Ο σκοπός του μαθήματος.Σε αυτό το μάθημα, θα μάθετε για τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία για τη ζωή στη γη - το υδρογόνο και το οξυγόνο, θα μάθετε για τις χημικές τους ιδιότητες, καθώς και για τις φυσικές ιδιότητες των απλών ουσιών που σχηματίζουν, θα μάθετε περισσότερα για το ρόλο του οξυγόνου και υδρογόνο στη φύση και στη ζωή πρόσωπο.

Υδρογόνοείναι το πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν. Οξυγόνοείναι το πιο άφθονο στοιχείο στη γη. Μαζί σχηματίζουν νερό, μια ουσία που αποτελεί περισσότερο από το ήμισυ της μάζας του ανθρώπινου σώματος. Το οξυγόνο είναι το αέριο που χρειαζόμαστε για να αναπνεύσουμε και χωρίς νερό δεν θα μπορούσαμε να ζήσουμε ούτε λίγες μέρες, επομένως χωρίς αμφιβολία, το οξυγόνο και το υδρογόνο μπορούν να θεωρηθούν τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία που είναι απαραίτητα για τη ζωή.

Η δομή των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου

Έτσι, το υδρογόνο εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Στη φύση, το υδρογόνο εμφανίζεται με τη μορφή τριών ισοτόπων, του πρωτίου, του δευτέριου και του τριτίου, τα ισότοπα υδρογόνου είναι πολύ διαφορετικά μεταξύ τους στις φυσικές ιδιότητες, επομένως τους αποδίδονται ακόμη και μεμονωμένα σύμβολα.

Εάν δεν θυμάστε ή δεν γνωρίζετε τι είναι τα ισότοπα, εργαστείτε με τα υλικά της ηλεκτρονικής εκπαιδευτικής πηγής "Τα ισότοπα ως ποικιλίες ατόμων ενός χημικού στοιχείου". Σε αυτό, θα μάθετε πώς διαφέρουν τα ισότοπα ενός στοιχείου μεταξύ τους, σε τι οδηγεί η παρουσία πολλών ισοτόπων σε ένα στοιχείο και επίσης θα εξοικειωθείτε με τα ισότοπα πολλών στοιχείων.

Έτσι, οι πιθανές καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου περιορίζονται σε τιμές από –2 έως +2. Εάν το οξυγόνο δεχτεί δύο ηλεκτρόνια (γίνοντας ανιόν) ή σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με λιγότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία, περνά στην κατάσταση οξείδωσης -2. Εάν το οξυγόνο σχηματίζει έναν δεσμό με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και τον δεύτερο με ένα άτομο λιγότερο ηλεκτραρνητικού στοιχείου, μεταβαίνει στην κατάσταση οξείδωσης -1. Σχηματίζοντας δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με το φθόριο (το μόνο στοιχείο με υψηλότερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας), το οξυγόνο περνά στην κατάσταση οξείδωσης +2. Σχηματισμός ενός δεσμού με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και του δεύτερου με ένα άτομο φθορίου - +1. Τέλος, εάν το οξυγόνο σχηματίσει έναν δεσμό με ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο και έναν δεύτερο δεσμό με το φθόριο, θα είναι σε κατάσταση οξείδωσης 0.

Φυσικές ιδιότητες υδρογόνου και οξυγόνου, αλλοτροπία οξυγόνου

Υδρογόνο- άχρωμο αέριο χωρίς γεύση και οσμή. Πολύ ελαφρύ (14,5 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα). Η θερμοκρασία υγροποίησης του υδρογόνου - -252,8 ° C - είναι σχεδόν η χαμηλότερη μεταξύ όλων των αερίων (δεύτερη μόνο μετά το ήλιο). Το υγρό και στερεό υδρογόνο είναι πολύ ελαφριές, άχρωμες ουσίες.

ΟξυγόνοΕίναι ένα άχρωμο, άοσμο, άγευστο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Στους -182,9 °C μετατρέπεται σε βαρύ μπλε υγρό, στους -218 °C στερεοποιείται με το σχηματισμό μπλε κρυστάλλων. Τα μόρια οξυγόνου είναι παραμαγνητικά, πράγμα που σημαίνει ότι το οξυγόνο έλκεται από έναν μαγνήτη. Το οξυγόνο είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό.

Σε αντίθεση με το υδρογόνο, το οποίο σχηματίζει μόρια ενός μόνο τύπου, το οξυγόνο παρουσιάζει αλλοτροπία και σχηματίζει μόρια δύο τύπων, δηλαδή το στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει δύο απλές ουσίες: οξυγόνο και όζον.

Χημικές ιδιότητες και λήψη απλών ουσιών

Υδρογόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του υδρογόνου είναι απλός, αλλά είναι ένας από τους ισχυρότερους απλούς δεσμούς στη φύση, και χρειάζεται πολλή ενέργεια για να σπάσει, γι' αυτό το λόγο το υδρογόνο είναι πολύ αδρανές σε θερμοκρασία δωματίου, ωστόσο, όταν η θερμοκρασία αυξάνεται ( ή παρουσία καταλύτη), το υδρογόνο αλληλεπιδρά εύκολα με πολλές απλές και πολύπλοκες ουσίες.

Το υδρογόνο είναι ένα τυπικό αμέταλλο από χημική άποψη. Δηλαδή, είναι σε θέση να αλληλεπιδράσει με ενεργά μέταλλα για να σχηματίσει υδρίδια, στα οποία εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1. Με ορισμένα μέταλλα (λίθιο, ασβέστιο), η αλληλεπίδραση προχωρά ακόμη και σε θερμοκρασία δωματίου, αλλά μάλλον αργά, επομένως, η θέρμανση χρησιμοποιείται στη σύνθεση υδριδίων:

,

.

Ο σχηματισμός υδριδίων με άμεση αλληλεπίδραση απλών ουσιών είναι δυνατός μόνο για ενεργά μέταλλα. Ήδη το αλουμίνιο δεν αλληλεπιδρά απευθείας με το υδρογόνο, το υδρίδιο του λαμβάνεται με αντιδράσεις ανταλλαγής.

Το υδρογόνο αντιδρά επίσης με τα αμέταλλα μόνο όταν θερμαίνεται. Εξαιρέσεις αποτελούν τα αλογόνα χλώριο και βρώμιο, η αντίδραση με τα οποία μπορεί να προκληθεί από το φως:

.

Η αντίδραση με το φθόριο επίσης δεν απαιτεί θέρμανση· προχωρά με έκρηξη ακόμη και με ισχυρή ψύξη και σε απόλυτο σκοτάδι.

Η αντίδραση με το οξυγόνο προχωρά σύμφωνα με έναν μηχανισμό διακλαδισμένης αλυσίδας, επομένως ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται γρήγορα και σε ένα μείγμα οξυγόνου και υδρογόνου σε αναλογία 1: 2, η αντίδραση προχωρά με έκρηξη (ένα τέτοιο μείγμα ονομάζεται "εκρηκτικό αέριο "):

.

Η αντίδραση με το θείο προχωρά πολύ πιο αθόρυβα, με ελάχιστη ή καθόλου απελευθέρωση θερμότητας:

.

Οι αντιδράσεις με άζωτο και ιώδιο προχωρούν αναστρέψιμα:

,

.

Αυτή η περίσταση περιπλέκει πολύ την παραγωγή αμμωνίας στη βιομηχανία: η διαδικασία απαιτεί τη χρήση αυξημένης πίεσης για την ανάμιξη της ισορροπίας προς την κατεύθυνση του σχηματισμού αμμωνίας. Το ιώδιο υδρογόνου δεν λαμβάνεται με άμεση σύνθεση, καθώς υπάρχουν πολλές πολύ πιο βολικές μέθοδοι για τη σύνθεσή του.

Το υδρογόνο δεν αντιδρά άμεσα με αμέταλλα χαμηλής δράσης (), αν και οι ενώσεις του με αυτά είναι γνωστές.

Σε αντιδράσεις με σύνθετες ουσίες, το υδρογόνο στις περισσότερες περιπτώσεις δρα ως αναγωγικός παράγοντας. Σε διαλύματα, το υδρογόνο μπορεί να μειώσει τα μέταλλα χαμηλής ενεργότητας (που βρίσκονται μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσεων) από τα άλατά τους:

Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο μπορεί να αναγάγει πολλά μέταλλα από τα οξείδια τους. Επιπλέον, όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο πιο δύσκολο είναι να αποκατασταθεί και τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία που απαιτείται για αυτό:

.

Μέταλλα πιο ενεργά από τον ψευδάργυρο είναι πρακτικά αδύνατο να αναχθούν με υδρογόνο.

Το υδρογόνο παράγεται στο εργαστήριο με την αντίδραση μετάλλων με ισχυρά οξέα. Τα πιο συχνά χρησιμοποιούμενα ψευδάργυρο και υδροχλωρικό οξύ:

Λιγότερο συχνά χρησιμοποιούμενη ηλεκτρόλυση νερού παρουσία ισχυρών ηλεκτρολυτών:

Στη βιομηχανία, το υδρογόνο παράγεται ως υποπροϊόν στην παραγωγή καυστικής σόδας με ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου:

Επιπλέον, υδρογόνο λαμβάνεται κατά τη διύλιση λαδιού.

Η παραγωγή υδρογόνου με φωτόλυση νερού είναι μια από τις πιο υποσχόμενες μεθόδους στο μέλλον, ωστόσο, αυτή τη στιγμή, η βιομηχανική εφαρμογή αυτής της μεθόδου είναι δύσκολη.

Εργασία με τα υλικά ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων Εργαστηριακή εργασία «Λήψη και ιδιότητες υδρογόνου» και Εργαστηριακή εργασία «Αναγωγικές ιδιότητες υδρογόνου». Μάθετε την αρχή λειτουργίας της συσκευής Kipp και της συσκευής Kiryushkin. Σκεφτείτε σε ποιες περιπτώσεις είναι πιο βολικό να χρησιμοποιείτε τη συσκευή Kipp και σε ποιες - Kiryushkin. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζει το υδρογόνο στις αντιδράσεις;

Οξυγόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του οξυγόνου είναι διπλός και πολύ ισχυρός. Επομένως, το οξυγόνο είναι μάλλον ανενεργό σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμαίνεται, ωστόσο, αρχίζει να εμφανίζει ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο αντιδρά χωρίς θέρμανση με ενεργά μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες):

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο αντιδρά με τα περισσότερα μέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

,

,

.

Ο άργυρος και τα λιγότερο ενεργά μέταλλα δεν οξειδώνονται από το οξυγόνο.

Το οξυγόνο αντιδρά επίσης με τα περισσότερα αμέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

,

,

.

Η αλληλεπίδραση με το άζωτο συμβαίνει μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, περίπου 2000 °C.

Το οξυγόνο δεν αντιδρά με το χλώριο, το βρώμιο και το ιώδιο, αν και πολλά από τα οξείδια τους μπορούν να ληφθούν έμμεσα.

Η αλληλεπίδραση του οξυγόνου με το φθόριο μπορεί να πραγματοποιηθεί περνώντας μια ηλεκτρική εκκένωση μέσω ενός μείγματος αερίων:

.

Το φθόριο οξυγόνο (II) είναι μια ασταθής ένωση, εύκολα αποσυντιθέμενη και πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

Στα διαλύματα, το οξυγόνο είναι ένας ισχυρός, αν και αργός, οξειδωτικός παράγοντας. Κατά κανόνα, το οξυγόνο προάγει τη μετάβαση των μετάλλων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης:

Η παρουσία οξυγόνου συχνά καθιστά δυνατή τη διάλυση σε οξέα μετάλλων που βρίσκονται αμέσως μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσης:

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο μπορεί να οξειδώσει τα κατώτερα οξείδια μετάλλων:

.

Το οξυγόνο δεν λαμβάνεται χημικά στη βιομηχανία, λαμβάνεται από τον αέρα με απόσταξη.

Το εργαστήριο χρησιμοποιεί αντιδράσεις αποσύνθεσης ενώσεων πλούσιων σε οξυγόνο - νιτρικά, χλωρικά, υπερμαγγανικά άλατα όταν θερμαίνονται:

Μπορείτε επίσης να πάρετε οξυγόνο με καταλυτική αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου:

Επιπλέον, η παραπάνω αντίδραση ηλεκτρόλυσης νερού μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή οξυγόνου.

Εργασία με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Παραγωγή οξυγόνου και οι ιδιότητές του».

Πώς ονομάζεται η μέθοδος συλλογής οξυγόνου που χρησιμοποιείται στις εργαστηριακές εργασίες; Ποιοι άλλοι τρόποι συλλογής αερίων υπάρχουν και ποιοι είναι κατάλληλοι για τη συλλογή οξυγόνου;

Εργασία 1. Δείτε το βίντεο κλιπ "Αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου όταν θερμαίνεται."

Απάντησε στις ερωτήσεις:

1. 1. Ποιο από τα στερεά προϊόντα της αντίδρασης είναι διαλυτό στο νερό;
   2. Τι χρώμα έχει το διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου;
   3. Ποιο είναι το χρώμα του διαλύματος μαγγανικού καλίου;

Γράψτε τις εξισώσεις για τις συνεχιζόμενες αντιδράσεις. Εξισορροπήστε τα χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του ηλεκτρονικού ισοζυγίου.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλο στην αίθουσα βίντεο ή στην αίθουσα βίντεο.

Οζο.

Το μόριο του όζοντος είναι τριατομικό και οι δεσμοί σε αυτό είναι λιγότερο ισχυροί από ό,τι στο μόριο του οξυγόνου, γεγονός που οδηγεί σε μεγαλύτερη χημική δραστηριότητα του όζοντος: το όζον οξειδώνει εύκολα πολλές ουσίες σε διαλύματα ή σε ξηρή μορφή χωρίς θέρμανση:

Το όζον μπορεί να οξειδώσει εύκολα το μονοξείδιο του αζώτου (IV) σε μονοξείδιο του αζώτου (V) και το οξείδιο του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) χωρίς καταλύτη:

Το όζον σταδιακά αποσυντίθεται για να σχηματίσει οξυγόνο:

Για την παραγωγή όζοντος, χρησιμοποιούνται ειδικές συσκευές - οζονιστές, στους οποίους μια εκκένωση λάμψης διέρχεται μέσω οξυγόνου.

Στο εργαστήριο, για τη λήψη μικρών ποσοτήτων όζοντος, μερικές φορές χρησιμοποιούνται αντιδράσεις αποσύνθεσης υπεροξο ενώσεων και ορισμένων ανώτερων οξειδίων όταν θερμαίνονται:

Εργασία με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Λήψη όζοντος και μελέτη των ιδιοτήτων του».

Εξηγήστε γιατί το διάλυμα indigo γίνεται άχρωμο. Γράψτε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν αναμιγνύονται διαλύματα νιτρικού μολύβδου και θειούχου νατρίου και όταν ο οζονισμένος αέρας διέρχεται από το προκύπτον εναιώρημα. Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για την αντίδραση ανταλλαγής ιόντων. Για την αντίδραση οξειδοαναγωγής, κάντε μια ηλεκτρονική ισορροπία.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλο στην αίθουσα βίντεο ή στην αίθουσα βίντεο.

Χημικές ιδιότητες του νερού

Για καλύτερη κατανόηση των φυσικών ιδιοτήτων του νερού και της σημασίας του, εργαστείτε με τα υλικά των ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων «Ανώμαλες ιδιότητες του νερού» και «Το νερό είναι το πιο σημαντικό υγρό στη Γη».

Το νερό έχει μεγάλη σημασία για κάθε ζωντανό οργανισμό - στην πραγματικότητα, πολλοί ζωντανοί οργανισμοί αποτελούνται από περισσότερο από το μισό νερό. Το νερό είναι ένας από τους πιο ευέλικτους διαλύτες (σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις, οι ικανότητές του ως διαλύτης αυξάνονται σημαντικά). Από χημική άποψη, το νερό είναι οξείδιο του υδρογόνου, ενώ σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται (αν και σε πολύ μικρό βαθμό) σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υδροξειδίου:

.

Το νερό αλληλεπιδρά με πολλά μέταλλα. Με ενεργές (αλκαλικές, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες) το νερό αντιδρά χωρίς θέρμανση:

Με λιγότερο ενεργή αλληλεπίδραση εμφανίζεται όταν θερμαίνεται.

Στο περιοδικό σύστημα, το υδρογόνο βρίσκεται σε δύο ομάδες στοιχείων που είναι απολύτως αντίθετα στις ιδιότητές τους. Αυτό το χαρακτηριστικό το καθιστά εντελώς μοναδικό. Το υδρογόνο δεν είναι απλώς ένα στοιχείο ή ουσία, αλλά και συστατικό πολλών πολύπλοκων ενώσεων, ένα οργανογόνο και βιογενές στοιχείο. Ως εκ τούτου, εξετάζουμε τις ιδιότητες και τα χαρακτηριστικά του με περισσότερες λεπτομέρειες.

Η απελευθέρωση εύφλεκτου αερίου κατά την αλληλεπίδραση μετάλλων και οξέων παρατηρήθηκε ήδη από τον 16ο αιώνα, δηλαδή κατά τη διαμόρφωση της χημείας ως επιστήμης. Ο διάσημος Άγγλος επιστήμονας Henry Cavendish μελέτησε την ουσία ξεκινώντας το 1766 και της έδωσε το όνομα «καύσιμος αέρας». Όταν καίγεται, αυτό το αέριο παρήγαγε νερό. Δυστυχώς, η προσκόλληση του επιστήμονα στη θεωρία του phlogiston (υποθετική «υπερλεπτή ύλη») τον εμπόδισε να καταλήξει στα σωστά συμπεράσματα.

Ο Γάλλος χημικός και φυσιοδίφης A. Lavoisier, μαζί με τον μηχανικό J. Meunier και με τη βοήθεια ειδικών αεριομέτρων, το 1783 πραγματοποίησαν τη σύνθεση του νερού και στη συνέχεια την ανάλυσή του αποσυνθέτοντας υδρατμούς με καυτό σίδηρο. Έτσι, οι επιστήμονες μπόρεσαν να καταλήξουν στα σωστά συμπεράσματα. Διαπίστωσαν ότι ο «εύκαυστος αέρας» δεν είναι μόνο μέρος του νερού, αλλά μπορεί να ληφθεί και από αυτό.

Το 1787, ο Lavoisier πρότεινε ότι το αέριο που μελετήθηκε είναι μια απλή ουσία και, κατά συνέπεια, συγκαταλέγεται στα κύρια χημικά στοιχεία. Το ονόμασε υδρογόνο (από τις ελληνικές λέξεις hydor - νερό + gennao - γεννώ), δηλαδή «γεννώ νερό».

Η ρωσική ονομασία «υδρογόνο» προτάθηκε το 1824 από τον χημικό M. Solovyov. Ο προσδιορισμός της σύστασης του νερού σήμανε το τέλος της «θεωρίας των φλογιστών». Στο γύρισμα του 18ου και του 19ου αιώνα, διαπιστώθηκε ότι το άτομο υδρογόνου είναι πολύ ελαφρύ (σε σύγκριση με τα άτομα άλλων στοιχείων) και η μάζα του λήφθηκε ως η κύρια μονάδα για τη σύγκριση των ατομικών μαζών, λαμβάνοντας τιμή ίση με 1.

Φυσικές ιδιότητες

Το υδρογόνο είναι η ελαφρύτερη από όλες τις ουσίες που είναι γνωστές στην επιστήμη (είναι 14,4 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα), η πυκνότητά του είναι 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Αυτό το υλικό λιώνει (στερεοποιείται) και βράζει (υγροποιείται), αντίστοιχα, στους -259,1 ° C και -252,8 ° C (μόνο το ήλιο έχει χαμηλότερο σημείο βρασμού και τήξης t °).

Η κρίσιμη θερμοκρασία του υδρογόνου είναι εξαιρετικά χαμηλή (-240 °C). Για το λόγο αυτό, η ρευστοποίησή του είναι μια αρκετά περίπλοκη και δαπανηρή διαδικασία. Η κρίσιμη πίεση μιας ουσίας είναι 12,8 kgf / cm² και η κρίσιμη πυκνότητα είναι 0,0312 g / cm³. Μεταξύ όλων των αερίων, το υδρογόνο έχει την υψηλότερη θερμική αγωγιμότητα: σε 1 atm και 0 ° C, είναι 0,174 W / (mxK).

Η ειδική θερμοχωρητικότητα μιας ουσίας υπό τις ίδιες συνθήκες είναι 14.208 kJ / (kgxK) ή 3.394 cal / (gh ° C). Αυτό το στοιχείο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (περίπου 0,0182 ml / g σε 1 atm και 20 ° C), αλλά καλά - στα περισσότερα μέταλλα (Ni, Pt, Pa και άλλα), ειδικά στο παλλάδιο (περίπου 850 όγκοι ανά όγκο Pd ) .

Η τελευταία ιδιότητα σχετίζεται με την ικανότητά του να διαχέεται, ενώ η διάχυση μέσω ενός κράματος άνθρακα (για παράδειγμα, χάλυβα) μπορεί να συνοδεύεται από την καταστροφή του κράματος λόγω της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με τον άνθρακα (αυτή η διαδικασία ονομάζεται απανθρακοποίηση). Σε υγρή κατάσταση, η ουσία είναι πολύ ελαφριά (πυκνότητα - 0,0708 g / cm³ σε t ° \u003d -253 ° C) και ρευστή (ιξώδες - 13,8 βαθμούς Κελσίου υπό τις ίδιες συνθήκες).

Σε πολλές ενώσεις, αυτό το στοιχείο εμφανίζει σθένος +1 (κατάσταση οξείδωσης), παρόμοιο με το νάτριο και άλλα μέταλλα αλκαλίων. Συνήθως θεωρείται ως ανάλογο αυτών των μετάλλων. Κατά συνέπεια, ηγείται της ομάδας I του συστήματος Mendeleev. Στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου εμφανίζει αρνητικό φορτίο (η κατάσταση οξείδωσης είναι -1), δηλαδή το Na + H- έχει δομή παρόμοια με το χλωριούχο Na + Cl-. Σύμφωνα με αυτό και ορισμένα άλλα γεγονότα (η εγγύτητα των φυσικών ιδιοτήτων του στοιχείου "H" και των αλογόνων, η ικανότητα αντικατάστασής του με αλογόνα σε οργανικές ενώσεις), το υδρογόνο κατατάσσεται στην ομάδα VII του συστήματος Mendeleev.

Υπό κανονικές συνθήκες, το μοριακό υδρογόνο έχει χαμηλή δραστηριότητα, συνδυάζεται άμεσα μόνο με τα πιο ενεργά από τα μη μέταλλα (με φθόριο και χλώριο, με το τελευταίο - στο φως). Με τη σειρά του, όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά με πολλά χημικά στοιχεία.

Το ατομικό υδρογόνο έχει αυξημένη χημική δραστηριότητα (σε σύγκριση με το μοριακό υδρογόνο). Με το οξυγόνο, σχηματίζει νερό σύμφωνα με τον τύπο:

Н2 + ½О2 = Н2О,

απελευθερώνοντας 285,937 kJ/mol θερμότητας ή 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Υπό κανονικές συνθήκες θερμοκρασίας, η αντίδραση προχωρά μάλλον αργά και στους t ° >= 550 ° C, είναι ανεξέλεγκτη. Τα εκρηκτικά όρια ενός μίγματος υδρογόνου + οξυγόνου κατ' όγκο είναι 4–94% H2, και μίγματα υδρογόνου + αέρα είναι 4–74% H2 (ένα μείγμα δύο όγκων H2 και ενός όγκου O2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο).

Αυτό το στοιχείο χρησιμοποιείται για τη μείωση των περισσότερων μετάλλων, καθώς παίρνει οξυγόνο από οξείδια:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О,

CuO + H2 = Cu + H2O κ.λπ.

Με διαφορετικά αλογόνα, το υδρογόνο σχηματίζει υδραλογονίδια, για παράδειγμα:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Ωστόσο, όταν αντιδρά με φθόριο, το υδρογόνο εκρήγνυται (αυτό συμβαίνει επίσης στο σκοτάδι, στους -252 ° C), αντιδρά με βρώμιο και χλώριο μόνο όταν θερμαίνεται ή φωτίζεται και με ιώδιο - μόνο όταν θερμαίνεται. Όταν αλληλεπιδρά με το άζωτο, σχηματίζεται αμμωνία, αλλά μόνο σε καταλύτη, σε υψηλές πιέσεις και θερμοκρασίες:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο αντιδρά ενεργά με το θείο:

H2 + S = H2S (υδρόθειο),

και πολύ πιο δύσκολο - με τελλούριο ή σελήνιο. Το υδρογόνο αντιδρά με καθαρό άνθρακα χωρίς καταλύτη, αλλά σε υψηλές θερμοκρασίες:

2H2 + C (άμορφο) = CH4 (μεθάνιο).

Αυτή η ουσία αντιδρά άμεσα με μερικά από τα μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και άλλα), σχηματίζοντας υδρίδια, για παράδειγμα:

Н2 + 2Li = 2LiH.

Δεν έχουν μικρή πρακτική σημασία οι αλληλεπιδράσεις υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα (II). Σε αυτή την περίπτωση, ανάλογα με την πίεση, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, σχηματίζονται διάφορες οργανικές ενώσεις: HCHO, CH3OH κ.λπ. Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες μετατρέπονται σε κορεσμένους κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, για παράδειγμα:

С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.

Το υδρογόνο και οι ενώσεις του παίζουν εξαιρετικό ρόλο στη χημεία. Καθορίζει τις όξινες ιδιότητες του λεγόμενου. Τα πρωτικά οξέα τείνουν να σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου με διαφορετικά στοιχεία, τα οποία έχουν σημαντική επίδραση στις ιδιότητες πολλών ανόργανων και οργανικών ενώσεων.

Λήψη υδρογόνου

Οι κύριοι τύποι πρώτων υλών για τη βιομηχανική παραγωγή αυτού του στοιχείου είναι αέρια διυλιστηρίου, φυσικά εύφλεκτα και αέρια φούρνου οπτάνθρακα. Λαμβάνεται επίσης από το νερό με ηλεκτρόλυση (σε σημεία με προσιτό ρεύμα). Μία από τις πιο σημαντικές μεθόδους για την παραγωγή υλικού από φυσικό αέριο είναι η καταλυτική αλληλεπίδραση υδρογονανθράκων, κυρίως μεθανίου, με υδρατμούς (η λεγόμενη μετατροπή). Για παράδειγμα:

CH4 + H2O = CO + ZH2.

Ατελής οξείδωση υδρογονανθράκων με οξυγόνο:

CH4 + ½O2 \u003d CO + 2H2.

Το συνθετικό μονοξείδιο του άνθρακα (II) υφίσταται μετατροπή:

CO + H2O = CO2 + H2.

Το υδρογόνο που παράγεται από φυσικό αέριο είναι το φθηνότερο.

Για την ηλεκτρόλυση του νερού χρησιμοποιείται συνεχές ρεύμα, το οποίο διέρχεται από διάλυμα NaOH ή ΚΟΗ (δεν χρησιμοποιούνται οξέα για την αποφυγή διάβρωσης του εξοπλισμού). Σε εργαστηριακές συνθήκες, το υλικό λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση νερού ή ως αποτέλεσμα της αντίδρασης υδροχλωρικού οξέος και ψευδαργύρου. Ωστόσο, πιο συχνά χρησιμοποιείται έτοιμο εργοστασιακό υλικό σε κυλίνδρους.

Από τα αέρια διυλιστηρίου και το αέριο φούρνου οπτάνθρακα, αυτό το στοιχείο απομονώνεται αφαιρώντας όλα τα άλλα συστατικά του μείγματος αερίων, καθώς υγροποιούνται ευκολότερα κατά τη βαθιά ψύξη.

Αυτό το υλικό άρχισε να λαμβάνεται βιομηχανικά στα τέλη του 18ου αιώνα. Στη συνέχεια χρησιμοποιήθηκε για να γεμίσει μπαλόνια. Αυτή τη στιγμή, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία, κυρίως στη χημική βιομηχανία, για την παραγωγή αμμωνίας.

Μαζικοί καταναλωτές της ουσίας είναι κατασκευαστές μεθυλίου και άλλων αλκοολών, συνθετικής βενζίνης και πολλών άλλων προϊόντων. Λαμβάνονται με σύνθεση από μονοξείδιο του άνθρακα (II) και υδρογόνο. Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για την υδρογόνωση βαρέων και στερεών υγρών καυσίμων, λιπών κ.λπ., για τη σύνθεση HCl, την υδρογονοκατεργασία προϊόντων πετρελαίου, καθώς και για την κοπή/συγκόλληση μετάλλων. Τα πιο σημαντικά στοιχεία για την πυρηνική ενέργεια είναι τα ισότοπά της - τρίτιο και δευτέριο.

Ο βιολογικός ρόλος του υδρογόνου

Περίπου το 10% της μάζας των ζωντανών οργανισμών (κατά μέσο όρο) πέφτει σε αυτό το στοιχείο. Αποτελεί μέρος του νερού και των πιο σημαντικών ομάδων φυσικών ενώσεων, συμπεριλαμβανομένων πρωτεϊνών, νουκλεϊκών οξέων, λιπιδίων, υδατανθράκων. Τι εξυπηρετεί;

Αυτό το υλικό παίζει καθοριστικό ρόλο: στη διατήρηση της χωρικής δομής των πρωτεϊνών (τεταρτοταγής), στην εφαρμογή της αρχής της συμπληρωματικότητας των νουκλεϊκών οξέων (δηλαδή, στην υλοποίηση και αποθήκευση γενετικών πληροφοριών), γενικά στην «αναγνώριση» στο μοριακό επίπεδο.

Το ιόν υδρογόνου H+ συμμετέχει σε σημαντικές δυναμικές αντιδράσεις/διεργασίες στο σώμα. Συμπεριλαμβανομένου: στη βιολογική οξείδωση, η οποία παρέχει ενέργεια στα ζωντανά κύτταρα, στις αντιδράσεις βιοσύνθεσης, στη φωτοσύνθεση στα φυτά, στη βακτηριακή φωτοσύνθεση και δέσμευση αζώτου, στη διατήρηση της οξεοβασικής ισορροπίας και ομοιόστασης, στις διαδικασίες μεταφοράς μεμβράνης. Μαζί με τον άνθρακα και το οξυγόνο, αποτελεί τη λειτουργική και δομική βάση των φαινομένων της ζωής.

10.1 Υδρογόνο

Το όνομα «υδρογόνο» αναφέρεται τόσο σε ένα χημικό στοιχείο όσο και σε μια απλή ουσία. Στοιχείο υδρογόνοαποτελείται από άτομα υδρογόνου. απλή ουσία υδρογόνοαποτελείται από μόρια υδρογόνου.

α) Χημικό στοιχείο υδρογόνο

Στη φυσική σειρά στοιχείων, ο αύξων αριθμός του υδρογόνου είναι 1. Στο σύστημα στοιχείων, το υδρογόνο βρίσκεται στην πρώτη περίοδο στην ομάδα ΙΑ ή VIIA.

Το υδρογόνο είναι ένα από τα πιο άφθονα στοιχεία στη Γη. Το μοριακό κλάσμα των ατόμων υδρογόνου στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα της Γης (συλλογικά, αυτό ονομάζεται γήινος φλοιός) είναι 0,17. Βρίσκεται στο νερό, πολλά ορυκτά, το πετρέλαιο, το φυσικό αέριο, τα φυτά και τα ζώα. Το μέσο ανθρώπινο σώμα περιέχει περίπου 7 κιλά υδρογόνου.

Υπάρχουν τρία ισότοπα υδρογόνου:
α) ελαφρύ υδρογόνο - protium,
β) βαρύ υδρογόνο - δευτέριο(ΡΕ)
γ) υπερβαρύ υδρογόνο - τρίτιο(Τ).

Το τρίτιο είναι ένα ασταθές (ραδιενεργό) ισότοπο, επομένως πρακτικά δεν υπάρχει στη φύση. Το δευτέριο είναι σταθερό, αλλά υπάρχει πολύ λίγο από αυτό: w D = 0,015% (της μάζας όλου του επίγειου υδρογόνου). Επομένως, η ατομική μάζα του υδρογόνου διαφέρει πολύ λίγο από 1 Dn (1,00794 Dn).

β) Άτομο υδρογόνου

Από τις προηγούμενες ενότητες του μαθήματος της χημείας, γνωρίζετε ήδη τα ακόλουθα χαρακτηριστικά του ατόμου του υδρογόνου:

Οι δυνατότητες σθένους ενός ατόμου υδρογόνου καθορίζονται από την παρουσία ενός ηλεκτρονίου σε ένα τροχιακό μονού σθένους. Μια μεγάλη ενέργεια ιοντισμού κάνει το άτομο υδρογόνου να μην είναι επιρρεπές στη δωρεά ηλεκτρονίου και η όχι πολύ υψηλή συγγένεια ηλεκτρονίων οδηγεί σε μια ελαφρά τάση αποδοχής του. Κατά συνέπεια, στα χημικά συστήματα, ο σχηματισμός του κατιόντος Η είναι αδύνατος και οι ενώσεις με το ανιόν Η δεν είναι πολύ σταθερές. Έτσι, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού με άλλα άτομα λόγω του ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου του είναι το πιο χαρακτηριστικό του ατόμου υδρογόνου. Τόσο στην περίπτωση του σχηματισμού ενός ανιόντος όσο και στην περίπτωση του σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού, το άτομο υδρογόνου είναι μονοσθενές.
Σε μια απλή ουσία, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων υδρογόνου είναι μηδέν, στις περισσότερες ενώσεις το υδρογόνο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +I, και μόνο στα υδρίδια των λιγότερο ηλεκτραρνητικών στοιχείων στο υδρογόνο είναι μια κατάσταση οξείδωσης -I.
Πληροφορίες σχετικά με τις δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου δίνονται στον πίνακα 28. Η κατάσταση σθένους ενός ατόμου υδρογόνου που συνδέεται με έναν ομοιοπολικό δεσμό με οποιοδήποτε άτομο υποδεικνύεται στον πίνακα με το σύμβολο "H-".

Πίνακας 28Δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου

Κατάσταση σθένους				Παραδείγματα χημικών
			Εγώ 0 -ΕΓΩ	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 Η2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

γ) Μόριο υδρογόνου

Το διατομικό μόριο υδρογόνου Η 2 σχηματίζεται όταν τα άτομα υδρογόνου δεσμεύονται από τον μόνο δυνατό ομοιοπολικό δεσμό για αυτά. Η επικοινωνία διαμορφώνεται από τον μηχανισμό ανταλλαγής. Σύμφωνα με τον τρόπο με τον οποίο επικαλύπτονται τα νέφη ηλεκτρονίων, αυτός είναι ένας δεσμός s (Εικ. 10.1 ΕΝΑ). Δεδομένου ότι τα άτομα είναι τα ίδια, ο δεσμός είναι μη πολικός.

Διατομική απόσταση (ακριβέστερα, η διατομική απόσταση ισορροπίας, επειδή τα άτομα δονούνται) σε ένα μόριο υδρογόνου r(Η-Η) = 0,74 Α (Εικ. 10.1 V), το οποίο είναι πολύ μικρότερο από το άθροισμα των τροχιακών ακτίνων (1,06 Α). Κατά συνέπεια, τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων δεσμού επικαλύπτονται βαθιά (Εικ. 10.1 σι), και ο δεσμός στο μόριο του υδρογόνου είναι ισχυρός. Αυτό αποδεικνύεται επίσης από τη μάλλον μεγάλη τιμή της ενέργειας δέσμευσης (454 kJ/mol).
Αν χαρακτηρίσουμε το σχήμα του μορίου από την οριακή επιφάνεια (παρόμοια με την οριακή επιφάνεια του νέφους ηλεκτρονίων), τότε μπορούμε να πούμε ότι το μόριο του υδρογόνου έχει το σχήμα μιας ελαφρώς παραμορφωμένης (επιμήκους) μπάλας (Εικ. 10.1 σολ).

δ) Υδρογόνο (ουσία)

Υπό κανονικές συνθήκες, το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο. Σε μικρές ποσότητες, είναι μη τοξικό. Το στερεό υδρογόνο λιώνει στους 14 K (–259°C), ενώ το υγρό υδρογόνο βράζει στους 20 K (–253°C). Χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού, πολύ μικρό διάστημα θερμοκρασίας για την ύπαρξη υγρού υδρογόνου (μόνο 6 °C), καθώς και μικρές μοριακές θερμότητες τήξης (0,117 kJ/mol) και εξάτμισης (0,903 kJ/mol) δείχνουν ότι οι διαμοριακοί δεσμοί στο υδρογόνο πολύ αδύναμο.
Πυκνότητα υδρογόνου r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Για σύγκριση: η μέση πυκνότητα αέρα είναι 1,29 g/l. Δηλαδή, το υδρογόνο είναι 14,5 φορές πιο «ελαφρύ» από τον αέρα. Είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό.
Σε θερμοκρασία δωματίου, το υδρογόνο είναι ανενεργό, αλλά όταν θερμαίνεται, αντιδρά με πολλές ουσίες. Σε αυτές τις αντιδράσεις, τα άτομα υδρογόνου μπορούν να αυξήσουν και να μειώσουν την κατάσταση οξείδωσης: H 2 + 2 μι- \u003d 2H -I, H2 - 2 μι- \u003d 2H + I.
Στην πρώτη περίπτωση, το υδρογόνο είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας, για παράδειγμα, σε αντιδράσεις με νάτριο ή ασβέστιο: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Αλλά οι αναγωγικές ιδιότητες είναι πιο χαρακτηριστικές του υδρογόνου: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο οξειδώνεται όχι μόνο από το οξυγόνο, αλλά και από ορισμένα άλλα αμέταλλα, όπως το φθόριο, το χλώριο, το θείο, ακόμη και το άζωτο.
Στο εργαστήριο, το υδρογόνο παράγεται από την αντίδραση

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

Σίδηρος, αλουμίνιο και κάποια άλλα μέταλλα μπορούν να χρησιμοποιηθούν αντί για ψευδάργυρο και κάποια άλλα αραιά οξέα μπορούν να χρησιμοποιηθούν αντί για θειικό οξύ. Το υδρογόνο που προκύπτει συλλέγεται σε δοκιμαστικό σωλήνα με τη μέθοδο της μετατόπισης του νερού (βλ. Εικ. 10.2 σι) ή απλά σε μια ανεστραμμένη φιάλη (Εικ. 10.2 ΕΝΑ).

Στη βιομηχανία, το υδρογόνο λαμβάνεται σε μεγάλες ποσότητες από φυσικό αέριο (κυρίως μεθάνιο) αλληλεπιδρώντας με υδρατμούς στους 800 °C παρουσία καταλύτη νικελίου:

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

ή επεξεργάζεται σε υψηλή θερμοκρασία με υδρατμούς άνθρακα:

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

Το καθαρό υδρογόνο λαμβάνεται από το νερό με την αποσύνθεσή του με ηλεκτρικό ρεύμα (υπόκειται σε ηλεκτρόλυση):

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

ε) Ενώσεις υδρογόνου

Τα υδρίδια (δυαδικές ενώσεις που περιέχουν υδρογόνο) χωρίζονται σε δύο κύριους τύπους:
α) πτητικό (μοριακά) υδρίδια,
β) αλατοειδή (ιονικά) υδρίδια.
Τα στοιχεία IVA - VIIA ομάδες και το βόριο σχηματίζουν μοριακά υδρίδια. Από αυτά, μόνο τα υδρίδια των στοιχείων που σχηματίζουν αμέταλλα είναι σταθερά:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH 3 ; H2Se; HBr
H2Te; ΓΕΙΑ
Με εξαίρεση το νερό, όλες αυτές οι ενώσεις είναι αέριες ουσίες σε θερμοκρασία δωματίου, εξ ου και το όνομά τους - "πτητικά υδρίδια".
Μερικά από τα στοιχεία που σχηματίζουν αμέταλλα περιλαμβάνονται επίσης σε πιο πολύπλοκα υδρίδια. Για παράδειγμα, ο άνθρακας σχηματίζει ενώσεις με τους γενικούς τύπους C nΗ2 n+2, Γ nΗ2 n, Γ nΗ2 n-2 και άλλα, όπου nμπορεί να είναι πολύ μεγάλο (η οργανική χημεία μελετά αυτές τις ενώσεις).
Τα ιοντικά υδρίδια περιλαμβάνουν υδρίδια αλκαλίων, αλκαλικών γαιών και μαγνησίου. Οι κρύσταλλοι αυτών των υδριδίων αποτελούνται από ανιόντα Η και κατιόντα μετάλλων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης του Me ή του Me 2 (ανάλογα με την ομάδα του συστήματος των στοιχείων).

LiH
Μπα	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Τόσο τα ιοντικά όσο και σχεδόν όλα τα μοριακά υδρίδια (εκτός των H 2 O και HF) είναι αναγωγικοί παράγοντες, αλλά τα ιοντικά υδρίδια παρουσιάζουν αναγωγικές ιδιότητες πολύ ισχυρότερες από τα μοριακά.
Εκτός από τα υδρίδια, το υδρογόνο είναι μέρος των υδροξειδίων και ορισμένων αλάτων. Θα εξοικειωθείτε με τις ιδιότητες αυτών των πιο πολύπλοκων ενώσεων υδρογόνου στα επόμενα κεφάλαια.
Οι κύριοι καταναλωτές υδρογόνου που παράγεται στη βιομηχανία είναι οι μονάδες παραγωγής αμμωνίας και αζωτούχων λιπασμάτων, όπου η αμμωνία λαμβάνεται απευθείας από άζωτο και υδρογόνο:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, t, το Pt είναι ο καταλύτης).

Το υδρογόνο χρησιμοποιείται σε μεγάλες ποσότητες για την παραγωγή μεθυλικής αλκοόλης (μεθανόλη) με την αντίδραση 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - καταλύτης), καθώς και στην παραγωγή υδροχλωρίου, το οποίο λαμβάνεται απευθείας από χλώριο και υδρογόνο:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Μερικές φορές το υδρογόνο χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία ως αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή καθαρών μετάλλων, για παράδειγμα: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Από ποια σωματίδια αποτελούνται οι πυρήνες α) πρωτίου, β) δευτερίου, γ) τριτίου;
2. Συγκρίνετε την ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου υδρογόνου με την ενέργεια ιοντισμού ατόμων άλλων στοιχείων. Ποιο στοιχείο είναι πιο κοντά στο υδρογόνο σε αυτό το χαρακτηριστικό;
3. Κάντε το ίδιο για την ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων
4. Συγκρίνετε την κατεύθυνση πόλωσης του ομοιοπολικού δεσμού και τον βαθμό οξείδωσης του υδρογόνου στις ενώσεις: α) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; β) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Γράψτε τον απλούστερο, μοριακό, δομικό και χωρικό τύπο του υδρογόνου. Ποιο είναι το πιο συχνά χρησιμοποιούμενο;
6. Λένε συχνά: «Το υδρογόνο είναι ελαφρύτερο από τον αέρα». Τι σημαίνει αυτό; Σε ποιες περιπτώσεις αυτή η έκφραση μπορεί να εκληφθεί κυριολεκτικά και σε ποιες όχι;
7. Φτιάξτε τους δομικούς τύπους υδριδίων καλίου και ασβεστίου, καθώς και αμμωνίας, υδρόθειου και υδροβρωμιούχου.
8. Γνωρίζοντας τις μοριακές θερμότητες σύντηξης και εξάτμισης του υδρογόνου, προσδιορίστε τις τιμές των αντίστοιχων συγκεκριμένων ποσοτήτων.
9. Για καθεμία από τις τέσσερις αντιδράσεις που απεικονίζουν τις βασικές χημικές ιδιότητες του υδρογόνου, κάντε μια ηλεκτρονική ισορροπία. Να αναφέρετε τους οξειδωτικούς και αναγωγικούς παράγοντες.
10. Προσδιορίστε τη μάζα του ψευδαργύρου που απαιτείται για τη λήψη 4,48 λίτρων υδρογόνου με εργαστηριακό τρόπο.
11. Προσδιορίστε τη μάζα και τον όγκο του υδρογόνου που μπορεί να ληφθεί από 30 m 3 μείγματος μεθανίου και υδρατμών, που λαμβάνονται σε αναλογία όγκου 1: 2, με απόδοση 80%.
12. Να σχηματίσετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που γίνονται κατά την αλληλεπίδραση του υδρογόνου α) με το φθόριο, β) με το θείο.
13. Τα παρακάτω σχήματα αντίδρασης απεικονίζουν τις βασικές χημικές ιδιότητες των ιοντικών υδριδίων:

α) MH + O 2 MOH ( t) β) ΜΗ + Cl 2 MCl + HCl ( t);
γ) ΜΗ + Η 2 Ο ΜΗ + Η 2; δ) ΜΗ + HCl(p) MCl + Η2
Εδώ το Μ είναι λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο ή καίσιο. Να σχηματίσετε τις εξισώσεις των αντίστοιχων αντιδράσεων αν το Μ είναι νάτριο. Απεικονίστε τις χημικές ιδιότητες του υδριδίου του ασβεστίου με εξισώσεις αντίδρασης.
14. Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του ισοζυγίου ηλεκτρονίων, γράψτε τις εξισώσεις για τις ακόλουθες αντιδράσεις που απεικονίζουν τις αναγωγικές ιδιότητες ορισμένων μοριακών υδριδίων:
α) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t) β) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t) γ) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Οξυγόνο

Όπως και στην περίπτωση του υδρογόνου, η λέξη «οξυγόνο» είναι το όνομα τόσο ενός χημικού στοιχείου όσο και μιας απλής ουσίας. Εκτός από την απλή ουσία" οξυγόνο"(διοξυγόνο) το χημικό στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει μια άλλη απλή ουσία που ονομάζεται " όζο"(τριοξυγόνο). Αυτές είναι αλλοτροπικές τροποποιήσεις του οξυγόνου. Η ουσία οξυγόνο αποτελείται από μόρια οξυγόνου O 2 και η ουσία όζον από μόρια όζοντος O 3 .

α) Το χημικό στοιχείο οξυγόνο

Στη φυσική σειρά στοιχείων, ο αύξων αριθμός του οξυγόνου είναι 8. Στο σύστημα των στοιχείων, το οξυγόνο βρίσκεται στη δεύτερη περίοδο στην ομάδα VIA.
Το οξυγόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στη Γη. Στον φλοιό της γης, κάθε δεύτερο άτομο είναι ένα άτομο οξυγόνου, δηλαδή το μοριακό κλάσμα του οξυγόνου στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα της Γης είναι περίπου 50%. Το οξυγόνο (ουσία) είναι αναπόσπαστο μέρος του αέρα. Το κλάσμα όγκου του οξυγόνου στον αέρα είναι 21%. Το οξυγόνο (στοιχείο) είναι μέρος του νερού, πολλών ορυκτών, καθώς και φυτών και ζώων. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει κατά μέσο όρο 43 κιλά οξυγόνου.
Το φυσικό οξυγόνο αποτελείται από τρία ισότοπα (16 Ο, 17 Ο και 18 Ο), από τα οποία το ελαφρύτερο ισότοπο 16 Ο είναι το πιο κοινό. Επομένως, η ατομική μάζα του οξυγόνου είναι κοντά στο 16 Dn (15,9994 Dn).

β) Άτομο οξυγόνου

Γνωρίζετε τα ακόλουθα χαρακτηριστικά του ατόμου οξυγόνου.

Πίνακας 29Δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου

Κατάσταση σθένους				Παραδείγματα χημικών
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II -ΕΓΩ 0 +Ι +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 Ο2** O 2 F 2 ΑΠΟ 2
				NaOH, ΚΟΗ, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 Na 2 O 2 , K 2 O 2 , CaO 2 , BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Αυτά τα οξείδια μπορούν επίσης να θεωρηθούν ως ιοντικές ενώσεις.
** Τα άτομα οξυγόνου στο μόριο δεν βρίσκονται στη δεδομένη κατάσταση σθένους. αυτό είναι απλώς ένα παράδειγμα ουσίας με κατάσταση οξείδωσης ατόμων οξυγόνου ίση με μηδέν
Η υψηλή ενέργεια ιοντισμού (όπως αυτή του υδρογόνου) αποκλείει το σχηματισμό απλού κατιόντος από το άτομο οξυγόνου. Η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων είναι αρκετά υψηλή (σχεδόν διπλάσια από αυτή του υδρογόνου), γεγονός που παρέχει μεγαλύτερη τάση στο άτομο οξυγόνου να προσκολλά ηλεκτρόνια και την ικανότητα να σχηματίζει ανιόντα O 2A. Αλλά η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων του ατόμου οξυγόνου εξακολουθεί να είναι μικρότερη από αυτή των ατόμων αλογόνου και ακόμη και άλλων στοιχείων της ομάδας VIA. Επομένως, ανιόντα οξυγόνου ( ιόντα οξειδίου) υπάρχουν μόνο σε ενώσεις οξυγόνου με στοιχεία των οποίων τα άτομα δίνουν ηλεκτρόνια πολύ εύκολα.
Μοιράζοντας δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, ένα άτομο οξυγόνου μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς. Δύο μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, λόγω της αδυναμίας διέγερσης, μπορούν να εισέλθουν μόνο σε αλληλεπίδραση δότη-δέκτη. Έτσι, χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η πολλαπλότητα των δεσμών και ο υβριδισμός, το άτομο οξυγόνου μπορεί να βρίσκεται σε μία από τις πέντε καταστάσεις σθένους (Πίνακας 29).
Το πιο χαρακτηριστικό του ατόμου οξυγόνου είναι η κατάσταση σθένους με W k \u003d 2, δηλαδή ο σχηματισμός δύο ομοιοπολικών δεσμών λόγω δύο μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων.
Η πολύ υψηλή ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου οξυγόνου (μόνο το φθόριο είναι υψηλότερο) οδηγεί στο γεγονός ότι στις περισσότερες από τις ενώσεις του, το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης -II. Υπάρχουν ουσίες στις οποίες το οξυγόνο εμφανίζει άλλες τιμές της κατάστασης οξείδωσης, μερικές από αυτές δίνονται στον πίνακα 29 ως παραδείγματα και η συγκριτική σταθερότητα φαίνεται στο σχήμα. 10.3.

γ) Μόριο οξυγόνου

Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι το διατομικό μόριο οξυγόνου O 2 περιέχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο των δεσμών σθένους, μια τέτοια ηλεκτρονική δομή αυτού του μορίου δεν μπορεί να εξηγηθεί. Ωστόσο, ο δεσμός στο μόριο του οξυγόνου είναι κοντά σε ιδιότητες με τον ομοιοπολικό δεσμό. Το μόριο του οξυγόνου είναι μη πολικό. Διατομική απόσταση ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) είναι μικρότερη από την απόσταση μεταξύ των ατόμων που συνδέονται με έναν απλό δεσμό. Η μοριακή ενέργεια δέσμευσης είναι μάλλον υψηλή και ανέρχεται σε 498 kJ/mol.

δ) Οξυγόνο (ουσία)

Υπό κανονικές συνθήκες, το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο. Το στερεό οξυγόνο λιώνει στους 55 K (–218 °C), ενώ το υγρό οξυγόνο βράζει στους 90 K (–183 °C).
Οι διαμοριακοί δεσμοί σε στερεό και υγρό οξυγόνο είναι κάπως ισχυρότεροι από ό,τι στο υδρογόνο, όπως αποδεικνύεται από το μεγαλύτερο διάστημα θερμοκρασίας για την ύπαρξη υγρού οξυγόνου (36 ° C) και τις μοριακές θερμότητες τήξης (0,446 kJ / mol) και εξάτμισης (6. 83 kJ/mol).
Το οξυγόνο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό: στους 0 ° C, μόνο 5 όγκοι οξυγόνου (αερίου!) διαλύονται σε 100 όγκους νερού (υγρό!)
Η υψηλή τάση των ατόμων οξυγόνου να προσκολλώνται ηλεκτρόνια και η υψηλή ηλεκτραρνητικότητα οδηγούν στο γεγονός ότι το οξυγόνο εμφανίζει μόνο οξειδωτικές ιδιότητες. Αυτές οι ιδιότητες είναι ιδιαίτερα έντονες σε υψηλές θερμοκρασίες.
Το οξυγόνο αντιδρά με πολλά μέταλλα: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
αμέταλλα: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
και σύνθετες ουσίες: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Τις περισσότερες φορές, ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων, λαμβάνονται διάφορα οξείδια (βλ. Κεφ. II § 5), αλλά τα ενεργά αλκαλικά μέταλλα, όπως το νάτριο, όταν καίγονται, μετατρέπονται σε υπεροξείδια:

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

Δομικός τύπος του προκύπτοντος υπεροξειδίου του νατρίου (Na) 2 (O-O).
Ένα θραύσμα που σιγοκαίει τοποθετημένο σε οξυγόνο φουντώνει. Αυτός είναι ένας βολικός και εύκολος τρόπος ανίχνευσης καθαρού οξυγόνου.
Στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα με ανόρθωση (σύνθετη απόσταξη) και στο εργαστήριο, υποβάλλοντας ορισμένες ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο σε θερμική αποσύνθεση, για παράδειγμα:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - καταλύτης);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
και, επιπλέον, με καταλυτική αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου σε θερμοκρασία δωματίου: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 - καταλύτης).
Το καθαρό οξυγόνο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία για την εντατικοποίηση εκείνων των διεργασιών κατά τις οποίες συμβαίνει οξείδωση και για τη δημιουργία φλόγας υψηλής θερμοκρασίας. Στην τεχνολογία πυραύλων, το υγρό οξυγόνο χρησιμοποιείται ως οξειδωτικός παράγοντας.
Το οξυγόνο παίζει σημαντικό ρόλο στη διατήρηση της ζωής των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων. Υπό κανονικές συνθήκες, ένα άτομο χρειάζεται αρκετό οξυγόνο για να αναπνεύσει στον αέρα. Αλλά σε συνθήκες όπου δεν υπάρχει αρκετός αέρας ή δεν είναι καθόλου διαθέσιμος (σε αεροπλάνα, κατά τη διάρκεια καταδύσεων, σε διαστημόπλοια κ.λπ.), προετοιμάζονται ειδικά μείγματα αερίων που περιέχουν οξυγόνο για αναπνοή. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται επίσης στην ιατρική για ασθένειες που προκαλούν δυσκολία στην αναπνοή.

ε) Το όζον και τα μόριά του

Το όζον O 3 είναι η δεύτερη αλλοτροπική τροποποίηση του οξυγόνου.
Το μόριο του τριατομικού όζοντος έχει μια γωνιακή δομή στη μέση μεταξύ των δύο δομών που αντιπροσωπεύονται από τους ακόλουθους τύπους:

Το όζον είναι ένα σκούρο μπλε αέριο με έντονη οσμή. Λόγω της ισχυρής οξειδωτικής του δράσης, είναι δηλητηριώδες. Το όζον είναι μιάμιση φορά πιο «βαρύ» από το οξυγόνο και κάπως περισσότερο από το οξυγόνο, διαλυτό στο νερό.
Το όζον σχηματίζεται στην ατμόσφαιρα από το οξυγόνο κατά τις ηλεκτρικές εκκενώσεις κεραυνών:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, το όζον μετατρέπεται αργά σε οξυγόνο και όταν θερμαίνεται, αυτή η διαδικασία προχωρά με έκρηξη.
Το όζον περιέχεται στο λεγόμενο «στρώμα του όζοντος» της ατμόσφαιρας της γης, προστατεύοντας όλη τη ζωή στη Γη από τις βλαβερές συνέπειες της ηλιακής ακτινοβολίας.
Σε ορισμένες πόλεις, το όζον χρησιμοποιείται αντί για χλώριο για την απολύμανση (απολύμανση) του πόσιμου νερού.

Να σχεδιάσετε τους συντακτικούς τύπους των παρακάτω ουσιών: 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 . Ονομάστε αυτές τις ουσίες. Περιγράψτε τις καταστάσεις σθένους των ατόμων οξυγόνου σε αυτές τις ενώσεις.
Προσδιορίστε το σθένος και την κατάσταση οξείδωσης καθενός από τα άτομα οξυγόνου.
2. Να κάνετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις της καύσης σε οξυγόνο λιθίου, μαγνησίου, αργιλίου, πυριτίου, κόκκινου φωσφόρου και σεληνίου (τα άτομα του σεληνίου οξειδώνονται στην κατάσταση οξείδωσης + IV, τα άτομα των υπολοίπων στοιχείων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης ). Σε ποιες κατηγορίες οξειδίων ανήκουν τα προϊόντα αυτών των αντιδράσεων;
3. Πόσα λίτρα όζοντος μπορούν να ληφθούν (υπό κανονικές συνθήκες) α) από 9 λίτρα οξυγόνου, β) από 8 g οξυγόνου;

Το νερό είναι η πιο άφθονη ουσία στον φλοιό της γης. Η μάζα του νερού της γης υπολογίζεται σε 10 18 τόνους. Το νερό είναι η βάση της υδρόσφαιρας του πλανήτη μας, επιπλέον, περιέχεται στην ατμόσφαιρα, με τη μορφή πάγου σχηματίζει τα πολικά καλύμματα της Γης και τους παγετώνες στα ψηλά βουνά και είναι επίσης μέρος διαφόρων πετρωμάτων. Το κλάσμα μάζας του νερού στο ανθρώπινο σώμα είναι περίπου 70%.
Το νερό είναι η μόνη ουσία που έχει τα δικά του ειδικά ονόματα και στις τρεις καταστάσεις συσσωμάτωσης.

Η ηλεκτρονική δομή του μορίου του νερού (Εικ. 10.4 ΕΝΑ) έχουμε μελετήσει λεπτομερώς νωρίτερα (βλ. § 7.10).
Λόγω της πολικότητας των δεσμών Ο-Η και του γωνιακού σχήματος, το μόριο του νερού είναι ηλεκτρικό δίπολο.

Για να χαρακτηριστεί η πολικότητα ενός ηλεκτρικού διπόλου, ένα φυσικό μέγεθος που ονομάζεται " ηλεκτρική ροπή ενός ηλεκτρικού διπόλουή απλά" διπολη ΣΤΙΓΜΗ".

Στη χημεία, η διπολική ροπή μετριέται σε debyes: 1 D = 3,34. 10–30 C. Μ

Σε ένα μόριο νερού υπάρχουν δύο πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί, δηλαδή δύο ηλεκτρικά δίπολα, καθένα από τα οποία έχει τη δική του διπολική ροπή (και). Η συνολική διπολική ροπή ενός μορίου είναι ίση με το διανυσματικό άθροισμα αυτών των δύο ροπών (Εικ. 10.5):

(Η2Ο) = ,

Οπου q 1 και q 2 - μερικά φορτία (+) στα άτομα υδρογόνου και και - διατομικές αποστάσεις Ο - Η στο μόριο. Επειδή q 1 = q 2 = q, α , τότε

Οι πειραματικά προσδιορισμένες διπολικές ροπές του μορίου του νερού και ορισμένων άλλων μορίων δίνονται στον πίνακα.

Πίνακας 30Διπολικές ροπές ορισμένων πολικών μορίων

Μόριο		Μόριο		Μόριο

Δεδομένης της διπολικής φύσης του μορίου του νερού, συχνά απεικονίζεται σχηματικά ως εξής:
Το καθαρό νερό είναι ένα άχρωμο υγρό χωρίς γεύση ή οσμή. Μερικά βασικά φυσικά χαρακτηριστικά του νερού δίνονται στον πίνακα.

Πίνακας 31Μερικά φυσικά χαρακτηριστικά του νερού

Οι μεγάλες τιμές των μοριακών θερμοτήτων τήξης και εξάτμισης (τάξη μεγέθους μεγαλύτερη από αυτές του υδρογόνου και του οξυγόνου) δείχνουν ότι τα μόρια του νερού, τόσο σε στερεές όσο και σε υγρές ουσίες, είναι αρκετά ισχυρά συνδεδεμένα μεταξύ τους. Αυτές οι συνδέσεις ονομάζονται δεσμούς υδρογόνου".

ΗΛΕΚΤΡΙΚΟ ΔΙΠΟΛΟ, ΔΙΠΟΛΙΚΗ ΣΤΙΓΜΗ, ΠΟΛΙΚΟΤΗΤΑ ΕΠΙΚΟΙΝΩΝΙΑΣ, ΠΟΛΙΚΟΤΗΤΑ ΜΟΡΙΑΚΟΥ.
Πόσα ηλεκτρόνια σθένους ενός ατόμου οξυγόνου συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών σε ένα μόριο νερού;
2. Όταν επικαλύπτονται ποια τροχιακά, σχηματίζονται δεσμοί μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου σε ένα μόριο νερού;
3. Να κάνετε ένα διάγραμμα σχηματισμού δεσμών σε μόριο υπεροξειδίου του υδρογόνου H 2 O 2. Τι μπορείτε να πείτε για τη χωρική δομή αυτού του μορίου;
4. Οι διατομικές αποστάσεις στα μόρια HF, HCl και HBr είναι ίσες, αντίστοιχα, με 0,92. 1,28 και 1,41. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα διπολικών ροπών, υπολογίστε και συγκρίνετε τα επιμέρους φορτία των ατόμων υδρογόνου σε αυτά τα μόρια.
5. Οι διατομικές αποστάσεις S - H σε ένα μόριο υδρόθειου είναι ίσες με 1,34 και η γωνία μεταξύ των δεσμών είναι 92 °. Προσδιορίστε τις τιμές των μερικών φορτίων στα άτομα θείου και υδρογόνου. Τι μπορείτε να πείτε για τον υβριδισμό των τροχιακών σθένους του ατόμου του θείου;

10.4. δεσμός υδρογόνου

Όπως ήδη γνωρίζετε, λόγω της σημαντικής διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου και του οξυγόνου (2,10 και 3,50), το άτομο υδρογόνου στο μόριο του νερού αποκτά μεγάλο θετικό μερικό φορτίο ( q h = 0,33 μι), και το άτομο οξυγόνου έχει ακόμη μεγαλύτερο αρνητικό μερικό φορτίο ( q h = -0,66 μι). Θυμηθείτε επίσης ότι το άτομο οξυγόνου έχει δύο μόνα ζεύγη ηλεκτρονίων ανά sp 3-υβριδικό ΑΟ. Το άτομο υδρογόνου ενός μορίου νερού έλκεται από το άτομο οξυγόνου ενός άλλου μορίου και, επιπλέον, το μισοάδειο 1s-AO του ατόμου υδρογόνου δέχεται εν μέρει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από το άτομο οξυγόνου. Ως αποτέλεσμα αυτών των αλληλεπιδράσεων μεταξύ των μορίων, προκύπτει ένας ειδικός τύπος διαμοριακών δεσμών - ένας δεσμός υδρογόνου.
Στην περίπτωση του νερού, ο σχηματισμός δεσμών υδρογόνου μπορεί να αναπαρασταθεί σχηματικά ως εξής:

Στον τελευταίο δομικό τύπο, τρεις τελείες (διακεκομμένη διαδρομή, όχι ηλεκτρόνια!) Δείχνουν έναν δεσμό υδρογόνου.

Ο δεσμός υδρογόνου δεν υπάρχει μόνο μεταξύ των μορίων του νερού. Δημιουργείται εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις:
1) υπάρχει ένας ισχυρός πολικός δεσμός Η–Ε στο μόριο (το Ε είναι το σύμβολο ενός ατόμου ενός αρκετά ηλεκτραρνητικού στοιχείου),
2) στο μόριο υπάρχει ένα άτομο Ε με μεγάλο αρνητικό μερικό φορτίο και ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.
Ως στοιχείο Ε μπορεί να είναι το φθόριο, το οξυγόνο και το άζωτο. Οι δεσμοί υδρογόνου είναι πολύ πιο αδύναμοι αν το Ε είναι χλώριο ή θείο.
Παραδείγματα ουσιών με δεσμό υδρογόνου μεταξύ μορίων: υδροφθόριο, στερεή ή υγρή αμμωνία, αιθυλική αλκοόλη και πολλά άλλα.

Στο υγρό υδροφθόριο, τα μόριά του συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου σε μάλλον μακριές αλυσίδες, ενώ στην υγρή και στερεή αμμωνία σχηματίζονται τρισδιάστατα δίκτυα.
Όσον αφορά τη δύναμη, ένας δεσμός υδρογόνου είναι ενδιάμεσος μεταξύ ενός χημικού δεσμού και άλλων τύπων διαμοριακών δεσμών. Η μοριακή ενέργεια του δεσμού υδρογόνου κυμαίνεται συνήθως από 5 έως 50 kJ/mol.
Στο στερεό νερό (δηλαδή, στους κρυστάλλους πάγου), όλα τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με άτομα οξυγόνου, με κάθε άτομο οξυγόνου να σχηματίζει δύο δεσμούς υδρογόνου (χρησιμοποιώντας και τα δύο μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων). Μια τέτοια δομή κάνει τον πάγο πιο «χαλαρό» σε σύγκριση με το υγρό νερό, όπου κάποιοι από τους δεσμούς υδρογόνου σπάνε, και τα μόρια έχουν την ευκαιρία να «πακετάρουν» κάπως πιο πυκνά. Αυτό το χαρακτηριστικό της δομής του πάγου εξηγεί γιατί, σε αντίθεση με τις περισσότερες άλλες ουσίες, το νερό στη στερεή κατάσταση έχει μικρότερη πυκνότητα από ότι στην υγρή κατάσταση. Το νερό φτάνει τη μέγιστη πυκνότητά του στους 4 ° C - σε αυτή τη θερμοκρασία, πολλοί δεσμοί υδρογόνου σπάνε και η θερμική διαστολή δεν έχει ακόμη πολύ ισχυρή επίδραση στην πυκνότητα.
Οι δεσμοί υδρογόνου είναι πολύ σημαντικοί στη ζωή μας. Φανταστείτε για μια στιγμή ότι οι δεσμοί υδρογόνου έχουν πάψει να σχηματίζονται. Εδώ είναι μερικές συνέπειες:

• Το νερό σε θερμοκρασία δωματίου θα γινόταν αέριο καθώς το σημείο βρασμού του θα έπεφτε στους -80°C περίπου.
• όλες οι δεξαμενές θα άρχιζαν να παγώνουν από τον πυθμένα, αφού η πυκνότητα του πάγου θα ήταν μεγαλύτερη από την πυκνότητα του υγρού νερού.
• η διπλή έλικα του DNA θα έπαυε να υπάρχει, και πολλά άλλα.

Τα παραδείγματα που δίνονται είναι αρκετά για να καταλάβουμε ότι σε αυτή την περίπτωση, η φύση στον πλανήτη μας θα ήταν εντελώς διαφορετική.

ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ, ΣΥΝΘΗΚΕΣ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΤΟΥ.
Ο τύπος της αιθυλικής αλκοόλης είναι CH3-CH2-O-H. Ανάμεσα σε ποια άτομα διαφορετικών μορίων αυτής της ουσίας σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου; Φτιάξτε δομικούς τύπους που απεικονίζουν τον σχηματισμό τους.
2. Δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν όχι μόνο σε μεμονωμένες ουσίες, αλλά και σε διαλύματα. Δείξτε χρησιμοποιώντας δομικούς τύπους πώς σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου σε υδατικό διάλυμα α) αμμωνίας, β) υδροφθορίου, γ) αιθανόλης (αιθυλικής αλκοόλης). \u003d 2H 2 O.
Και οι δύο αυτές αντιδράσεις προχωρούν στο νερό συνεχώς και με τον ίδιο ρυθμό, επομένως, υπάρχει μια ισορροπία στο νερό: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Αυτή η ισορροπία ονομάζεται ισορροπία αυτοπρωτόλυσηςνερό.

Η άμεση αντίδραση αυτής της αναστρέψιμης διαδικασίας είναι ενδόθερμη, επομένως, όταν θερμαίνεται, αυξάνεται η αυτοπρωτόλυση, ενώ σε θερμοκρασία δωματίου, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά, δηλαδή οι συγκεντρώσεις των ιόντων Η 3 Ο και ΟΗ είναι αμελητέες. Με τι ισούνται;
Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης

Αλλά λόγω του γεγονότος ότι ο αριθμός των μορίων νερού που αντέδρασαν είναι ασήμαντος σε σύγκριση με τον συνολικό αριθμό μορίων νερού, μπορούμε να υποθέσουμε ότι η συγκέντρωση του νερού κατά την αυτοπρωτόλυση πρακτικά δεν αλλάζει και 2 = const Μια τόσο χαμηλή συγκέντρωση αντίθετα φορτισμένων ιόντων σε καθαρό νερό εξηγεί γιατί αυτό το υγρό, αν και ανεπαρκώς, εξακολουθεί να άγει το ηλεκτρικό ρεύμα.

ΑΥΤΟΠΡΩΤΟΛΥΣΗ ΝΕΡΟΥ, ΑΥΤΟΠΡΩΤΟΛΥΣΗ ΣΤΑΘΕΡΑ (ΙΟΝΙΚΟ ΠΡΟΪΟΝ) ΝΕΡΟΥ.
Το ιοντικό προϊόν υγρής αμμωνίας (σημείο βρασμού -33 ° C) είναι 2 10 -28. Να γράψετε μια εξίσωση για την αυτοπρωτόλυση της αμμωνίας. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση ιόντων αμμωνίου σε καθαρή υγρή αμμωνία. Ποιας από τις ουσίες είναι μεγαλύτερη η ηλεκτρική αγωγιμότητα, του νερού ή της υγρής αμμωνίας;

1. Λήψη υδρογόνου και καύση του (αναγωγικές ιδιότητες).
2. Λήψη οξυγόνου και καύση ουσιών σε αυτό (οξειδωτικές ιδιότητες).

Γενική και ανόργανη χημεία

Διάλεξη 6. Υδρογόνο και οξυγόνο. Νερό. Υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Υδρογόνο

Το άτομο υδρογόνου είναι το απλούστερο αντικείμενο της χημείας. Αυστηρά μιλώντας, το ιόν του - το πρωτόνιο - είναι ακόμα πιο απλό. Περιγράφηκε για πρώτη φορά το 1766 από τον Cavendish. Όνομα από τα ελληνικά. "υδρογονίδια" - που παράγουν νερό.

Η ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου είναι περίπου 0,5 * 10-10 m και το ιόν του (πρωτόνιο) είναι 1,2 * 10-15 m. Ή από 50 μ.μ. έως 1,2 * 10-3 μ.μ. ή από 50 μέτρα (διαγώνιος SCA ) έως 1 mm.

Το επόμενο στοιχείο 1s, το λίθιο, αλλάζει μόνο από τις 155 μ.μ. έως τις 68 μ.μ. για το Li+. Μια τέτοια διαφορά στο μέγεθος ενός ατόμου και του κατιόντος του (5 τάξεις μεγέθους) είναι μοναδική.

Λόγω του μικρού μεγέθους του πρωτονίου, η ανταλλαγή δεσμός υδρογόνου, κυρίως μεταξύ ατόμων οξυγόνου, αζώτου και φθορίου. Η ισχύς των δεσμών υδρογόνου είναι 10–40 kJ/mol, η οποία είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια θραύσης των περισσότερων συνηθισμένων δεσμών (100–150 kJ/mol σε οργανικά μόρια), αλλά μεγαλύτερη από τη μέση κινητική ενέργεια της θερμικής κίνησης στους 370 C (4 kJ/mol). Ως αποτέλεσμα, σε έναν ζωντανό οργανισμό, οι δεσμοί υδρογόνου σπάνε αναστρέψιμα, διασφαλίζοντας τη ροή των ζωτικών διεργασιών.

Το υδρογόνο λιώνει στους 14 Κ, βράζει στους 20,3 Κ (πίεση 1 atm), η πυκνότητα του υγρού υδρογόνου είναι μόνο 71 g/l (14 φορές ελαφρύτερη από το νερό).

Στο σπάνιο διαστρικό μέσο, ​​διεγερμένα άτομα υδρογόνου βρέθηκαν με μεταπτώσεις μέχρι n 733 → 732 με μήκος κύματος 18 m, που αντιστοιχεί σε ακτίνα Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) της τάξης του 0,1 mm (!).

Το πιο κοινό στοιχείο στο διάστημα (88,6% των ατόμων, 11,3% των ατόμων είναι ήλιο και μόνο το 0,1% είναι άτομα όλων των άλλων στοιχείων).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol

Εφόσον τα πρωτόνια έχουν σπιν 1/2, υπάρχουν τρεις τύποι μορίων υδρογόνου:

orthohydrogen o-H2 με παράλληλες πυρηνικές σπιν, παραϋδρογονο n-H2 με αντιπαράλληλος spins και κανονικό n-H2 - ένα μείγμα 75% ορθο-υδρογόνου και 25% παρα-υδρογόνου. Κατά τον μετασχηματισμό του o-H2 → p-H2, απελευθερώνονται 1418 J/mol.

Ιδιότητες ορθο- και παραϋδρογόνου

Δεδομένου ότι η ατομική μάζα του υδρογόνου είναι η ελάχιστη δυνατή, τα ισότοπά του - το δευτέριο D (2 H) και το τρίτιο T (3 H) διαφέρουν σημαντικά από το πρωτίου 1 Η ως προς τις φυσικές και χημικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, η αντικατάσταση ενός από τα υδρογόνα σε μια οργανική ένωση με δευτέριο επηρεάζει σημαντικά το δονητικό (υπέρυθρο) φάσμα του, το οποίο καθιστά δυνατή τη δημιουργία της δομής των πολύπλοκων μορίων. Παρόμοιες υποκαταστάσεις («μέθοδος επισημασμένου ατόμου») χρησιμοποιούνται επίσης για τον καθορισμό των μηχανισμών του συμπλόκου

χημικές και βιοχημικές διεργασίες. Η μέθοδος των επισημασμένων ατόμων είναι ιδιαίτερα ευαίσθητη όταν χρησιμοποιείται ραδιενεργό τρίτιο αντί του πρωτίου (β-διάσπαση, χρόνος ημιζωής 12,5 χρόνια).

Ιδιότητες πρωτίου και δευτερίου

					Πυκνότητα, g/l (20 K)
Κύρια μέθοδος παραγωγή υδρογόνουστη βιομηχανία – μετατροπή μεθανίου
ή ενυδάτωση άνθρακα στους 800-11000 C (καταλύτης):
CH4 + H2O = CO + 3 H2				πάνω από 10000 C
«Νερό αέριο»: C + H2 O = CO + H2
Στη συνέχεια μετατροπή CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, οξείδια κοβαλτίου

Σύνολο: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Άλλες πηγές υδρογόνου.

Αέριο φούρνου οπτάνθρακα: περίπου 55% υδρογόνο, 25% μεθάνιο, έως 2% βαρείς υδρογονάνθρακες, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% άζωτο.

Το υδρογόνο ως προϊόν καύσης:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

Απελευθερώνονται έως και 370 λίτρα υδρογόνου ανά 1 κιλό μίγματος πυροτεχνίας.

Το υδρογόνο με τη μορφή απλής ουσίας χρησιμοποιείται για την παραγωγή αμμωνίας και την υδρογόνωση (σκλήρυνση) φυτικών λιπών, για αναγωγή από οξείδια ορισμένων μετάλλων (μολυβδαίνιο, βολφράμιο), για την παραγωγή υδριδίων (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Η ενθαλπία της αντίδρασης: H. + H. = H2 είναι -436 kJ / mol, επομένως το ατομικό υδρογόνο χρησιμοποιείται για την παραγωγή μιας μειωτικής «φλόγας» υψηλής θερμοκρασίας («καυστήρας Langmuir»). Ένας πίδακας υδρογόνου σε ένα ηλεκτρικό τόξο εξατμίζεται στους 35.000 C κατά 30%, τότε, με τον ανασυνδυασμό των ατόμων, είναι δυνατό να φθάσουμε στους 50.000 C.

Το υγροποιημένο υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο σε πυραύλους (βλ. οξυγόνο). Υποσχόμενο φιλικό προς το περιβάλλον καύσιμο για χερσαίες μεταφορές. βρίσκονται σε εξέλιξη πειράματα σχετικά με τη χρήση μπαταριών υδρογόνου μετάλλου. Για παράδειγμα, το κράμα LaNi5 μπορεί να απορροφήσει 1,5-2 φορές περισσότερο υδρογόνο από αυτό που περιέχεται στον ίδιο όγκο (με τον όγκο του κράματος) υγρού υδρογόνου.

Οξυγόνο

Σύμφωνα με πλέον γενικά αποδεκτά δεδομένα, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε το 1774 από τον J. Priestley και ανεξάρτητα από τον K. Scheele. Η ιστορία της ανακάλυψης του οξυγόνου είναι ένα καλό παράδειγμα της επίδρασης των παραδειγμάτων στην ανάπτυξη της επιστήμης (βλ. Παράρτημα 1).

Προφανώς, στην πραγματικότητα, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε πολύ νωρίτερα από την επίσημη ημερομηνία. Το 1620, ο καθένας μπορούσε να οδηγήσει κατά μήκος του Τάμεση (στον Τάμεση) σε ένα υποβρύχιο που σχεδίασε ο Κορνήλιος βαν Ντρέμπελ. Το σκάφος κινήθηκε κάτω από το νερό χάρη στις προσπάθειες δώδεκα κωπηλατών. Σύμφωνα με πολλούς αυτόπτες μάρτυρες, ο εφευρέτης του υποβρυχίου έλυσε επιτυχώς το πρόβλημα της αναπνοής «φρεσκάροντας» τον αέρα σε αυτό με χημικά μέσα. Ο Robert Boyle έγραψε το 1661: «... Εκτός από τη μηχανική κατασκευή του σκάφους, ο εφευρέτης είχε ένα χημικό διάλυμα (ποτό), το οποίο

θεωρείται το κύριο μυστικό της αυτόνομης κατάδυσης. Και όταν από καιρό σε καιρό έπειθε ότι το αναπνεύσιμο μέρος του αέρα είχε ήδη εξαντληθεί και δυσκόλευε τους ανθρώπους στο σκάφος να αναπνεύσουν, μπορούσε, ανοίγοντας ένα δοχείο γεμάτο με αυτό το διάλυμα, να αναπληρώσει γρήγορα τον αέρα με ένα τέτοιο περιεχόμενο ζωτικών μερών που θα το έκανε ξανά κατάλληλο για αναπνοή για αρκετά μεγάλο χρονικό διάστημα.

Ένας υγιής άνθρωπος σε ήρεμη κατάσταση την ημέρα αντλεί περίπου 7200 λίτρα αέρα μέσω των πνευμόνων του, λαμβάνοντας αμετάκλητα 720 λίτρα οξυγόνου. Σε ένα κλειστό δωμάτιο με όγκο 6 m3, ένα άτομο μπορεί να επιβιώσει χωρίς αερισμό έως και 12 ώρες και κατά τη διάρκεια της σωματικής εργασίας 3-4 ώρες. Η κύρια αιτία της δυσκολίας στην αναπνοή δεν είναι η έλλειψη οξυγόνου, αλλά συσσώρευση διοξειδίου του άνθρακααπό 0,3 έως 2,5%.

Για μεγάλο χρονικό διάστημα, η κύρια μέθοδος λήψης οξυγόνου ήταν ο κύκλος "βαρίου" (λήψη οξυγόνου με τη μέθοδο Brin):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C

Το μυστικό διάλυμα του Drebbel θα μπορούσε να είναι ένα διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Λήψη οξυγόνου κατά την καύση του πυρομίγματος: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Σε μείγμα έως 80% NaClO3, έως 10% σκόνη σιδήρου, 4% υπεροξείδιο του βαρίου και υαλοβάμβακα.

Το μόριο οξυγόνου είναι παραμαγνητικό (πρακτικά διριζικό), επομένως η δραστηριότητά του είναι υψηλή. Οι οργανικές ουσίες οξειδώνονται στον αέρα μέσω του σταδίου σχηματισμού υπεροξειδίου.

Το οξυγόνο λιώνει στους 54,8 Κ και βράζει στους 90,2 Κ.

Η αλλοτροπική τροποποίηση του στοιχείου οξυγόνο είναι η ουσία όζον Ο3. Η βιολογική προστασία του όζοντος της Γης είναι εξαιρετικά σημαντική. Σε υψόμετρο 20-25 km, επικρατεί ισορροπία:

UV<280 нм		UV 280-320nm
O2 ----> 2 O*	Ο* + Ο2 + Μ --> Ο3	Ο3-------	> O2 + O
	(M - N2 , Ar)

Το 1974, ανακαλύφθηκε ότι το ατομικό χλώριο, το οποίο σχηματίζεται από φρέον σε υψόμετρο άνω των 25 χιλιομέτρων, καταλύει τη διάσπαση του όζοντος, σαν να αντικαθιστά το υπεριώδες «όζον». Αυτή η υπεριώδης ακτινοβολία είναι ικανή να προκαλέσει καρκίνο του δέρματος (έως 600.000 περιπτώσεις ετησίως στις ΗΠΑ). Η απαγόρευση των φρέον σε δοχεία αεροζόλ ισχύει στις Ηνωμένες Πολιτείες από το 1978.

Από το 1990, ο κατάλογος των απαγορευμένων ουσιών (σε 92 χώρες) περιλαμβάνει CH3 CCl3, CCl4, χλωροβρωμοϋδρογονάνθρακες - η παραγωγή τους περιορίζεται έως το 2000.

Καύση υδρογόνου σε οξυγόνο

Η αντίδραση είναι πολύ περίπλοκη (σχήμα στη διάλεξη 3), επομένως χρειάστηκε μια μακρά μελέτη πριν από την έναρξη της πρακτικής εφαρμογής.

21 Ιουλίου 1969 ο πρώτος γήινος - ο Ν. Άρμστρονγκ περπάτησε στο φεγγάρι. Το όχημα εκτόξευσης Saturn-5 (σχεδιασμένο από τον Wernher von Braun) αποτελείται από τρία στάδια. Στο πρώτο, κηροζίνη και οξυγόνο, στο δεύτερο και τρίτο - υγρό υδρογόνο και οξυγόνο. Σύνολο 468 τόνοι υγρού Ο2 και Η2. Πραγματοποιήθηκαν 13 επιτυχημένες εκτοξεύσεις.

Από τον Απρίλιο του 1981, το Διαστημικό Λεωφορείο λειτουργεί στις ΗΠΑ: 713 τόνοι υγρού O2 και H2, καθώς και δύο ενισχυτές στερεού προωθητικού 590 τόνων έκαστος (η συνολική μάζα στερεού καυσίμου είναι 987 τόνοι). Τα πρώτα 40 km ανάβαση στο TTU, από 40 έως 113 km κινητήρες λειτουργούν με υδρογόνο και οξυγόνο.

Στις 15 Μαΐου 1987, η πρώτη εκτόξευση της Energia, στις 15 Νοεμβρίου 1988, η πρώτη και μοναδική πτήση του Buran. Το βάρος εκτόξευσης είναι 2400 τόνοι, η μάζα του καυσίμου (κηροζίνη σε

πλαϊνά διαμερίσματα, υγρό O2 και H2) 2000 τόνοι Ισχύς κινητήρα 125000 MW, ωφέλιμο φορτίο 105 τόνοι.

Η καύση δεν ήταν πάντα ελεγχόμενη και επιτυχής.

Το 1936 κατασκευάστηκε το μεγαλύτερο αερόπλοιο υδρογόνου στον κόσμο LZ-129 "Hindenburg". Ο όγκος είναι 200.000 m3, το μήκος είναι περίπου 250 m, η διάμετρος είναι 41,2 m. Η ταχύτητα είναι 135 km / h χάρη σε 4 κινητήρες των 1100 ίππων ο καθένας, το ωφέλιμο φορτίο είναι 88 τόνοι. Το αερόπλοιο πραγματοποίησε 37 πτήσεις στον Ατλαντικό και μετέφερε περισσότερους από 3 χιλιάδες επιβάτες.

Στις 6 Μαΐου 1937, ενώ έδενε στις ΗΠΑ, το αερόπλοιο εξερράγη και κάηκε. Ένας πιθανός λόγος είναι το σαμποτάζ.

Στις 28 Ιανουαρίου 1986, στο 74ο δευτερόλεπτο της πτήσης, το Challenger εξερράγη με επτά κοσμοναύτες - την 25η πτήση του συστήματος Shuttle. Ο λόγος είναι ένα ελάττωμα στον ενισχυτή στερεού προωθητικού.

Επίδειξη:

έκρηξη εκρηκτικού αερίου (ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου)

κυψέλες καυσίμου

Μια τεχνικά σημαντική παραλλαγή αυτής της αντίδρασης καύσης είναι η διαίρεση της διαδικασίας σε δύο:

ηλεκτροοξείδωση υδρογόνου (άνοδος): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

ηλεκτροαναγωγή οξυγόνου (κάθοδος): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Το σύστημα στο οποίο πραγματοποιείται μια τέτοια «καύση» είναι κυψέλη καυσίμου. Η απόδοση είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των θερμοηλεκτρικών σταθμών, αφού δεν υπάρχει

ειδικό στάδιο παραγωγής θερμότητας. Μέγιστη απόδοση = ∆G/∆H; για την καύση υδρογόνου προκύπτει το 94%.

Το φαινόμενο είναι γνωστό από το 1839, αλλά έχουν εφαρμοστεί οι πρώτες πρακτικά λειτουργικές κυψέλες καυσίμου

στα τέλη του 20ου αιώνα στο διάστημα ("Δίδυμοι", "Απόλλων", "Σαΐτα" - ΗΠΑ, "Μπουράν" - ΕΣΣΔ).

Προοπτικές κυψελών καυσίμου [17]

Ένας εκπρόσωπος της Ballard Power Systems, μιλώντας σε επιστημονικό συνέδριο στην Ουάσιγκτον, τόνισε ότι ένας κινητήρας κυψελών καυσίμου θα γίνει εμπορικά βιώσιμος όταν πληροί τέσσερα βασικά κριτήρια: χαμηλότερο κόστος παραγόμενης ενέργειας, αυξημένη ανθεκτικότητα, μειωμένο μέγεθος εγκατάστασης και δυνατότητα γρήγορης εκκίνησης σε κρύο καιρό.. Το κόστος ενός κιλοβάτ ενέργειας που παράγεται από μια μονάδα κυψελών καυσίμου θα πρέπει να μειωθεί στα $30. Για σύγκριση, το 2004 το ίδιο ποσό ήταν 103 $, και το 2005 αναμένεται να είναι $80. Για να επιτευχθεί αυτή η τιμή, είναι απαραίτητο να παράγονται τουλάχιστον 500 χιλιάδες κινητήρες ετησίως. Οι Ευρωπαίοι επιστήμονες είναι πιο προσεκτικοί στις προβλέψεις και πιστεύουν ότι η εμπορική χρήση κυψελών καυσίμου υδρογόνου στην αυτοκινητοβιομηχανία θα ξεκινήσει όχι νωρίτερα από το 2020.

Το υδρογόνο H είναι το πιο κοινό στοιχείο στο Σύμπαν (περίπου 75% κατά μάζα), στη Γη είναι το ένατο πιο κοινό στοιχείο. Η πιο σημαντική φυσική ένωση υδρογόνου είναι το νερό.
Το υδρογόνο κατέχει την πρώτη θέση στον περιοδικό πίνακα (Z = 1). Έχει την απλούστερη δομή ενός ατόμου: ο πυρήνας ενός ατόμου είναι 1 πρωτόνιο, που περιβάλλεται από ένα νέφος ηλεκτρονίων που αποτελείται από 1 ηλεκτρόνιο.
Κάτω από ορισμένες συνθήκες, το υδρογόνο παρουσιάζει μεταλλικές ιδιότητες (δωρίζει ένα ηλεκτρόνιο), σε άλλες - μη μεταλλικές (δέχεται ένα ηλεκτρόνιο).
Τα ισότοπα υδρογόνου βρίσκονται στη φύση: 1Η - πρωτόνιο (ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο), 2Η - δευτέριο (D - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο), 3Η - τρίτιο (Τ - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και δύο νετρόνια).

Η απλή ουσία υδρογόνο

Το μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα που συνδέονται με έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
φυσικές ιδιότητες.Το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο, μη τοξικό, άοσμο και άγευστο αέριο. Το μόριο του υδρογόνου δεν είναι πολικό. Επομένως, οι δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης στο αέριο υδρογόνο είναι μικρές. Αυτό εκδηλώνεται σε χαμηλά σημεία βρασμού (-252,6 0С) και σημεία τήξης (-259,2 0С).
Το υδρογόνο είναι ελαφρύτερο από τον αέρα, D (στον αέρα) = 0,069; ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2 όγκοι Η2 διαλύονται σε 100 όγκους Η2Ο). Επομένως, το υδρογόνο, όταν παράγεται στο εργαστήριο, μπορεί να συλλεχθεί με μεθόδους εκτόπισης αέρα ή νερού.

Λήψη υδρογόνου

Στο εργαστήριο:

1. Δράση αραιών οξέων στα μέταλλα:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Αλληλεπίδραση αλκαλίων και αλκαλικών μετάλλων με νερό:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Υδρόλυση υδριδίων: τα μεταλλικά υδρίδια αποσυντίθενται εύκολα από το νερό με το σχηματισμό του αντίστοιχου αλκαλίου και υδρογόνου:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Η δράση των αλκαλίων σε ψευδάργυρο ή αλουμίνιο ή πυρίτιο:
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. Ηλεκτρόλυση νερού. Για να αυξηθεί η ηλεκτρική αγωγιμότητα του νερού, προστίθεται ένας ηλεκτρολύτης σε αυτό, για παράδειγμα, NaOH, H 2 SO 4 ή Na 2 SO 4. Στην κάθοδο σχηματίζονται 2 όγκοι υδρογόνου, στην άνοδο - 1 όγκος οξυγόνου.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Βιομηχανική παραγωγή υδρογόνου

1. Μετατροπή μεθανίου με ατμό, Ni 800 °C (το φθηνότερο):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Συνολικά:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Υδρατμοί μέσω θερμού κωκ στους 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Το προκύπτον μονοξείδιο του άνθρακα (IV) απορροφάται από το νερό, με αυτόν τον τρόπο λαμβάνεται το 50% του βιομηχανικού υδρογόνου.

3. Με θέρμανση μεθανίου στους 350°C παρουσία καταλύτη σιδήρου ή νικελίου:
CH 4 → C + 2H 2

4. Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων KCl ή NaCl ως παραπροϊόντος:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου

• Στις ενώσεις, το υδρογόνο είναι πάντα μονοσθενές. Έχει κατάσταση οξείδωσης +1, αλλά στα υδρίδια μετάλλων είναι -1.
• Το μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα. Η εμφάνιση ενός δεσμού μεταξύ τους εξηγείται από το σχηματισμό ενός γενικευμένου ζεύγους ηλεκτρονίων H: H ή H 2
• Λόγω αυτής της γενίκευσης των ηλεκτρονίων, το μόριο H 2 είναι πιο ενεργειακά σταθερό από τα μεμονωμένα άτομά του. Για να σπάσει ένα μόριο σε άτομα σε 1 mol υδρογόνου, είναι απαραίτητο να δαπανηθεί ενέργεια 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Αυτό εξηγεί τη σχετικά χαμηλή δραστηριότητα του μοριακού υδρογόνου σε συνηθισμένη θερμοκρασία.
• Με πολλά αμέταλλα, το υδρογόνο σχηματίζει αέριες ενώσεις όπως RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Σχηματίζει υδραλογονίδια με αλογόνα:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Ταυτόχρονα, εκρήγνυται με φθόριο, αντιδρά με χλώριο και βρώμιο μόνο όταν φωτίζεται ή θερμαίνεται και με ιώδιο μόνο όταν θερμαίνεται.

2) Με οξυγόνο:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
με απελευθέρωση θερμότητας. Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η αντίδραση προχωρά αργά, πάνω από 550 ° C - με έκρηξη. Ένα μείγμα 2 όγκων H 2 και 1 όγκου O 2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο.

3) Όταν θερμαίνεται, αντιδρά έντονα με το θείο (πολύ πιο δύσκολο με το σελήνιο και το τελλούριο):
H 2 + S → H 2 S (υδρόθειο),

4) Με άζωτο με σχηματισμό αμμωνίας μόνο στον καταλύτη και σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Με άνθρακα σε υψηλές θερμοκρασίες:
2H 2 + C → CH 4 (μεθάνιο)

6) Σχηματίζει υδρίδια με μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών (το υδρογόνο είναι οξειδωτικός παράγοντας):
H 2 + 2Li → 2LiH
στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου είναι αρνητικά φορτισμένο (κατάσταση οξείδωσης -1), δηλαδή το υδρίδιο Na + H - είναι δομημένο όπως το χλωριούχο Na + Cl -

Με σύνθετες ουσίες:

7) Με οξείδια μετάλλων (χρησιμοποιούνται για την αποκατάσταση μετάλλων):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) με μονοξείδιο του άνθρακα (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Η σύνθεση - αέριο (μίγμα υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα) έχει μεγάλη πρακτική σημασία, επειδή, ανάλογα με τη θερμοκρασία, την πίεση και τον καταλύτη, σχηματίζονται διάφορες οργανικές ενώσεις, για παράδειγμα, HCHO, CH 3 OH και άλλες.

9) Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες αντιδρούν με το υδρογόνο και μετατρέπονται σε κορεσμένους:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.