mu je znanstvenikova privrženost teoriji flogistona (hipotetična "hiperfina snov") preprečila, da bi prišel do pravih zaključkov. Francoski kemik in naravoslovec A. Lavoisier je skupaj z inženirjem J. Meunierjem in s pomočjo posebnih plinometrov leta 1783 izvedel sintezo vode, nato pa njeno analizo z razgradnjo vodne pare z vročim železom. Tako so znanstveniki lahko prišli do pravih zaključkov. Ugotovili so, da "gorljivi zrak" ni le del vode, ampak ga je mogoče tudi pridobiti iz nje. Leta 1787 je Lavoisier predlagal, da je preučevani plin preprosta snov in je zato eden od primarnih kemičnih elementov. Imenoval ga je vodik (iz grških besed hydor - voda + gennao - rodim), torej "roditi vodo". Rusko ime "vodik" je leta 1824 predlagal kemik M. Solovjov. Določanje sestave vode je pomenilo konec "teorije flogistona". Na prelomu iz 18. v 19. stoletje je bilo ugotovljeno, da je atom vodika zelo lahek (v primerjavi z atomi drugih elementov) in njegova masa je bila vzeta kot glavna enota za primerjavo atomskih mas, tako da je bila vrednost enaka 1. Fizične lastnosti Vodik je najlažja od vseh znanih snovi (je 14,4-krat lažji od zraka), njegova gostota je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ta material se topi (strdi) in vre (utekočini) pri -259,1 ° C oziroma -252,8 ° C (samo helij ima nižje vrelišče in tališče t °). Kritična temperatura vodika je izjemno nizka (-240 °C). Zaradi tega je njegovo utekočinjanje precej zapleten in drag proces. Kritični tlak snovi je 12,8 kgf / cm², kritična gostota pa 0,0312 g / cm³. Med vsemi plini ima vodik najvišjo toplotno prevodnost: pri 1 atm in 0 ° C je 0,174 W / (mxK). Specifična toplotna kapaciteta snovi pod enakimi pogoji je 14,208 kJ / (kgxK) ali 3,394 cal / (gh °C). Ta element je rahlo topen v vodi (približno 0,0182 ml / g pri 1 atm in 20 ° C), vendar dobro - v večini kovin (Ni, Pt, Pa in drugi), zlasti v paladiju (približno 850 volumnov na volumen Pd) . Slednja lastnost je povezana z njeno sposobnostjo difuzije, medtem ko lahko difuzijo skozi ogljikovo zlitino (na primer jeklo) spremlja uničenje zlitine zaradi interakcije vodika z ogljikom (ta postopek se imenuje dekarbonizacija). V tekočem stanju je snov zelo lahka (gostota - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) in tekoča (viskoznost - 13,8 stopinje Celzija pod enakimi pogoji). V mnogih spojinah ima ta element valenco +1 (oksidacijsko stanje), podobno kot natrij in druge alkalijske kovine. Običajno se šteje za analog teh kovin. V skladu s tem vodi I skupino sistema Mendeleev. V kovinskih hidridih ima vodikov ion negativen naboj (oksidacijsko stanje je -1), to pomeni, da ima Na + H- strukturo, podobno Na + Cl- kloridu. V skladu s tem in nekaterimi drugimi dejstvi (bližina fizikalnih lastnosti elementa "H" in halogenov, sposobnost zamenjave s halogeni v organskih spojinah) je vodik dodeljen skupini VII Mendelejevega sistema. V normalnih pogojih ima molekularni vodik nizko aktivnost, neposredno se združuje le z najbolj aktivnimi nekovinami (s fluorom in klorom, s slednjim - na svetlobi). Po drugi strani, ko se segreje, sodeluje s številnimi kemičnimi elementi. Atomski vodik ima povečano kemično aktivnost (v primerjavi z molekularnim vodikom). S kisikom tvori vodo po formuli: Н₂ + ½О₂ = Н₂О, sprošča 285,937 kJ/mol toplote ali 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Pri normalnih temperaturnih pogojih reakcija poteka precej počasi, pri t ° >= 550 ° C pa je nenadzorovana. Meje eksplozivnosti mešanice vodika + kisika po prostornini so 4–94 % H₂, zmesi vodika + zraka pa 4–74 % H₂ (mešanica dveh volumnov H₂ in enega volumna O₂ se imenuje eksplozivni plin). Ta element se uporablja za zmanjšanje večine kovin, saj jemlje kisik iz oksidov: Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4N₂О, CuO + H₂ = Cu + H2O itd. Z različnimi halogeni vodik tvori vodikove halogenide, na primer: H2 + Cl2 = 2HCl. Vendar pa pri reakciji s fluorom vodik eksplodira (to se zgodi tudi v temi, pri -252 °C), reagira z bromom in klorom le pri segrevanju ali osvetlitvi, z jodom pa le pri segrevanju. Pri interakciji z dušikom nastane amoniak, vendar le na katalizatorju, pri povišanih tlakih in temperaturah: ZN2 + N2 = 2NH3. Pri segrevanju vodik aktivno reagira z žveplom: H2 + S = H2S (vodikov sulfid), in veliko težje - s telurom ali selenom. Vodik reagira s čistim ogljikom brez katalizatorja, vendar pri visokih temperaturah: 2H2 + C (amorfno) = CH4 (metan). Ta snov neposredno reagira z nekaterimi kovinami (alkalnimi, zemeljskoalkalnimi in drugimi), pri čemer tvori hidride, na primer: Н2 + 2Li = 2LiH. Ni malo praktičnega pomena so interakcije vodika in ogljikovega monoksida (II). V tem primeru se glede na tlak, temperaturo in katalizator tvorijo različne organske spojine: HCHO, CH₃OH itd. Nenasičeni ogljikovodiki se med reakcijo spremenijo v nasičene, npr. С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂. Vodik in njegove spojine igrajo izjemno vlogo v kemiji. Določa kisle lastnosti t.i. protinske kisline tvorijo vodikove vezi z različnimi elementi, kar pomembno vpliva na lastnosti številnih anorganskih in organskih spojin. Pridobivanje vodika Glavne vrste surovin za industrijsko proizvodnjo tega elementa so rafinerijski plini, naravni gorljivi in ​​koksarni plini. Pridobiva se tudi iz vode z elektrolizo (v krajih z dostopno elektriko). Ena najpomembnejših metod za pridobivanje materiala iz zemeljskega plina je katalitična interakcija ogljikovodikov, predvsem metana, z vodno paro (t. i. pretvorba). Na primer: CH4 + H2O = CO + ZH2. Nepopolna oksidacija ogljikovodikov s kisikom: CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂. Sintetiziran ogljikov monoksid (II) se pretvori: CO + H2O = CO2 + H2. Vodik, proizveden iz zemeljskega plina, je najcenejši. Za elektrolizo vode se uporablja enosmerni tok, ki poteka skozi raztopino NaOH ali KOH (kisline se ne uporabljajo za preprečevanje korozije opreme). V laboratorijskih pogojih se material pridobi z elektrolizo vode ali kot posledica reakcije med klorovodikovo kislino in cinkom. Vendar se pogosteje uporablja že pripravljen tovarniški material v jeklenkah. Iz rafinerijskih plinov in koksninskega plina se ta element izolira z odstranitvijo vseh ostalih sestavin plinske mešanice, saj se med globokim hlajenjem lažje utekočinijo. Ta material so začeli industrijsko pridobivati ​​konec 18. stoletja. Nato so ga uporabili za polnjenje balonov. Trenutno se vodik široko uporablja v industriji, predvsem v kemični industriji, za proizvodnjo amoniaka. Množični potrošniki snovi so proizvajalci metilnih in drugih alkoholov, sintetičnega bencina in številnih drugih izdelkov. Pridobivajo se s sintezo iz ogljikovega monoksida (II) in vodika. Vodik se uporablja za hidrogeniranje težkih in trdnih tekočih goriv, ​​maščob itd., za sintezo HCl, hidrotretiranje naftnih derivatov, pa tudi pri rezanju/varjenju kovin. Najpomembnejši elementi za jedrsko energijo so njeni izotopi - tritij in devterij. Biološka vloga vodika Približno 10% mase živih organizmov (v povprečju) pade na ta element. Je del vode in najpomembnejših skupin naravnih spojin, vključno z beljakovinami, nukleinskimi kislinami, lipidi, ogljikovimi hidrati. Čemu služi? Ta material ima odločilno vlogo: pri ohranjanju prostorske strukture beljakovin (kvaternarne), pri izvajanju načela komplementarnosti nukleinskih kislin (tj. pri izvajanju in shranjevanju genetskih informacij), na splošno pri »prepoznavanju« na molekularni ravni. ravni. Vodikov ion H+ sodeluje pri pomembnih dinamičnih reakcijah/procesih v telesu. Vključno z: pri biološki oksidaciji, ki živim celicam zagotavlja energijo, pri reakcijah biosinteze, pri fotosintezi v rastlinah, pri fotosintezi bakterij in fiksaciji dušika, pri ohranjanju kislinsko-bazičnega ravnovesja in homeostaze, v procesih membranskega transporta. Skupaj z ogljikom in kisikom tvori funkcionalno in strukturno osnovo pojavov življenja. Industrijske metode za pridobivanje preprostih snovi so odvisne od oblike, v kateri se ustrezen element nahaja v naravi, torej kaj je lahko surovina za njegovo proizvodnjo. Torej kisik, ki je na voljo v prostem stanju, dobimo na fizičen način - z izolacijo iz tekočega zraka. Skoraj ves vodik je v obliki spojin, zato se za njegovo pridobivanje uporabljajo kemične metode. Zlasti se lahko uporabijo reakcije razgradnje. Eden od načinov pridobivanja vodika je reakcija razgradnje vode z električnim tokom. Glavna industrijska metoda za proizvodnjo vodika je reakcija z vodo metana, ki je del zemeljskega plina. Izvaja se pri visoki temperaturi (lahko je preveriti, da ko metan prehaja tudi skozi vrelo vodo, ne pride do reakcije): CH 4 + 2H 2 0 \u003d CO 2 + 4H 2 - 165 kJ V laboratoriju se za pridobivanje preprostih snovi ne uporabljajo nujno naravne surovine, ampak se izberejo tiste začetne snovi, iz katerih je lažje izolirati potrebno snov. Na primer, v laboratoriju kisika ne dobimo iz zraka. Enako velja za proizvodnjo vodika. Ena od laboratorijskih metod za pridobivanje vodika, ki se včasih uporablja v industriji, je razgradnja vode z električnim tokom. Vodik se običajno proizvaja v laboratoriju z reakcijo cinka s klorovodikovo kislino. V industriji 1.Elektroliza vodnih raztopin soli: 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2 2.Prehajanje vodne pare čez vroč koks pri približno 1000°C: H 2 O + C ⇄ H 2 + CO 3.Iz zemeljskega plina. Pretvorba pare: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Katalitična oksidacija kisika: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2 4. Krekiranje in reformiranje ogljikovodikov v procesu rafiniranja nafte. V laboratoriju 1.Delovanje razredčenih kislin na kovine. Za izvedbo takšne reakcije se najpogosteje uporabljata cink in klorovodikova kislina: Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 2.Interakcija kalcija z vodo: Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2 3.Hidroliza hidridov: NaH + H 2 O → NaOH + H 2 4.Delovanje alkalij na cink ali aluminij: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2 5.S pomočjo elektrolize. Med elektrolizo vodnih raztopin alkalij ali kislin se na katodi sprošča vodik, na primer: 2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O Bioreaktor za proizvodnjo vodika Fizične lastnosti Plinasti vodik lahko obstaja v dveh oblikah (modifikacijah) - v obliki orto - in paravodika. V molekuli ortovodika (mp −259,10 °C, bp −252,56 °C) so jedrski vrtljaji usmerjeni na enak način (vzporedno), medtem ko v paravodiku (mp −259,32 °C, t bp −252,89 °C) - nasprotno usmerjeni. drug proti drugemu (protivzporedno). Alotropne oblike vodika lahko ločimo z adsorpcijo na aktivnem oglju pri temperaturi tekočega dušika. Pri zelo nizkih temperaturah se ravnotežje med ortovodikom in paravodikom skoraj v celoti premakne proti slednjemu. Pri 80 K je razmerje stranic približno 1:1. Desorbirani paravodik se pri segrevanju pretvori v ortovodik do tvorbe ravnotežne zmesi pri sobni temperaturi (orto-para: 75:25). Brez katalizatorja se transformacija odvija počasi, kar omogoča preučevanje lastnosti posameznih alotropnih oblik. Molekula vodika je dvoatomska - H₂. V normalnih pogojih je plin brez barve, vonja in okusa. Vodik je najlažji plin, njegova gostota je večkrat manjša od gostote zraka. Očitno je, da manjša kot je masa molekul, večja je njihova hitrost pri enaki temperaturi. Kot najlažje se molekule vodika gibljejo hitreje kot molekule katerega koli drugega plina in tako lahko hitreje prenašajo toploto z enega telesa na drugo. Iz tega sledi, da ima vodik najvišjo toplotno prevodnost med plinastimi snovmi. Njegova toplotna prevodnost je približno sedemkrat višja od toplotne prevodnosti zraka. Kemijske lastnosti Molekule vodika H₂ so precej močne in da vodik reagira, je treba porabiti veliko energije: H 2 \u003d 2H - 432 kJ. Zato vodik pri običajnih temperaturah reagira le z zelo aktivnimi kovinami, na primer z kalcij, ki tvori kalcijev hidrid: Ca + H 2 \u003d CaH 2 in z edino nekovino - fluorom, tvori vodikov fluorid: F 2 + H 2 = 2HF Z večino kovin in nekovin vodik reagira pri povišanih temperaturah oz. pod drugimi vplivi, kot je razsvetljava. Nekaterim oksidom lahko "odvzame" kisik, na primer: CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 0 Napisana enačba odraža reakcijo redukcije. Redukcijskim reakcijam pravimo procesi, zaradi katerih se spojini odvzame kisik; Snovi, ki odvzamejo kisik, se imenujejo redukci (sami oksidirajo). Nadalje bo podana še ena definicija pojmov "oksidacija" in "redukcija". In ta definicija, zgodovinsko prva, ohranja svoj pomen v današnjem času, zlasti v organski kemiji. Reakcija redukcije je nasprotna reakciji oksidacije. Obe reakciji vedno potekata istočasno kot en proces: ko se ena snov oksidira (reducira), se druga nujno reducira (oksidira) hkrati. N 2 + 3H 2 → 2 NH 3 Oblike s halogeni vodikovi halogenidi: F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija poteka z eksplozijo v temi in pri kateri koli temperaturi, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija poteka z eksplozijo, samo na svetlobi. Pri močnem segrevanju sodeluje s sajami: C + 2H 2 → CH 4 Interakcija z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami Vodik se tvori z aktivnimi kovinami hidridi: Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2 hidridi- slane, trdne snovi, ki se zlahka hidrolizirajo: CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2 Interakcija s kovinskimi oksidi (običajno d-elementi) Oksidi se reducirajo v kovine: CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O Hidrogenacija organskih spojin Pod delovanjem vodika na nenasičene ogljikovodike v prisotnosti nikljevega katalizatorja in povišane temperature pride do reakcije hidrogeniranje: CH 2 \u003d CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3 Vodik reducira aldehide v alkohole: CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH. Geokemija vodika Vodik je glavni gradbeni material vesolja. Je najpogostejši element, vsi elementi pa nastanejo iz njega kot posledica termonuklearnih in jedrskih reakcij. Prosti vodik H 2 je v kopenskih plinih razmeroma redek, v obliki vode pa ima izjemno pomembno vlogo v geokemičnih procesih. Vodik je lahko prisoten v mineralih v obliki amonijevih ionov, hidroksilnih ionov in kristalne vode. V ozračju se vodik nenehno proizvaja kot posledica razgradnje vode s sončnim sevanjem. Migrira v zgornjo atmosfero in pobegne v vesolje. Aplikacija Energija vodika Atomski vodik se uporablja za varjenje z atomskim vodikom. V živilski industriji je vodik registriran kot aditiv za živila. E949 kot plin za pakiranje. Značilnosti cirkulacije Vodik, ko se pomeša z zrakom, tvori eksplozivno zmes - tako imenovani detonacijski plin. Ta plin je najbolj eksploziven, če je volumsko razmerje vodika in kisika 2:1 oziroma je vodik in zrak približno 2:5, saj zrak vsebuje približno 21 % kisika. Tudi vodik je vnetljiv. Tekoči vodik lahko povzroči hude ozebline, če pride v stik s kožo. Eksplozivne koncentracije vodika s kisikom se pojavijo od 4 % do 96 % prostornine. Pri mešanju z zrakom od 4 % do 75 (74) % prostornine. Uporaba vodika V kemični industriji se vodik uporablja pri proizvodnji amoniaka, mila in plastike. V živilski industriji se margarina izdeluje iz tekočih rastlinskih olj z uporabo vodika. Vodik je zelo lahek in se vedno dviga v zrak. Nekoč so bile zračne ladje in baloni napolnjeni z vodikom. Toda v 30-ih letih. 20. stoletje bilo je več strašnih nesreč, ko so zračne ladje eksplodirale in gorele. Danes so zračne ladje napolnjene s helijem. Vodik se uporablja tudi kot raketno gorivo. Nekega dne se bo vodik lahko široko uporabljal kot gorivo za avtomobile in tovornjake. Vodikovi motorji ne onesnažujejo okolja in oddajajo le vodno paro (vendar sama proizvodnja vodika povzroči nekaj onesnaženja okolja). Naše Sonce je večinoma sestavljeno iz vodika. Sončna toplota in svetloba sta posledica sproščanja jedrske energije med fuzijo vodikovih jeder. Uporaba vodika kot goriva (gospodarska učinkovitost) Najpomembnejša lastnost snovi, ki se uporabljajo kot gorivo, je njihova toplota zgorevanja. Iz tečaja splošne kemije je znano, da reakcija interakcije vodika s kisikom poteka s sproščanjem toplote. Če vzamemo 1 mol H 2 (2 g) in 0,5 mol O 2 (16 g) pod standardnimi pogoji in vzbudimo reakcijo, potem po enačbi H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O po zaključku reakcije nastane 1 mol H 2 O (18 g) s sproščanjem energije 285,8 kJ / mol (za primerjavo: toplota zgorevanja acetilena je 1300 kJ / mol, propana - 2200 kJ / mol) . 1 m³ vodika tehta 89,8 g (44,9 mola). Zato bo za pridobitev 1 m³ vodika porabljenih 12832,4 kJ energije. Če upoštevamo dejstvo, da je 1 kWh = 3600 kJ, dobimo 3,56 kWh električne energije. Če poznamo tarifo za 1 kWh električne energije in stroške 1 m³ plina, lahko sklepamo, da je priporočljivo preiti na vodikovo gorivo. Na primer, eksperimentalni model Honda FCX 3. generacije s 156-litrskim rezervoarjem za vodik (ki vsebuje 3,12 kg vodika pri tlaku 25 MPa) prevozi 355 km. Skladno s tem dobimo 123,8 kWh iz 3,12 kg H2. Na 100 km bo poraba energije znašala 36,97 kWh. Če poznamo stroške električne energije, stroške plina ali bencina, njihovo porabo za avtomobil na 100 km, je enostavno izračunati negativni gospodarski učinek prehoda avtomobilov na vodikovo gorivo. Recimo (Rusija 2008), 10 centov na kWh električne energije vodi v dejstvo, da 1 m³ vodika povzroči ceno 35,6 centa, in ob upoštevanju učinkovitosti razgradnje vode 40-45 centov, enako količino kWh izgorevanja bencina stane 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centov/l=34 centov po maloprodajnih cenah, medtem ko smo za vodik izračunali idealno varianto, brez upoštevanja prevoza, amortizacije opreme ipd. Za metan z zgorevalno energijo približno 39 MJ na m³, bo rezultat dva do štirikrat nižji zaradi razlike v ceni (1 m³ za Ukrajino stane 179 $, za Evropo pa 350 $). To pomeni, da bo enaka količina metana stala 10-20 centov. Ne smemo pa pozabiti, da pri kurjenju vodika dobimo čisto vodo, iz katere smo ga pridobili. Se pravi, imamo obnovljivo skladiščnik energije brez škode za okolje, za razliko od plina ali bencina, ki sta primarni vir energije. Php na vrstici 377 Opozorilo: Zahtevaj(http://www..php): ni uspelo odpreti toka: ni bilo mogoče najti ustreznega ovoja v /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php na vrstici 377 Fatal napaka: Zahtevaj(): Neuspešno odpiranje zahteva "http://www..php" (include_path="..php v vrstici 377

Valenčno stanje				Primeri kemikalij
			jaz 0 -JAZ	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 , CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 , NaHCO 3 , KOH H2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Molekula vodika

Dvoatomska vodikova molekula H 2 nastane, ko so atomi vodika vezani z edino možno kovalentno vezjo. Komunikacijo tvori mehanizem izmenjave. Glede na način prekrivanja elektronskih oblakov je to s-vez (slika 10.1 ampak). Ker so atomi enaki, je vez nepolarna.

Medatomska razdalja (natančneje, ravnotežna medatomska razdalja, ker atomi vibrirajo) v molekuli vodika r(H-H) = 0,74 A (slika 10.1 v), kar je veliko manj od vsote orbitalnih polmerov (1,06 A). Posledično se elektronski oblaki veznih atomov globoko prekrivajo (slika 10.1 b), in vez v molekuli vodika je močna. O tem priča tudi precej velika vrednost vezavne energije (454 kJ/mol).
Če obliko molekule označimo z mejno površino (podobno kot mejna površina elektronskega oblaka), potem lahko rečemo, da ima molekula vodika obliko rahlo deformirane (podolgovate) kroglice (slika 10.1). G).

d) vodik (snov)

V normalnih pogojih je vodik brezbarven plin brez vonja. V majhnih količinah ni strupen. Trden vodik se topi pri 14 K (–259 °C), tekoči vodik pa vre pri 20 K (–253 °C). Nizko tališče in vrelišče, zelo majhen temperaturni interval za obstoj tekočega vodika (le 6 °C), pa tudi majhne molske toplote taljenja (0,117 kJ/mol) in izhlapevanja (0,903 kJ/mol) kažejo, da so medmolekulske vezi v vodiku zelo šibka.
Gostota vodika r (H 2) = (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Za primerjavo: povprečna gostota zraka je 1,29 g/l. To pomeni, da je vodik 14,5-krat "lažji" od zraka. V vodi je praktično netopen.
Pri sobni temperaturi je vodik neaktiven, pri segrevanju pa reagira s številnimi snovmi. V teh reakcijah lahko atomi vodika povečajo ali zmanjšajo svoje oksidacijsko stanje: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + I.
V prvem primeru je vodik oksidant, na primer v reakcijah z natrijem ali kalcijem: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Toda redukcijske lastnosti so bolj značilne za vodik: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Pri segrevanju vodik oksidira ne le kisik, ampak tudi nekatere druge nekovine, kot so fluor, klor, žveplo in celo dušik.
V laboratoriju z reakcijo nastane vodik

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

Namesto cinka lahko uporabimo železo, aluminij in nekatere druge kovine, namesto žveplove kisline pa nekatere druge razredčene kisline. Nastali vodik zberemo v epruveto z metodo izpodrivanja vode (glej sliko 10.2 b) ali preprosto v obrnjeno bučko (slika 10.2 ampak).

V industriji se vodik v velikih količinah pridobiva iz zemeljskega plina (predvsem metana) z interakcijo z vodno paro pri 800 °C v prisotnosti nikljevega katalizatorja:

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

ali obdelani pri visoki temperaturi z vodno paro premoga:

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

Čisti vodik dobimo iz vode z razgradnjo z električnim tokom (podvržen elektrolizi):

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

e) Vodikove spojine

Hidridi (binarne spojine, ki vsebujejo vodik) so razdeljene na dve glavni vrsti:
a) nestanoviten (molekularni) hidridi,
b) soli podobni (ionski) hidridi.
Elementi skupine IVA - VIIA in bor tvorijo molekularne hidride. Od tega so stabilni le hidridi elementov, ki tvorijo nekovine:

B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4 ; PH 3 ; H2S; HCl
AH 3 ; H2Se; HBr
H2Te; Živjo
Z izjemo vode so vse te spojine plinaste snovi pri sobni temperaturi, od tod tudi njihovo ime - "hlapni hidridi".
Nekateri elementi, ki tvorijo nekovine, so vključeni tudi v kompleksnejše hidride. Na primer, ogljik tvori spojine s splošno formulo C n H2 n+2, C n H2 n, C n H2 n-2 in drugi, kje n je lahko zelo velika (organska kemija preučuje te spojine).
Ionski hidridi vključujejo alkalijske, zemeljskoalkalijske in magnezijeve hidride. Kristali teh hidridov so sestavljeni iz H anionov in kovinskih kationov v najvišjem oksidacijskem stanju Me ali Me 2 (odvisno od skupine sistema elementov).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Tako ionski kot skoraj vsi molekularni hidridi (razen H 2 O in HF) so redukcijska sredstva, vendar imajo ionski hidridi redukcijske lastnosti veliko močnejše od molekularnih.
Poleg hidridov je vodik del hidroksidov in nekaterih soli. Z lastnostmi teh kompleksnejših vodikovih spojin se boste seznanili v naslednjih poglavjih.
Glavni porabniki vodika, proizvedenega v industriji, so obrati za proizvodnjo amoniaka in dušikovih gnojil, kjer se amoniak pridobiva neposredno iz dušika in vodika:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt je katalizator).

Vodik se v velikih količinah uporablja za proizvodnjo metilnega alkohola (metanola) z reakcijo 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizator), pa tudi pri proizvodnji vodikovega klorida, ki se pridobiva neposredno iz klora in vodika:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Včasih se vodik v metalurgiji uporablja kot redukcijsko sredstvo pri proizvodnji čistih kovin, na primer: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Iz katerih delcev so sestavljena jedra a) protija, b) devterija, c) tritija?
2. Primerjaj ionizacijsko energijo atoma vodika z ionizacijsko energijo atomov drugih elementov. Kateri element je po tej lastnosti najbližji vodiku?
3. Enako storite z energijo afinitete elektronov
4. Primerjaj smer polarizacije kovalentne vezi in stopnjo oksidacije vodika v spojinah: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Zapiši najpreprostejšo, molekularno, strukturno in prostorsko formulo vodika. Kateri je najpogosteje uporabljen?
6. Pogosto pravijo: "Vodik je lažji od zraka." Kaj je mišljeno s tem? V katerih primerih lahko ta izraz razumemo dobesedno in v katerih ne?
7. Naredite strukturne formule kalijevih in kalcijevih hidridov, pa tudi amoniaka, vodikovega sulfida in vodikovega bromida.
8. Poznavanje molskih toplot fuzije in izhlapevanja vodika določi vrednosti ustreznih specifičnih količin.
9. Za vsako od štirih reakcij, ki ponazarjajo osnovne kemijske lastnosti vodika, naredite elektronsko tehtnico. Naštej oksidacijska in redukcijska sredstva.
10. Določite maso cinka, potrebno za pridobitev 4,48 litra vodika na laboratorijski način.
11. Določite maso in prostornino vodika, ki ju lahko dobimo iz 30 m 3 mešanice metana in vodne pare, vzete v volumskem razmerju 1:2, z izkoristkom 80 %.
12. Sestavite enačbe reakcij, ki potekajo med interakcijo vodika a) s fluorom, b) z žveplom.
13. Spodnje reakcijske sheme ponazarjajo osnovne kemijske lastnosti ionskih hidridov:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Tukaj je M litij, natrij, kalij, rubidij ali cezij. Sestavite enačbe ustreznih reakcij, če je M natrij. Ponazorite kemijske lastnosti kalcijevega hidrida z reakcijskimi enačbami.
14. Z uporabo metode elektronskega ravnotežja napišite enačbe za naslednje reakcije, ki ponazarjajo redukcijske lastnosti nekaterih molekularnih hidridov:
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 Kisik

Tako kot v primeru vodika je beseda "kisik" ime tako kemičnega elementa kot preproste snovi. Razen preproste snovi" kisik"(dioksigen) kemični element kisik tvori drugo preprosto snov, imenovano " ozon"(trikisik). To so alotropne modifikacije kisika. Snov kisik je sestavljena iz molekul kisika O 2 , snov ozon pa iz molekul ozona O 3 .

a) Kemični element kisik

V naravnem nizu elementov je zaporedno število kisika 8. V sistemu elementov je kisik v drugem obdobju v skupini VIA.
Kisik je najpogostejši element na Zemlji. V zemeljski skorji je vsak drugi atom kisikov atom, to pomeni, da je molarni delež kisika v atmosferi, hidrosferi in litosferi Zemlje približno 50%. Kisik (snov) je sestavni del zraka. Volumenski delež kisika v zraku je 21 %. Kisik (element) je del vode, številnih mineralov, pa tudi rastlin in živali. Človeško telo vsebuje povprečno 43 kg kisika.
Naravni kisik je sestavljen iz treh izotopov (16 O, 17 O in 18 O), med katerimi je najpogostejši najlažji izotop 16 O. Zato je atomska masa kisika blizu 16 Dn (15,9994 Dn).

b) atom kisika

Poznate naslednje značilnosti atoma kisika.

Tabela 29Valenčne možnosti atoma kisika

Valenčno stanje				Primeri kemikalij
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II -JAZ 0 +jaz + II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O 2 F 2 OD 2
				NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2 , K 2 O 2 , CaO 2 , BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Te okside lahko štejemo tudi za ionske spojine.
** Atomi kisika v molekuli niso v danem valenčnem stanju; to je le primer snovi z oksidacijskim stanjem atomov kisika enakim nič
Velika energija ionizacije (kot pri vodiku) izključuje nastanek preprostega kationa iz atoma kisika. Energija afinitete do elektronov je precej visoka (skoraj dvakrat višja kot pri vodiku), kar zagotavlja večjo nagnjenost atoma kisika k vezanju elektronov in sposobnost tvorbe anionov O 2A. Toda energija afinitete elektronov atoma kisika je še vedno manjša od energije atomov halogenov in celo drugih elementov skupine VIA. Zato kisikovi anioni ( oksidni ioni) obstajajo le v spojinah kisika z elementi, katerih atomi zelo zlahka darujejo elektrone.
Z delitvijo dveh neparnih elektronov lahko atom kisika tvori dve kovalentni vezi. Dva osamljena para elektronov lahko zaradi nezmožnosti vzbujanja vstopata le v interakcijo darovalec-akceptor. Tako je lahko atom kisika brez upoštevanja množice vezi in hibridizacije v enem od petih valenčnih stanj (tabela 29).
Najbolj značilno za atom kisika je valenčno stanje s W k \u003d 2, to je tvorba dveh kovalentnih vezi zaradi dveh neparnih elektronov.
Zelo visoka elektronegativnost atoma kisika (samo fluor je višji) vodi v dejstvo, da ima kisik v večini njegovih spojin oksidacijsko stanje -II. Obstajajo snovi, pri katerih ima kisik druge vrednosti oksidacijskega stanja, nekatere od njih so navedene v tabeli 29 kot primeri, primerjalna stabilnost pa je prikazana na sl. 10.3.

c) Molekula kisika

Eksperimentalno je bilo ugotovljeno, da dvoatomska kisikova molekula O 2 vsebuje dva neparna elektrona. Z uporabo metode valenčnih vezi takšne elektronske strukture te molekule ni mogoče razložiti. Kljub temu je vez v molekuli kisika po lastnostih blizu kovalentni vezi. Molekula kisika je nepolarna. Medatomska razdalja ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) je manjša od razdalje med atomi, povezanimi z enojno vezjo. Molarna vezavna energija je precej visoka in znaša 498 kJ/mol.

d) kisik (snov)

V normalnih pogojih je kisik brezbarven plin brez vonja. Trden kisik se topi pri 55 K (–218 °C), tekoči kisik pa vre pri 90 K (–183 °C).
Medmolekulske vezi v trdnem in tekočem kisiku so nekoliko močnejše kot v vodiku, kar dokazuje večji temperaturni interval za obstoj tekočega kisika (36 °C) in molarne toplote taljenja (0,446 kJ/mol) in izhlapevanja (6,83). kJ/mol).
Kisik je rahlo topen v vodi: pri 0 ° C se samo 5 volumnov kisika (plina!) raztopi v 100 prostorninah vode (tekočine!)
Visoka nagnjenost atomov kisika k vezanju elektronov in visoka elektronegativnost vodita v dejstvo, da ima kisik le oksidativne lastnosti. Te lastnosti so še posebej izrazite pri visokih temperaturah.
Kisik reagira s številnimi kovinami: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nekovine: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
in kompleksne snovi: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Najpogosteje se kot posledica takšnih reakcij pridobijo različni oksidi (glej poglavje II § 5), vendar se aktivne alkalijske kovine, kot je natrij, pri zgorevanju spremenijo v perokside:

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

Strukturna formula nastalega natrijevega peroksida (Na) 2 (O-O).
Tleči drobec, položen v kisik, se vname. To je priročen in enostaven način za odkrivanje čistega kisika.
V industriji kisik pridobivajo iz zraka z rektfikacijo (kompleksna destilacija), v laboratoriju pa s termično razgradnjo nekaterih spojin, ki vsebujejo kisik, na primer:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalizator);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
in poleg tega s katalitično razgradnjo vodikovega peroksida pri sobni temperaturi: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalizator).
Čisti kisik se v industriji uporablja za intenziviranje tistih procesov, pri katerih pride do oksidacije, in za ustvarjanje visokotemperaturnega plamena. V raketni tehnologiji se tekoči kisik uporablja kot oksidant.
Kisik ima pomembno vlogo pri ohranjanju življenja rastlin, živali in ljudi. V normalnih pogojih človek potrebuje dovolj kisika za vdihavanje zraka. Toda v razmerah, ko ni dovolj zraka ali pa ga sploh ni (na letalih, med potapljanjem, v vesoljskih ladjah itd.), Za dihanje se pripravijo posebne plinske mešanice, ki vsebujejo kisik. Kisik se v medicini uporablja tudi za bolezni, ki povzročajo težave z dihanjem.

e) Ozon in njegove molekule

Ozon O 3 je druga alotropna modifikacija kisika.
Triatomska molekula ozona ima vogalno strukturo na sredini med obema strukturama, ki jih predstavljata naslednje formule:

Ozon je temno moder plin z ostrim vonjem. Zaradi močne oksidativne aktivnosti je strupen. Ozon je pol in pol "težji" od kisika in nekoliko več kot kisik, topen v vodi.
Ozon nastaja v ozračju iz kisika med električnimi razelektritvami strele:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Pri običajnih temperaturah se ozon počasi spreminja v kisik, pri segrevanju pa ta proces poteka s eksplozijo.
Ozon je vsebovan v tako imenovani "ozonski plasti" zemeljske atmosfere, ki ščiti vse življenje na Zemlji pred škodljivimi učinki sončnega sevanja.
V nekaterih mestih se za dezinfekcijo (dekontaminacijo) pitne vode namesto klora uporablja ozon.

Nariši strukturne formule naslednjih snovi: 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 . Poimenujte te snovi. Opišite valenčna stanja kisikovih atomov v teh spojinah.
Določite valenco in oksidacijsko stanje vsakega od atomov kisika.
2. Naredite enačbe za reakcije zgorevanja v kisiku litija, magnezija, aluminija, silicija, rdečega fosforja in selena (atomi selena so oksidirani v oksidacijsko stanje + IV, atomi ostalih elementov v najvišje oksidacijsko stanje ). V katere razrede oksidov spadajo produkti teh reakcij?
3. Koliko litrov ozona lahko dobimo (v normalnih pogojih) a) iz 9 litrov kisika, b) iz 8 g kisika?

Voda je najpogostejša snov v zemeljski skorji. Masa zemeljske vode je ocenjena na 10 18 ton. Voda je osnova hidrosfere našega planeta, poleg tega je vsebovana v ozračju, v obliki ledu tvori polarne kape Zemlje in visokogorske ledenike ter je tudi del različnih kamnin. Masni delež vode v človeškem telesu je približno 70%.
Voda je edina snov, ki ima svoja posebna imena v vseh treh agregacijskih stanjih.

Elektronska struktura molekule vode (slika 10.4 ampak) smo podrobno preučili prej (glej § 7.10).
Zaradi polarnosti O–H vezi in kotne oblike je molekula vode električni dipol.

Za karakterizacijo polarnosti električnega dipola je fizična količina, imenovana " električni moment električnega dipola ali preprosto " dipolni moment".

V kemiji se dipolni moment meri v debajih: 1 D = 3,34. 10–30 C. m

V molekuli vode sta dve polarni kovalentni vezi, to je dva električna dipola, od katerih ima vsak svoj dipolni moment (in). Skupni dipolni moment molekule je enak vektorski vsoti teh dveh momentov (slika 10.5):

(H2O) = ,

kje q 1 in q 2 - delni naboji (+) na atomih vodika in in - medatomske razdalje O - H v molekuli. Ker q 1 = q 2 = q, a , potem

Eksperimentalno ugotovljeni dipolni momenti molekule vode in nekaterih drugih molekul so podani v tabeli.

Tabela 30Dipolni momenti nekaterih polarnih molekul

molekula		molekula		molekula

Glede na dipolno naravo molekule vode je pogosto shematično prikazano na naslednji način:
Čista voda je brezbarvna tekočina brez okusa in vonja. Nekatere osnovne fizikalne lastnosti vode so podane v tabeli.

Tabela 31Nekatere fizikalne lastnosti vode

Velike vrednosti molarne toplote taljenja in izhlapevanja (za red velikosti večje od tistih pri vodiku in kisiku) kažejo, da so molekule vode, tako v trdnih kot v tekočih snoveh, precej močno povezane med seboj. Te povezave se imenujejo vodikove vezi".

ELEKTRIČNI DIPOL, DIPOLNI MOMENT, KOMUNIKACIJSKA POLARNOST, POLARNOST MOLEKULE.
Koliko valenčnih elektronov atoma kisika sodeluje pri tvorbi vezi v molekuli vode?
2. Pri prekrivanju katerih orbital nastanejo vezi med vodikom in kisikom v molekuli vode?
3. Naredi diagram nastanka vezi v molekuli vodikovega peroksida H 2 O 2. Kaj lahko rečete o prostorski strukturi te molekule?
4. Medatomske razdalje v molekulah HF, HCl in HBr so enake 0,92; 1.28 in 1.41. S pomočjo tabele dipolnih momentov izračunajte in primerjajte delne naboje na atomih vodika v teh molekulah.
5. Medatomske razdalje S - H v molekuli vodikovega sulfida so enake 1,34, kot med vezmi pa je 92 °. Določite vrednosti delnih nabojev na atomih žvepla in vodika. Kaj lahko rečete o hibridizaciji valenčnih orbital žveplovega atoma?

10.4. vodikova vez

Kot že veste, zaradi pomembne razlike v elektronegativnosti vodika in kisika (2,10 in 3,50) atom vodika v molekuli vode pridobi velik pozitiven delni naboj ( q h = 0,33 e), atom kisika pa ima še večji negativni delni naboj ( q h = -0,66 e). Spomnimo se tudi, da ima atom kisika dva osamljena para elektronov na sp 3-hibridni AO. Atom vodika ene molekule vode privlači atom kisika druge molekule, poleg tega pa napol prazen 1s-AO atoma vodika delno sprejme par elektronov iz atoma kisika. Kot posledica teh interakcij med molekulami nastane posebna vrsta medmolekularnih vezi - vodikova vez.
V primeru vode lahko tvorbo vodikove vezi shematično predstavimo na naslednji način:

V zadnji strukturni formuli tri pike (črtkana poteza, ne elektroni!) kažejo vodikovo vez.

Vodikova vez ne obstaja samo med molekulami vode. Nastane, če sta izpolnjena dva pogoja:
1) v molekuli je močno polarna vez H–E (E je simbol atoma dovolj elektronegativnega elementa),
2) v molekuli je atom E z velikim negativnim delnim nabojem in nedeljenim parom elektronov.
Kot element E so lahko fluor, kisik in dušik. Vodikove vezi so veliko šibkejše, če je E klor ali žveplo.
Primeri snovi z vodikovo vezjo med molekulami: vodikov fluorid, trdni ali tekoči amoniak, etilni alkohol in mnogi drugi.

V tekočem vodikovem fluoridu so njegove molekule povezane z vodikovimi vezmi v precej dolge verige, v tekočem in trdnem amoniaku pa nastanejo tridimenzionalne mreže.
Glede na moč je vodikova vez vmesna med kemično vezjo in drugimi vrstami medmolekularnih vezi. Molarna energija vodikove vezi je običajno v območju od 5 do 50 kJ/mol.
V trdni vodi (to je v ledenih kristalih) so vsi vodikovi atomi vezani na atome kisika, pri čemer vsak atom kisika tvori dve vodikovi vezi (z uporabo obeh osamljenih para elektronov). Takšna struktura naredi led bolj »ohlapnejši« v primerjavi s tekočo vodo, kjer so pretrgane nekatere vodikove vezi, molekule pa dobijo možnost, da se »pakirajo« nekoliko bolj gosto. Ta značilnost strukture ledu pojasnjuje, zakaj ima voda v trdnem stanju za razliko od večine drugih snovi manjšo gostoto kot v tekočem stanju. Voda doseže svojo največjo gostoto pri 4 ° C - pri tej temperaturi se pretrga precej vodikovih vezi, toplotna ekspanzija pa še vedno nima zelo močnega vpliva na gostoto.
Vodikove vezi so zelo pomembne v našem življenju. Predstavljajte si za trenutek, da so se vodikove vezi prenehale tvoriti. Tukaj je nekaj posledic:

• voda pri sobni temperaturi bi postala plinasta, saj bi njeno vrelišče padlo na približno -80°C;
• vsi rezervoarji bi začeli zmrzovati od dna, saj bi bila gostota ledu večja od gostote tekoče vode;
• dvojna vijačnica DNK bi prenehala obstajati in še veliko več.

Navedeni primeri so dovolj, da razumemo, da bi bila v tem primeru narava na našem planetu povsem drugačna.

VODIKOVA VEZ, POGOJI NJENE NASTANKE.
Formula etilnega alkohola je CH3-CH2-O-H. Med katerimi atomi različnih molekul te snovi nastanejo vodikove vezi? Naredite strukturne formule, ki ponazarjajo njihovo tvorbo.
2. Vodikove vezi ne obstajajo samo v posameznih snoveh, ampak tudi v raztopinah. S strukturnimi formulami pokažite, kako nastanejo vodikove vezi v vodni raztopini a) amoniaka, b) vodikovega fluorida, c) etanola (etilnega alkohola). \u003d 2H 2 O.
Obe reakciji potekata v vodi stalno in z enako hitrostjo, zato je v vodi ravnotežje: 2H 2 O AN 3 O + OH.
To ravnovesje se imenuje ravnotežje avtoprotolize voda.

Neposredna reakcija tega reverzibilnega procesa je endotermna, zato se pri segrevanju avtoprotoliza poveča, pri sobni temperaturi pa se ravnotežje premakne v levo, to pomeni, da so koncentracije ionov H 3 O in OH zanemarljive. Čemu so enaki?
Po zakonu množičnega delovanja

Toda zaradi dejstva, da je število reakcijskih molekul vode nepomembno v primerjavi s skupnim številom molekul vode, lahko domnevamo, da se koncentracija vode med avtoprotolizo praktično ne spremeni in 2 = const Tako nizka koncentracija nasprotno nabitih ionov v čisti vodi pojasnjuje, zakaj ta tekočina, čeprav slabo, še vedno prevaja električni tok.

AVTOPROTOLIZA VODE, KONSTANTA AVTOPROTOLIZE (IONSKI PRODUKT) VODE.
Ionski produkt tekočega amoniaka (vrelišče -33 ° C) je 2 10 -28. Napišite enačbo za avtoprotolizo amoniaka. Določite koncentracijo amonijevih ionov v čistem tekočem amoniaku. Električna prevodnost katere od snovi je večja, vode ali tekočega amoniaka?

1. Pridobivanje vodika in njegovo zgorevanje (redukcijske lastnosti).
2. Pridobivanje kisika in zgorevanje snovi v njem (oksidacijske lastnosti).

§3. Reakcijska enačba in kako jo zapisati

Interakcija vodik od kisik, kot je ugotovil Sir Henry Cavendish, vodi do nastanka vode. Uporabimo ta preprost primer, da se naučimo pisati enačbe kemijskih reakcij.
Kaj izhaja iz vodik in kisik, že vemo:

H 2 + O 2 → H 2 O

Zdaj upoštevamo, da atomi kemičnih elementov v kemičnih reakcijah ne izginejo in se ne pojavijo iz nič, se ne spremenijo drug v drugega, ampak kombinirati v novih kombinacijah tvoriti nove molekule. To pomeni, da mora biti v enačbi kemijske reakcije atomov vsake vrste enako število prej reakcije ( levo iz znaka enakosti) in po konec reakcije ( na desni iz znaka enakosti), takole:

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

To je tisto, kar je reakcijska enačba - pogojni zapis tekoče kemične reakcije z uporabo formul snovi in ​​koeficientov.

To pomeni, da v zgornji reakciji dva madeža vodik bi moral reagirati s za en mol kisik, in rezultat bo dva madeža voda.

Interakcija vodik od kisik- sploh ni preprost postopek. To vodi do spremembe oksidacijskih stanj teh elementov. Za izbiro koeficientov v takih enačbah se običajno uporablja metoda " elektronsko tehtnico".

Ko nastane voda iz vodika in kisika, to pomeni vodik spremenilo svoje oksidacijsko stanje iz 0 prej +jaz, ampak kisik- od 0 prej −II. Hkrati pa več (n) elektroni:

Tukaj služijo elektroni, ki darujejo vodik redukcijsko sredstvo in elektroni, ki sprejemajo kisik - oksidant.

Oksidirajoča in redukcijska sredstva

Zdaj pa poglejmo, kako izgledajo procesi dajanja in sprejemanja elektronov ločeno. vodik, ko se sreča z "roparjem" - kisikom, izgubi vso svojo lastnost - dva elektrona, njegovo oksidacijsko stanje pa postane enako +jaz:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Zgodilo se je enačba pol-reakcije oksidacije vodik.

In razbojnik kisik Približno 2, ki je nesrečnemu vodiku vzel zadnje elektrone, je zelo zadovoljen s svojim novim oksidacijskim stanjem -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

tole enačba redukcijske pol-reakcije kisik.

Ostaja še dodati, da sta tako "razbojnik" kot njegova "žrtev" izgubila svojo kemično identiteto in iz preprostih snovi - plinov z dvoatomskimi molekulami. H 2 in Približno 2 spremenili v sestavine nove kemične snovi - voda H 2 O.

Nadalje bomo trdili takole: koliko elektronov je reduktor dal oksidacijskemu razbojniku, toliko je prejel. Število elektronov, ki jih daje redukcijsko sredstvo, mora biti enako številu elektronov, ki jih sprejme oksidant..

Torej potrebujete izenačimo število elektronov v prvi in ​​drugi polovični reakciji. V kemiji je sprejeta naslednja pogojna oblika pisanja enačb polovičnih reakcij:

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

Tukaj sta številki 2 in 1 na levi strani kodrastega oklepaja dejavniki, ki bodo pomagali zagotoviti, da je število danih in prejetih elektronov enako. Upoštevamo, da se v enačbah polovičnih reakcij oddata 2 elektrona, sprejeti pa 4. Za izenačenje števila prejetih in danih elektronov najdemo najmanjši skupni večkratnik in dodatne faktorje. V našem primeru je najmanjši pogost večkratnik 4. Dodatni faktorji bodo 2 za vodik (4: 2 = 2), za kisik pa 1 (4: 4 = 1)
Nastali množitelji bodo služili kot koeficienti prihodnje reakcijske enačbe:

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

vodik oksidirano ne samo ob srečanju kisik. Približno enak učinek na vodik in fluor F2, halogen in znameniti "ropar", in na videz neškodljiv dušik N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

To ima za posledico vodikov fluorid HF oz amoniak NH3.

V obeh spojinah je oksidacijsko stanje vodik postane enakovredna +jaz, ker dobi partnerje v molekuli "požrešne" za tuje elektronsko dobro, z visoko elektronegativnostjo - fluor F in dušik N. Pri dušik vrednost elektronegativnosti se šteje za enako trem konvencionalnim enotam in y fluor na splošno je največja elektronegativnost med vsemi kemičnimi elementi štiri enote. Zato ni čudno, da pustijo revni vodikov atom brez elektronskega okolja.

Ampak vodik mogoče obnoviti- sprejmejo elektrone. To se zgodi, če v reakciji z njim sodelujejo alkalijske kovine ali kalcij, pri katerih je elektronegativnost manjša od elektronegativnosti vodika.

 

---

Preberite:
Starost za poroko Zgodovina valentinovega Kaj se bo zgodilo z vašim telesom, če boste vsak večer pili vino? Torbarski volk ali tasmanski volk Kateri jezik govorijo Šorci?