Pradžia / Vaikiški žaidimai/ IV skyrius. Paprastos ir sudėtingos medžiagos. vandenilis ir deguonis. Cheminės vandenilio savybės. Vandenilio svarba gamtoje

IV skyrius. Paprastos ir sudėtingos medžiagos. vandenilis ir deguonis. Cheminės vandenilio savybės. Vandenilio svarba gamtoje

§3. Reakcijos lygtis ir kaip ją parašyti

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

H 2 + O 2 → H 2 O

Dabar atsižvelgkime į tai, kad cheminių elementų atomai cheminėse reakcijose neišnyksta ir neatsiranda iš nieko, nevirsta vienas į kitą, o sujungti į naujus derinius, formuoja naujas molekules. Tai reiškia, kad cheminės reakcijos lygtyje turi būti vienodas kiekvieno tipo atomų skaičius į reakcijos ( paliko nuo lygybės ženklo) ir po to reakcijos pabaiga ( teisingai iš lygybės ženklo), pavyzdžiui:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Štai viskas reakcijos lygtis - sąlyginis vykstančios cheminės reakcijos registravimas naudojant medžiagų ir koeficientų formules.

Tai reiškia, kad pateiktoje reakcijoje du apgamai vandenilis turi reaguoti su vienas kurmis deguonies, ir rezultatas bus du apgamai vandens.

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

Kai vanduo susidaro iš vandenilio ir deguonies, tai reiškia, kad vandenilis pakeitė savo oksidacijos būseną nuo 0 į +I, A deguonies- nuo 0 į −II. Šiuo atveju keli iš vandenilio atomų perėjo į deguonies atomus. (n) elektronai:

Čia tarnauja vandenilį dovanojantys elektronai reduktorius, o deguonį priimantys elektronai yra oksidatorius.

Oksidatoriai ir reduktoriai

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

N 2 0 - 2 e− = 2Н +I

Suveikė oksidacijos pusinės reakcijos lygtis vandenilis.

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

O2+4 e− = 2O −II

Tai redukcijos pusinės reakcijos lygtis deguonies.

Belieka pridurti, kad tiek „banditas“, tiek jo „auka“ prarado savo cheminį individualumą ir yra pagaminti iš paprastų medžiagų - dujų su dviatomėmis molekulėmis. H 2 Ir O 2 tapo naujo komponentais cheminė medžiaga - vandens H2O.

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

Taigi būtina išlyginti elektronų skaičių pirmosios ir antrosios pusinės reakcijos. Chemijoje priimama tokia įprastinė pusės reakcijos lygčių rašymo forma:

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

Čia skaičiai 2 ir 1, esantys kairėje nuo riestinio skliausto, yra veiksniai, kurie padės užtikrinti, kad duotų ir gautų elektronų skaičius būtų lygus. Atsižvelgkime į tai, kad pusinės reakcijos lygtyse duoti 2 elektronai ir priimti 4, kad išlygintume priimtų ir duotųjų elektronų skaičių, raskite mažiausią bendrąjį kartotinį ir papildomus veiksnius. Mūsų atveju mažiausias bendras kartotinis yra 4. Papildomi vandenilio koeficientai bus 2 (4: 2 = 2), o deguonies - 1 (4: 4 = 1)
Gauti daugikliai bus būsimos reakcijos lygties koeficientai:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II

Vandenilis oksiduojasi ne tik susitikus su deguonies. Poveikis vandeniliui yra maždaug toks pat. fluoras F 2, halogenas ir žinomas „plėšikas“, ir iš pažiūros nekenksmingas azoto N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I

Šiuo atveju paaiškėja vandenilio fluoridas HF arba amoniako NH3.

Abiejuose junginiuose oksidacijos būsena yra vandenilis tampa lygus +I, nes jis gauna molekulių partnerius, kurie yra „godžiai“ kitų žmonių elektroninėms prekėms ir turi didelį elektronegatyvumą - fluoras F Ir azoto N. U azoto elektronegatyvumo reikšmė laikoma lygia trims sutartiniams vienetams, ir fluoras Apskritai didžiausias elektronegatyvumas tarp visų cheminių elementų yra keturi vienetai. Taigi nenuostabu, kad vargšą vandenilio atomą jie paliko be jokios elektroninės aplinkos.

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

S elementų charakteristikos

S-elementų bloką sudaro 13 elementų, kuriems bendras yra išorinio energijos lygio kūrimas jų s-polygio atomuose.

Nors vandenilis ir helis yra priskiriami s elementams, dėl specifinių jų savybių jie turėtų būti nagrinėjami atskirai. Vandenilis, natris, kalis, magnis, kalcis yra gyvybiškai svarbūs elementai.

S-elementų junginiai pasižymi bendromis savybėmis, o tai paaiškinama jų atomų elektroninės struktūros panašumu. Visi išoriniai elektronai yra valentiniai elektronai ir dalyvauja formuojant cheminius ryšius. Todėl maksimali šių elementų oksidacijos būsena junginiuose yra lygi numerį elektronų išoriniame sluoksnyje ir atitinkamai yra lygus grupės, kurioje yra elementas, skaičiui. S-elemento metalų oksidacijos būsena visada yra teigiama. Dar viena ypatybė – atsiskyrus išorinio sluoksnio elektronams, lieka jonas su tauriųjų dujų apvalkalu. Didėjant elemento atominiam skaičiui arba atominiam spinduliui, mažėja jonizacijos energija (nuo 5,39 eV y Li iki 3,83 eV y Fr), didėja elementų redukcijos aktyvumas.

Didžioji dauguma s-elementų junginių yra bespalviai (skirtingai nei d-elementų junginiai), nes spalvą sukeliantis d-elektronų perėjimas nuo mažo energijos lygiaiį aukštesnį energijos lygį.

IA - IIA grupių elementų junginiai yra tipiškos druskos, vandeniniame tirpale jos beveik visiškai disocijuoja į jonus ir nevyksta katijonų hidrolizė (išskyrus Be 2+ ir Mg 2+ druskas).

vandenilio hidrido joninis kovalentinis

Kompleksacija nebūdinga s elemento jonams. S-elementų kristaliniai kompleksai su ligandais H 2 O-kristaliniai hidratai yra žinomi senovės laikai, pavyzdžiui: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-boraksas, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-alūnas. Vandens molekulės kristaliniuose hidratuose yra sugrupuotos aplink katijoną, bet kartais visiškai supa anijoną. Dėl mažo jonų krūvio ir didelio jonų spindulio šarminiai metalai mažiausiai linkę sudaryti kompleksus, įskaitant vandens kompleksus. Ličio, berilio ir magnio jonai veikia kaip kompleksinės medžiagos mažo stabilumo sudėtinguose junginiuose.

Vandenilis. Cheminės savybės vandenilis

Vandenilis yra lengviausias s elementas. Jo elektroninė konfigūracija pagrindinėje būsenoje 1S 1. Vandenilio atomas susideda iš vieno protono ir vieno elektrono. Vandenilio ypatumas yra tas, kad jo valentinis elektronas yra tiesiai veikimo sferoje atomo branduolys. Vandenilis neturi tarpinio elektroninio sluoksnio, todėl vandenilis negali būti laikomas elektroniniu šarminių metalų analogu.

Kaip ir šarminiai metalai, vandenilis yra reduktorius ir jo oksidacijos būsena yra +1. Vandenilio spektrai yra panašūs į šarminių metalų spektrus. Vandenilis panašus į šarminius metalus yra jo gebėjimas tirpaluose gaminti hidratuotą, teigiamai įkrautą H + joną.

Kaip ir halogenui, vandenilio atomui trūksta vieno elektrono. Tai lemia hidrido jono H - egzistavimą.

Be to, kaip ir halogeno atomai, vandenilio atomai pasižymi didele jonizacijos energija (1312 kJ/mol). Taigi periodinėje elementų lentelėje vandenilis užima ypatingą vietą.

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas visatoje, jis sudaro iki pusės saulės ir daugumos žvaigždžių masės.

Saulėje ir kitose planetose vandenilis yra atominės būsenos, tarpžvaigždinėje terpėje iš dalies jonizuotų dviatomių molekulių pavidalu.

Vandenilis turi tris izotopus; protium 1 H, deuteris 2 D ir tritis 3 T, o tritis yra radioaktyvus izotopas.

Vandenilio molekulėms būdingas didelis stiprumas ir mažas poliarizavimas, maži dydžiai ir lengvas svoris ir turi didelį mobilumą. Todėl vandenilio lydymosi temperatūra (-259,2 o C) ir virimo temperatūra (-252,8 o C) yra labai žema. Dėl didelės disociacijos energijos (436 kJ/mol), esant aukštesnei nei 2000 o C temperatūrai, vyksta molekulių skilimas į atomus. Vandenilis yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Jo tankis mažas – 8,99·10 -5 g/cm Esant labai aukštam slėgiui, vandenilis virsta metaline būsena. Manoma, kad tolimose planetose saulės sistema- Jupiteryje ir Saturne vandenilis yra metalinės būsenos. Yra prielaida, kad į žemės šerdies sudėtį taip pat įeina metalinis vandenilis, kur jis randamas super aukštas kraujospūdis sukurtas žemės mantijos.

Cheminės savybės. Kambario temperatūroje molekulinis vandenilis reaguoja tik su fluoru, apšvitintas šviesa - su chloru ir bromu, o kaitinamas O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Vandenilio reakcijos su deguonimi ir halogenais vyksta radikaliu mechanizmu.

Sąveika su chloru yra nešakotos reakcijos pavyzdys, kai jis apšvitinamas šviesa (fotocheminis aktyvinimas) arba kaitinamas (terminis aktyvinimas).

Сl+ H2 = HCl + H (grandinės vystymasis)

H+ Cl2 = HCl + Cl

Detonuojančių dujų – vandenilio ir deguonies mišinio – sprogimas yra šakotosios grandinės proceso pavyzdys, kai grandinės inicijavimas apima ne vieną, o kelis etapus:

H 2 + O 2 = 2OH

H+ O2 = OH+O

O+ H2 = OH+ H

OH + H 2 = H 2 O + H

Sprogimo proceso galima išvengti, jei dirbate su grynu vandeniliu.

Kadangi vandenilis pasižymi teigiama (+1) ir neigiama (-1) oksidacijos būsena, vandenilis gali turėti tiek redukuojančių, tiek oksiduojančių savybių.

Vandenilio redukcinės savybės pasireiškia sąveikaujant su nemetalais:

H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g),

2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g),

Šios reakcijos vyksta išskiriant didelį šilumos kiekį, o tai rodo didelę H-Cl, H-O jungčių energiją (stiprumą). Todėl vandenilis turi redukuojančių savybių daugeliui oksidų ir halogenidų, pavyzdžiui:

Tai yra pagrindas naudoti vandenilį kaip reduktorius gaminant paprastas medžiagas iš halogenidų oksidų.

Dar stipresnis reduktorius yra atominis vandenilis. Jis susidaro iš molekulinės elektroninės iškrovos žemo slėgio sąlygomis.

Vandenilis turi didelį redukcinį aktyvumą išsiskyrimo momentu, kai metalas sąveikauja su rūgštimi. Šis vandenilis redukuoja CrCl 3 iki CrCl 2:

2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 +H2 ^

Vandenilio sąveika su azoto oksidu (II) yra svarbi:

2NO + 2H2 = N2 + H2O

Naudojamas azoto rūgšties gamybos valymo sistemose.

Kaip oksidatorius, vandenilis sąveikauja su aktyviais metalais:

Šiuo atveju vandenilis elgiasi kaip halogenas, sudarydamas panašius į halogenidus hidridai.

I grupės s-elementų hidridai turi NaCl tipo joninę struktūrą. Chemiškai joniniai hidridai elgiasi kaip baziniai junginiai.

Kovalentiniams hidridams priskiriami nemetalinių elementų hidridai, kurie yra mažiau elektronneigiami nei pats vandenilis, pavyzdžiui, SiH 4, BH 3, CH 4 kompozicijos hidridai. Pagal cheminę prigimtį nemetalų hidridai yra rūgštiniai junginiai.

Būdingas hidridų hidrolizės bruožas yra vandenilio išsiskyrimas, vykstantis redokso mechanizmu.

Bazinis hidridas

Rūgšties hidridas

Dėl vandenilio išsiskyrimo hidrolizė vyksta visiškai ir negrįžtamai (?H<0, ?S>0). Šiuo atveju baziniai hidridai sudaro šarmą, o rūgštiniai - rūgštį.

Standartinis sistemos potencialas yra B. Todėl H jonas yra stiprus reduktorius.

Laboratorijoje vandenilis gaunamas reaguojant cinkui su 20% sieros rūgštimi Kipp aparate.

Techniniame cinke dažnai yra smulkių arseno ir stibio priemaišų, kurias vandenilis redukuoja į nuodingas dujas: arsiną SbH 3 ir stabiną SbH. Šis vandenilis gali jus apsinuodyti. Naudojant chemiškai gryną cinką, reakcija vyksta lėtai dėl viršįtampio ir geros vandenilio srovės gauti nepavyksta. Šios reakcijos greitis padidinamas pridedant vario sulfato kristalų.

Daugiau gryno vandenilio susidaro šarmams veikiant silicį arba aliuminį kaitinant:

Pramonėje grynas vandenilis gaunamas elektrolizės būdu vandeniui, kuriame yra elektrolitų (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Elektrolizės metu vandeninio natrio chlorido tirpalo su diafragma, skiriančia katodo ir anodo tarpus, kaip šalutinis produktas susidaro didelis kiekis vandenilio,

Didžiausias vandenilio kiekis gaunamas dujofikuojant kietąjį kurą (antracitą) perkaitintais vandens garais:

Arba paverčiant gamtines dujas (metaną) perkaitintais garais:

Gautas mišinys (sintezės dujos) naudojamas daugelio organinių junginių gamyboje. Vandenilio išeiga gali būti padidinta leidžiant sintezės dujas per katalizatorių, kuris paverčia CO į CO 2 .

Taikymas. Amoniako sintezei sunaudojamas didelis vandenilio kiekis. Vandenilio chlorido ir druskos rūgšties gamybai, hidrinimui augaliniai riebalai, metalų (Mo, W, Fe) atgavimui iš oksidų. Vandenilio-deguonies liepsna naudojama metalų suvirinimui, pjovimui ir lydymui.

Skystas vandenilis naudojamas kaip raketų kuras. Vandenilio kuras yra draugiškas aplinkai ir sunaudoja daugiau energijos nei benzinas, todėl ateityje gali pakeisti naftos produktus. Jau dabar keli šimtai automobilių pasaulyje varomi vandeniliu. Vandenilio energijos problemos yra susijusios su vandenilio saugojimu ir transportavimu. Vandenilis laikomas požeminiuose tanklaiviuose skystoje būsenoje, esant 100 atm slėgiui. Didelio skysto vandenilio kiekio gabenimas kelia rimtą pavojų.

Vandenilis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas Visatoje. Būtent tai yra žvaigždžių degiosios medžiagos pagrindas.

Vandenilis yra pirmasis cheminis Mendelejevo periodinės lentelės elementas. Jo atomas turi paprasčiausią struktūrą: vienas elektronas sukasi aplink elementariosios dalelės „protoną“ (atomo branduolį):

Natūralus vandenilis susideda iš trijų izotopų: protiumo 1H, deuterio 2H ir tričio 3H.

12.1 užduotis. Nurodykite šių izotopų atomų branduolių struktūrą.

Turėdamas vieną elektroną išoriniame lygyje, vandenilio atomas gali turėti vienintelį įmanomą valentiškumą I:

Klausimas. Ar baigtas išorinis lygis susidaro, kai vandenilio atomas priima elektronus?

Taigi vandenilio atomas gali ir priimti, ir atiduoti vienas elektronas, t.y., yra tipiškas nemetalas. IN bet koks junginiai vandenilio atomas vienas Valentino diena

Paprasta medžiaga "vandenilis" H 2- dujos bespalvės ir bekvapės, labai lengvos. Jis blogai tirpsta vandenyje, bet gerai tirpsta daugelyje metalų. Taigi, vienas paladžio tūris Рd sugeria iki 900 tūrių vandenilio.

(1) schema rodo, kad vandenilis gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius, reaguojantis su aktyviais metalais ir daugeliu nemetalų:

12.2 užduotis. Nustatykite, kuriose reakcijose vandenilis yra oksidatorius, o kuriose – reduktorius. atkreipkite dėmesį į tai vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų.

Vandenilio ir deguonies mišinys yra „sprogios dujos“, nes jas užsidegus įvyksta galingas sprogimas, nusinešęs daug gyvybių. Todėl eksperimentai, kurių metu išsiskiria vandenilis, turi būti atliekami toliau nuo ugnies.

Dažniausiai redukuojančias savybes turi vandenilis, kuris naudojamas gryniems metalams iš jų oksidų gaminti*:

* Aliuminis pasižymi panašiomis savybėmis (žr. 10 pamoką – Aliuminiotermija).

Tarp vandenilio ir organinių junginių vyksta įvairios reakcijos. Taigi dėl vandenilio pridėjimo ( hidrinimas) skysti riebalai virsti kietu ( daugiau pamokos 25).

Vandenilis gali būti gaminamas įvairiais būdais:

Metalų sąveika su rūgštimis:

12.3 užduotis. aliuminis, varis ir cinkas su druskos rūgštimi. Kokiais atvejais reakcija nevyksta? Kodėl? Jei kyla sunkumų, žr. 2.2 ir 8.3 pamokas;

Aktyvių metalų sąveika su vandeniu:

12.4 užduotis. Užrašykite šių reakcijų lygtis natris, baris, aliuminis, geležis, švinas. Kokiais atvejais reakcija nevyksta? Kodėl? Jei turite kokių nors sunkumų, žr. 8.3 pamoką.

Pramoniniu mastu vandenilis gaunamas elektrolizės būdu:

taip pat leidžiant vandens garus per karštas geležies drožles:

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Tai sudaro didžioji dalisžvaigždžių masės ir dalyvauja termobranduolinėje sintezėje – energijos šaltinyje, kurį skleidžia šios žvaigždės.

Deguonis

Deguonis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas mūsų planetoje: daugiau nei pusė atomų Žemės pluta sudaro deguonį. Medžiaga deguonis O2 sudaro apie 1/5 mūsų atmosferos, o cheminis elementas deguonis – 8/9 hidrosferos (Pasaulio vandenyno).

Mendelejevo periodinėje lentelėje deguonis turi serijos numeris 8 ir yra antrojo periodo VI grupėje. Todėl deguonies atomo struktūra yra tokia:

Turėdamas 6 elektronus išoriniame lygyje, deguonis yra tipiškas nemetalas, t.y. du elektronas, kol baigsis išorinis lygis:

Todėl jo junginiuose esantis deguonis pasižymi valentiškumu II ir oksidacijos būsena –2 (išskyrus peroksidus).

Priimdamas elektronus, deguonies atomas turi oksiduojančio agento savybes. Ši deguonies savybė itin svarbi: kvėpuojant ir medžiagų apykaitos metu vyksta oksidacijos procesai; Oksidacijos procesai vyksta degant paprastoms ir sudėtingoms medžiagoms.

Degimas – paprastų ir sudėtingų medžiagų oksidacija, kurį lydi šviesos ir šilumos išsiskyrimas. Beveik visi metalai ir nemetalai dega arba oksiduojasi deguonies atmosferoje. Tokiu atveju susidaro oksidai:

* Tiksliau, Fe 3 O 4.

Kai dega deguonyje sudėtingos medžiagos susidaro cheminių elementų oksidai, įtraukta į pradinę medžiagą. Tik azotas ir halogenai išsiskiria paprastų medžiagų pavidalu:

Antroji iš šių reakcijų naudojama kaip šilumos ir energijos šaltinis kasdieniame gyvenime ir pramonėje, nes metanas CH 4 yra gamtinių dujų dalis.

Deguonis leidžia suintensyvinti daugelį pramoninių ir biologinių procesų. Didelis deguonies kiekis gaunamas iš oro, taip pat elektrolizės būdu vandeniui (kaip vandenilis). Mažais kiekiais jis gali būti gaunamas skaidant sudėtingas medžiagas:

12.5 užduotis.Įdėkite koeficientus į čia pateiktas reakcijų lygtis.

Vanduo

Vandens niekuo pakeisti negalima – tuo jis skiriasi nuo beveik visų kitų mūsų planetoje aptinkamų medžiagų. Vandenį galima pakeisti tik pačiu vandeniu. Gyvybės be vandens nėra: juk gyvybė Žemėje atsirado tada, kai joje atsirado vanduo. Gyvybė atsirado vandenyje, nes jis yra natūralus universalus tirpiklis. Jis ištirpdo, taigi ir susmulkina visas reikalingas maistines medžiagas ir aprūpina jomis gyvų organizmų ląsteles. O dėl šlifavimo smarkiai padidėja cheminių ir biocheminių reakcijų greitis. Be to, be išankstinio ištirpinimo negali įvykti 99,5% (199 iš 200) reakcijų! (Taip pat žr. 5.1 pamoką.)

Yra žinoma, kad suaugęs žmogus per dieną turi gauti 2,5–3 litrus vandens, tiek pat pasišalina iš organizmo: tai yra, žmogaus organizme yra vandens balansas. Jei jis bus pažeistas, žmogus gali tiesiog mirti. Pavyzdžiui, žmogui netekus vos 1–2% vandens, atsiranda troškulys, o 5% pakyla kūno temperatūra dėl termoreguliacijos pažeidimo: atsiranda širdies plakimas ir haliucinacijos. Kai organizme netenkama 10% ar daugiau vandens, atsiranda pokyčių, kurie jau gali būti negrįžtami. Žmogus mirs nuo dehidratacijos.

Vanduo yra unikali medžiaga. Jo virimo temperatūra turi būti –80 °C (!), bet +100 °C. Kodėl? Kadangi tarp polinių susidaro vandens molekulės vandeniliniai ryšiai:

Todėl ir ledas, ir sniegas yra birūs ir užima daugiau tūrio nei skystas vanduo. Dėl to ledas pakyla į vandens paviršių ir apsaugo rezervuarų gyventojus nuo užšalimo. Ką tik iškritęs sniegas turi daug oro ir yra puikus šilumos izoliatorius. Jei sniegas padengia žemę storu sluoksniu, tada ir gyvūnai, ir augalai yra išgelbėti nuo didžiausių šalnų.

Be to, vanduo turi didelę šiluminę talpą ir yra savotiškas šilumos akumuliatorius. Todėl jūrų ir vandenynų pakrantėse klimatas švelnus, o gerai laistomi augalai mažiau nukenčia nuo šalčio nei išdžiūvę.

Be vandens iš esmės neįmanoma hidrolizė, cheminė reakcija, kuris būtinai lydi baltymų, riebalų ir angliavandenių įsisavinimą, privalomas mūsų maisto komponentai. Dėl hidrolizės šios sudėtingos organinės medžiagos suyra į mažos molekulinės masės medžiagas, kurias iš tikrųjų pasisavina gyvas organizmas (plačiau žr. 25–27 pamokas). 6 pamokoje aptarėme hidrolizės procesus. Vanduo reaguoja su daugeliu metalų ir nemetalų, oksidų ir druskų.

12.6 užduotis. Užrašykite reakcijų lygtis:

natris + vanduo →
chloras + vanduo →
kalcio oksidas + vanduo →
sieros oksidas (IV) + vanduo →
cinko chloridas + vanduo →
natrio silikatas + vanduo →

Ar tai keičia terpės reakciją (pH)?

Vanduo yra produktas daug reakcijų. Pavyzdžiui, neutralizacijos reakcijoje ir daugelyje ORR būtinai susidaro vanduo.

12.7 užduotis. Užrašykite šių reakcijų lygtis.

Išvados

Vandenilis yra gausiausias cheminis elementas Visatoje, o deguonis yra gausiausias cheminis elementas Žemėje. Šios medžiagos pasižymi priešingomis savybėmis: vandenilis yra reduktorius, o deguonis yra oksidatorius. Todėl jie lengvai reaguoja vienas su kitu, sudarydami nuostabiausią ir plačiausiai Žemėje paplitusią medžiagą – vandenį.

Vandenilis. Savybės, gamyba, pritaikymas.

Istorinis fonas

Vandenilis yra pirmasis PSHE D.I elementas. Mendelejevas.

Rusiškas vandenilio pavadinimas rodo, kad jis „gimdo vandenį“; lotynų kalba vandenilis" reiškia tą patį.

Degiųjų dujų išsiskyrimą tam tikriems metalams sąveikaujant su rūgštimis pirmą kartą pastebėjo Robertas Boyle'as ir jo amžininkai XVI amžiaus pirmoje pusėje.

Tačiau vandenilį tik 1766 metais atrado anglų chemikas Henry Cavendish, kuris nustatė, kad metalams reaguojant su atskiestomis rūgštimis išsiskiria tam tikras „degus oras“. Stebėdamas vandenilio degimą ore, Cavendishas nustatė, kad dėl to atsirado vanduo. Tai buvo 1782 m.

1783 m. prancūzų chemikas Antoine'as-Laurent'as Lavoisier išskyrė vandenilį, skaidydamas vandenį karšta geležimi. 1789 m. vandenilis išsiskyrė irstant vandeniui veikiant elektros srovei.

Paplitimas gamtoje

Vandenilis – pagrindinis elementas erdvė. Pavyzdžiui, 70% Saulės masės sudaro vandenilis. Vandenilio atomų Visatoje yra keliasdešimt tūkstančių kartų daugiau nei visų metalų atomų kartu paėmus.

IN žemės atmosfera Taip pat yra šiek tiek vandenilio paprastos medžiagos - dujų, kurių sudėtis yra H 2, pavidalu. Vandenilis yra daug lengvesnis už orą, todėl jo yra viršutiniuose atmosferos sluoksniuose.

Tačiau Žemėje yra daug daugiau surišto vandenilio: juk jis yra vandens, labiausiai paplitusios sudėtingos medžiagos mūsų planetoje, dalis. Naftoje, gamtinėse dujose, daugelyje mineralų ir uolienų yra vandenilio, susijungusio su molekulėmis. Vandenilis yra visų organinių medžiagų dalis.

Elemento vandenilio charakteristikos.

Dėl šios priežasties vandenilis yra dvejopo pobūdžio, kai kuriais atvejais vandenilis patenka į šarminių metalų pogrupį, o kitais - į halogenų pogrupį.

Elektroninė konfigūracija 1s 1 . Vandenilio atomas susideda iš vieno protono ir vieno elektrono.
Vandenilio atomas gali prarasti elektroną ir tapti H + katijonu, todėl jis yra panašus į šarminius metalus.
Vandenilio atomas taip pat gali pridėti elektroną, sudarydamas H - anijoną, šiuo atžvilgiu vandenilis yra panašus į halogenus.
Visada monovalenčiai junginiuose
CO: +1 ir -1.

Vandenilio fizinės savybės

Vandenilis yra dujos, bespalvės, beskonės ir bekvapės. 14,5 karto lengvesnis už orą. Šiek tiek tirpsta vandenyje. Turi aukštą šilumos laidumą. Esant t= –253 °С suskystėja, esant t= –259 °С – sukietėja. Vandenilio molekulės yra tokios mažos, kad sugeba lėtai sklisti per daugelį medžiagų – gumą, stiklą, metalus, kurie naudojami vandeniliui išvalyti iš kitų dujų.

Yra žinomi 3 vandenilio izotopai: - protis, - deuteris, - tritis. Pagrindinė natūralaus vandenilio dalis yra protis. Deuteris yra sunkiojo vandens dalis, praturtinanti paviršinius vandenyno vandenis. Tritis yra radioaktyvus izotopas.

Cheminės vandenilio savybės

Vandenilis yra nemetalas ir turi molekulinė struktūra. Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų kovalentine nepoline jungtimi. Ryšio energija vandenilio molekulėje yra 436 kJ/mol, o tai paaiškina žemą molekulinio vandenilio cheminį aktyvumą.

Sąveika su halogenais. Esant įprastoms temperatūroms, vandenilis reaguoja tik su fluoru:

H2 + F2 = 2HF.

Su chloru - tik šviesoje, susidaro vandenilio chloridas su bromu, reakcija su jodu nesibaigia net esant aukštai temperatūrai;

Sąveika su deguonimi - kaitinant, užsidegant, reakcija vyksta su sprogimu: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Vandenilis dega deguonimi, išskirdamas daug šilumos. Vandenilio-deguonies liepsnos temperatūra yra 2800 °C.

1 dalies deguonies ir 2 dalių vandenilio mišinys yra „sprogus mišinys“ ir yra pats sprogiausias.

Sąveika su siera – kaitinant H 2 + S = H 2 S.
Sąveika su azotu. Esant karščiui, aukštam slėgiui ir esant katalizatoriui:

3H2 + N2 = 2NH3.

Sąveika su azoto oksidu (II). Naudojamas azoto rūgšties gamybos valymo sistemose: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Sąveika su metalų oksidais. Vandenilis yra geras reduktorius, jis redukuoja daugelį metalų iš jų oksidų: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Atominis vandenilis yra stiprus reduktorius. Jis susidaro iš molekulinės elektros iškrovos žemo slėgio sąlygomis. Turi didelį redukcinį aktyvumą vandenilis išleidimo momentu, susidaro redukuojant metalą rūgštimi.
Sąveika su aktyviais metalais . Aukštoje temperatūroje jis jungiasi su šarminiais ir šarminių žemių metalais ir sudaro baltą spalvą kristalinės medžiagos– metalų hidridai, pasižymintys oksidacinėmis savybėmis: 2Na + H 2 = 2NaH;

Ca + H 2 = CaH 2.

Vandenilio gamyba

Laboratorijoje:

Metalo sąveika su praskiestais sieros ir druskos rūgščių tirpalais,

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Aliuminio arba silicio sąveika su vandeniniais šarmų tirpalais:

2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na + 3H2;

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Pramonėje:

Natrio ir kalio chloridų vandeninių tirpalų elektrolizė arba vandens elektrolizė, esant hidroksidams:

2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH;

2H 2 O = 2H 2 + O 2.

Konversijos metodas. Pirma, vandens dujos gaunamos leidžiant vandens garus per karštą koksą 1000 °C temperatūroje:

C + H 2 O = CO + H 2.

Tada anglies monoksidas (II) oksiduojamas į anglies monoksidą (IV), leidžiant vandens dujų mišinį su vandens garų pertekliumi per Fe 2 O 3 katalizatorių, įkaitintą iki 400–450 ° C:

CO +H 2 O = CO 2 + H 2.

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

Metano konversija: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2.

Reakcija vyksta esant nikelio katalizatoriui 800 °C temperatūroje.

Terminis metano skilimas 1200 °C temperatūroje: CH 4 = C + 2H 2.
Gilus kokso krosnies dujų aušinimas (iki -196 °C). Šioje temperatūroje visos dujinės medžiagos, išskyrus vandenilį, kondensuojasi.

Vandenilio panaudojimas

Vandenilio naudojimas grindžiamas jo fizinėmis ir cheminėmis savybėmis:

kaip lengvos dujos, naudojamas balionams užpildyti (sumaišytas su heliu);
deguonies-vandenilio liepsna naudojama aukštai temperatūrai gauti suvirinant metalus;
kaip reduktorius naudojamas metalams (molibdenui, volframui ir kt.) gauti iš jų oksidų;
amoniakui ir dirbtiniam skystajam kurui gaminti, riebalams hidrinti.

Periodinėje lentelėje ji turi savo konkrečioje vietoje padėtis, kuri atspindi jo demonstruojamas savybes ir kalba apie jo elektroninę struktūrą. Tačiau tarp jų yra vienas ypatingas atomas, kuris vienu metu užima dvi ląsteles. Jis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Tai vandenilis. Tokios savybės daro jį unikaliu.

Vandenilis yra ne tik elementas, bet ir paprasta medžiaga, taip pat komponentas daug sudėtingi junginiai, biogeninis ir organogeninis elementas. Todėl leiskite mums išsamiau apsvarstyti jo savybes ir savybes.

Vandenilis kaip cheminis elementas

Vandenilis yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės elementas, taip pat septintosios pagrindinio pogrupio grupės elementas pirmajame mažame periode. Šis laikotarpis susideda tik iš dviejų atomų: helio ir elemento, kurį mes svarstome. Apibūdinkime pagrindinius vandenilio padėties periodinėje lentelėje ypatumus.

Vandenilio atominis skaičius yra 1, elektronų skaičius yra toks pat ir atitinkamai protonų skaičius yra toks pat. Atominė masė – 1,00795. Yra trys šio elemento izotopai, kurių masės skaičiai yra 1, 2, 3. Tačiau kiekvieno iš jų savybės labai skirtingos, nes vandenilio masės padidėjimas net vienu iš karto yra dvigubas.
Tai, kad jo išoriniame paviršiuje yra tik vienas elektronas, leidžia sėkmingai parodyti ir oksiduojančias, ir redukuojančias savybes. Be to, padovanojęs elektroną, jis lieka laisvoje orbitoje, kuri pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą dalyvauja formuojant cheminius ryšius.
Vandenilis yra stiprus reduktorius. Todėl jo pagrindine vieta laikoma pirmoji pagrindinio pogrupio grupė, kur ji vadovauja aktyviausiems metalams – šarmams.
Tačiau sąveikaujant su stipriais reduktoriais, tokiais kaip metalai, jis taip pat gali būti oksidatorius, priimantis elektroną. Šie junginiai vadinami hidridais. Pagal šią savybę jis vadovauja halogenų pogrupiui, su kuriuo jis yra panašus.
Dėl labai mažos atominės masės vandenilis laikomas lengviausiu elementu. Be to, jo tankis taip pat labai mažas, todėl tai taip pat yra lengvumo etalonas.

Taigi akivaizdu, kad vandenilio atomas yra visiškai unikalus elementas, skirtingai nei visi kiti. Vadinasi, jo savybės taip pat yra ypatingos, o susidarančios paprastos ir sudėtingos medžiagos yra labai svarbios. Apsvarstykime juos toliau.

Paprasta medžiaga

Jei mes kalbame apie šį elementą kaip apie molekulę, turime pasakyti, kad jis yra diatominis. Tai yra, vandenilis (paprasta medžiaga) yra dujos. Jo empirinė formulė bus parašyta kaip H2, o grafinė formulė bus parašyta per vieną sigma H-H ryšį. Ryšio tarp atomų susidarymo mechanizmas yra kovalentinis nepolinis.

Garų metano reformavimas.
Anglies dujinimas – procesas apima anglies kaitinimą iki 1000 0 C, todėl susidaro vandenilis ir daug anglies turinčios anglies.
Elektrolizė. Šis metodas gali būti naudojamas tik įvairių druskų vandeniniams tirpalams, nes dėl lydalo katodo vanduo neišleidžiamas.

Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:

Metalo hidridų hidrolizė.
Praskiestų rūgščių poveikis aktyviems metalams ir vidutiniam aktyvumui.
Šarminių ir šarminių žemių metalų sąveika su vandeniu.

Norėdami surinkti susidariusį vandenilį, mėgintuvėlį turite laikyti apverstą. Juk šių dujų negalima surinkti taip, kaip pvz. anglies dvideginio. Tai vandenilis, jis daug lengvesnis už orą. Greitai išgaruoja, o dideliais kiekiais susimaišęs su oru sprogsta. Todėl mėgintuvėlis turi būti apverstas. Užpildžius jį reikia uždaryti guminiu kamščiu.

Norėdami patikrinti surinkto vandenilio grynumą, prie kaklo turėtumėte neštis degtuką. Jei plojimas yra nuobodus ir tylus, tai reiškia, kad dujos yra švarios, su minimaliomis oro priemaišomis. Jei jis garsiai ir švilpia, jis yra nešvarus, jame yra daug pašalinių komponentų.

Naudojimo sritys

Deginant vandenilį išsiskiria toks didelis energijos (šilumos) kiekis, kad šios dujos laikomos pelningiausiu kuru. Be to, jis yra nekenksmingas aplinkai. Tačiau iki šiol jo taikymas šioje srityje yra ribotas. Taip yra dėl gryno vandenilio sintezės problemų, kurios būtų tinkamos naudoti kaip kuras reaktoriuose, varikliuose ir nešiojamieji įrenginiai, taip pat gyvenamųjų namų šildymo katilai.

Juk šių dujų gamybos būdai yra gana brangūs, todėl pirmiausia reikia sukurti specialų sintezės metodą. Toks, kuris leis jums gauti gaminį dideliais kiekiais ir minimaliomis sąnaudomis.

Yra keletas pagrindinių sričių, kuriose naudojamos mūsų svarstomos dujos.

Cheminės sintezės. Hidrinimas naudojamas muilui, margarinui ir plastikams gaminti. Dalyvaujant vandeniliui, sintetinamas metanolis ir amoniakas, taip pat kiti junginiai.
IN maisto pramonė- kaip priedas E949.
Aviacijos pramonė (raketų mokslas, orlaivių gamyba).
Elektros energijos pramonė.
Meteorologija.
Ekologiškas kuras.

Akivaizdu, kad vandenilis yra tiek pat svarbus, kiek jo gausu gamtoje. Įvairūs jo sudaryti junginiai vaidina dar didesnį vaidmenį.

Vandenilio junginiai

Tai sudėtingos medžiagos, turinčios vandenilio atomų. Yra keletas pagrindinių tokių medžiagų tipų.

Vandenilio halogenidai. Bendra formulė yra HHal. Ypatinga reikšmė tarp jų yra vandenilio chloridas. Tai dujos, kurios ištirpsta vandenyje ir susidaro druskos rūgšties tirpalas. Ši rūgštis plačiai naudojama beveik visose cheminėse sintezėse. Be to, tiek organinių, tiek neorganinių. Vandenilio chloridas yra junginys, kurio empirinė formulė HCL ir yra vienas didžiausių mūsų šalyje kasmet pagaminamų. Vandenilio halogenidai taip pat apima vandenilio jodidą, vandenilio fluoridą ir vandenilio bromidą. Visi jie sudaro atitinkamas rūgštis.
Lakios Beveik visos jos yra gana nuodingos dujos. Pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, metanas, silanas, fosfinas ir kt. Tuo pačiu metu jie yra labai degūs.
Hidridai yra junginiai su metalais. Jie priklauso druskų klasei.
Hidroksidai: bazės, rūgštys ir amfoteriniai junginiai. Juose būtinai yra vienas ar daugiau vandenilio atomų. Pavyzdys: NaOH, K 2, H 2 SO 4 ir kt.
Vandenilio hidroksidas. Šis junginys geriau žinomas kaip vanduo. Kitas pavadinimas yra vandenilio oksidas. Empirinė formulė atrodo taip - H2O.
Vandenilio peroksidas. Tai stiprus oksidatorius, kurio formulė yra H 2 O 2.
Daugybė organinių junginių: angliavandeniliai, baltymai, riebalai, lipidai, vitaminai, hormonai, eteriniai aliejai ir kiti.

Akivaizdu, kad mūsų nagrinėjamo elemento junginių įvairovė yra labai didelė. Tai dar kartą patvirtina jo didelę svarbą gamtai ir žmonėms, taip pat visoms gyvoms būtybėms.

- tai geriausias tirpiklis

Kaip minėta pirmiau, bendras šios medžiagos pavadinimas yra vanduo. Susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, sujungtų kovalentiniais poliniais ryšiais. Vandens molekulė yra dipolis, tai paaiškina daugelį jos savybių. Visų pirma, tai yra universalus tirpiklis.

Tai yra vandens aplinka Beveik visi cheminiai procesai vyksta. Plastiko vidinės reakcijos ir energijos apykaitą gyvuose organizmuose taip pat atliekami naudojant vandenilio oksidą.

Vanduo pagrįstai laikomas svarbiausia medžiaga planetoje. Yra žinoma, kad joks gyvas organizmas negali gyventi be jo. Žemėje jis gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis:

skystis;
dujos (garai);
kietas (ledas).

Priklausomai nuo vandenilio izotopo, esančio molekulėje, išskiriami trys vandens tipai.

Šviesus arba protiumas. Izotopas, kurio masės skaičius 1. Formulė – H 2 O. Tai įprasta forma, kurią naudoja visi organizmai.
Deuteris arba sunkusis, jo formulė yra D 2 O. Sudėtyje yra izotopas 2 H.
Super sunkus arba tritis. Formulė atrodo kaip T3O, izotopas - 3H.

Gėlo protiumo vandens atsargos planetoje yra labai svarbios. Daugelyje šalių jo jau trūksta. Kuriami metodai, skirti sūraus vandens apdorojimui geriamam vandeniui gaminti.

Vandenilio peroksidas yra universali priemonė

Šis junginys, kaip minėta aukščiau, yra puikus oksidatorius. Tačiau su stipriais atstovais jis gali elgtis ir kaip restauratorius. Be to, jis turi ryškų baktericidinį poveikį.

Kitas šio junginio pavadinimas yra peroksidas. Būtent tokia forma jis naudojamas medicinoje. Aptariamo junginio 3% kristalinio hidrato tirpalas yra medicininis vaistas, naudojamas mažoms žaizdoms gydyti, siekiant jas dezinfekuoti. Tačiau buvo įrodyta, kad tai padidina žaizdos gijimo laiką.

Vandenilio peroksidas taip pat naudojamas raketų kurui, pramonėje dezinfekcijai ir balinimui bei kaip putojantis agentas gaminant atitinkamas medžiagas (pvz., putas). Be to, peroksidas padeda išvalyti akvariumus, balinti plaukus ir balinti dantis. Tačiau jis kenkia audiniams, todėl specialistų šiems tikslams nerekomenduoja.