24.11.202227.05.2017

Cel lekcji. Na tej lekcji poznasz być może najważniejsze pierwiastki chemiczne dla życia na Ziemi - wodór i tlen, poznasz ich właściwości chemiczne, a także właściwości fizyczne prostych substancji, które tworzą, dowiesz się więcej o roli tlenu i wodoru w przyrodzie i życiu człowieka.

Wodór– najpowszechniejszy pierwiastek we Wszechświecie. Tlen– najpowszechniejszy pierwiastek na Ziemi. Razem tworzą wodę, substancję stanowiącą ponad połowę masy ludzkiego ciała. Tlen jest gazem niezbędnym do oddychania, bez wody nie moglibyśmy przeżyć nawet kilku dni, zatem bez wątpienia tlen i wodór możemy uznać za najważniejsze pierwiastki chemiczne niezbędne do życia.

Budowa atomów wodoru i tlenu

Zatem wodór wykazuje właściwości niemetaliczne. W przyrodzie wodór występuje w postaci trzech izotopów, protu, deuteru i trytu.Izotopy wodoru bardzo różnią się od siebie właściwościami fizycznymi, dlatego przypisuje się im nawet indywidualne symbole.

Jeśli nie pamiętasz lub nie wiesz, czym są izotopy, zapoznaj się z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego „Izotopy jako odmiany atomów jednego pierwiastka chemicznego”. Dowiesz się w nim, czym różnią się od siebie izotopy jednego pierwiastka, do czego prowadzi obecność kilku izotopów jednego pierwiastka, a także zapoznasz się z izotopami kilku pierwiastków.

Zatem możliwe stopnie utlenienia tlenu są ograniczone do wartości od –2 do +2. Jeśli tlen przyjmie dwa elektrony (stając się anionem) lub utworzy dwa wiązania kowalencyjne z pierwiastkami mniej elektroujemnymi, przechodzi na stopień utlenienia –2. Jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z innym atomem tlenu i drugie wiązanie z atomem pierwiastka mniej elektroujemnego, przechodzi w stan utlenienia –1. Tworząc dwa wiązania kowalencyjne z fluorem (jedynym pierwiastkiem o wyższej wartości elektroujemności), tlen wchodzi w stan utlenienia +2. Tworzenie jednego wiązania z innym atomem tlenu, a drugiego z atomem fluoru – +1. Wreszcie, jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z mniej elektroujemnym atomem i drugie wiązanie z fluorem, będzie na stopniu utlenienia 0.

Właściwości fizyczne wodoru i tlenu, alotropia tlenu

Wodór– bezbarwny gaz, bez smaku i zapachu. Bardzo lekki (14,5 razy lżejszy od powietrza). Temperatura skraplania wodoru – -252,8°C – jest niemal najniższą spośród wszystkich gazów (ustępuje tylko helowi). Wodór ciekły i stały to bardzo lekkie, bezbarwne substancje.

Tlen- gaz bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu, nieco cięższy od powietrza. W temperaturze -182,9°C zmienia się w ciężką niebieską ciecz, w -218°C krzepnie tworząc niebieskie kryształy. Cząsteczki tlenu są paramagnetyczne, co oznacza, że tlen jest przyciągany przez magnes. Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie.

W przeciwieństwie do wodoru, który tworzy cząsteczki tylko jednego typu, tlen wykazuje alotropię i tworzy cząsteczki dwóch typów, to znaczy pierwiastek tlen tworzy dwie proste substancje: tlen i ozon.

Właściwości chemiczne i otrzymywanie substancji prostych

Wodór.

Wiązanie w cząsteczce wodoru jest wiązaniem pojedynczym, ale jest to jedno z najsilniejszych wiązań pojedynczych w przyrodzie i aby je rozbić trzeba włożyć dużo energii, dlatego wodór jest bardzo nieaktywny w temperaturze pokojowej, ale przy rosnąc temperatura (lub w obecności katalizatora) wodór łatwo oddziałuje z wieloma prostymi i złożonymi substancjami.

Z chemicznego punktu widzenia wodór jest typowym niemetalem. Oznacza to, że może oddziaływać z aktywnymi metalami, tworząc wodorki, w których wykazuje stopień utlenienia –1. W przypadku niektórych metali (lit, wapń) interakcja zachodzi nawet w temperaturze pokojowej, ale raczej powoli, dlatego w syntezie wodorków stosuje się ogrzewanie:

Tworzenie wodorków w wyniku bezpośredniego oddziaływania prostych substancji jest możliwe tylko w przypadku metali aktywnych. Aluminium nie oddziałuje już bezpośrednio z wodorem; jego wodorek otrzymuje się w reakcjach wymiany.

Wodór reaguje również z niemetalami tylko po podgrzaniu. Wyjątkiem są halogeny, chlor i brom, których reakcję można wywołać pod wpływem światła:

Reakcja z fluorem również nie wymaga ogrzewania, przebiega wybuchowo nawet przy silnym ochłodzeniu i w absolutnej ciemności.

Reakcja z tlenem przebiega wzdłuż mechanizmu rozgałęzionego, więc szybkość reakcji gwałtownie wzrasta, a w mieszaninie tlenu i wodoru w stosunku 1:2 reakcja przebiega z eksplozją (taką mieszaninę nazywa się „gazem wybuchowym” ):

Reakcja z siarką przebiega znacznie spokojniej, praktycznie bez wytwarzania ciepła:

Reakcje z azotem i jodem są odwracalne:

Ta okoliczność sprawia, że bardzo trudno jest uzyskać amoniak w przemyśle: proces wymaga zastosowania zwiększonego ciśnienia w celu wymieszania równowagi w kierunku utworzenia amoniaku. Jodowodór nie jest otrzymywany w drodze bezpośredniej syntezy, ponieważ istnieje kilka znacznie wygodniejszych metod jego syntezy.

Wodór nie reaguje bezpośrednio z niskoaktywnymi niemetalami (), chociaż znane są jego związki z nimi.

W reakcjach z substancjami złożonymi wodór w większości przypadków działa jako środek redukujący. W roztworach wodór może redukować metale niskoaktywne (znajdujące się w szeregu napięciowym po wodorze) z ich soli:

Po podgrzaniu wodór może zredukować wiele metali z ich tlenków. Co więcej, im bardziej aktywny jest metal, tym trudniej go przywrócić i im wyższa jest do tego wymagana temperatura:

Metale bardziej aktywne niż cynk są prawie niemożliwe do redukcji za pomocą wodoru.

Wodór wytwarza się w laboratorium w wyniku reakcji metali z mocnymi kwasami. Najczęściej stosowane są cynk i kwas solny:

Rzadziej stosowana jest elektroliza wody w obecności mocnych elektrolitów:

W przemyśle wodór otrzymuje się jako produkt uboczny podczas wytwarzania wodorotlenku sodu w drodze elektrolizy roztworu chlorku sodu:

Ponadto wodór pozyskiwany jest z rafinacji ropy naftowej.

Wytwarzanie wodoru poprzez fotolizę wody jest jedną z najbardziej obiecujących metod przyszłości, jednak w chwili obecnej przemysłowe zastosowanie tej metody jest trudne.

Praca z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych Praca laboratoryjna „Produkcja i właściwości wodoru” oraz Praca laboratoryjna „Właściwości redukcyjne wodoru”. Przestudiuj zasadę działania aparatu Kippa i aparatu Kiryushkina. Zastanów się, w jakich przypadkach wygodniej jest korzystać z aparatu Kippa, a w jakich przypadkach wygodniej jest korzystać z aparatu Kiryushkina. Jakie właściwości wykazuje wodór w reakcjach?

Tlen.

Wiązanie w cząsteczce tlenu jest podwójne i bardzo silne. Dlatego tlen jest raczej nieaktywny w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu zaczyna jednak wykazywać silne właściwości utleniające.

Tlen reaguje bez ogrzewania z metalami aktywnymi (alkalicznymi, ziemami alkalicznymi i niektórymi lantanowcami):

Po podgrzaniu tlen reaguje z większością metali, tworząc tlenki:

Srebro i metale mniej aktywne nie ulegają utlenieniu pod wpływem tlenu.

Tlen reaguje również z większością niemetali, tworząc tlenki:

Oddziaływanie z azotem zachodzi tylko w bardzo wysokich temperaturach, około 2000°C.

Tlen nie reaguje z chlorem, bromem i jodem, chociaż wiele ich tlenków można otrzymać pośrednio.

Oddziaływanie tlenu z fluorem można przeprowadzić przepuszczając wyładowanie elektryczne przez mieszaninę gazów:

Fluorek tlenu(II) jest związkiem niestabilnym, łatwo ulega rozkładowi i jest bardzo silnym utleniaczem.

W roztworach tlen jest silnym, choć powolnym środkiem utleniającym. Z reguły tlen sprzyja przejściu metali na wyższe stopnie utlenienia:

Obecność tlenu często pozwala na rozpuszczenie metali znajdujących się bezpośrednio za wodorem w szeregu napięcia w kwasach:

Po podgrzaniu tlen może utleniać tlenki niższych metali:

Tlen w przemyśle nie jest pozyskiwany metodami chemicznymi, lecz z powietrza poprzez destylację.

W laboratorium wykorzystują reakcje rozkładu związków bogatych w tlen - azotanów, chloranów, nadmanganianów po podgrzaniu:

Tlen można również uzyskać poprzez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru:

Ponadto powyższą reakcję elektrolizy wody można wykorzystać do wytworzenia tlenu.

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Wytwarzanie tlenu i jego właściwości”.

Jak nazywa się metoda pobierania tlenu stosowana w pracy laboratoryjnej? Jakie istnieją inne metody gromadzenia gazów i które z nich nadają się do gromadzenia tlenu?

Zadanie 1. Obejrzyj klip wideo „Rozkład nadmanganianu potasu podczas ogrzewania”.

Odpowiedz na pytania:

1. Który ze stałych produktów reakcji jest rozpuszczalny w wodzie?
2. Jakiego koloru jest roztwór nadmanganianu potasu?
3. Jakiego koloru jest roztwór manganianu potasu?

Zapisz równania zachodzących reakcji. Zważ je metodą wagi elektronicznej.

Omów zadanie ze swoim nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Ozon.

Cząsteczka ozonu jest trójatomowa, a wiązania w niej zawarte są słabsze niż w cząsteczce tlenu, co prowadzi do większej aktywności chemicznej ozonu: ozon łatwo utlenia wiele substancji w roztworach lub w postaci suchej bez ogrzewania:

Ozon może łatwo utleniać tlenek azotu(IV) do tlenku azotu(V) i tlenek siarki(IV) do tlenku siarki(VI) bez katalizatora:

Ozon stopniowo rozkłada się, tworząc tlen:

Do produkcji ozonu stosuje się specjalne urządzenia - ozonizatory, w których wyładowanie jarzeniowe przepuszczane jest przez tlen.

W laboratorium, w celu uzyskania niewielkich ilości ozonu, czasami stosuje się reakcje rozkładu związków nadtlenkowych i niektórych wyższych tlenków podczas ogrzewania:

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Wytwarzanie ozonu i badanie jego właściwości”.

Wyjaśnij, dlaczego roztwór indygo zmienia kolor. Napisz równania reakcji zachodzących podczas mieszania roztworów azotanu ołowiu i siarczku sodu i przepuszczania ozonowanego powietrza przez powstałą zawiesinę. Napisz równania jonowe reakcji wymiany jonowej. Dla reakcji redoks utwórz równowagę elektronową.

Omów zadanie ze swoim nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Właściwości chemiczne wody

Aby lepiej zapoznać się z właściwościami fizycznymi wody i ich znaczeniem, zapoznaj się z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych „Nietypowe właściwości wody” i „Woda jest najważniejszą cieczą na Ziemi”.

Woda ma ogromne znaczenie dla wszystkich żywych organizmów – w rzeczywistości wiele żywych organizmów składa się z więcej niż połowy wody. Woda jest jednym z najbardziej uniwersalnych rozpuszczalników (w wysokich temperaturach i ciśnieniach jej możliwości jako rozpuszczalnika znacznie wzrastają). Z chemicznego punktu widzenia woda jest tlenkiem wodoru i w roztworze wodnym dysocjuje (aczkolwiek w bardzo małym stopniu) na kationy wodorowe i aniony wodorotlenkowe:

Woda reaguje z wieloma metalami. Woda reaguje z substancjami aktywnymi (alkaliczne, ziem alkalicznych i niektórymi lantanowcami) bez ogrzewania:

Interakcja z mniej aktywnymi następuje po podgrzaniu.

W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które mają zupełnie przeciwne właściwości. Ta cecha czyni go całkowicie wyjątkowym. Wodór to nie tylko pierwiastek czy substancja, ale jest także integralną częścią wielu złożonych związków, pierwiastkiem organogennym i biogennym. Dlatego przyjrzyjmy się jego właściwościom i cechom bardziej szczegółowo.

Uwolnienie łatwopalnego gazu podczas interakcji metali i kwasów zaobserwowano już w XVI wieku, czyli w okresie kształtowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał tę substancję od 1766 roku i nadał jej nazwę „palne powietrze”. Podczas spalania gazu tego wytwarzała się woda. Niestety, trzymanie się przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii ultradrobnej”) nie pozwoliło mu na wyciągnięcie właściwych wniosków.

Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazometrów zsyntetyzowali wodę w 1783 roku, a następnie poddali ją analizie poprzez rozkład pary wodnej za pomocą gorącego żelaza. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do właściwych wniosków. Odkryli, że „palne powietrze” nie tylko jest częścią wody, ale można je również z niej pozyskać.

W 1787 r. Lavoisier zasugerował, że badany gaz jest substancją prostą i dlatego należy do szeregu podstawowych pierwiastków chemicznych. Nazwał to „hydre” (od greckich słów hydor – woda + gennao – rodzę), czyli „rodzić wodę”.

Rosyjską nazwę „wodór” zaproponował w 1824 r. chemik M. Sołowiew. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX w. ustalono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków) i za podstawową jednostkę porównywania mas atomowych przyjęto jego masę, otrzymując wartość równą 1.

Właściwości fizyczne

Wodór jest najlżejszą znaną nauce substancją (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), a jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0°C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (upłynnia) odpowiednio w temperaturach -259,1°C i -252,8°C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia).

Temperatura krytyczna wodoru jest wyjątkowo niska (-240°C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość złożonym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf/cm², a gęstość krytyczna wynosi 0,0312 g/cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atmosferze i 0 °C wynosi 0,174 W/(mxK).

Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ/(kgxK) lub 3,394 cal/(rx°C). Pierwiastek ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atmosferze i 20°C), ale dobrze rozpuszczalny w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladzie (około 850 objętości na objętość Pd) .

Ta ostatnia właściwość wiąże się z jego zdolnością do dyfuzji, a dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku interakcji wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g/cm3 w t° = -253°C) i płynna (lepkość - 13,8 g/cm3 w tych samych warunkach).

W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stan utlenienia), podobnie jak sód i inne metale alkaliczne. Zwykle uważany jest za analog tych metali. W związku z tym kieruje grupą I układu okresowego. W wodorkach metali jon wodoru ma ładunek ujemny (stopień utlenienia -1), czyli Na+H- ma budowę podobną do chlorku Na+Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (podobieństwo właściwości fizycznych pierwiastka „H” i halogenów, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych), wodór zalicza się do VII grupy układu okresowego.

W normalnych warunkach wodór molekularny ma niską aktywność, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem i chlorem, ten ostatni w świetle). Z kolei po podgrzaniu oddziałuje z wieloma pierwiastkami chemicznymi.

Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu z wodorem molekularnym). Z tlenem tworzy wodę według wzoru:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uwalniając 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25 ° C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega raczej powoli, a przy t° >= 550°C jest niekontrolowana. Granica wybuchowości objętościowej mieszaniny wodoru i tlenu wynosi 4–94% H₂, a mieszaniny wodoru i powietrza 4–74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem detonującym).

Pierwiastek ten służy do redukcji większości metali, ponieważ usuwa tlen z tlenków:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

Wodór tworzy halogenowodory z różnymi halogenami, na przykład:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Jednak podczas reakcji z fluorem wybucha wodór (dzieje się to również w ciemności, w temperaturze -252 ° C), z bromem i chlorem reaguje tylko po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem - tylko po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, przy podwyższonych ciśnieniach i temperaturach:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:

H₂ + S = H₂S (siarkowodór),

i znacznie trudniejsze w przypadku telluru lub selenu. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:

2H₂ + C (bezpostaciowy) = CH₄ (metan).

Substancja ta reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, na przykład:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Oddziaływania wodoru i tlenku węgla (II) mają duże znaczenie praktyczne. W tym przypadku w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora powstają różne związki organiczne: HCHO, CH₃OH itp. Węglowodory nienasycone w trakcie reakcji ulegają nasyceniu, np.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wodór i jego związki odgrywają w chemii wyjątkową rolę. Określa właściwości kwasowe tzw. kwasy protonowe, mają tendencję do tworzenia wiązań wodorowych z różnymi pierwiastkami, które mają istotny wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.

Produkcja wodoru

Głównymi rodzajami surowców do przemysłowej produkcji tego pierwiastka są gazy rafinacyjne, naturalne gazy palne i koksownicze. Uzyskuje się go także z wody poprzez elektrolizę (w miejscach, gdzie dostępna jest energia elektryczna). Jedną z najważniejszych metod wytwarzania materiału z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega przemianie:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Wodór produkowany z gazu ziemnego jest najtańszy.

Do elektrolizy wody wykorzystuje się prąd stały, który przepuszcza się przez roztwór NaOH lub KOH (nie stosuje się kwasów, aby uniknąć korozji sprzętu). W warunkach laboratoryjnych materiał otrzymuje się poprzez elektrolizę wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Częściej jednak stosuje się gotowy materiał fabryczny w cylindrach.

Pierwiastek ten jest izolowany od gazów rafinacyjnych i gazu koksowniczego poprzez usunięcie wszystkich pozostałych składników mieszaniny gazów, ponieważ łatwiej ulegają one upłynnieniu podczas głębokiego chłodzenia.

Materiał ten zaczęto wytwarzać na skalę przemysłową pod koniec XVIII wieku. Dawniej używano go do napełniania balonów. Obecnie wodór znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle, głównie chemicznym, do produkcji amoniaku.

Masowymi konsumentami tej substancji są producenci metylu i innych alkoholi, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je w drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór wykorzystuje się do uwodornienia ciężkich i stałych paliw ciekłych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także do cięcia/spawania metali. Najważniejszymi pierwiastkami dla energii jądrowej są jej izotopy – tryt i deuter.

Biologiczna rola wodoru

Z tego pierwiastka pochodzi średnio około 10% masy organizmów żywych. Wchodzi w skład wody i najważniejszych grup związków naturalnych, do których należą białka, kwasy nukleinowe, lipidy i węglowodany. Do czego jest to używane?

Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu struktury przestrzennej białek (czwartorzędowej), w realizacji zasady komplementarności kwasów nukleinowych (czyli w realizacji i przechowywaniu informacji genetycznej) i w ogóle w „rozpoznawaniu” na poziomie molekularnym poziom.

Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych reakcjach/procesach dynamicznych zachodzących w organizmie. M.in.: w utlenianiu biologicznym, które dostarcza energii żywym komórkom, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie u roślin, w fotosyntezie bakteryjnej i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazie, w procesach transportu przez błonę. Wraz z węglem i tlenem stanowi funkcjonalną i strukturalną podstawę zjawisk życiowych.

10.1. Wodór

Nazwa „wodór” odnosi się zarówno do pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Element wodór składa się z atomów wodoru. Prosta substancja wodór składa się z cząsteczek wodoru.

a) Pierwiastek chemiczny wodór

W naturalnym szeregu pierwiastków numer porządkowy wodoru wynosi 1. W układzie pierwiastków wodór znajduje się w pierwszym okresie w grupie IA lub VIIA.

Wodór jest jednym z najpowszechniej występujących pierwiastków na Ziemi. Ułamek molowy atomów wodoru w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi (zwanych łącznie skorupą ziemską) wynosi 0,17. Występuje w wodzie, wielu minerałach, ropie, gazie ziemnym, roślinach i zwierzętach. Przeciętne ciało ludzkie zawiera około 7 kilogramów wodoru.

Istnieją trzy izotopy wodoru:
a) lekki wodór – protium,
b) ciężki wodór – deuter(D),
c) superciężki wodór – tryt(T).

Tryt jest izotopem niestabilnym (radioaktywnym), dlatego praktycznie nigdy nie występuje w przyrodzie. Deuter jest stabilny, ale jest go bardzo mało: w D = 0,015% (masy całego ziemskiego wodoru). Dlatego masa atomowa wodoru bardzo niewiele różni się od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom wodoru

Z poprzednich części kursu chemii znasz już następujące cechy atomu wodoru:

Zdolności walencyjne atomu wodoru są określone przez obecność jednego elektronu na pojedynczym orbicie walencyjnym. Wysoka energia jonizacji sprawia, że atom wodoru nie jest skłonny oddawać elektronu, a niezbyt wysoka energia powinowactwa elektronowego powoduje lekką tendencję do jego przyjmowania. W konsekwencji w układach chemicznych utworzenie kationu H jest niemożliwe, a związki z anionem H są mało trwałe. Zatem atom wodoru najprawdopodobniej utworzy wiązanie kowalencyjne z innymi atomami ze względu na jeden niesparowany elektron. Zarówno w przypadku tworzenia anionu, jak i w przypadku tworzenia wiązania kowalencyjnego, atom wodoru jest jednowartościowy.
W prostej substancji stopień utlenienia atomów wodoru wynosi zero, w większości związków wodór wykazuje stopień utlenienia +I, a tylko w wodorkach pierwiastków najmniej elektroujemnych wodór ma stopień utlenienia –I.
Informacje o zdolnościach wartościowych atomu wodoru podano w tabeli 28. Stan wartościowości atomu wodoru związanego jednym wiązaniem kowalencyjnym z dowolnym atomem oznaczono w tabeli symbolem „H-”.

Tabela 28.Możliwości walencyjne atomu wodoru

Stan walencyjny		Przykłady substancji chemicznych
	I 0 -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 H 2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Cząsteczka wodoru

Dwuatomowa cząsteczka wodoru H2 powstaje, gdy atomy wodoru są związane jedynym możliwym dla nich wiązaniem kowalencyjnym. Połączenie jest tworzone przez mechanizm wymiany. Zgodnie ze sposobem nakładania się chmur elektronów jest to wiązanie typu S (ryc. 10.1 A). Ponieważ atomy są takie same, wiązanie jest niepolarne.

Odległość międzyatomowa (dokładniej równowagowa odległość międzyatomowa, ponieważ atomy wibrują) w cząsteczce wodoru R(H–H) = 0,74 A (ryc. 10.1 V), czyli znacznie mniej niż suma promieni orbit (1,06 A). W rezultacie chmury elektronów związanych atomów zachodzą na siebie głęboko (ryc. 10.1 B), a wiązanie w cząsteczce wodoru jest silne. Wskazuje na to również dość wysoka wartość energii wiązania (454 kJ/mol).
Jeśli charakteryzujemy kształt cząsteczki powierzchnią graniczną (podobną do powierzchni granicznej chmury elektronów), to możemy powiedzieć, że cząsteczka wodoru ma kształt lekko odkształconej (wydłużonej) kuli (Rys. 10.1 G).

d) Wodór (substancja)

W normalnych warunkach wodór jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. W małych ilościach jest nietoksyczny. Wodór stały topi się w temperaturze 14 K (–259 °C), a wodór ciekły wrze w temperaturze 20 K (–253 °C). Niskie temperatury topnienia i wrzenia, bardzo mały zakres temperatur istnienia ciekłego wodoru (tylko 6°C), a także małe wartości molowych ciepła topnienia (0,117 kJ/mol) i parowania (0,903 kJ/mol) ) wskazują, że wiązania międzycząsteczkowe w wodorze są bardzo słabe.
Gęstość wodoru r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Dla porównania: średnia gęstość powietrza wynosi 1,29 g/l. Oznacza to, że wodór jest 14,5 razy „lżejszy” od powietrza. Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.
W temperaturze pokojowej wodór jest nieaktywny, ale po podgrzaniu reaguje z wieloma substancjami. W tych reakcjach atomy wodoru mogą zwiększać lub zmniejszać swój stopień utlenienia: H2 + 2 mi– = 2Н –I, Н 2 – 2 mi– = 2Н +I.
W pierwszym przypadku wodór jest utleniaczem, na przykład w reakcjach z sodem lub wapniem: 2Na + H2 = 2NaH, ( T) Ca + H 2 = CaH 2 . ( T)
Ale właściwości redukujące wodoru są bardziej charakterystyczne: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( T)
CuO + H2 = Cu + H2O. ( T)
Po podgrzaniu wodór utlenia się nie tylko przez tlen, ale także przez inne niemetale, na przykład fluor, chlor, siarkę, a nawet azot.
W laboratorium w wyniku reakcji powstaje wodór

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Zamiast cynku można użyć żelaza, aluminium i niektórych innych metali, a zamiast kwasu siarkowego można użyć innych rozcieńczonych kwasów. Powstały wodór zbiera się w probówce poprzez wyparcie wody (patrz rys. 10.2 B) lub po prostu do odwróconej kolby (ryc. 10.2 A).

W przemyśle wodór produkowany jest w dużych ilościach z gazu ziemnego (głównie metanu) w drodze reakcji z parą wodną w temperaturze 800°C w obecności katalizatora niklowego:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( T, Ni)

lub obróbka węgla w wysokiej temperaturze parą wodną:

2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( T)

Czysty wodór otrzymuje się z wody rozkładając ją prądem elektrycznym (poddając się elektrolizie):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektroliza).

e) Związki wodoru

Wodorki (związki binarne zawierające wodór) dzielą się na dwa główne typy:
a) lotny wodorki (molekularne),
b) wodorki podobne do soli (jonowe).
Pierwiastki z grup IVA – VIIA oraz bor tworzą wodorki molekularne. Spośród nich tylko wodorki pierwiastków tworzących niemetale są stabilne:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; CZEŚĆ
Z wyjątkiem wody, wszystkie te związki są substancjami gazowymi w temperaturze pokojowej, stąd ich nazwa – „lotne wodorki”.
Niektóre pierwiastki tworzące niemetale występują również w bardziej złożonych wodorkach. Na przykład węgiel tworzy związki o ogólnych wzorach C N H 2 N+2 , C N H 2 N, C N H 2 N–2 i inne, gdzie N może być bardzo duży (związki te bada się w chemii organicznej).
Wodorki jonowe obejmują wodorki metali alkalicznych, pierwiastków ziem alkalicznych i magnezu. Kryształy tych wodorków składają się z anionów H i kationów metali na najwyższym stopniu utlenienia Me lub Me 2 (w zależności od grupy układu pierwiastków).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Zarówno wodorki jonowe, jak i prawie wszystkie wodorki molekularne (z wyjątkiem H 2 O i HF) są czynnikami redukującymi, przy czym wodorki jonowe wykazują właściwości redukujące znacznie silniejsze niż wodorki molekularne.
Oprócz wodorków wodór jest częścią wodorotlenków i niektórych soli. W kolejnych rozdziałach zapoznasz się z właściwościami tych bardziej złożonych związków wodorowych.
Głównymi odbiorcami wodoru produkowanego w przemyśle są zakłady produkujące amoniak i nawozy azotowe, w których amoniak otrzymywany jest bezpośrednio z azotu i wodoru:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, T, Pt – katalizator).

Wodór wykorzystuje się w dużych ilościach do produkcji alkoholu metylowego (metanolu) w reakcji 2H 2 + CO = CH 3 OH ( T, ZnO – katalizator), a także w produkcji chlorowodoru, który otrzymuje się bezpośrednio z chloru i wodoru:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Czasami wodór stosuje się w metalurgii jako środek redukujący przy produkcji czystych metali, na przykład: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Z jakich cząstek składają się jądra a) protu, b) deuteru, c) trytu?
2.Porównaj energię jonizacji atomu wodoru z energią jonizacji atomów innych pierwiastków. Któremu pierwiastkowi najbliższy jest wodór pod względem tej cechy?
3. Zrób to samo dla energii powinowactwa elektronów
4. Porównaj kierunek polaryzacji wiązania kowalencyjnego i stopień utlenienia wodoru w związkach: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5.Zapisz najprostszy wzór cząsteczkowy, strukturalny i przestrzenny wodoru. Który z nich jest najczęściej używany?
6. Często mówią: „Wodór jest lżejszy od powietrza”. Co to znaczy? W jakich przypadkach można to wyrażenie rozumieć dosłownie, a w jakich nie?
7.Uzupełnij wzory strukturalne wodorków potasu i wapnia, a także amoniaku, siarkowodoru i bromowodoru.
8. Znając ciepło molowe topnienia i parowania wodoru, określ wartości odpowiednich wielkości.
9. Dla każdej z czterech reakcji ilustrujących podstawowe właściwości chemiczne wodoru utwórz wagę elektronową. Oznacz czynniki utleniające i redukujące.
10. Wyznacz masę cynku potrzebną do wytworzenia 4,48 litra wodoru metodą laboratoryjną.
11. Określ masę i objętość wodoru, który można otrzymać z 30 m 3 mieszaniny metanu i pary wodnej, pobranych w stosunku objętościowym 1:2, z wydajnością 80%.
12. Ułóż równania reakcji zachodzących podczas oddziaływania wodoru a) z fluorem, b) z siarką.
13. Poniższe schematy reakcji ilustrują podstawowe właściwości chemiczne wodorków jonowych:

a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl2MCl + HCl ( T);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Tutaj M oznacza lit, sód, potas, rubid lub cez. Zapisz równania odpowiednich reakcji, jeśli M oznacza sód. Zilustruj właściwości chemiczne wodorku wapnia za pomocą równań reakcji.
14.Korzystając z metody bilansu elektronowego, utwórz równania dla następujących reakcji ilustrujących właściwości redukujące niektórych wodorków molekularnych:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( T); b) NH3 + O2H2O + N2 ( T); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( T).

10.2 Tlen

Podobnie jak w przypadku wodoru, słowo „tlen” jest nazwą zarówno pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Poza prostą sprawą” tlen"(ditlen) pierwiastek chemiczny tlen tworzy inną prostą substancję zwaną „ ozon"(trójtlen). Są to alotropowe modyfikacje tlenu. Substancja tlen składa się z cząsteczek tlenu O 2 , a substancja ozon składa się z cząsteczek ozonu O 3 .

a) Pierwiastek chemiczny tlen

W naturalnym szeregu pierwiastków numer seryjny tlenu wynosi 8. W układzie pierwiastków tlen znajduje się w drugim okresie w grupie VIA.
Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. W skorupie ziemskiej co drugi atom to atom tlenu, to znaczy ułamek molowy tlenu w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi wynosi około 50%. Tlen (substancja) jest składnikiem powietrza. Udział objętościowy tlenu w powietrzu wynosi 21%. Tlen (pierwiastek) występuje w wodzie, wielu minerałach oraz roślinach i zwierzętach. Ciało człowieka zawiera średnio 43 kg tlenu.
Naturalny tlen składa się z trzech izotopów (16 O, 17 O i 18 O), z których najlżejszy jest najlżejszy izotop 16 O. Dlatego masa atomowa tlenu jest bliska 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom tlenu

Znasz następujące cechy atomu tlenu.

Tabela 29.Możliwości wartościowości atomu tlenu

Stan walencyjny		Przykłady substancji chemicznych
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	–II -I 0 +ja +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 Z 2
		NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Tlenki te można również uznać za związki jonowe.
** Atomy tlenu w cząsteczce nie są w tym stanie wartościowości; to tylko przykład substancji o stopniu utlenienia atomów tlenu równym zero
Wysoka energia jonizacji (podobnie jak wodór) zapobiega tworzeniu się prostego kationu z atomu tlenu. Energia powinowactwa elektronów jest dość wysoka (prawie dwukrotnie większa niż w przypadku wodoru), co zapewnia większą skłonność atomu tlenu do przyjmowania elektronów i zdolność do tworzenia anionów O 2A. Ale energia powinowactwa elektronów atomu tlenu jest nadal niższa niż atomów halogenu, a nawet innych pierwiastków grupy VIA. Dlatego aniony tlenu ( jony tlenkowe) istnieją tylko w związkach tlenu z pierwiastkami, których atomy bardzo łatwo oddają elektrony.
Dzieląc dwa niesparowane elektrony, atom tlenu może utworzyć dwa wiązania kowalencyjne. Dwie samotne pary elektronów, ze względu na niemożność wzbudzenia, mogą wejść jedynie w interakcję donor-akceptor. Zatem bez uwzględnienia krotności wiązań i hybrydyzacji atom tlenu może znajdować się w jednym z pięciu stanów walencyjnych (Tabela 29).
Najbardziej typowym stanem wartościowości atomu tlenu jest W k = 2, czyli utworzenie dwóch wiązań kowalencyjnych z powodu dwóch niesparowanych elektronów.
Bardzo wysoka elektroujemność atomu tlenu (wyższa tylko dla fluoru) powoduje, że w większości swoich związków tlen ma stopień utlenienia –II. Istnieją substancje, w których tlen wykazuje inne stopnie utlenienia, niektóre z nich podano w tabeli 29 jako przykłady, a stabilność porównawczą pokazano na ryc. 10.3.

c) Cząsteczka tlenu

Ustalono eksperymentalnie, że dwuatomowa cząsteczka tlenu O2 zawiera dwa niesparowane elektrony. Stosując metodę wiązań walencyjnych nie można wyjaśnić tej struktury elektronowej tej cząsteczki. Jednak wiązanie w cząsteczce tlenu ma właściwości zbliżone do kowalencyjnego. Cząsteczka tlenu jest niepolarna. Odległość międzyatomowa ( R o–o = 1,21 A = 121 nm) jest mniejsza niż odległość między atomami połączonymi pojedynczym wiązaniem. Molowa energia wiązania jest dość wysoka i wynosi 498 kJ/mol.

d) Tlen (substancja)

W normalnych warunkach tlen jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. Stały tlen topi się w temperaturze 55 K (–218 °C), a ciekły tlen wrze w temperaturze 90 K (–183 °C).
Wiązania międzycząsteczkowe w stałym i ciekłym tlenie są nieco silniejsze niż w wodorze, o czym świadczy większy zakres temperatur istnienia ciekłego tlenu (36°C) oraz większe molowe ciepło topnienia (0,446 kJ/mol) i parowania (6,83 kJ /mol).
Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie: w temperaturze 0°C tylko 5 objętości tlenu (gazu!) rozpuszcza się w 100 objętościach wody (cieczy!).
Duża skłonność atomów tlenu do zdobywania elektronów oraz wysoka elektroujemność powodują, że tlen wykazuje jedynie właściwości utleniające. Właściwości te są szczególnie widoczne w wysokich temperaturach.
Tlen reaguje z wieloma metalami: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
niemetale: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
i substancje złożone: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Najczęściej w wyniku takich reakcji powstają różne tlenki (patrz rozdział II § 5), ale aktywne metale alkaliczne, na przykład sód, po spaleniu zamieniają się w nadtlenki:

2Na + O2 = Na2O2.

Wzór strukturalny powstałego nadtlenku sodu to (Na) 2 (O-O).
Tląca się drzazga umieszczona w tlenie staje w płomieniach. Jest to wygodny i łatwy sposób na wykrycie czystego tlenu.
W przemyśle tlen pozyskuje się z powietrza w drodze rektyfikacji (destylacja złożona), a w laboratorium - poddając rozkładowi termicznemu określone związki zawierające tlen, np.:
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 dodatkowo przez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru w temperaturze pokojowej: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2).
Czysty tlen stosowany jest w przemyśle do intensyfikacji procesów, w których zachodzi utlenianie oraz do wytworzenia płomienia o wysokiej temperaturze. W technologii rakietowej jako utleniacz stosuje się ciekły tlen.
Tlen ma ogromne znaczenie dla utrzymania życia roślin, zwierząt i ludzi. W normalnych warunkach człowiek ma w powietrzu wystarczającą ilość tlenu, aby oddychać. Ale w warunkach, w których powietrza jest za mało lub w ogóle go nie ma (w samolotach, podczas pracy nurkowej, na statkach kosmicznych itp.), Do oddychania przygotowywane są specjalne mieszaniny gazów zawierające tlen. Tlen stosowany jest także w medycynie przy chorobach powodujących trudności w oddychaniu.

e) Ozon i jego cząsteczki

Ozon O 3 jest drugą alotropową modyfikacją tlenu.
Trójatomowa cząsteczka ozonu ma strukturę narożną pośrednią pomiędzy dwiema strukturami przedstawionymi za pomocą następujących wzorów:

Ozon to ciemnoniebieski gaz o ostrym zapachu. Ze względu na silne działanie utleniające jest trujący. Ozon jest półtora raza „cięższy” od tlenu i nieco lepiej rozpuszczalny w wodzie niż tlen.
Ozon powstaje w atmosferze z tlenu podczas wyładowań elektrycznych:

3O 2 = 2O 3 ().

W normalnych temperaturach ozon powoli zamienia się w tlen, a po podgrzaniu proces ten zachodzi wybuchowo.
Ozon zawarty jest w tzw. „warstwie ozonowej” atmosfery ziemskiej, chroniącej całe życie na Ziemi przed szkodliwym działaniem promieniowania słonecznego.
W niektórych miastach do dezynfekcji (dezynfekcji) wody pitnej zamiast chloru stosuje się ozon.

Narysuj wzory strukturalne następujących substancji: 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. Nazwij te substancje. Opisz stany wartościowości atomów tlenu w tych związkach.
Określ wartościowość i stopień utlenienia każdego atomu tlenu.
2. Ułóż równania reakcji spalania litu, magnezu, glinu, krzemu, czerwonego fosforu i selenu w tlenie (atomy selenu utleniają się do stopnia utlenienia +IV, atomy pozostałych pierwiastków utleniają się do najwyższego stopnia utlenienia). Do jakich klas tlenków należą produkty tych reakcji?
3. Ile litrów ozonu można otrzymać (w normalnych warunkach) a) z 9 litrów tlenu, b) z 8 g tlenu?

Woda jest substancją występującą najczęściej w skorupie ziemskiej. Masę wody ziemskiej szacuje się na 10 18 ton. Woda jest podstawą hydrosfery naszej planety, ponadto jest zawarta w atmosferze, w postaci lodu tworzy ziemskie czapy polarne i wysokogórskie lodowce, a także jest częścią różnych skał. Udział masowy wody w organizmie człowieka wynosi około 70%.
Woda jest jedyną substancją, która ma swoje specjalne nazwy we wszystkich trzech stanach skupienia.

Struktura elektronowa cząsteczki wody (ryc. 10.4 A) szczegółowo przestudiowaliśmy wcześniej (patrz § 7.10).
Ze względu na polarność wiązań O–H i kątowy kształt cząsteczka wody jest Dipole elektryczne.

Aby scharakteryzować polarność dipola elektrycznego, należy zastosować wielkość fizyczną zwaną „ moment elektryczny dipola elektrycznego” lub po prostu " moment dipolowy".

W chemii moment dipolowy mierzy się w debyach: 1 D = 3,34. 10 –30 Zajęcia. M

W cząsteczce wody występują dwa polarne wiązania kowalencyjne, czyli dwa dipole elektryczne, z których każdy ma swój własny moment dipolowy (u). Całkowity moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów tych dwóch momentów (ryc. 10.5):

(H2O) = ,

Gdzie Q 1 i Q 2 – ładunki cząstkowe (+) na atomach wodoru i – odległości międzyatomowe O – H w cząsteczce. Ponieważ Q 1 = Q 2 = Q, i wtedy

Wyznaczone eksperymentalnie momenty dipolowe cząsteczki wody i niektórych innych cząsteczek podano w tabeli.

Tabela 30.Momenty dipolowe niektórych cząsteczek polarnych

Cząsteczka	Cząsteczka	Cząsteczka

Biorąc pod uwagę dipolowy charakter cząsteczki wody, często jest ona schematycznie przedstawiana w następujący sposób:
Czysta woda to bezbarwna ciecz, pozbawiona smaku i zapachu. W tabeli podano niektóre podstawowe właściwości fizyczne wody.

Tabela 31.Niektóre właściwości fizyczne wody

Duże wartości ciepła molowego topnienia i parowania (o rząd wielkości większe niż wodoru i tlenu) wskazują, że cząsteczki wody, zarówno w materii stałej, jak i ciekłej, są ze sobą dość ściśle powiązane. Połączenia te nazywane są „ wiązania wodorowe".

DIPOL ELEKTRYCZNY, MOMENT DIPOLOWY, BIEGUNOWOŚĆ WIĄZANIA, BIEGUNOWOŚĆ CZĄSTECZKI.
Ile elektronów walencyjnych atomu tlenu bierze udział w tworzeniu wiązań w cząsteczce wody?
2. Kiedy jakie orbitale nakładają się, powstają wiązania między wodorem i tlenem w cząsteczce wody?
3.Zrób diagram powstawania wiązań w cząsteczce nadtlenku wodoru H 2 O 2. Co możesz powiedzieć o strukturze przestrzennej tej cząsteczki?
4. Odległości międzyatomowe w cząsteczkach HF, HCl i HBr wynoszą odpowiednio 0,92; 1,28 i 1,41. Korzystając z tabeli momentów dipolowych, oblicz i porównaj ładunki cząstkowe atomów wodoru w tych cząsteczkach.
5. Odległości międzyatomowe S – H w cząsteczce siarkowodoru wynoszą 1,34, a kąt między wiązaniami wynosi 92°. Określ wartości ładunków cząstkowych na atomach siarki i wodoru. Co możesz powiedzieć o hybrydyzacji orbitali walencyjnych atomu siarki?

10.4. Wiązanie wodorowe

Jak już wiesz, ze względu na znaczną różnicę elektroujemności wodoru i tlenu (2,10 i 3,50), atom wodoru w cząsteczce wody uzyskuje duży dodatni ładunek cząstkowy ( Q h = 0,33 mi), a atom tlenu ma jeszcze większy ujemny ładunek cząstkowy ( Q h = –0,66 mi). Przypomnijmy również, że atom tlenu ma dwie wolne pary elektronów na każdy sp 3-hybrydowy AO. Atom wodoru jednej cząsteczki wody jest przyciągany do atomu tlenu innej cząsteczki, a ponadto w połowie pusty 1s-AO atomu wodoru częściowo przyjmuje parę elektronów atomu tlenu. W wyniku tych interakcji między cząsteczkami powstaje szczególny rodzaj wiązania międzycząsteczkowego - wiązanie wodorowe.
W przypadku wody tworzenie wiązań wodorowych można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

W ostatnim wzorze strukturalnym trzy kropki (linia przerywana, a nie elektrony!) wskazują wiązanie wodorowe.

Wiązania wodorowe istnieją nie tylko pomiędzy cząsteczkami wody. Powstaje, jeśli spełnione są dwa warunki:
1) cząsteczka ma silnie polarne wiązanie H–E (E jest symbolem atomu pierwiastka dość elektroujemnego),
2) cząsteczka zawiera atom E o dużym ujemnym ładunku cząstkowym i wolną parę elektronów.
Pierwiastkiem E może być fluor, tlen i azot. Wiązania wodorowe są znacznie słabsze, jeśli E oznacza chlor lub siarkę.
Przykłady substancji posiadających wiązania wodorowe pomiędzy cząsteczkami: fluorowodór, amoniak stały lub ciekły, alkohol etylowy i wiele innych.

W ciekłym fluorowodorze jego cząsteczki łączą się wiązaniami wodorowymi w dość długie łańcuchy, a w ciekłym i stałym amoniaku tworzą się trójwymiarowe sieci.
Pod względem wytrzymałości wiązanie wodorowe jest pośrednikiem pomiędzy wiązaniem chemicznym a innymi typami wiązań międzycząsteczkowych. Energia molowa wiązania wodorowego zwykle waha się od 5 do 50 kJ/mol.
W wodzie stałej (tj. kryształkach lodu) wszystkie atomy wodoru są połączone wiązaniami wodorowymi z atomami tlenu, przy czym każdy atom tlenu tworzy dwa wiązania wodorowe (wykorzystując obie wolne pary elektronów). Taka struktura sprawia, że lód jest bardziej „luźny” w porównaniu z wodą w stanie ciekłym, gdzie część wiązań wodorowych zostaje zerwana, a cząsteczki mogą „upakować się” nieco mocniej. Ta cecha struktury lodu wyjaśnia, dlaczego w przeciwieństwie do większości innych substancji woda w stanie stałym ma mniejszą gęstość niż w stanie ciekłym. Woda osiąga maksymalną gęstość w temperaturze 4°C – w tej temperaturze rozrywa się całkiem sporo wiązań wodorowych, a rozszerzalność cieplna nie ma jeszcze bardzo dużego wpływu na gęstość.
Wiązania wodorowe są bardzo ważne w naszym życiu. Wyobraźmy sobie na chwilę, że wiązania wodorowe przestały się tworzyć. Oto niektóre konsekwencje:

woda w temperaturze pokojowej stałaby się gazowa, ponieważ jej temperatura wrzenia spadłaby do około -80 °C;
wszystkie zbiorniki wodne zaczną zamarzać od dna, ponieważ gęstość lodu byłaby większa niż gęstość wody w stanie ciekłym;
Podwójna helisa DNA i wiele innych przestałoby istnieć.

Podane przykłady wystarczą, aby zrozumieć, że w tym przypadku przyroda na naszej planecie stałaby się zupełnie inna.

WIĄZANIE WODOROWE, WARUNKI JEGO POWSTANIA.
Wzór alkoholu etylowego to CH 3 – CH 2 – O – H. Pomiędzy jakimi atomami różnych cząsteczek tej substancji powstają wiązania wodorowe? Napisz wzory strukturalne ilustrujące ich powstawanie.
2. Wiązania wodorowe istnieją nie tylko w poszczególnych substancjach, ale także w roztworach. Pokaż, korzystając ze wzorów strukturalnych, jak powstają wiązania wodorowe w wodnym roztworze a) amoniaku, b) fluorowodoru, c) etanolu (alkoholu etylowego). = 2H2O.
Obie te reakcje zachodzą w wodzie stale i z tą samą szybkością, dlatego w wodzie panuje równowaga: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ta równowaga nazywa się równowaga autoprotolizy woda.

Bezpośrednia reakcja tego odwracalnego procesu jest endotermiczna, dlatego po podgrzaniu wzrasta autoprotoliza, ale w temperaturze pokojowej równowaga jest przesunięta w lewo, to znaczy stężenie jonów H 3 O i OH jest znikome. Czym są równe?
Zgodnie z prawem akcji masowej

Ponieważ jednak liczba przereagowanych cząsteczek wody jest niewielka w porównaniu do całkowitej liczby cząsteczek wody, możemy założyć, że stężenie wody podczas autoprotolizy praktycznie się nie zmienia, a 2 = const Tak niskie stężenie przeciwnie naładowanych jonów w czystej wodzie wyjaśnia, dlaczego ciecz ta, choć słabo, nadal przewodzi prąd elektryczny.

AUTOPROTOLIZA WODY, STAŁA AUTOPROTOLIZY (PRODUKT JONOWY) WODY.
Produkt jonowy ciekłego amoniaku (temperatura wrzenia –33 °C) wynosi 2,10 –28. Napisz równanie autoprotolizy amoniaku. Określ stężenie jonów amonowych w czystym ciekłym amoniaku. Która substancja ma większą przewodność elektryczną, woda czy ciekły amoniak?

1. Produkcja wodoru i jego spalanie (właściwości redukujące).
2. Pozyskiwanie w nim tlenu i substancji spalających się (właściwości utleniające).

Chemia ogólna i nieorganiczna

Wykład 6. Wodór i tlen. Woda. Nadtlenek wodoru.

Wodór

Atom wodoru jest najprostszym przedmiotem chemii. Ściśle mówiąc, jego jon, proton, jest jeszcze prostszy. Po raz pierwszy opisany w 1766 roku przez Cavendisha. Imię z języka greckiego. „hydrogeny” – wytwarzanie wody.

Promień atomu wodoru wynosi około 0,5 * 10-10 m, a jego jon (proton) wynosi 1,2 * 10-15 m. Lub od 50 do 1,2 * 10-15 lub od 50 metrów (przekątna SCA) do 1 mm.

Następny pierwiastek 1s, lit, zmienia się dopiero od 155:00 do 68:00 dla Li+. Taka różnica w rozmiarach atomu i jego kationu (5 rzędów wielkości) jest wyjątkowa.

Ze względu na mały rozmiar protonu następuje wymiana wiązanie wodorowe, głównie pomiędzy atomami tlenu, azotu i fluoru. Siła wiązań wodorowych wynosi 10-40 kJ/mol, czyli znacznie mniej niż energia rozrywania większości zwykłych wiązań (100-150 kJ/mol w cząsteczkach organicznych), ale większa niż średnia energia kinetyczna ruchu termicznego w temperaturze 370 C (4 kJ/mol). W rezultacie w żywym organizmie wiązania wodorowe ulegają odwracalnemu zerwaniu, zapewniając przepływ procesów życiowych.

Wodór topi się w temperaturze 14 K, wrze w temperaturze 20,3 K (ciśnienie 1 atm), gęstość ciekłego wodoru wynosi zaledwie 71 g/l (14 razy lżejszy od wody).

Wzbudzone atomy wodoru z przejściami do n 733 → 732 przy długości fali 18 m odkryto w rozrzedzonym ośrodku międzygwiazdowym, co odpowiada promieniowi Bohra (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) rzędu 0,1 mm ( !).

Najpopularniejszy pierwiastek w kosmosie (88,6% atomów, 11,3% atomów to hel, a tylko 0,1% to atomy wszystkich pozostałych pierwiastków).

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

Ponieważ protony mają spin 1/2, istnieją trzy warianty cząsteczek wodoru:

ortowodór o-H2 z równoległymi spinami jądrowymi, parawodór p-H2 z antyrównoległe spiny i normalny n-H2 - mieszanina 75% ortowodoru i 25% parawodoru. Podczas przemiany o-H2 → p-H2 uwalnia się 1418 J/mol.

Właściwości orto- i parawodoru

Ponieważ masa atomowa wodoru jest minimalna możliwa, jego izotopy - deuter D (2 H) i tryt T (3 H) różnią się znacznie od protu 1 H właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Przykładowo zastąpienie jednego z wodorów w związku organicznym deuterem ma zauważalny wpływ na jego widmo oscylacyjne (podczerwone), co umożliwia określenie struktury złożonych cząsteczek. Podobne podstawienia („metoda znakowanego atomu”) są również stosowane w celu ustalenia mechanizmów kompleksu

procesy chemiczne i biochemiczne. Metoda znakowanego atomu jest szczególnie czuła, gdy zamiast protu stosuje się radioaktywny tryt (rozpad β, okres półtrwania 12,5 lat).

Właściwości protu i deuteru

		Gęstość, g/l (20 K)



Metoda podstawowa produkcja wodoru w przemyśle – konwersja metanu
lub hydratacja węgla w temperaturze 800-11000 C (katalizator):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2	powyżej 10000 C
„Gaz wodny”: C + H2 O = CO + H2	powyżej 10000 C
Następnie konwersja CO: CO + H2 O = CO2 + H2			4000 C, tlenki kobaltu

Razem: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Inne źródła wodoru.

Gaz koksowniczy: około 55% wodoru, 25% metanu, do 2% ciężkich węglowodorów, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azotu.

Wodór jako produkt spalania:

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

Na 1 kg mieszaniny pirotechnicznej uwalnia się do 370 litrów wodoru.

Wodór w postaci prostej substancji wykorzystywany jest do produkcji amoniaku i uwodornienia (utwardzania) tłuszczów roślinnych, do redukcji z tlenków niektórych metali (molibdenu, wolframu), do produkcji wodorków (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia reakcji: H. + H. = H2 wynosi -436 kJ/mol, zatem wodór atomowy wykorzystuje się do wytworzenia wysokotemperaturowego „płomienia” redukcyjnego („palnik Langmuira”). Strumień wodoru w łuku elektrycznym ulega atomizacji w temperaturze 35 000 C o 30%, następnie dzięki rekombinacji atomów można osiągnąć 50 000 C.

Skroplony wodór jest używany jako paliwo w rakietach (patrz tlen). Obiecujące, przyjazne dla środowiska paliwo do transportu naziemnego; Trwają eksperymenty z zastosowaniem akumulatorów wodorowo-metalowo-wodorowych. Przykładowo stop LaNi5 może wchłonąć 1,5-2 razy więcej wodoru niż jest zawarte w tej samej objętości (jako objętość stopu) ciekłego wodoru.

Tlen

Według obecnie ogólnie przyjętych danych tlen odkrył w 1774 r. J. Priestley i niezależnie K. Scheele. Historia odkrycia tlenu jest dobrym przykładem wpływu paradygmatów na rozwój nauki (patrz Załącznik 1).

Najwyraźniej tlen został odkryty znacznie wcześniej niż oficjalna data. W 1620 roku każdy mógł przepłynąć Tamizę (w Tamizie) łodzią podwodną zaprojektowaną przez Corneliusa van Drebbela. Dzięki wysiłkom kilkunastu wioślarzy łódź przeniosła się pod wodę. Według licznych naocznych świadków wynalazca łodzi podwodnej skutecznie rozwiązał problem oddychania, „chemicznie odświeżając” znajdujące się w nim powietrze. Robert Boyle napisał w 1661 r.: „... Oprócz konstrukcji mechanicznej łodzi wynalazca dysponował roztworem chemicznym (alkoholem), który

uważany za główny sekret nurkowania. A kiedy od czasu do czasu był przekonany, że część powietrza nadającego się do oddychania została już zużyta i utrudnia oddychanie ludziom na łodzi, mógł odkorkując naczynie wypełnione tym roztworem, szybko uzupełnić powietrze o takiej zawartości składników życiowych, aby ponownie nadawało się do oddychania przez wystarczająco długi czas.”

Zdrowy człowiek w stanie spokoju przepompowuje dziennie przez płuca około 7200 litrów powietrza, pobierając nieodwołalnie 720 litrów tlenu. W zamkniętym pomieszczeniu o objętości 6 m3 człowiek może przeżyć bez wentylacji do 12 godzin, a przy pracy fizycznej 3-4 godziny. Główną przyczyną trudności w oddychaniu nie jest brak tlenu, ale akumulacja dwutlenku węgla od 0,3 do 2,5%.

Przez długi czas główną metodą wytwarzania tlenu był cykl „barowy” (produkcja tlenu metodą Breena):

BaSO4 -t- → BaO + SO3;

5000 C ->

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

Sekretnym rozwiązaniem Drebbela może być roztwór nadtlenku wodoru: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Otrzymywanie tlenu poprzez spalenie mieszaniny pirolitycznej: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Mieszanka zawiera do 80% NaClO3, do 10% proszku żelaza, 4% nadtlenku baru i wełnę szklaną.

Cząsteczka tlenu jest paramagnetyczna (praktycznie birodnikowa), dlatego jej aktywność jest wysoka. Substancje organiczne w powietrzu ulegają utlenieniu na etapie tworzenia się nadtlenku.

Tlen topi się w temperaturze 54,8 K i wrze w temperaturze 90,2 K.

Alotropową modyfikacją pierwiastka tlenu jest substancja ozon O3. Biologiczna ochrona Ziemi przed ozonem jest niezwykle ważna. Na wysokości 20-25 km ustala się równowaga:

UV<280 нм		UV 280-320nm
O2 ----> 2O*	O* + O2 + M --> O3	O3-------	> O2 + O
	(M – N2, Ar)

W 1974 roku odkryto, że chlor atomowy powstający z freonów na wysokości ponad 25 km katalizuje rozpad ozonu, jakby zastępując „ozonowe” promieniowanie ultrafioletowe. To promieniowanie UV może powodować raka skóry (nawet 600 tysięcy przypadków rocznie w USA). Zakaz stosowania freonów w puszkach aerozolowych obowiązuje w Stanach Zjednoczonych od 1978 roku.

Od 1990 roku na liście substancji zabronionych (w 92 krajach) znajdują się CH3 CCl3, CCl4 oraz chlorobromowane węglowodory – ich produkcja zostanie wyłączona do 2000 roku.

Spalanie wodoru w tlenie

Reakcja jest bardzo złożona (schemat na wykładzie 3), dlatego przed jej praktycznym zastosowaniem wymagane były długie badania.

21 lipca 1969 roku pierwszy Ziemianin, N. Armstrong, chodził po Księżycu. Wyrzutnia rakiet Saturn 5 (projektu Wernhera von Brauna) składa się z trzech stopni. Pierwsza zawiera naftę i tlen, druga i trzecia zawierają ciekły wodór i tlen. Łącznie 468 ton ciekłego O2 i H2. Dokonano 13 udanych startów.

Od kwietnia 1981 roku w Stanach Zjednoczonych prom kosmiczny przeleciał: 713 ton ciekłego O2 i H2 oraz dwa akceleratory na paliwo stałe po 590 ton każdy (całkowita masa paliwa stałego 987 ton). Pierwsze 40 km podjazdu do TTU, od 40 do 113 km silniki pracują na wodorze i tlenie.

15 maja 1987 pierwszy start „Energii”, 15 listopada 1988 pierwszy i jedyny lot „Buranu”. Masa startowa 2400 ton, masa paliwa (nafta w

przedziały boczne, ciekły O2 i H2) 2000 ton Moc silnika 125000 MW, ładowność 105 ton.

Spalanie nie zawsze było kontrolowane i skuteczne.

W 1936 roku zbudowano największy na świecie sterowiec wodorowy LZ-129 Hindenburg. Pojemność 200 000 m3, długość ok. 250 m, średnica 41,2 m. Prędkość 135 km/h dzięki 4 silnikom o mocy 1100 KM, ładowność 88 t. Sterowiec wykonał 37 lotów przez Atlantyk i przewiózł ponad 3 tysiące pasażerów.

6 maja 1937 roku podczas dokowania w USA sterowiec eksplodował i spłonął. Jedną z możliwych przyczyn jest sabotaż.

28 stycznia 1986 roku, w 74. sekundzie lotu, Challenger eksplodował z siedmioma astronautami – był to 25. lot systemu Shuttle. Przyczyną jest awaria akceleratora na paliwo stałe.

Demonstracja:

eksplozja gazu detonującego (mieszaniny wodoru i tlenu)

Ogniwa paliwowe

Technicznie ważnym wariantem tej reakcji spalania jest podzielenie procesu na dwie części:

elektroutlenianie wodoru (anoda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroredukcja tlenu (katoda): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Układ, w którym zachodzi takie „spalanie”, to ogniwo paliwowe. Sprawność jest znacznie wyższa niż w elektrowniach cieplnych, ponieważ nie ma

specjalny etap wytwarzania ciepła. Maksymalna wydajność = ∆ G/∆ H; w przypadku spalania wodoru okazuje się, że wynosi 94%.

Efekt jest znany od 1839 roku, ale wdrożono pierwsze, praktycznie działające ogniwa paliwowe

pod koniec XX wieku w kosmosie („Bliźnięta”, „Apollo”, „Shuttle” - USA, „Buran” - ZSRR).

Perspektywy ogniw paliwowych [17]

Przedstawiciel Ballard Power Systems przemawiając na konferencji naukowej w Waszyngtonie podkreślił, że silnik na ogniwa paliwowe będzie opłacalny komercyjnie, gdy spełni cztery główne kryteria: zmniejszenie kosztów wytworzonej energii, zwiększenie trwałości, zmniejszenie wielkości instalacji oraz możliwość szybkiego uruchomienia w chłodne dni. Koszt jednego kilowata energii wytworzonej w instalacji ogniw paliwowych powinien spaść do 30 dolarów. Dla porównania w 2004 roku ta sama kwota wyniosła 103 dolary, a w 2005 roku ma osiągnąć 80 dolarów. Aby osiągnąć tę cenę, trzeba produkować co najmniej 500 tysięcy silników rocznie. Europejscy naukowcy są ostrożniejsi w swoich prognozach i uważają, że komercyjne wykorzystanie wodorowych ogniw paliwowych w motoryzacji rozpocznie się nie wcześniej niż w 2020 roku.

Wodór H jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we Wszechświecie (około 75% masy), a na Ziemi jest dziewiątym pod względem liczebności. Najważniejszym naturalnym związkiem wodoru jest woda.
Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym (Z = 1). Ma najprostszą budowę atomową: jądro atomu składa się z 1 protonu, otoczonego chmurą elektronów składającą się z 1 elektronu.
W pewnych warunkach wodór wykazuje właściwości metaliczne (oddaje elektron), w innych zaś wykazuje właściwości niemetaliczne (przyjmuje elektron).
Izotopy wodoru występujące w przyrodzie to: 1H – prot (jądro składa się z jednego protonu), 2H – deuter (D – jądro składa się z jednego protonu i jednego neutronu), 3H – tryt (T – jądro składa się z jednego protonu i dwóch neutrony).

Prosta substancja wodór

Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów połączonych kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym.
Właściwości fizyczne. Wodór jest bezbarwnym, bezwonnym, pozbawionym smaku i nietoksycznym gazem. Cząsteczka wodoru nie jest polarna. Dlatego siły oddziaływania międzycząsteczkowego w gazowym wodorze są małe. Przejawia się to w niskich temperaturach wrzenia (-252,6 0C) i temperaturach topnienia (-259,2 0C).
Wodór jest lżejszy od powietrza, D (w powietrzu) = 0,069; słabo rozpuszczalny w wodzie (2 objętości H2 rozpuszczają się w 100 objętościach H2O). Dlatego wodór wytwarzany w laboratorium można zbierać metodami wypierania powietrza lub wody.

Produkcja wodoru

W laboratorium:

1. Wpływ rozcieńczonych kwasów na metale:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Oddziaływanie metali alkalicznych i zasadowych z wodą:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3. Hydroliza wodorków: wodorki metali łatwo rozkładają się pod wpływem wody, tworząc odpowiednią zasadę i wodór:
NaH +H 2 O → NaOH + H 2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

4.Wpływ zasad na cynk, aluminium lub krzem:
2Al +2NaOH +6H 2O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza wody. Aby zwiększyć przewodność elektryczną wody, dodaje się do niej elektrolit, na przykład NaOH, H 2 SO 4 lub Na 2 SO 4. Na katodzie powstają 2 objętości wodoru, a na anodzie 1 objętość tlenu.
2H 2O → 2H 2 +O 2

Przemysłowa produkcja wodoru

1. Konwersja metanu parą wodną Ni 800°C (najtańsza):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Razem:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Para wodna przez gorący koks w temperaturze 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Powstały tlenek węgla (IV) jest absorbowany przez wodę i w ten sposób powstaje 50% wodoru przemysłowego.

3. Ogrzewając metan do 350°C w obecności katalizatora żelazowego lub niklowego:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza wodnych roztworów KCl lub NaCl jako produkt uboczny:
2H 2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Właściwości chemiczne wodoru

W związkach wodór jest zawsze jednowartościowy. Charakteryzuje się stopniem utlenienia +1, ale w wodorkach metali jest równy -1.
Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów. Pojawienie się połączenia między nimi tłumaczy się utworzeniem uogólnionej pary elektronów H:H lub H2
Dzięki temu uogólnieniu elektronów cząsteczka H2 jest bardziej stabilna energetycznie niż jej pojedyncze atomy. Aby rozbić 1 mol cząsteczki wodoru na atomy, należy wydać 436 kJ energii: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
Wyjaśnia to stosunkowo niską aktywność wodoru cząsteczkowego w zwykłych temperaturach.
W przypadku wielu niemetali wodór tworzy związki gazowe, takie jak RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Tworzy halogenowodory z halogenami:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Jednocześnie eksploduje fluorem, reaguje z chlorem i bromem dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

2) Z tlenem:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
z wydzielaniem ciepła. W normalnych temperaturach reakcja przebiega powoli, powyżej 550°C wybucha. Mieszaninę 2 objętości H 2 i 1 objętości O 2 nazywa się gazem detonującym.

3) Po podgrzaniu reaguje energicznie z siarką (znacznie trudniej z selenem i tellurem):
H 2 + S → H 2 S (siarkowodór),

4) Z azotem z tworzeniem amoniaku tylko na katalizatorze i w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Z węglem w wysokich temperaturach:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Tworzy wodorki z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych (wodór jest utleniaczem):
H2 + 2Li → 2LiH
w wodorkach metali jon wodoru jest naładowany ujemnie (stopień utlenienia -1), czyli wodorek Na+H - zbudowany podobnie do chlorku Na+Cl -

Z substancjami złożonymi:

7) Z tlenkami metali (stosowanymi do redukcji metali):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) z tlenkiem węgla (II):
CO + 2H 2 → CH 3OH
Synteza - gaz (mieszanina wodoru i tlenku węgla) ma duże znaczenie praktyczne, ponieważ w zależności od temperatury, ciśnienia i katalizatora powstają różne związki organiczne, np. HCHO, CH 3 OH i inne.

9) Węglowodory nienasycone reagują z wodorem, stając się nasycone:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.