Svrha lekcije. U ovoj lekciji ćete naučiti o možda najvažnijim hemijskim elementima za život na Zemlji - vodiku i kiseoniku, naučiti o njihovim hemijskim svojstvima, kao i o fizičkim svojstvima jednostavnih supstanci koje formiraju, naučiti više o ulozi kiseonika i vodika u prirodi i životu čoveka.
Vodonik– najčešći element u Univerzumu. Kiseonik– najčešći element na Zemlji. Zajedno tvore vodu, supstancu koja čini više od polovine mase ljudskog tijela. Kiseonik je gas koji nam je potreban za disanje, a bez vode ne bismo mogli da živimo ni nekoliko dana, tako da bez sumnje kiseonik i vodonik možemo smatrati najvažnijim hemijskim elementima neophodnim za život.
Struktura atoma vodika i kiseonika
Dakle, vodonik pokazuje nemetalna svojstva. U prirodi se vodonik nalazi u obliku tri izotopa, protijuma, deuterijuma i tricijuma.Izotopi vodonika se međusobno veoma razlikuju po fizičkim svojstvima, pa im se čak dodeljuju i pojedinačni simboli.
Ako se ne sjećate ili ne znate što su izotopi, radite s materijalima elektronskog obrazovnog izvora „Izotopi kao varijante atoma jednog kemijskog elementa“. U njemu ćete naučiti kako se izotopi jednog elementa razlikuju jedni od drugih, do čega dovodi prisustvo nekoliko izotopa jednog elementa, a također ćete se upoznati s izotopima nekoliko elemenata.
Dakle, moguća oksidaciona stanja kiseonika su ograničena na vrednosti od –2 do +2. Ako kisik prihvati dva elektrona (postaje anjon) ili formira dvije kovalentne veze s manje elektronegativnih elemenata, prelazi u -2 oksidacijsko stanje. Ako kisik formira jednu vezu s drugim atomom kisika i drugu vezu s atomom manje elektronegativnog elementa, prelazi u -1 oksidacijsko stanje. Formiranjem dvije kovalentne veze sa fluorom (jedinim elementom s višom vrijednošću elektronegativnosti), kisik ulazi u +2 oksidacijsko stanje. Formiranje jedne veze sa drugim atomom kiseonika, a druge sa atomom fluora – +1. Konačno, ako kisik formira jednu vezu s manje elektronegativnim atomom i drugu vezu s fluorom, bit će u oksidacijskom stanju 0.
Fizička svojstva vodonika i kiseonika, alotropija kiseonika
Vodonik– bezbojni gas bez ukusa i mirisa. Veoma lagan (14,5 puta lakši od vazduha). Temperatura ukapljivanja vodonika – -252,8 °C – gotovo je najniža među svim plinovima (druga nakon helijuma). Tečni i čvrsti vodonik su vrlo lagane, bezbojne tvari.
Kiseonik- gas bez boje, ukusa i mirisa, nešto teži od vazduha. Na temperaturi od -182,9 °C pretvara se u tešku plavu tečnost, na -218 °C se stvrdnjava sa stvaranjem plavih kristala. Molekuli kiseonika su paramagnetni, što znači da kiseonik privlači magnet. Kiseonik je slabo rastvorljiv u vodi.
Za razliku od vodika koji formira molekule samo jedne vrste, kisik ispoljava alotropiju i formira molekule dvije vrste, odnosno element kisik formira dvije jednostavne tvari: kisik i ozon.
Hemijska svojstva i priprema jednostavnih supstanci
Vodonik.
Veza u molekuli vodonika je jednostruka veza, ali je jedna od najjačih jednostrukih veza u prirodi, a za njen prekid potrebno je utrošiti mnogo energije, zbog toga je vodonik vrlo neaktivan na sobnoj temperaturi, ali sa povećanjem temperature (ili u prisustvu katalizatora) vodonik lako stupa u interakciju sa mnogim jednostavnim i složenim supstancama.
Sa hemijske tačke gledišta, vodonik je tipičan nemetal. Odnosno, sposoban je da stupi u interakciju s aktivnim metalima kako bi formirao hidride, u kojima pokazuje oksidacijsko stanje od –1. S nekim metalima (litij, kalcij) interakcija se događa čak i na sobnoj temperaturi, ali prilično sporo, pa se zagrijavanje koristi u sintezi hidrida:
,
.
Formiranje hidrida direktnom interakcijom jednostavnih supstanci moguće je samo za aktivne metale. Aluminij više ne stupa u direktnu interakciju s vodonikom; njegov hidrid se dobiva reakcijama izmjene.
Vodonik takođe reaguje sa nemetalima samo kada se zagreje. Izuzetak su halogeni klor i brom, čija reakcija može biti izazvana svjetlom:
.
Reakcija s fluorom također ne zahtijeva zagrijavanje, ona se odvija eksplozivno čak i pri jakom hlađenju iu apsolutnom mraku.
Reakcija s kisikom se odvija po mehanizmu razgranatog lanca, pa se brzina reakcije brzo povećava, a u mješavini kisika i vodika u omjeru 1:2, reakcija se odvija uz eksploziju (takva smjesa se naziva "eksplozivni plin"). ):
.
Reakcija sa sumporom teče mnogo mirnije, gotovo bez stvaranja topline:
.
Reakcije sa dušikom i jodom su reverzibilne:
,
.
Ova okolnost otežava dobijanje amonijaka u industriji: proces zahteva upotrebu povećanog pritiska za mešanje ravnoteže u pravcu stvaranja amonijaka. Vodonik jodid se ne dobija direktnom sintezom, jer postoji nekoliko mnogo pogodnijih metoda za njegovu sintezu.
Vodik ne reagira direktno sa niskoaktivnim nemetalima (), iako su poznata njegova jedinjenja s njima.
U reakcijama sa složenim tvarima, vodik u većini slučajeva djeluje kao redukcijski agens. U otopinama, vodik može reducirati niskoaktivne metale (koji se nalaze iza vodika u nizu napona) iz njihovih soli:
Kada se zagrije, vodik može reducirati mnoge metale iz njihovih oksida. Štoviše, što je metal aktivniji, to ga je teže obnoviti i veća je temperatura potrebna za to:
.
Metale aktivnije od cinka gotovo je nemoguće reducirati vodonikom.
Vodik se proizvodi u laboratoriji reakcijom metala s jakim kiselinama. Najčešće se koriste cink i hlorovodonična kiselina:
Manje se koristi elektroliza vode u prisustvu jakih elektrolita:
U industriji se vodik dobiva kao nusproizvod pri proizvodnji natrijevog hidroksida elektrolizom otopine natrijevog hlorida:
Osim toga, vodonik se dobiva preradom nafte.
Proizvodnja vodonika fotolizom vode jedna je od najperspektivnijih metoda u budućnosti, ali je u ovom trenutku industrijska primjena ove metode teška.
Rad sa materijalima elektronskih obrazovnih resursa Laboratorijski rad “Proizvodnja i svojstva vodonika” i Laboratorijski rad “Redukcijska svojstva vodonika”. Proučite princip rada aparata Kipp i Kiryushkin aparata. Razmislite u kojim slučajevima je prikladnije koristiti Kipp aparat, a u kojim je prikladnije koristiti Kiryushkin aparat. Koja svojstva vodik pokazuje u reakcijama?
Kiseonik.
Veza u molekulu kiseonika je dvostruka i veoma jaka. Stoga je kisik prilično neaktivan na sobnoj temperaturi. Međutim, kada se zagrije, počinje pokazivati jaka oksidirajuća svojstva.
Kisik reagira bez zagrijavanja s aktivnim metalima (alkalijama, zemnoalkalnim i nekim lantanidima):
Kada se zagrije, kisik reagira s većinom metala i formira okside:
,
,
.
Srebro i manje aktivni metali ne oksidiraju se kisikom.
Kisik također reagira s većinom nemetala i formira okside:
,
,
.
Do interakcije sa dušikom dolazi samo na vrlo visokim temperaturama, oko 2000 °C.
Kiseonik ne reaguje sa hlorom, bromom i jodom, iako se mnogi njihovi oksidi mogu dobiti indirektno.
Interakcija kisika s fluorom može se izvesti propuštanjem električnog pražnjenja kroz mješavinu plinova:
.
Kiseonik(II) fluorid je nestabilno jedinjenje, lako se raspada i veoma je jak oksidant.
U rastvorima je kiseonik jako, iako sporo, oksidaciono sredstvo. Po pravilu, kisik potiče prijelaz metala u viša oksidaciona stanja:
Prisustvo kiseonika često omogućava da se metali koji se nalaze odmah iza vodonika u nizu napona rastvore u kiselinama:
Kada se zagrije, kisik može oksidirati niže okside metala:
.
Kiseonik se u industriji ne dobija hemijskim metodama, već se dobija iz vazduha destilacijom.
U laboratoriji koriste reakcije razgradnje spojeva bogatih kisikom - nitrata, klorata, permanganata kada se zagrijavaju:
Također možete dobiti kisik katalitičkom razgradnjom vodikovog peroksida:
Osim toga, gornja reakcija elektrolize vode može se koristiti za proizvodnju kisika.
Rad sa materijalima elektronskog obrazovnog resursa Laboratorijski rad „Proizvodnja kiseonika i njegova svojstva“.
Kako se zove metoda prikupljanja kiseonika koja se koristi u laboratorijskom radu? Koje druge metode prikupljanja gasova postoje i koje su od njih pogodne za sakupljanje kiseonika?
Zadatak 1. Pogledajte video klip „Razlaganje kalijum permanganata pri zagrijavanju.“
Odgovori na pitanja:
- Koji od čvrstih produkta reakcije je rastvorljiv u vodi?
- Koje je boje rastvor kalijum permanganata?
- Koje je boje rastvor kalijum manganata?
Napišite jednadžbe za tekuće reakcije. Izjednačite ih metodom elektronske ravnoteže.
Razgovarajte o zadatku sa nastavnikom u ili u video sobi.
Ozon.
Molekula ozona je troatomska i veze u njoj su manje jake nego u molekuli kisika, što dovodi do veće kemijske aktivnosti ozona: ozon lako oksidira mnoge tvari u otopinama ili u suhom obliku bez zagrijavanja:
Ozon može lako oksidirati dušikov(IV) oksid u dušikov(V) oksid, a sumpor(IV) oksid u sumpor(VI) oksid bez katalizatora:
Ozon se postupno razgrađuje u kisik:
Za proizvodnju ozona koriste se posebni uređaji - ozonizatori, u kojima se usijano pražnjenje propušta kroz kisik.
U laboratoriji, da bi se dobile male količine ozona, ponekad se koriste reakcije razgradnje perokso spojeva i nekih viših oksida pri zagrijavanju:
Rad sa materijalima elektronskog obrazovnog izvora Laboratorijski rad „Proizvodnja ozona i proučavanje njegovih svojstava“.
Objasnite zašto otopina indiga mijenja boju. Napišite jednadžbe za reakcije koje nastaju kada se pomiješaju otopine olovnog nitrata i natrijevog sulfida i kada se ozonirani zrak propušta kroz nastalu suspenziju. Napišite ionske jednačine za reakciju ionske izmjene. Za redoks reakciju napravite elektronsku vagu.
Razgovarajte o zadatku sa nastavnikom u ili u video sobi.
Hemijska svojstva vode
Da biste se bolje upoznali sa fizičkim svojstvima vode i njenim značajem, radite sa materijalima elektronskih obrazovnih resursa „Anomalna svojstva vode“ i „Voda je najvažnija tečnost na Zemlji“.
Voda je od velike važnosti za sve žive organizme – u stvari, mnogi živi organizmi se sastoje od više od polovine vode. Voda je jedno od najuniverzalnijih rastvarača (pri visokim temperaturama i pritiscima njene sposobnosti kao rastvarača značajno se povećavaju). Sa hemijske tačke gledišta, voda je vodikov oksid, au vodenom rastvoru disocira (iako u vrlo maloj meri) na vodikove katione i hidroksidne anione:
.
Voda je u interakciji sa mnogim metalima. Voda reagira s aktivnim tvarima (alkalni, zemnoalkalni i neki lantanidi) bez zagrijavanja:
Sa manje aktivnom interakcijom nastaje kada se zagrije.
U periodnom sistemu vodonik se nalazi u dvije grupe elemenata koji su potpuno suprotni po svojim svojstvima. Ova karakteristika ga čini potpuno jedinstvenim. Vodik nije samo element ili supstanca, već je i sastavni dio mnogih složenih spojeva, organogeni i biogeni element. Stoga ćemo detaljnije razmotriti njegova svojstva i karakteristike.
Oslobađanje zapaljivog gasa tokom interakcije metala i kiselina primećeno je još u 16. veku, odnosno tokom formiranja hemije kao nauke. Čuveni engleski naučnik Henry Cavendish proučavao je supstancu počevši od 1766. godine i dao joj naziv "zapaljivi zrak". Sagorevanjem, ovaj gas je proizvodio vodu. Nažalost, naučnikova privrženost teoriji flogistona (hipotetička "ultrafina materija") spriječila ga je da dođe do pravih zaključaka.
Francuski hemičar i prirodnjak A. Lavoisier, zajedno sa inženjerom J. Meunierom i uz pomoć specijalnih gasometara, sintetizovao je vodu 1783. godine, a zatim je analizirao kroz razlaganje vodene pare vrelim gvožđem. Tako su naučnici uspjeli doći do pravih zaključaka. Otkrili su da "zapaljivi zrak" nije samo dio vode, već se može dobiti i iz nje.
Godine 1787. Lavoisier je sugerirao da je proučavani plin jednostavna supstanca i da je, prema tome, među primarnim hemijskim elementima. Nazvao ga je hidrogen (od grčkih riječi hydor - voda + gennao - rađam), odnosno "rađanje vode".
Ruski naziv "vodonik" predložio je 1824. hemičar M. Solovjov. Određivanje sastava vode označilo je kraj "teorije flogistona". Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće ustanovljeno je da je atom vodonika vrlo lagan (u poređenju sa atomima drugih elemenata) i njegova masa je uzeta kao glavna jedinica za poređenje atomskih masa, čime se dobija vrijednost jednaka 1.
Fizička svojstva
Vodonik je najlakša od svih supstanci poznatih nauci (14,4 puta je lakši od vazduha), njegova gustina je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ovaj materijal se topi (stvrdnjava) i ključa (ukapljuje), respektivno, na -259,1°C i -252,8°C (samo helijum ima niže t° ključanja i topljenja).
Kritična temperatura vodonika je izuzetno niska (-240 °C). Iz tog razloga, njegovo ukapljivanje je prilično složen i skup proces. Kritični pritisak supstance je 12,8 kgf / cm², a kritična gustina je 0,0312 g / cm³. Među svim plinovima, vodik ima najveću toplinsku provodljivost: na 1 atm i 0 ° C, iznosi 0,174 W / (mxK).
Specifični toplotni kapacitet supstance pod istim uslovima je 14,208 kJ / (kgxK) ili 3,394 cal / (gh °C). Ovaj element je slabo rastvorljiv u vodi (oko 0,0182 ml/g na 1 atm i 20°C), ali dobro - u većini metala (Ni, Pt, Pa i drugi), posebno u paladijumu (oko 850 zapremina po zapremini Pd) .
Potonje svojstvo povezano je s njegovom sposobnošću difuzije, dok difuzija kroz leguru ugljika (na primjer, čelik) može biti popraćena uništavanjem legure zbog interakcije vodika s ugljikom (ovaj proces se naziva dekarbonizacija). U tečnom stanju, tvar je vrlo lagana (gustina - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) i tečna (viskozitet - 13,8 Celzijusa pod istim uvjetima).
U mnogim jedinjenjima, ovaj element pokazuje valenciju +1 (oksidacijsko stanje), slično natrijumu i drugim alkalnim metalima. Obično se smatra analogom ovih metala. Shodno tome, on vodi grupu I periodnog sistema. U metalnim hidridima, jon vodonika pokazuje negativan naboj (oksidaciono stanje je -1), odnosno Na + H- ima strukturu sličnu Na + Cl-hloridu. U skladu s ovom i nekim drugim činjenicama (blizina fizičkih svojstava elementa "H" i halogena, sposobnost zamjene halogenima u organskim jedinjenjima), vodonik je svrstan u VII grupu Mendeljejevskog sistema.
U normalnim uslovima, molekularni vodonik ima nisku aktivnost, direktno se kombinujući samo sa najaktivnijim od nemetala (sa fluorom i hlorom, sa poslednjim na svetlosti). Zauzvrat, kada se zagrije, stupa u interakciju s mnogim kemijskim elementima.
Atomski vodonik ima povećanu hemijsku aktivnost (u poređenju sa molekularnim vodonikom). Sa kiseonikom formira vodu prema formuli:
N₂ + ½O₂ = N₂O,
oslobađajući 285,937 kJ/mol toplote ili 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). U normalnim temperaturnim uslovima, reakcija se odvija prilično sporo, a na t° >= 550 °C je nekontrolisana. Granice eksplozivnosti smeše vodonika i kiseonika po zapremini su 4-94% H₂, a mešavine vodonika i vazduha 4-74% H₂ (mešavina dve zapremine H₂ i jedne zapremine O₂ naziva se detonirajući gas).
Ovaj element se koristi za redukciju većine metala, jer uklanja kisik iz oksida:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,
CuO + H₂ = Cu + H₂O, itd.
Vodik tvori vodikove halogenide s različitim halogenima, na primjer:
H₂ + Cl₂ = 2HCl.
Međutim, kada reagira s fluorom, vodik eksplodira (to se događa i u mraku, na -252 °C), s bromom i hlorom reagira samo kada se zagrije ili osvijetli, a s jodom - samo kada se zagrije. Prilikom interakcije s dušikom nastaje amonijak, ali samo na katalizatoru, pri povišenim pritiscima i temperaturama:
ZN₂ + N₂ = 2NN₃.
Kada se zagrije, vodik aktivno reagira sa sumporom:
H₂ + S = H₂S (vodonik sulfid),
i mnogo teže sa telurom ili selenom. Vodik reagira s čistim ugljikom bez katalizatora, ali na visokim temperaturama:
2H₂ + C (amorfni) = CH₄ (metan).
Ova supstanca direktno reaguje sa nekim od metala (alkalijski, zemnoalkalni i drugi), formirajući hidride, na primer:
N₂ + 2Li = 2LiH.
Od ne male praktične važnosti su interakcije vodonika i ugljičnog monoksida (II). U tom slučaju, u zavisnosti od pritiska, temperature i katalizatora, nastaju različita organska jedinjenja: HCHO, CH₃OH, itd. Nezasićeni ugljovodonici tokom reakcije postaju zasićeni, na primer:
S n N₂ n + N₂ = S n N₂ n ₊₂.
Vodonik i njegovi spojevi igraju izuzetnu ulogu u hemiji. Određuje kisela svojstva tzv. protonske kiseline, ima tendenciju da formira vodonične veze sa različitim elementima, koje imaju značajan uticaj na svojstva mnogih neorganskih i organskih jedinjenja.
Proizvodnja vodonika
Glavne vrste sirovina za industrijsku proizvodnju ovog elementa su plinovi za preradu nafte, prirodni zapaljivi i koksni plinovi. Također se dobiva iz vode elektrolizom (na mjestima gdje je električna energija dostupna). Jedna od najvažnijih metoda za proizvodnju materijala iz prirodnog plina je katalitička interakcija ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (tzv. konverzija). Na primjer:
CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.
Nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:
CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.
Sintetizovani ugljen monoksid (II) prolazi kroz konverziju:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Vodik proizveden iz prirodnog gasa je najjeftiniji.
Za elektrolizu vode koristi se jednosmjerna struja koja se propušta kroz otopinu NaOH ili KOH (kiseline se ne koriste da bi se izbjegla korozija opreme). U laboratorijskim uslovima materijal se dobija elektrolizom vode ili kao rezultat reakcije između hlorovodonične kiseline i cinka. Međutim, češće se koristi gotov tvornički materijal u cilindrima.
Ovaj element je izolovan od gasova prerade nafte i koksnog gasa uklanjanjem svih ostalih komponenti gasne mešavine, jer se prilikom dubokog hlađenja lakše pretvaraju u tečnost.
Ovaj materijal se počeo industrijski dobijati krajem 18. veka. Zatim se koristio za punjenje balona. Trenutno se vodonik široko koristi u industriji, uglavnom u hemijskoj industriji, za proizvodnju amonijaka.
Masovni potrošači supstance su proizvođači metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i mnogih drugih proizvoda. Dobivaju se sintezom iz ugljičnog monoksida (II) i vodonika. Vodonik se koristi za hidrogenaciju teških i čvrstih tečnih goriva, masti i dr., za sintezu HCl, hidrotretman naftnih derivata, kao i u rezanju/zavarivanju metala. Najvažniji elementi za nuklearnu energiju su njeni izotopi - tricij i deuterijum.
Biološka uloga vodonika
Oko 10% mase živih organizama (u prosjeku) dolazi od ovog elementa. Dio je vode i najvažnijih grupa prirodnih spojeva, uključujući proteine, nukleinske kiseline, lipide i ugljikohidrate. Za šta se koristi?
Ovaj materijal igra odlučujuću ulogu: u održavanju prostorne strukture proteina (kvaternarne), u implementaciji principa komplementarnosti nukleinskih kiselina (tj. u implementaciji i skladištenju genetskih informacija), i općenito u „prepoznavanju“ na molekularnom nivo.
Jon vodonika H+ učestvuje u važnim dinamičkim reakcijama/procesima u organizmu. Uključujući: u biološku oksidaciju koja daje energiju živim ćelijama, u reakcijama biosinteze, u fotosintezi u biljkama, u fotosintezi bakterija i fiksaciji dušika, u održavanju acido-bazne ravnoteže i homeostaze, u procesima membranskog transporta. Zajedno s ugljikom i kisikom, čini funkcionalnu i strukturnu osnovu životnih pojava.
10.1 Vodonik
Naziv "vodonik" odnosi se i na hemijski element i na jednostavnu supstancu. Element vodonik sastoji se od atoma vodonika. Jednostavna supstanca vodonik sastoji se od molekula vodonika.
a) Hemijski element vodonik
U prirodnom nizu elemenata redni broj vodonika je 1. U sistemu elemenata vodonik je u prvom periodu u grupi IA ili VIIA.
Vodonik je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji. Molni udio atoma vodika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje (zajedno nazvane zemljina kora) je 0,17. Nalazi se u vodi, mnogim mineralima, nafti, prirodnom gasu, biljkama i životinjama. Prosječno ljudsko tijelo sadrži oko 7 kilograma vodonika.
Postoje tri izotopa vodonika:
a) laki vodonik - protium,
b) teški vodonik – deuterijum(D),
c) superteški vodonik – tricijum(T).
Tricij je nestabilan (radioaktivan) izotop, tako da se u prirodi praktički ne nalazi. Deuterijum je stabilan, ali ga ima vrlo malo: w D = 0,015% (od mase svih zemaljskih vodonika). Stoga se atomska masa vodonika vrlo malo razlikuje od 1 Dn (1,00794 Dn).
b) Atom vodonika
Iz prethodnih dijelova kursa hemije, već znate sljedeće karakteristike atoma vodika:
Valentne sposobnosti atoma vodika određene su prisustvom jednog elektrona u jednoj valentnoj orbitali. Visoka energija jonizacije čini da atom vodonika nije sklon da odustane od elektrona, a ne previsoka energija afiniteta prema elektronu dovodi do blage tendencije da ga prihvati. Shodno tome, u hemijskim sistemima formiranje H katjona je nemoguće, a jedinjenja sa H anjonom nisu baš stabilna. Stoga je najvjerojatnije da će atom vodonika formirati kovalentnu vezu s drugim atomima zbog svog jednog nesparenog elektrona. I u slučaju stvaranja anjona i u slučaju stvaranja kovalentne veze, atom vodika je jednovalentan.
U jednostavnoj tvari, oksidacijsko stanje atoma vodika je nula; u većini spojeva vodik pokazuje oksidacijsko stanje +I, a samo u hidridima najmanje elektronegativnih elemenata vodik ima oksidacijsko stanje -I.
Informacije o valentnim sposobnostima atoma vodonika date su u tabeli 28. Valentno stanje atoma vodonika vezanog jednom kovalentnom vezom za bilo koji atom je u tabeli označeno simbolom “H-”.
Tabela 28.Valentne mogućnosti atoma vodika
Valentno stanje |
Primjeri hemikalija |
|||
I |
HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH |
|||
NaH, KH, CaH 2 , BaH 2 |
c) Molekul vodonika
Dvoatomska molekula vodika H2 nastaje kada su atomi vodika vezani jedinom kovalentnom vezom koja je za njih moguća. Veza se formira mehanizmom razmjene. Prema načinu na koji se elektronski oblaci preklapaju, ovo je s-veza (slika 10.1 A). Pošto su atomi isti, veza je nepolarna.
Međuatomska udaljenost (tačnije, ravnotežna međuatomska udaljenost, jer atomi vibriraju) u molekuli vodika r(H–H) = 0,74 A (Sl. 10.1 V), što je znatno manje od zbira orbitalnih radijusa (1,06 A). Posljedično, elektronski oblaci vezanih atoma se duboko preklapaju (slika 10.1 b), a veza u molekulu vodonika je jaka. Na to ukazuje i prilično visoka vrijednost energije vezivanja (454 kJ/mol).
Ako oblik molekule okarakterišemo graničnom površinom (slično graničnoj površini elektronskog oblaka), onda možemo reći da molekula vodika ima oblik blago deformisane (izdužene) lopte (slika 10.1 G).
d) Vodonik (supstanca)
U normalnim uslovima, vodonik je gas bez boje i mirisa. U malim količinama nije toksičan. Čvrsti vodonik se topi na 14 K (–259 °C), a tečni vodonik ključa na 20 K (–253 °C). Niske tačke topljenja i ključanja, vrlo mali temperaturni raspon za postojanje tekućeg vodika (samo 6 °C), kao i male vrijednosti molarne topline fuzije (0,117 kJ/mol) i isparavanja (0,903 kJ/mol ) pokazuju da su međumolekularne veze u vodoniku vrlo slabe.
Gustina vodonika r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Poređenja radi: prosječna gustina zraka je 1,29 g/l. Odnosno, vodonik je 14,5 puta "lakši" od vazduha. Praktično je nerastvorljiv u vodi.
Na sobnoj temperaturi vodonik je neaktivan, ali kada se zagrije, reagira s mnogim tvarima. U ovim reakcijama, atomi vodika mogu povećati ili smanjiti svoje oksidacijsko stanje: H 2 + 2 e– = 2N –I, N 2 – 2 e– = 2N +I.
U prvom slučaju, vodik je oksidant, na primjer, u reakcijama s natrijem ili kalcijem: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Ali redukciona svojstva vodika su karakterističnija: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Kada se zagrije, vodik se oksidira ne samo kisikom, već i nekim drugim nemetalima, kao što su fluor, klor, sumpor, pa čak i dušik.
U laboratoriji se kao rezultat reakcije proizvodi vodik
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.
Umjesto cinka mogu se koristiti željezo, aluminij i neki drugi metali, a umjesto sumporne kiseline mogu se koristiti i neke druge razrijeđene kiseline. Dobijeni vodonik se sakuplja u epruveti istiskivanjem vode (vidi sliku 10.2. b) ili jednostavno u obrnutu tikvicu (slika 10.2 A).
U industriji, vodik se u velikim količinama dobiva iz prirodnog plina (uglavnom metana) interakcijom s vodenom parom na 800 °C u prisustvu nikalnog katalizatora:
CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 +CO 2 ( t, Ni)
ili tretirati ugalj na visokoj temperaturi vodenom parom:
2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( t)
Čisti vodonik se dobija iz vode razgradnjom električnom strujom (podložna elektrolizi):
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektroliza).
e) Jedinjenja vodonika
Hidridi (binarna jedinjenja koja sadrže vodonik) dijele se u dva glavna tipa:
a) nestalan
(molekularni) hidridi,
b) soli slični (jonski) hidridi.
Elementi grupa IVA – VIIA i bor formiraju molekularne hidride. Od njih, samo su hidridi elemenata koji formiraju nemetale stabilni:
B 2 H 6 CH 4 ; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Sa izuzetkom vode, sva ova jedinjenja su gasovite supstance na sobnoj temperaturi, pa otuda i njihov naziv - "hlapljivi hidridi".
Neki od elemenata koji formiraju nemetale nalaze se i u složenijim hidridima. Na primjer, ugljik formira spojeve s općim formulama C n H 2 n+2 , C n H 2 n, C n H 2 n–2 i drugi, gdje n mogu biti veoma velike (ova jedinjenja se proučavaju u organskoj hemiji).
Jonski hidridi uključuju hidride alkalnih, zemnoalkalnih elemenata i magnezijuma. Kristali ovih hidrida sastoje se od H anjona i metalnih katjona u najvišem oksidacionom stanju Me ili Me 2 (u zavisnosti od grupe elemenata sistema).
| LiH | |
| NaH | MgH 2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CsH | BaH 2 |
I ionski i gotovo svi molekularni hidridi (osim H 2 O i HF) su redukcijski agensi, ali ionski hidridi pokazuju redukciona svojstva mnogo jača od molekularnih.
Pored hidrida, vodonik je dio hidroksida i nekih soli. U narednim poglavljima ćete se upoznati sa svojstvima ovih složenijih jedinjenja vodonika.
Glavni potrošači vodika proizvedenog u industriji su postrojenja za proizvodnju amonijaka i dušičnih gnojiva, gdje se amonijak dobiva direktno iz dušika i vodika:
N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – katalizator).
Vodik se u velikim količinama koristi za proizvodnju metil alkohola (metanola) reakcijom 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizator), kao i u proizvodnji hlorovodonika koji se dobija direktno iz hlora i vodonika:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Ponekad se vodonik koristi u metalurgiji kao redukciono sredstvo u proizvodnji čistih metala, na primjer: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
1. Od kojih čestica se sastoje jezgra a) protijuma, b) deuterijuma, c) tricijuma?
2.Uporedi energiju jonizacije atoma vodika sa energijom jonizacije atoma drugih elemenata. Kojem elementu je vodik najbliži po ovoj osobini?
3.Učinite isto za energiju afiniteta elektrona
4. Uporedite smer polarizacije kovalentne veze i stepen oksidacije vodonika u jedinjenjima: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Zapišite najjednostavniju, molekularnu, strukturnu i prostornu formulu vodonika. Koji se najčešće koristi?
6. Često kažu: "Vodonik je lakši od vazduha." Šta to znači? U kojim slučajevima se ovaj izraz može shvatiti doslovno, a u kojim ne?
7. Napravite strukturne formule kalijum i kalcijum hidrida, kao i amonijaka, sumporovodika i bromovodonika.
8. Poznavajući molarne toplote topljenja i isparavanja vodonika, odrediti vrednosti odgovarajućih specifičnih količina.
9. Za svaku od četiri reakcije koje ilustruju osnovna hemijska svojstva vodonika, napravite elektronsku ravnotežu. Označite oksidirajuće i redukcijske agense.
10. Laboratorijskom metodom odredite masu cinka potrebnu za proizvodnju 4,48 litara vodonika.
11. Odrediti masu i zapreminu vodonika koji se može dobiti iz 30 m 3 mešavine metana i vodene pare, uzetih u zapreminskom odnosu 1:2, sa prinosom od 80%.
12. Sastaviti jednačine za reakcije koje nastaju pri interakciji vodonika a) sa fluorom, b) sa sumporom.
13. Reakcione šeme u nastavku ilustruju osnovna hemijska svojstva ionskih hidrida:
a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H 2 O MOH + H 2 ; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Ovdje je M litijum, natrijum, kalijum, rubidijum ili cezijum. Zapišite jednadžbe za odgovarajuće reakcije ako je M natrijum. Ilustrirajte hemijska svojstva kalcijum hidrida koristeći jednadžbe reakcije.
14. Koristeći metodu ravnoteže elektrona, kreirajte jednadžbe za sljedeće reakcije koje ilustriraju redukciona svojstva nekih molekularnih hidrida:
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 Kiseonik
Kao i kod vodonika, riječ "kiseonik" je naziv i hemijskog elementa i jednostavne supstance. Osim jednostavne stvari" kiseonik"(dioksigen) hemijski element kiseonik formira još jednu jednostavnu supstancu zvanu " ozon"(trioksigen). Ovo su alotropske modifikacije kiseonika. Supstanca kiseonik sastoji se od molekula kiseonika O 2 , a supstanca ozon se sastoji od molekula ozona O 3 .
a) Hemijski element kiseonik
U prirodnom nizu elemenata redni broj kiseonika je 8. U sistemu elemenata kiseonik je u drugom periodu u VIA grupi.
Kiseonik je najzastupljeniji element na Zemlji. U zemljinoj kori svaki drugi atom je atom kiseonika, odnosno molarni udio kiseonika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje je oko 50%. Kiseonik (supstanca) je komponenta vazduha. Zapreminski udio kiseonika u vazduhu je 21%. Kiseonik (element) se nalazi u vodi, mnogim mineralima, biljkama i životinjama. Ljudsko tijelo sadrži u prosjeku 43 kg kiseonika.
Prirodni kiseonik se sastoji od tri izotopa (16 O, 17 O i 18 O), od kojih je najlakši izotop 16 O. Stoga je atomska masa kiseonika blizu 16 Dn (15,9994 Dn).
b) Atom kiseonika
Poznate su vam sljedeće karakteristike atoma kisika.
Tabela 29.Valentne mogućnosti atoma kiseonika
Valentno stanje |
Primjeri hemikalija |
|||
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 |
* Ovi oksidi se takođe mogu smatrati jonskim jedinjenjima.
** Atomi kiseonika u molekulu nisu u ovom valentnom stanju; ovo je samo primjer tvari s oksidacijskim stanjem atoma kisika jednakim nuli
Visoka energija jonizacije (poput energije vodika) sprječava stvaranje jednostavnog kationa iz atoma kisika. Energija afiniteta prema elektronu je prilično visoka (skoro dvostruko veća od vodonika), što daje veću sklonost atomu kisika da dobije elektrone i sposobnost formiranja O 2A anjona. Ali energija afiniteta elektrona atoma kisika je još uvijek niža od energije atoma halogena, pa čak i drugih elemenata VIA grupe. Stoga, anjoni kiseonika ( oksidni joni) postoje samo u spojevima kiseonika sa elementima čiji atomi vrlo lako odustaju od elektrona.
Dijeleći dva nesparena elektrona, atom kisika može formirati dvije kovalentne veze. Dva usamljena para elektrona, zbog nemogućnosti ekscitacije, mogu ući samo u interakciju donor-akceptor. Dakle, bez uzimanja u obzir višestrukosti veze i hibridizacije, atom kiseonika može biti u jednom od pet valentnih stanja (tablica 29).
Najtipičnije valentno stanje za atom kiseonika je W k = 2, odnosno formiranje dvije kovalentne veze zbog dva nesparena elektrona.
Veoma visoka elektronegativnost atoma kiseonika (veća samo za fluor) dovodi do činjenice da u većini njegovih jedinjenja kiseonik ima oksidaciono stanje –II. Postoje supstance u kojima kiseonik pokazuje druga oksidaciona stanja, neke od njih su date u tabeli 29 kao primeri, a komparativna stabilnost je prikazana na Sl. 10.3.
c) Molekul kiseonika
Eksperimentalno je utvrđeno da dvoatomska molekula kisika O 2 sadrži dva nesparena elektrona. Koristeći metodu valentne veze, ova elektronska struktura ovog molekula se ne može objasniti. Međutim, veza u molekuli kiseonika je po svojstvima bliska kovalentnoj. Molekul kiseonika je nepolaran. Međuatomska udaljenost ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) je manje od udaljenosti između atoma povezanih jednom vezom. Molarna energija vezivanja je prilično visoka i iznosi 498 kJ/mol.
d) Kiseonik (supstanca)
U normalnim uslovima kiseonik je gas bez boje i mirisa. Čvrsti kiseonik se topi na 55 K (–218 °C), a tečni kiseonik ključa na 90 K (–183 °C).
Međumolekularne veze u čvrstom i tekućem kiseoniku su nešto jače nego u vodoniku, što dokazuje veći temperaturni opseg postojanja tečnog kiseonika (36 °C) i veće molarne toplote fuzije (0,446 kJ/mol) i isparavanja (6,83 kJ /mol).
Kiseonik je slabo rastvorljiv u vodi: na 0 °C, samo 5 zapremina kiseonika (gas!) rastvori se u 100 zapremina vode (tečnosti!).
Velika sklonost atoma kisika da dobivaju elektrone i visoka elektronegativnost dovode do činjenice da kisik pokazuje samo oksidirajuća svojstva. Ova svojstva posebno dolaze do izražaja pri visokim temperaturama.
Kiseonik reaguje sa mnogim metalima: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetali: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
i složene supstance: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.
Najčešće, kao rezultat takvih reakcija, dobijaju se različiti oksidi (vidi Poglavlje II § 5), ali aktivni alkalni metali, na primjer natrij, kada se sagore, pretvaraju se u perokside:
2Na + O 2 = Na 2 O 2.
Strukturna formula rezultirajućeg natrijum peroksida je (Na) 2 (O-O).
Tinjajući komadić stavljen u kiseonik izbija u plamen. Ovo je zgodan i lak način za detekciju čistog kiseonika.
U industriji se kisik dobiva iz zraka rektifikacijama (složena destilacija), au laboratoriji - podvrgavanjem određenih spojeva koji sadrže kisik termičkom razgradnji, na primjer:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – katalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
i, pored toga, katalitičkom razgradnjom vodikovog peroksida na sobnoj temperaturi: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizator).
Čisti kisik se koristi u industriji za intenziviranje onih procesa u kojima dolazi do oksidacije i za stvaranje visokotemperaturnog plamena. U raketnoj tehnologiji, tekući kisik se koristi kao oksidant.
Kiseonik igra važnu ulogu u održavanju života biljaka, životinja i ljudi. U normalnim uslovima, osoba ima dovoljno kiseonika u vazduhu da može da diše. Ali u uslovima kada nema dovoljno vazduha ili ga uopšte nema (u avionima, tokom ronilačkih operacija, u svemirskim brodovima, itd.), za disanje se pripremaju posebne gasne mešavine koje sadrže kiseonik. Kiseonik se takođe koristi u medicini za bolesti koje uzrokuju otežano disanje.
e) Ozon i njegovi molekuli
Ozon O 3 je druga alotropska modifikacija kiseonika.
Triatomska molekula ozona ima strukturu ugla na sredini između dvije strukture predstavljene sljedećim formulama:
Ozon je tamnoplavi plin oštrog mirisa. Zbog svoje jake oksidativne aktivnosti otrovan je. Ozon je jedan i po puta „teži“ od kiseonika i malo je rastvorljiviji u vodi od kiseonika.
Ozon se formira u atmosferi iz kiseonika tokom električnih pražnjenja munje:
3O 2 = 2O 3 ().
Na normalnim temperaturama, ozon se polako pretvara u kisik, a kada se zagrije, ovaj proces se događa eksplozivno.
Ozon se nalazi u takozvanom "ozonskom omotaču" zemljine atmosfere, štiteći sav život na Zemlji od štetnog djelovanja sunčevog zračenja.
U nekim gradovima se umjesto hlora koristi ozon za dezinfekciju (dezinfekciju) vode za piće.
Nacrtajte strukturne formule sljedećih supstanci: 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. Imenujte ove supstance. Opišite valentna stanja atoma kisika u ovim spojevima.
Odredite valenciju i oksidaciono stanje svakog atoma kiseonika.
2. Sastaviti jednačine za reakcije sagorevanja litijuma, magnezijuma, aluminijuma, silicijuma, crvenog fosfora i selena u kiseoniku (atomi selena se oksiduju do oksidacionog stanja +IV, atomi ostalih elemenata oksidiraju do najvišeg oksidacionog stanja). Kojim klasama oksida pripadaju proizvodi ovih reakcija?
3. Koliko litara ozona se može dobiti (u normalnim uslovima) a) iz 9 litara kiseonika, b) iz 8 g kiseonika?
Voda je najzastupljenija supstanca u zemljinoj kori. Masa zemljine vode procjenjuje se na 10 18 tona. Voda je osnova hidrosfere naše planete; osim toga, sadržana je u atmosferi, u obliku leda formira Zemljine polarne kape i visokoplaninske glečere, a također je dio raznih stijena. Maseni udio vode u ljudskom tijelu je oko 70%.
Voda je jedina supstanca koja ima svoja posebna imena u sva tri agregatna stanja.
Elektronska struktura molekula vode (slika 10.4 A) detaljno smo proučavali ranije (vidi § 7.10).
Zbog polariteta O–H veza i ugaonog oblika, molekul vode je električni dipol.
Za karakterizaciju polariteta električnog dipola, fizička veličina nazvana " električni moment električnog dipola" ili jednostavno " dipolni moment".
U hemiji se dipolni moment mjeri u debajima: 1 D = 3,34. 10 –30 razred. m
U molekuli vode postoje dvije polarne kovalentne veze, odnosno dva električna dipola, od kojih svaki ima svoj dipolni moment ( i ). Ukupni dipolni moment molekule jednak je vektorskoj sumi ova dva momenta (slika 10.5):
(H 2 O) = 
,
Gdje q 1 i q 2 – parcijalni naboji (+) na atomima vodonika, i i – međuatomske O – H udaljenosti u molekulu. Jer q 1 = q 2 = q, i onda
Eksperimentalno utvrđeni dipolni momenti molekule vode i nekih drugih molekula dati su u tabeli.
Tabela 30.Dipolni momenti nekih polarnih molekula
Molekul |
Molekul |
Molekul |
|||
S obzirom na dipolnu prirodu molekule vode, često se shematski predstavlja na sljedeći način:
Čista voda je bezbojna tečnost bez ukusa i mirisa. Neke osnovne fizičke karakteristike vode date su u tabeli.
Tabela 31.Neke fizičke karakteristike vode
Velike vrijednosti molarne topline topljenja i isparavanja (red veličine veće od onih vodonika i kisika) ukazuju na to da su molekule vode, kako u čvrstoj tako i u tečnoj tvari, prilično čvrsto povezane. Ove veze se zovu " vodonične veze".
ELEKTRIČNI DIPOL, DIPOLNI MOMENT, POLARITET VEZE, POLARITET MOLEKULA.
Koliko valentnih elektrona atoma kiseonika učestvuje u formiranju veza u molekulu vode?
2. Kada se koje orbitale preklapaju, nastaju veze između vodonika i kiseonika u molekulu vode?
3.Napraviti dijagram stvaranja veza u molekulu vodonik peroksida H 2 O 2. Šta možete reći o prostornoj strukturi ovog molekula?
4. Međuatomske udaljenosti u molekulima HF, HCl i HBr jednake su 0,92; 1.28 i 1.41. Koristeći tablicu dipolnih momenata, izračunajte i uporedite parcijalne naboje na atomima vodika u ovim molekulima.
5. Međuatomske udaljenosti S – H u molekulu vodonik sulfida su 1,34, a ugao između veza je 92°. Odredite vrijednosti parcijalnih naboja na atomima sumpora i vodika. Šta možete reći o hibridizaciji valentnih orbitala atoma sumpora?
10.4. Vodikova veza
Kao što već znate, zbog značajne razlike u elektronegativnosti vodonika i kiseonika (2,10 i 3,50), atom vodika u molekuli vode dobija veliki pozitivni parcijalni naboj ( q h = 0,33 e), a atom kisika ima još veći negativni parcijalni naboj ( q h = –0,66 e). Podsjetimo također da atom kisika ima dva usamljena para elektrona po sp 3-hibridni AO. Atom vodika jedne molekule vode privlači atom kisika druge molekule, a osim toga poluprazan 1s-AO atoma vodika djelimično prihvata par elektrona atoma kiseonika. Kao rezultat ovih interakcija između molekula, nastaje posebna vrsta međumolekularne veze - vodikova veza.
U slučaju vode, formiranje vodikove veze može se shematski prikazati na sljedeći način:
U posljednjoj strukturnoj formuli, tri tačke (isprekidana linija, ne elektroni!) označavaju vodikovu vezu.
Vodikove veze postoje ne samo između molekula vode. Formira se ako su ispunjena dva uslova:
1) molekula ima visoko polarnu H-E vezu (E je simbol atoma prilično elektronegativnog elementa),
2) molekul sadrži E atom sa velikim negativnim parcijalnim nabojem i usamljenim parom elektrona.
Element E može biti fluor, kiseonik i azot. Vodikove veze su znatno slabije ako je E klor ili sumpor.
Primjeri tvari s vodikovom vezom između molekula: fluorovodonik, čvrsti ili tekući amonijak, etil alkohol i mnogi drugi.
U tekućem fluorovodiku, njegovi molekuli su povezani vodoničnim vezama u prilično dugačke lance, dok se u tekućem i čvrstom amonijaku formiraju trodimenzionalne mreže.
U smislu čvrstoće, vodonična veza je posredna između hemijske veze i drugih vrsta međumolekularnih veza. Molarna energija vodonične veze obično se kreće od 5 do 50 kJ/mol.
U čvrstoj vodi (tj. kristalima leda), svi atomi vodika su vezani vodonikom za atome kisika, pri čemu svaki atom kisika formira dvije vodikove veze (koristeći oba usamljena para elektrona). Ova struktura čini led "labavijim" u poređenju sa tekućom vodom, gde su neke od vodoničnih veza prekinute, a molekuli su u stanju da se "pakuju" malo čvršće. Ova karakteristika strukture leda objašnjava zašto, za razliku od većine drugih supstanci, voda u čvrstom stanju ima manju gustoću nego u tekućem stanju. Voda dostiže svoju maksimalnu gustinu na 4 °C – na ovoj temperaturi se pokida dosta vodoničnih veza, a termička ekspanzija još nema jako jak uticaj na gustinu.
Vodikove veze su veoma važne u našim životima. Zamislimo na trenutak da su vodonične veze prestale da se stvaraju. Evo nekih posljedica:
- voda na sobnoj temperaturi bi postala gasovita jer bi njena tačka ključanja pala na oko -80 °C;
- sva vodena tijela počela bi se smrzavati od dna, jer bi gustina leda bila veća od gustine tekuće vode;
- Dvostruka spirala DNK i još mnogo toga prestala bi postojati.
Navedeni primjeri su dovoljni da shvatimo da bi u ovom slučaju priroda na našoj planeti postala potpuno drugačija.
VODONIČNA VEZA, USLOVI NJENOG STVARANJA.
Formula etil alkohola je CH 3 – CH 2 – O – H. Između kojih atoma različitih molekula ove tvari nastaju vodikove veze? Napišite strukturne formule koje ilustruju njihovo formiranje.
2. Vodikove veze postoje ne samo u pojedinačnim supstancama, već iu rastvorima. Prikažite, koristeći strukturne formule, kako nastaju vodonične veze u vodenom rastvoru a) amonijaka, b) fluorovodonika, c) etanola (etil alkohola). = 2H 2 O.
Obje ove reakcije se u vodi odvijaju konstantno i istom brzinom, stoga u vodi postoji ravnoteža: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ova ravnoteža se zove ravnoteža autoprotolize vode.
Direktna reakcija ovog reverzibilnog procesa je endotermna, pa se pri zagrijavanju autoprotoliza povećava, ali se na sobnoj temperaturi ravnoteža pomjera ulijevo, odnosno koncentracija H 3 O i OH iona je zanemarljiva. Čemu su oni jednaki?
Po zakonu masovne akcije
Ali zbog činjenice da je broj izreagiranih molekula vode beznačajan u odnosu na ukupan broj molekula vode, možemo pretpostaviti da se koncentracija vode tokom autoprotolize praktički ne mijenja, a 2 = const Ovako niska koncentracija suprotno nabijenih jona u čistoj vodi objašnjava zašto ova tekućina, iako slabo, ipak provodi električnu struju.
AUTOPROTOLIZA VODE, AUTOPROTOLIZA KONSTANTA (JONSKI PROIZVOD) VODE.
Jonski proizvod tečnog amonijaka (tačka ključanja –33 °C) je 2·10 –28. Napišite jednadžbu za autoprotolizu amonijaka. Odredite koncentraciju amonijevih jona u čistom tekućem amonijaku. Koja supstanca ima veću električnu provodljivost, voda ili tečni amonijak?
1. Proizvodnja vodonika i njegovo sagorijevanje (reducirajuća svojstva).
2. Dobijanje kiseonika i sagorevanje materija u njemu (oksidirajuća svojstva).
Opća i neorganska hemija
Predavanje 6. Vodonik i kiseonik. Voda. Vodikov peroksid.
Vodonik
Atom vodika je najjednostavniji predmet hemije. Strogo govoreći, njegov ion, proton, je još jednostavniji. Prvi put opisao Cavendish 1766. Ime iz grčkog. “hidrogeni” – generiranje vode.
Radijus atoma vodika je približno 0,5 * 10-10 m, a njegov ion (proton) je 1,2 * 10-15 m. Ili od 50 pm do 1,2 * 10-3 pm ili od 50 metara (dijagonala SCA) do 1 mm.
Sljedeći 1s element, litijum, mijenja se samo od 155 pm do 68 pm za Li+. Takva razlika u veličinama atoma i njegovog kationa (5 redova veličine) je jedinstvena.
Zbog male veličine protona dolazi do izmjene vodoničnu vezu, prvenstveno između atoma kisika, dušika i fluora. Jačina vodoničnih veza je 10-40 kJ/mol, što je znatno manje od energije pucanja većine običnih veza (100-150 kJ/mol u organskim molekulima), ali veće od prosječne kinetičke energije toplotnog kretanja na 370 C. (4 kJ/mol). Kao rezultat toga, u živom organizmu vodonične veze se reverzibilno prekidaju, osiguravajući tijek vitalnih procesa.
Vodonik se topi na 14 K, ključa na 20,3 K (pritisak 1 atm), gustina tečnog vodonika je samo 71 g/l (14 puta lakši od vode).
Pobuđeni atomi vodonika sa prijelazima do n 733 → 732 sa talasnom dužinom od 18 m otkriveni su u razređenom međuzvjezdanom mediju, što odgovara Borovom poluprečniku (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) reda veličine 0,1 mm ( !).
Najčešći element u svemiru (88,6% atoma, 11,3% atoma su helijum, a samo 0,1% atomi svih ostalih elemenata).
4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol
Pošto protoni imaju spin 1/2, postoje tri varijante molekula vodonika:
ortovodonik o-H2 sa paralelnim nuklearnim spinovima, paravodonik p-H2 sa antiparalelno spinovi i normalni n-H2 - mješavina 75% orto-vodonika i 25% para-vodonika. Tokom transformacije o-H2 → p-H2, oslobađa se 1418 J/mol.
Svojstva orto- i paravodonika
Budući da je atomska masa vodonika najmanja moguća, njegovi izotopi - deuterijum D (2 H) i tricijum T (3 H) značajno se razlikuju od protijuma 1 H po fizičkim i hemijskim svojstvima. Na primjer, zamjena jednog od vodonika u organskom spoju deuterijumom ima primjetan učinak na njegov vibracijski (infracrveni) spektar, što omogućava određivanje strukture složenih molekula. Slične supstitucije („metoda označenih atoma“) se također koriste za uspostavljanje mehanizama kompleksa
hemijskih i biohemijskih procesa. Metoda označenog atoma je posebno osjetljiva kada se koristi radioaktivni tricij umjesto protijuma (β-raspad, poluživot 12,5 godina).
Svojstva protijuma i deuterijuma
Gustina, g/l (20 K) |
|||||||
Osnovna metoda proizvodnja vodonika u industriji – konverzija metana |
|||||||
ili hidratacija uglja na 800-11000 C (katalizator): |
|||||||
CH4 + H2 O = CO + 3 H2 |
iznad 10000 C |
||||||
"Vodeni gas": C + H2 O = CO + H2 |
|||||||
Zatim CO konverzija: CO + H2 O = CO2 + H2 |
4000 C, oksidi kobalta |
||||||
Ukupno: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2
Drugi izvori vodonika.
Koksni gas: oko 55% vodonika, 25% metana, do 2% teških ugljovodonika, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azota.
Vodik kao produkt sagorevanja:
Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2
Na 1 kg pirotehničke smjese oslobađa se do 370 litara vodonika.
Vodik u obliku jednostavne supstance koristi se za proizvodnju amonijaka i hidrogenaciju (stvrdnjavanje) biljnih masti, za redukciju iz oksida određenih metala (molibden, volfram), za proizvodnju hidrida (LiH, CaH2,
LiAlH4 ).
Entalpija reakcije: H. + H. = H2 je -436 kJ/mol, tako da se atomski vodonik koristi za proizvodnju visokotemperaturnog reducirajućeg "plamena" ("Langmuir gorionik"). Mlaz vodonika u električnom luku atomizira se na 35.000 C za 30%, a zatim je rekombinacijom atoma moguće dostići 50.000 C.
Tečni vodonik se koristi kao gorivo u raketama (vidi kiseonik). Obećavajuće ekološki prihvatljivo gorivo za kopneni transport; Eksperimenti su u toku sa upotrebom metal-hidridnih vodonik baterija. Na primjer, legura LaNi5 može apsorbirati 1,5-2 puta više vodonika nego što je sadržano u istoj zapremini (kao i zapremina legure) tekućeg vodonika.
Kiseonik
Prema danas opšteprihvaćenim podacima, kiseonik su 1774. godine otkrili J. Priestley i nezavisno K. Scheele. Istorija otkrića kiseonika je dobar primer uticaja paradigmi na razvoj nauke (vidi Dodatak 1).
Očigledno, kiseonik je zapravo otkriven mnogo ranije od zvaničnog datuma. Godine 1620. svako se mogao provozati Temzom (u Temzi) u podmornici koju je dizajnirao Cornelius van Drebbel. Čamac se pomaknuo pod vodu zahvaljujući naporima desetak veslača. Prema brojnim očevicima, izumitelj podmornice je uspješno riješio problem disanja tako što je kemijski "osvježio" zrak u njoj. Robert Boyle je 1661. godine napisao: „...Pored mehaničke konstrukcije čamca, pronalazač je imao i hemijski rastvor (likvor), koji je
smatra glavnom tajnom ronjenja. A kada bi se s vremena na vrijeme uvjerio da je dio zraka za disanje već potrošen i da ljudima u čamcu otežava disanje, mogao je, otvaranjem posude napunjene ovim rastvorom, brzo napuniti vazduh sa takav sadržaj vitalnih dijelova koji bi ga ponovo učinio pogodnim za disanje dovoljno dugo.”
Zdrava osoba u mirnom stanju dnevno ispumpa oko 7200 litara vazduha kroz pluća, uzimajući 720 litara kiseonika nepovratno. U zatvorenoj prostoriji zapremine 6 m3, osoba može preživjeti bez ventilacije do 12 sati, a tokom fizičkog rada 3-4 sata. Glavni uzrok otežanog disanja nije nedostatak kiseonika, već akumulacija ugljičnog dioksida od 0,3 do 2,5%.
Dugo vremena glavna metoda dobivanja kisika bio je ciklus "barijum" (dobivanje kisika Brin metodom):
BaSO4 -t-→ BaO + SO3;
5000 C ->
BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C
Drebbelova tajna otopina mogla bi biti otopina vodikovog peroksida: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2
Dobivanje kiseonika sagorevanjem pirolizne smeše: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ
Mešavina sadrži do 80% NaClO3, do 10% gvožđe u prahu, 4% barijum peroksida i staklenu vunu.
Molekul kiseonika je paramagnetičan (praktički biradikal), pa je njegova aktivnost visoka. Organske tvari se oksidiraju u zraku kroz fazu stvaranja peroksida.
Kiseonik se topi na 54,8 K i ključa na 90,2 K.
Alotropska modifikacija elementa kiseonika je supstanca ozon O3. Biološka zaštita Zemlje od ozona je izuzetno važna. Na visini od 20-25 km uspostavlja se ravnoteža:
UV<280 нм |
UV 280-320nm |
||
O2 ----> 2 O* |
O* + O2 + M --> O3 |
O3------- |
> O2 + O |
(M – N2, Ar) |
|||
Godine 1974. otkriveno je da atomski hlor, koji nastaje iz freona na nadmorskoj visini većoj od 25 km, katalizira raspad ozona, kao da zamjenjuje ultraljubičasti "ozon". Ovaj UV može izazvati rak kože (do 600 hiljada slučajeva godišnje u SAD). Zabrana freona u aerosol bocama na snazi je u Sjedinjenim Državama od 1978. godine.
Od 1990. godine lista zabranjenih supstanci (u 92 zemlje) uključuje CH3 CCl3, CCl4 i hlorbrominirane ugljovodonike - njihova proizvodnja će biti ugašena do 2000. godine.
Sagorevanje vodonika u kiseoniku
Reakcija je vrlo složena (šema u predavanju 3), pa je bilo potrebno dugo proučavanje prije praktične primjene.
21. jula 1969. prvi zemljanin - N. Armstrong hodao je po Mjesecu. Raketni bacač Saturn 5 (dizajn Wernher von Braun) sastoji se od tri stepena. U prvom, kerozin i kiseonik, u drugom i trećem - tečni vodonik i kiseonik. Ukupno 468 tona tečnog O2 i H2. Izvršeno je 13 uspješnih lansiranja.
Od aprila 1981. godine svemirski šatl leti u Sjedinjenim Državama: 713 tona tečnog O2 i H2, kao i dva akceleratora na čvrsto gorivo od po 590 tona (ukupna masa čvrstog goriva 987 tona). Prvih 40 km uspona do TTU, od 40 do 113 km motori rade na vodik i kisik.
15. maja 1987. prvo lansiranje “Energije”, 15. novembra 1988. prvi i jedini let “Burana”. Lansirna težina je 2400 tona, masa goriva (kerozin u
bočni odeljci, tečni O2 i H2) 2000 tona Snaga motora 125000 MW, nosivost 105 tona.
Sagorijevanje nije uvijek bilo kontrolirano i uspješno.
Godine 1936. izgrađen je najveći vodonik na svijetu, LZ-129 Hindenburg. Zapremina 200.000 m3, dužina oko 250 m, prečnik 41,2 m. Brzina 135 km/h zahvaljujući 4 motora od 1100 KS, nosivosti 88 tona. Dirižabl je izvršio 37 letova preko Atlantika i prevezao više od 3 hiljade putnika.
6. maja 1937. godine, dok je bio na vezi u SAD, dirižabl je eksplodirao i izgorio. Jedan od mogućih razloga je sabotaža.
28. januara 1986. godine, u 74. sekundi leta, Challenger je eksplodirao sa sedam astronauta - 25. let šatl sistema. Razlog je kvar na pojačivaču čvrstog goriva.
Demonstracija:
eksplozivna eksplozija plina (mješavina vodika i kisika)
Gorivne ćelije
Tehnički važna varijanta ove reakcije sagorijevanja je podjela procesa na dva:
elektrooksidacija vodika (anoda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O
elektroredukcija kiseonika (katoda): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–
Sistem u kojem se vrši takvo „spaljivanje“ je gorivne ćelije. Efikasnost je mnogo veća nego kod termoelektrana, jer nema
posebna faza proizvodnje toplote. Maksimalna efikasnost = ∆ G/∆ H; za sagorevanje vodonika ispada da je 94%.
Efekat je poznat još od 1839. godine, ali su implementirane prve praktično funkcionalne gorivne ćelije
krajem 20. veka u svemiru (“Blizanci”, “Apolo”, “Šatl” - SAD, "Buran" - SSSR).
Izgledi za gorive ćelije [17]
Predstavnik Ballard Power Systems, govoreći na naučnoj konferenciji u Washingtonu, naglasio je da će motor na gorive ćelije postati komercijalno isplativ kada ispuni četiri glavna kriterija: smanjenje cijene proizvedene energije, povećanje trajnosti, smanjenje veličine instalacije i mogućnost brzog pokretanja po hladnom vremenu. . Cijena jednog kilovata energije koju proizvodi instalacija na gorive ćelije trebala bi pasti na 30 dolara. Poređenja radi, 2004. godine ista je cifra iznosila 103 dolara, au 2005. se očekuje da će dostići 80 dolara. Za postizanje ove cijene potrebno je proizvoditi najmanje 500 hiljada motora godišnje. Evropski naučnici su oprezniji u svojim prognozama i vjeruju da će komercijalna upotreba vodoničnih gorivnih ćelija u automobilskoj industriji početi tek 2020. godine.
Vodonik H je najčešći element u svemiru (oko 75% mase), a na Zemlji je deveti po zastupljenosti. Najvažnije prirodno jedinjenje vodonika je voda.
Vodonik je na prvom mjestu u periodnom sistemu (Z = 1). Ima najjednostavniju atomsku strukturu: jezgro atoma je 1 proton, okruženo oblakom elektrona koji se sastoji od 1 elektrona.
Pod nekim uslovima, vodonik pokazuje metalna svojstva (donira elektron), dok u drugim pokazuje nemetalna svojstva (prihvata elektron).
Izotopi vodika koji se nalaze u prirodi su: 1H - protij (jezgro se sastoji od jednog protona), 2H - deuterijum (D - jezgro se sastoji od jednog protona i jednog neutrona), 3H - tricijum (T - jezgro se sastoji od jednog protona i dva neutroni).
Prosta supstanca vodonik
Molekul vodonika sastoji se od dva atoma povezana kovalentnom nepolarnom vezom.
Fizička svojstva. Vodonik je netoksičan gas bez boje, mirisa, ukusa. Molekul vodonika nije polarni. Stoga su sile međumolekularne interakcije u plinovitom vodiku male. Ovo se manifestuje u niskim tačkama ključanja (-252,6 0C) i tačkama topljenja (-259,2 0C).
Vodonik je lakši od vazduha, D (po vazduhu) = 0,069; slabo rastvorljiv u vodi (2 zapremine H2 rastvorene u 100 zapremina H2O). Stoga se vodonik, kada se proizvodi u laboratoriji, može prikupiti metodama istiskivanja zraka ili vode.
Proizvodnja vodonika
U laboratoriji:
1. Utjecaj razrijeđenih kiselina na metale:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2. Interakcija alkalnih i osnovnih metala sa vodom:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2
3. Hidroliza hidrida: metalni hidridi se lako razlažu vodom kako bi se formirale odgovarajuće alkalije i vodonik:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
4. Utjecaj alkalija na cink ili aluminij ili silicijum:
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. Da bi se povećala električna provodljivost vode, dodaje joj se elektrolit, na primjer NaOH, H 2 SO 4 ili Na 2 SO 4. Na katodi se formiraju 2 zapremine vodonika, a na anodi 1 zapremina kiseonika.
2H 2 O → 2H 2 +O 2
Industrijska proizvodnja vodonika
1. Konverzija metana sa parom, Ni 800 °C (najjeftinije):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Ukupno:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Vodena para kroz vrući koks na 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Nastali ugljen monoksid (IV) apsorbuje voda i na taj način se proizvodi 50% industrijskog vodonika.
3. Zagrijavanjem metana na 350°C u prisustvu željeznog ili nikalnog katalizatora:
CH 4 → C + 2H 2
4. Elektroliza vodenih otopina KCl ili NaCl kao nusproizvoda:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Hemijska svojstva vodonika
- U jedinjenjima je vodonik uvijek jednovalentan. Karakterizira ga oksidacijsko stanje od +1, ali je u metalnim hidridima jednako -1.
- Molekul vodonika sastoji se od dva atoma. Pojava veze između njih objašnjava se formiranjem generaliziranog para elektrona H:H ili H2
- Zahvaljujući ovoj generalizaciji elektrona, molekula H 2 je energetski stabilnija od svojih pojedinačnih atoma. Da bi se 1 mol molekula vodonika razbio na atome, potrebno je potrošiti 436 kJ energije: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Ovo objašnjava relativno nisku aktivnost molekularnog vodonika na uobičajenim temperaturama.
- Sa mnogim nemetalima, vodonik formira gasovita jedinjenja kao što su RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Sa halogenima stvara vodonik halogenide:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Istovremeno, eksplodira sa fluorom, reaguje sa hlorom i bromom samo kada se osvetli ili zagreje, a sa jodom samo kada se zagreje.
2) Sa kiseonikom:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
sa oslobađanjem toplote. Na normalnim temperaturama reakcija teče sporo, iznad 550°C eksplodira. Smjesa od 2 zapremine H 2 i 1 zapremine O 2 naziva se detonirajući gas.
3) Kada se zagreje, snažno reaguje sa sumporom (mnogo teže sa selenom i telurom):
H 2 + S → H 2 S (vodonik sulfid),
4) Sa dušikom sa stvaranjem amonijaka samo na katalizatoru i na povišenim temperaturama i pritiscima:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) Sa ugljenikom na visokim temperaturama:
2H 2 + C → CH 4 (metan)
6) Formira hidride sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima (vodonik je oksidaciono sredstvo):
H 2 + 2Li → 2LiH
u metalnim hidridima, vodikov ion je negativno nabijen (oksidacijsko stanje -1), odnosno Na + H hidrid - izgrađen slično Na + Cl hloridu -
Sa složenim supstancama:
7) Sa metalnim oksidima (koristi se za redukciju metala):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) sa ugljičnim monoksidom (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza - gas (mješavina vodonika i ugljičnog monoksida) je od bitne praktične važnosti, jer u zavisnosti od temperature, pritiska i katalizatora nastaju različita organska jedinjenja, na primjer HCHO, CH 3 OH i drugi.
9) Nezasićeni ugljovodonici reaguju sa vodonikom, postajući zasićeni:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
