Qëllimi i mësimit. Në këtë mësim, do të mësoni për elementët kimikë ndoshta më të rëndësishëm për jetën në tokë - hidrogjenin dhe oksigjenin, do të mësoni për vetitë e tyre kimike, si dhe për vetitë fizike të substancave të thjeshta që ato formojnë, do të mësoni më shumë për rolin e oksigjenit dhe hidrogjeni në natyrë dhe jetë personi.

Hidrogjeniështë elementi më i bollshëm në univers. Oksigjenështë elementi më i bollshëm në tokë. Së bashku ata formojnë ujin, një substancë që përbën më shumë se gjysmën e masës së trupit të njeriut. Oksigjeni është gazi që na duhet për të marrë frymë dhe pa ujë nuk mund të jetonim as disa ditë, ndaj pa dyshim oksigjeni dhe hidrogjeni mund të konsiderohen elementët kimikë më të rëndësishëm të nevojshëm për jetën.

Struktura e atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit

Kështu, hidrogjeni shfaq veti jo metalike. Në natyrë, hidrogjeni shfaqet në formën e tre izotopeve, protium, deuterium dhe tritium, izotopet e hidrogjenit janë shumë të ndryshëm nga njëri-tjetri në vetitë fizike, kështu që atyre u caktohen edhe simbole individuale.

Nëse nuk mbani mend ose nuk dini se çfarë janë izotopet, punoni me materialet e burimit arsimor elektronik "Izotopet si varietete të atomeve të një elementi kimik". Në të, do të mësoni se si ndryshojnë izotopet e një elementi nga njëri-tjetri, çfarë çon prania e disa izotopeve në një element, si dhe do të njiheni me izotopet e disa elementeve.

Kështu, gjendjet e mundshme të oksidimit të oksigjenit janë të kufizuara në vlerat nga -2 në +2. Nëse oksigjeni pranon dy elektrone (duke u bërë anion) ose formon dy lidhje kovalente me më pak elementë elektronegativë, ai kalon në gjendjen e oksidimit -2. Nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom tjetër oksigjeni, dhe e dyta me një atom të një elementi më pak elektronegativ, ai kalon në gjendjen e oksidimit -1. Duke formuar dy lidhje kovalente me fluorin (i vetmi element me vlerë më të lartë elektronegativiteti), oksigjeni kalon në gjendjen e oksidimit +2. Formimi i një lidhjeje me një atom tjetër oksigjeni, dhe e dyta me një atom fluori - +1. Së fundi, nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom më pak elektronegativ dhe një lidhje të dytë me fluorin, ai do të jetë në gjendje oksidimi 0.

Vetitë fizike të hidrogjenit dhe oksigjenit, alotropia e oksigjenit

Hidrogjeni- gaz pa ngjyrë pa shije dhe erë. Shumë i lehtë (14.5 herë më i lehtë se ajri). Temperatura e lëngëzimit të hidrogjenit - -252.8 ° C - është pothuajse më e ulëta midis të gjithë gazrave (e dyta vetëm pas heliumit). Hidrogjeni i lëngshëm dhe i ngurtë janë substanca shumë të lehta, pa ngjyrë.

OksigjenËshtë gaz pa ngjyrë, pa erë, pa shije, pak më i rëndë se ajri. Në -182,9 °C shndërrohet në një lëng të rëndë blu, në -218 °C ngurtësohet me formimin e kristaleve blu. Molekulat e oksigjenit janë paramagnetike, që do të thotë se oksigjeni tërhiqet nga një magnet. Oksigjeni është pak i tretshëm në ujë.

Ndryshe nga hidrogjeni, i cili formon molekula të vetëm një lloji, oksigjeni shfaq alotropi dhe formon molekula të dy llojeve, domethënë, elementi oksigjen formon dy substanca të thjeshta: oksigjen dhe ozon.

Vetitë kimike dhe marrja e substancave të thjeshta

Hidrogjeni.

Lidhja në molekulën e hidrogjenit është e vetme, por është një nga lidhjet e vetme më të forta në natyrë, dhe duhet shumë energji për ta thyer atë, për këtë arsye hidrogjeni është shumë joaktiv në temperaturën e dhomës, megjithatë, kur temperatura rritet ( ose në prani të një katalizatori), hidrogjeni ndërvepron lehtësisht me shumë substanca të thjeshta dhe komplekse.

Hidrogjeni është një jometal tipik nga pikëpamja kimike. Kjo do të thotë, është në gjendje të ndërveprojë me metale aktive për të formuar hidride, në të cilat shfaq një gjendje oksidimi prej -1. Me disa metale (litium, kalcium), ndërveprimi vazhdon edhe në temperaturën e dhomës, por ngadalë, prandaj, ngrohja përdoret në sintezën e hidrideve:

,

.

Formimi i hidrideve nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i substancave të thjeshta është i mundur vetëm për metalet aktive. Tashmë alumini nuk ndërvepron drejtpërdrejt me hidrogjenin, hidridi i tij fitohet nga reaksionet e shkëmbimit.

Hidrogjeni gjithashtu reagon me jometalet vetëm kur nxehet. Përjashtim bëjnë halogjenet klori dhe bromi, reagimi me të cilin mund të shkaktohet nga drita:

.

Reagimi me fluor gjithashtu nuk kërkon ngrohje; ai vazhdon me një shpërthim edhe me ftohje të fortë dhe në errësirë ​​absolute.

Reagimi me oksigjen zhvillohet sipas një mekanizmi zinxhir të degëzuar, prandaj shpejtësia e reagimit rritet me shpejtësi, dhe në një përzierje të oksigjenit dhe hidrogjenit në një raport 1: 2, reagimi vazhdon me një shpërthim (një përzierje e tillë quhet "gaz shpërthyes "):

.

Reagimi me squfur vazhdon shumë më i qetë, me pak ose aspak lëshim nxehtësie:

.

Reaksionet me azotin dhe jodin vazhdojnë në mënyrë të kthyeshme:

,

.

Kjo rrethanë e ndërlikon shumë prodhimin e amoniakut në industri: procesi kërkon përdorimin e presionit të ngritur për përzierjen e ekuilibrit në drejtim të formimit të amoniakut. Jodi i hidrogjenit nuk merret me sintezë të drejtpërdrejtë, pasi ka disa metoda shumë më të përshtatshme për sintezën e tij.

Hidrogjeni nuk reagon drejtpërdrejt me jometalet me aktivitet të ulët (), megjithëse komponimet e tij me to janë të njohura.

Në reaksionet me substanca komplekse, hidrogjeni në shumicën e rasteve vepron si një agjent reduktues. Në tretësirat, hidrogjeni mund të zvogëlojë metalet me aktivitet të ulët (të vendosura pas hidrogjenit në serinë e tensioneve) nga kripërat e tyre:

Kur nxehet, hidrogjeni mund të reduktojë shumë metale nga oksidet e tyre. Për më tepër, sa më aktiv të jetë metali, aq më e vështirë është rivendosja e tij dhe aq më e lartë është temperatura e kërkuar për këtë:

.

Metalet më aktivë se zinku janë praktikisht të pamundur të reduktohen me hidrogjen.

Hidrogjeni prodhohet në laborator duke reaguar metalet me acide të forta. Zinku dhe acidi klorhidrik më i përdorur:

Elektroliza më pak e përdorur e ujit në prani të elektroliteve të forta:

Në industri, hidrogjeni prodhohet si një nënprodukt në prodhimin e sodës kaustike nga elektroliza e një solucioni të klorurit të natriumit:

Përveç kësaj, hidrogjeni merret gjatë rafinimit të naftës.

Prodhimi i hidrogjenit me fotolizë të ujit është një nga metodat më premtuese në të ardhmen, megjithatë, për momentin, aplikimi industrial i kësaj metode është i vështirë.

Punë me materialet e burimeve edukative elektronike Puna laboratorike “Përftimi dhe vetitë e hidrogjenit” dhe Punë laboratori “Reduktimi i vetive të hidrogjenit”. Mësoni parimin e funksionimit të aparatit Kipp dhe aparatit Kiryushkin. Mendoni se në cilat raste është më i përshtatshëm të përdorni aparatin Kipp, dhe në cilat - Kiryushkin. Çfarë veti shfaq hidrogjeni në reaksione?

Oksigjen.

Lidhja në molekulën e oksigjenit është e dyfishtë dhe shumë e fortë. Prandaj, oksigjeni është mjaft joaktiv në temperaturën e dhomës. Kur nxehet, megjithatë, fillon të shfaqë veti të forta oksiduese.

Oksigjeni reagon pa u ngrohur me metale aktive (alkali, toka alkaline dhe disa lantanide):

Kur nxehet, oksigjeni reagon me shumicën e metaleve për të formuar okside:

,

,

.

Argjendi dhe metalet më pak aktive nuk oksidohen nga oksigjeni.

Oksigjeni gjithashtu reagon me shumicën e jometaleve për të formuar okside:

,

,

.

Ndërveprimi me azotin ndodh vetëm në temperatura shumë të larta, rreth 2000 °C.

Oksigjeni nuk reagon me klorin, bromin dhe jodin, megjithëse shumë nga oksidet e tyre mund të merren në mënyrë indirekte.

Ndërveprimi i oksigjenit me fluorin mund të kryhet duke kaluar një shkarkesë elektrike përmes një përzierje gazesh:

.

Fluori i oksigjenit (II) është një përbërje e paqëndrueshme, e dekompozuar lehtë dhe një agjent shumë i fortë oksidues.

Në tretësirat, oksigjeni është një agjent oksidues i fortë, megjithëse i ngadaltë. Si rregull, oksigjeni nxit kalimin e metaleve në gjendje më të larta oksidimi:

Prania e oksigjenit shpesh bën të mundur tretjen në acide të metaleve të vendosura menjëherë pas hidrogjenit në serinë e tensionit:

Kur nxehet, oksigjeni mund të oksidojë oksidet më të ulëta të metalit:

.

Oksigjeni nuk merret kimikisht në industri, ai merret nga ajri me distilim.

Laboratori përdor reaksionet e dekompozimit të përbërjeve të pasura me oksigjen - nitrate, klorate, permanganate kur nxehen:

Ju gjithashtu mund të merrni oksigjen nga dekompozimi katalitik i peroksidit të hidrogjenit:

Përveç kësaj, reaksioni i mësipërm i elektrolizës së ujit mund të përdoret për të prodhuar oksigjen.

Puna me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Prodhimi i oksigjenit dhe vetitë e tij".

Si quhet metoda e grumbullimit të oksigjenit që përdoret në punën laboratorike? Cilat mënyra të tjera për mbledhjen e gazeve ekzistojnë dhe cilat janë të përshtatshme për mbledhjen e oksigjenit?

Detyra 1. Shikoni videoklipin "Zbërthimi i permanganatit të kaliumit kur nxehet".

Përgjigju pyetjeve:

1. 1. Cili nga produktet e ngurta të reaksionit është i tretshëm në ujë?
   2. Çfarë ngjyre është tretësira e permanganatit të kaliumit?
   3. Cila është ngjyra e tretësirës së manganatit të kaliumit?

Shkruani ekuacionet për reaksionet në vazhdim. Barazoni ato duke përdorur metodën e bilancit elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin në ose në dhomën e videove.

Ozoni.

Molekula e ozonit është triatomike dhe lidhjet në të janë më pak të forta sesa në molekulën e oksigjenit, gjë që çon në një aktivitet kimik më të madh të ozonit: ozoni oksidon lehtësisht shumë substanca në tretësirë ​​ose në formë të thatë pa ngrohje:

Ozoni është në gjendje të oksidojë lehtësisht oksidin nitrik (IV) në oksid nitrik (V) dhe oksidin e squfurit (IV) në oksid squfuri (VI) pa një katalizator:

Ozoni gradualisht dekompozohet për të formuar oksigjen:

Për prodhimin e ozonit, përdoren pajisje speciale - ozonizues, në të cilët një shkarkesë shkëlqimi kalon përmes oksigjenit.

Në laborator, për të marrë sasi të vogla të ozonit, reaksionet e dekompozimit të perokso-komponimeve dhe disa oksideve më të larta përdoren ndonjëherë kur nxehen:

Punoni me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Marrja e ozonit dhe studimi i vetive të tij".

Shpjegoni pse tretësira e indigos bëhet e pangjyrë. Shkruani ekuacionet për reaksionet që ndodhin kur përzihen tretësirat e nitratit të plumbit dhe sulfurit të natriumit dhe kur ajri i ozonizuar kalon nëpër suspensionin që rezulton. Shkruani ekuacionet jonike për reaksionin e shkëmbimit të joneve. Për reaksionin redoks, bëni një bilanc elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin në ose në dhomën e videove.

Vetitë kimike të ujit

Për një kuptim më të mirë të vetive fizike të ujit dhe rëndësisë së tij, punoni me materialet e burimeve arsimore elektronike "Vetitë anormale të ujit" dhe "Uji është lëngu më i rëndësishëm në Tokë".

Uji ka një rëndësi të madhe për çdo organizëm të gjallë - në fakt, shumë organizma të gjallë përbëhen nga më shumë se gjysma e ujit. Uji është një nga tretësit më të gjithanshëm (në temperatura dhe presione të larta, aftësitë e tij si tretës rriten ndjeshëm). Nga pikëpamja kimike, uji është oksid hidrogjeni, ndërsa në një tretësirë ​​ujore ai shpërndahet (megjithëse në një masë shumë të vogël) në katione hidrogjeni dhe anione hidroksid:

.

Uji ndërvepron me shumë metale. Me aktive (tokë alkaline, alkaline dhe disa lantanide) uji reagon pa u ngrohur:

Me më pak ndërveprim aktiv ndodh kur nxehet.

Në sistemin periodik, hidrogjeni ndodhet në dy grupe elementesh që janë absolutisht të kundërta në vetitë e tyre. Kjo veçori e bën atë krejtësisht unik. Hidrogjeni nuk është vetëm një element apo substancë, por edhe një përbërës i shumë përbërjeve komplekse, një element organogjen dhe biogjen. Prandaj, ne i konsiderojmë vetitë dhe karakteristikat e tij në më shumë detaje.

Lëshimi i gazit të djegshëm gjatë bashkëveprimit të metaleve dhe acideve u vu re që në shekullin e 16-të, domethënë gjatë formimit të kimisë si shkencë. Shkencëtari i famshëm anglez Henry Cavendish studioi substancën duke filluar nga viti 1766 dhe i dha emrin "ajri i djegshëm". Kur digjej, ky gaz prodhonte ujë. Fatkeqësisht, aderimi i shkencëtarit me teorinë e phlogiston (“materie hiperfine” hipotetike) e pengoi atë të dilte në përfundimet e duhura.

Kimisti dhe natyralisti francez A. Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier dhe me ndihmën e gazometrave specialë, në vitin 1783 kryen sintezën e ujit, dhe më pas analizën e tij duke zbërthyer avujt e ujit me hekur të nxehtë. Kështu, shkencëtarët arritën të arrinin në përfundimet e duhura. Ata zbuluan se "ajri i djegshëm" nuk është vetëm pjesë e ujit, por edhe mund të merret prej tij.

Në 1787, Lavoisier sugjeroi që gazi i studiuar është një substancë e thjeshtë dhe, në përputhje me rrethanat, është ndër elementët kryesorë kimikë. Ai e quajti atë hidrogjen (nga fjalët greke hydor - ujë + gennao - lind), domethënë "lindja e ujit".

Emri rus "hidrogjen" u propozua në 1824 nga kimisti M. Solovyov. Përcaktimi i përbërjes së ujit shënoi fundin e "teorisë së phlogiston". Në kapërcyellin e shekujve 18 dhe 19, u zbulua se atomi i hidrogjenit është shumë i lehtë (në krahasim me atomet e elementeve të tjerë) dhe masa e tij u mor si njësia kryesore për krahasimin e masave atomike, duke marrë një vlerë të barabartë me 1.

Vetitë fizike

Hidrogjeni është më i lehtë nga të gjitha substancat e njohura për shkencën (është 14,4 herë më i lehtë se ajri), dendësia e tij është 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ky material shkrihet (ngurtësohet) dhe vlon (lëngizohet), përkatësisht në -259,1 ° C dhe -252,8 ° C (vetëm heliumi ka vlim dhe shkrirje më të ulët t °).

Temperatura kritike e hidrogjenit është jashtëzakonisht e ulët (-240 °C). Për këtë arsye, lëngëzimi i tij është një proces mjaft i ndërlikuar dhe i kushtueshëm. Presioni kritik i një substance është 12,8 kgf / cm², dhe densiteti kritik është 0,0312 g / cm³. Ndër të gjithë gazrat, hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike: në 1 atm dhe 0 ° C, është 0,174 W / (mxK).

Kapaciteti specifik i nxehtësisë i një substance në të njëjtat kushte është 14,208 kJ / (kgxK) ose 3,394 cal / (gh ° C). Ky element është pak i tretshëm në ujë (rreth 0,0182 ml / g në 1 atm dhe 20 ° C), por mirë - në shumicën e metaleve (Ni, Pt, Pa dhe të tjerët), veçanërisht në paladium (rreth 850 vëllime për vëllim Pd ) .

Vetia e fundit lidhet me aftësinë e tij për t'u shpërndarë, ndërsa difuzioni përmes një aliazh karboni (për shembull, çeliku) mund të shoqërohet me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (ky proces quhet dekarbonizim). Në gjendje të lëngshme, substanca është shumë e lehtë (dendësia - 0,0708 g / cm³ në t ° \u003d -253 ° C) dhe e lëngshme (viskoziteti - 13,8 gradë në të njëjtat kushte).

Në shumë komponime, ky element shfaq një valencë +1 (gjendje oksidimi), e ngjashme me natriumin dhe metalet e tjera alkali. Zakonisht konsiderohet si një analog i këtyre metaleve. Prandaj, ai kryeson grupin I të sistemit Mendeleev. Në hidridet metalike, joni i hidrogjenit shfaq një ngarkesë negative (gjendja e oksidimit është -1), domethënë Na + H- ka një strukturë të ngjashme me klorurin Na + Cl-. Në përputhje me këtë dhe disa fakte të tjera (afërsia e vetive fizike të elementit "H" dhe halogjeneve, aftësia për ta zëvendësuar atë me halogjene në përbërjet organike), Hidrogjeni i caktohet grupit VII të sistemit Mendeleev.

Në kushte normale, hidrogjeni molekular ka aktivitet të ulët, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktive (me fluorin dhe klorin, me këtë të fundit - në dritë). Nga ana tjetër, kur nxehet, ai ndërvepron me shumë elementë kimikë.

Hidrogjeni atomik ka një aktivitet kimik të rritur (krahasuar me hidrogjenin molekular). Me oksigjen, ai formon ujë sipas formulës:

Н2 + ½О2 = Н2О,

duke çliruar 285,937 kJ/mol nxehtësie ose 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Në kushte normale të temperaturës, reagimi vazhdon mjaft ngadalë, dhe në t ° >= 550 ° C, është i pakontrolluar. Kufijtë e shpërthimit të një përzierjeje hidrogjen + oksigjen për nga vëllimi janë 4–94% H2, dhe përzierjet e hidrogjenit + ajrit janë 4–74% H2 (një përzierje e dy vëllimeve të H2 dhe një vëllimi të O2 quhet gaz shpërthyes).

Ky element përdoret për të reduktuar shumicën e metaleve, pasi merr oksigjen nga oksidet:

Fe₃O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О,

CuO + H2 = Cu + H2O etj.

Me halogjene të ndryshme, hidrogjeni formon halogjene hidrogjeni, për shembull:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Sidoqoftë, kur reagon me fluorin, hidrogjeni shpërthen (kjo ndodh edhe në errësirë, në -252 ° C), reagon me bromin dhe klorin vetëm kur nxehet ose ndriçohet, dhe me jod - vetëm kur nxehet. Kur ndërvepron me azotin, formohet amoniaku, por vetëm në një katalizator, në presione dhe temperatura të ngritura:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Kur nxehet, hidrogjeni reagon në mënyrë aktive me squfurin:

H2 + S = H2S (sulfidi i hidrogjenit),

dhe shumë më e vështirë - me telurium ose selen. Hidrogjeni reagon me karbon të pastër pa katalizator, por në temperatura të larta:

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

Kjo substancë reagon drejtpërdrejt me disa prej metaleve (alkali, toka alkaline dhe të tjera), duke formuar hidride, për shembull:

Н2 + 2Li = 2LiH.

Me rëndësi praktike jo të vogël janë ndërveprimet e hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit (II). Në këtë rast, në varësi të presionit, temperaturës dhe katalizatorit, formohen përbërje të ndryshme organike: HCHO, CH3OH, etj. Hidrokarburet e pangopura gjatë reaksionit kthehen në të ngopura, p.sh.

С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.

Hidrogjeni dhe komponimet e tij luajnë një rol të jashtëzakonshëm në kimi. Ajo përcakton vetitë acidike të të ashtuquajturave. acidet protike priren të formojnë lidhje hidrogjenore me elementë të ndryshëm, të cilët kanë një efekt të rëndësishëm në vetitë e shumë përbërjeve inorganike dhe organike.

Marrja e hidrogjenit

Llojet kryesore të lëndëve të para për prodhimin industrial të këtij elementi janë gazrat e rafinerisë, gazrat e djegshëm natyrorë dhe gazrat e furrës së koksit. Përftohet edhe nga uji nëpërmjet elektrolizës (në vende me energji elektrike të përballueshme). Një nga metodat më të rëndësishme për prodhimin e materialit nga gazi natyror është ndërveprimi katalitik i hidrokarbureve, kryesisht metanit, me avujt e ujit (i ashtuquajturi shndërrim). Për shembull:

CH4 + H2O = CO + ZH2.

Oksidimi jo i plotë i hidrokarbureve me oksigjen:

CH4 + ½O2 \u003d CO + 2H2.

Monoksidi i karbonit i sintetizuar (II) i nënshtrohet shndërrimit:

CO + H2O = CO2 + H2.

Hidrogjeni i prodhuar nga gazi natyror është më i liri.

Për elektrolizën e ujit përdoret rryma e drejtpërdrejtë, e cila kalon përmes një tretësire të NaOH ose KOH (acidet nuk përdoren për të shmangur korrozionin e pajisjes). Në kushte laboratorike, materiali fitohet nga elektroliza e ujit ose si rezultat i reaksionit midis acidit klorhidrik dhe zinkut. Sidoqoftë, më shpesh përdoret materiali i gatshëm i fabrikës në cilindra.

Nga gazrat e rafinerisë dhe gazi i furrës së koksit, ky element izolohet duke hequr të gjithë përbërësit e tjerë të përzierjes së gazit, pasi ato lëngzohen më lehtë gjatë ftohjes së thellë.

Ky material filloi të merret në mënyrë industriale në fund të shekullit të 18-të. Pastaj u përdor për të mbushur balona. Aktualisht hidrogjeni përdoret gjerësisht në industri, kryesisht në industrinë kimike, për prodhimin e amoniakut.

Konsumatorët në masë të substancës janë prodhues të metilit dhe alkooleve të tjera, benzinës sintetike dhe shumë produkteve të tjera. Ato përftohen nga sinteza nga monoksidi i karbonit (II) dhe hidrogjeni. Hidrogjeni përdoret për hidrogjenizimin e lëndëve djegëse të rënda dhe të ngurta të lëngshme, yndyrat, etj., për sintezën e HCl, hidrotrajtimin e produkteve të naftës, si dhe në prerjen/saldimin e metaleve. Elementet më të rëndësishme për energjinë bërthamore janë izotopet e saj - tritiumi dhe deuteriumi.

Roli biologjik i hidrogjenit

Rreth 10% e masës së organizmave të gjallë (mesatarisht) bie mbi këtë element. Është pjesë e ujit dhe grupeve më të rëndësishme të përbërjeve natyrore, duke përfshirë proteinat, acidet nukleike, lipidet, karbohidratet. Çfarë shërben?

Ky material luan një rol vendimtar: në ruajtjen e strukturës hapësinore të proteinave (kuaternare), në zbatimin e parimit të komplementaritetit të acideve nukleike (d.m.th., në zbatimin dhe ruajtjen e informacionit gjenetik), në përgjithësi, në "njohjen" në molekular. niveli.

Joni i hidrogjenit H+ merr pjesë në reaksione/procese të rëndësishme dinamike në trup. Përfshirë: në oksidimin biologjik, i cili u siguron qelizave të gjalla energji, në reaksionet e biosintezës, në fotosintezën në bimë, në fotosintezën bakteriale dhe fiksimin e azotit, në ruajtjen e ekuilibrit acido-bazik dhe homeostazës, në proceset e transportit membranor. Së bashku me karbonin dhe oksigjenin, ai përbën bazën funksionale dhe strukturore të fenomeneve të jetës.

10.1 Hidrogjen

Emri "hidrogjen" i referohet një elementi kimik dhe një substance të thjeshtë. Elementi hidrogjeni përbëhet nga atome hidrogjeni. substancë e thjeshtë hidrogjeni përbëhet nga molekula hidrogjeni.

a) Elementi kimik hidrogjen

Në serinë natyrore të elementeve, numri serik i hidrogjenit është 1. Në sistemin e elementeve, hidrogjeni është në periudhën e parë në grupin IA ose VIIA.

Hidrogjeni është një nga elementët më të bollshëm në Tokë. Pjesa molare e atomeve të hidrogjenit në atmosferë, hidrosferë dhe litosferë të Tokës (së bashku, kjo quhet korja e tokës) është 0.17. Gjendet në ujë, shumë minerale, vaj, gaz natyror, bimë dhe kafshë. Trupi mesatar i njeriut përmban rreth 7 kilogramë hidrogjen.

Ekzistojnë tre izotope të hidrogjenit:
a) hidrogjen i lehtë - protium,
b) hidrogjen i rëndë - deuterium(D)
c) hidrogjen shumë i rëndë - tritium(T).

Tritium është një izotop i paqëndrueshëm (radioaktiv), kështu që praktikisht nuk gjendet në natyrë. Deuteriumi është i qëndrueshëm, por ka shumë pak prej tij: w D = 0,015% (e masës së të gjithë hidrogjenit tokësor). Prandaj, masa atomike e hidrogjenit ndryshon shumë pak nga 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atomi i hidrogjenit

Nga seksionet e mëparshme të kursit të kimisë, ju tashmë i dini karakteristikat e mëposhtme të atomit të hidrogjenit:

Aftësitë valore të një atomi hidrogjeni përcaktohen nga prania e një elektroni në një orbitale të vetme valore. Një energji e madhe jonizuese e bën atomin e hidrogjenit të mos jetë i prirur për të dhuruar një elektron, dhe një afinitet jo shumë i lartë i elektroneve çon në një tendencë të lehtë për ta pranuar atë. Rrjedhimisht, në sistemet kimike, formimi i kationit H është i pamundur dhe komponimet me anionin H nuk janë shumë të qëndrueshme. Kështu, formimi i një lidhje kovalente me atome të tjera për shkak të një elektroni të saj të paçiftuar është më karakteristik për atomin e hidrogjenit. Si në rastin e formimit të një anioni ashtu edhe në rastin e formimit të një lidhje kovalente, atomi i hidrogjenit është njëvalent.
Në një substancë të thjeshtë, gjendja e oksidimit të atomeve të hidrogjenit është zero, në shumicën e komponimeve hidrogjeni shfaq një gjendje oksidimi prej +I, dhe vetëm në hidridet e elementeve më pak elektronegative në hidrogjen është një gjendje oksidimi prej -I.
Informacioni për aftësitë valore të atomit të hidrogjenit jepet në tabelën 28. Gjendja valore e një atomi hidrogjeni të lidhur me një lidhje kovalente me çdo atom tregohet në tabelë me simbolin "H-".

Tabela 28Mundësitë e valencës së atomit të hidrogjenit

Gjendja e valencës				Shembuj të kimikateve
			I 0 – Unë	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 , CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 , NaHCO 3 , KOH H2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Molekula e hidrogjenit

Molekula diatomike e hidrogjenit H 2 formohet kur atomet e hidrogjenit lidhen nga e vetmja lidhje kovalente e mundshme për ta. Komunikimi formohet nga mekanizmi i shkëmbimit. Sipas mënyrës se si retë elektronike mbivendosen, kjo është një lidhje s (Fig. 10.1 A). Meqenëse atomet janë të njëjta, lidhja është jopolare.

Distanca ndëratomike (më saktë, distanca ndëratomike e ekuilibrit, sepse atomet dridhen) në një molekulë hidrogjeni r(H-H) = 0.74 A (Fig. 10.1 V), e cila është shumë më e vogël se shuma e rrezeve orbitale (1,06 A). Rrjedhimisht, retë elektronike të atomeve lidhëse mbivendosen thellë (Fig. 10.1 b), dhe lidhja në molekulën e hidrogjenit është e fortë. Këtë e dëshmon edhe vlera mjaft e madhe e energjisë lidhëse (454 kJ/mol).
Nëse e karakterizojmë formën e molekulës me sipërfaqen kufitare (të ngjashme me sipërfaqen kufitare të resë elektronike), atëherë mund të themi se molekula e hidrogjenit ka formën e një topi pak të deformuar (të zgjatur) (Fig. 10.1 G).

d) Hidrogjeni (substanca)

Në kushte normale, hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Në sasi të vogla, nuk është toksik. Hidrogjeni i ngurtë shkrihet në 14 K (–259 ° C), ndërsa hidrogjeni i lëngshëm vlon në 20 K (–253 ° C). Pikat e ulëta të shkrirjes dhe vlimit, një interval shumë i vogël i temperaturës për ekzistencën e hidrogjenit të lëngshëm (vetëm 6 °C), si dhe nxehtësi të vogla molare të shkrirjes (0,117 kJ/mol) dhe avullimit (0,903 kJ/mol) tregojnë se lidhjet ndërmolekulare në hidrogjen shumë i dobët.
Dendësia e hidrogjenit r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Për krahasim: dendësia mesatare e ajrit është 1.29 g/l. Kjo do të thotë, hidrogjeni është 14.5 herë "më i lehtë" se ajri. Është praktikisht i pazgjidhshëm në ujë.
Në temperaturën e dhomës, hidrogjeni është joaktiv, por kur nxehet, ai reagon me shumë substanca. Në këto reaksione, atomet e hidrogjenit mund të rrisin dhe zvogëlojnë gjendjen e tyre të oksidimit: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + I.
Në rastin e parë, hidrogjeni është një agjent oksidues, për shembull, në reaksionet me natrium ose kalcium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Por vetitë reduktuese janë më karakteristike për hidrogjenin: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Kur nxehet, hidrogjeni oksidohet jo vetëm nga oksigjeni, por edhe nga disa jometale të tjera, si fluori, klori, squfuri, madje edhe azoti.
Në laborator, hidrogjeni prodhohet nga reaksioni

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

Hekuri, alumini dhe disa metale të tjera mund të përdoren në vend të zinkut, dhe disa acide të tjera të holluara mund të përdoren në vend të acidit sulfurik. Hidrogjeni që rezulton mblidhet në një provëz me metodën e zhvendosjes së ujit (shih Fig. 10.2 b) ose thjesht në një balonë të përmbysur (Fig. 10.2 A).

Në industri, hidrogjeni merret në sasi të mëdha nga gazi natyror (kryesisht metani) duke ndërvepruar me avujt e ujit në 800 °C në prani të një katalizatori nikeli:

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

ose trajtohet në temperaturë të lartë me qymyr me avull uji:

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

Hidrogjeni i pastër merret nga uji duke e zbërthyer atë me një rrymë elektrike (që i nënshtrohet elektrolizës):

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

e) Komponimet e hidrogjenit

Hidridet (komponimet binare që përmbajnë hidrogjen) ndahen në dy lloje kryesore:
a) i paqëndrueshëm hidridet (molekulare),
b) hidridet (jonike) të ngjashme me kripën.
Elementet IVA - VIIA grupet dhe bor formojnë hidride molekulare. Nga këto, vetëm hidridet e elementeve që formojnë jometale janë të qëndrueshme:

B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Me përjashtim të ujit, të gjitha këto komponime janë substanca të gazta në temperaturën e dhomës, prandaj emri i tyre - "hidridet e paqëndrueshme".
Disa nga elementët që formojnë jometale përfshihen gjithashtu në hidridet më komplekse. Për shembull, karboni formon komponime me formulat e përgjithshme C n H2 n+2, C n H2 n, C n H2 n-2 dhe të tjera, ku n mund të jetë shumë i madh (kimia organike i studion këto përbërje).
Hidridet jonike përfshijnë hidridet e alkalit, tokës alkaline dhe magnezit. Kristalet e këtyre hidrideve përbëhen nga anionet H dhe kationet metalike në gjendjen më të lartë të oksidimit të Me ose Me 2 (në varësi të grupit të sistemit të elementeve).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Të dy hidridet jonike dhe pothuajse të gjitha hidridet molekulare (përveç H 2 O dhe HF) janë agjentë reduktues, por hidridet jonike shfaqin veti reduktuese shumë më të forta se ato molekulare.
Përveç hidrideve, hidrogjeni është pjesë e hidroksideve dhe disa kripërave. Do të njiheni me vetitë e këtyre përbërjeve më komplekse të hidrogjenit në kapitujt në vijim.
Konsumatorët kryesorë të hidrogjenit të prodhuar në industri janë impiantet për prodhimin e amoniakut dhe plehrave azotike, ku amoniaku merret direkt nga azoti dhe hidrogjeni:

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

Hidrogjeni përdoret në sasi të mëdha për të prodhuar alkool metil (metanol) nga reaksioni 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizator), si dhe në prodhimin e klorurit të hidrogjenit, i cili merret direkt nga klori dhe hidrogjeni:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Ndonjëherë hidrogjeni përdoret në metalurgji si një agjent reduktues në prodhimin e metaleve të pastra, për shembull: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Nga cilat grimca përbëhen bërthamat e a) protiumit, b) deuteriumit, c) tritiumit?
2. Krahasoni energjinë e jonizimit të një atomi hidrogjeni me energjinë e jonizimit të atomeve të elementeve të tjerë. Cili element është më afër hidrogjenit në këtë karakteristikë?
3. Bëni të njëjtën gjë për energjinë e afinitetit të elektroneve
4. Krahasoni drejtimin e polarizimit të lidhjes kovalente dhe shkallën e oksidimit të hidrogjenit në përbërjet: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Shkruani formulën më të thjeshtë, molekulare, strukturore dhe hapësinore të hidrogjenit. Cili është më i përdoruri?
6. Shpesh thonë: “Hidrogjeni është më i lehtë se ajri”. Çfarë nënkuptohet me këtë? Në cilat raste kjo shprehje mund të merret fjalë për fjalë, dhe në cilat raste jo?
7. Bëni formulat strukturore të hidrideve të kaliumit dhe kalciumit, si dhe të amoniakut, sulfurit të hidrogjenit dhe bromit të hidrogjenit.
8. Duke ditur nxehtësinë molare të shkrirjes dhe avullimit të hidrogjenit, përcaktoni vlerat e sasive specifike përkatëse.
9. Për secilin nga katër reaksionet që ilustrojnë vetitë themelore kimike të hidrogjenit, bëni një bilanc elektronik. Listoni agjentët oksidues dhe reduktues.
10. Përcaktoni masën e zinkut që nevojitet për të marrë 4,48 litra hidrogjen në mënyrë laboratorike.
11. Përcaktoni masën dhe vëllimin e hidrogjenit që mund të përftohet nga 30 m 3 e përzierjes së metanit dhe avullit të ujit, të marra në një raport vëllimor 1: 2, me rendiment 80%.
12. Bëni ekuacionet e reaksioneve që zhvillohen gjatë bashkëveprimit të hidrogjenit a) me fluorin, b) me squfurin.
13. Skemat e reaksionit më poshtë ilustrojnë vetitë kimike bazë të hidrideve jonike:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Këtu M është litium, natrium, kalium, rubidium ose cezium. Bëni ekuacionet e reaksioneve përkatëse nëse M është natriumi. Ilustroni vetitë kimike të hidridit të kalciumit me ekuacionet e reaksionit.
14. Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, shkruani ekuacionet për reaksionet e mëposhtme që ilustrojnë vetitë reduktuese të disa hidrideve molekulare:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Oksigjen

Ashtu si në rastin e hidrogjenit, fjala "oksigjen" është emri i një elementi kimik dhe i një substance të thjeshtë. Përveç substancës së thjeshtë" oksigjen"(dioksigjen) elementi kimik oksigjeni formon një substancë tjetër të thjeshtë të quajtur " ozon"(trioksigjen). Këto janë modifikime alotropike të oksigjenit. Substanca oksigjen përbëhet nga molekulat e oksigjenit O 2 , dhe substanca ozon përbëhet nga molekula të ozonit O 3 .

a) Elementi kimik oksigjen

Në serinë natyrore të elementeve, numri serik i oksigjenit është 8. Në sistemin e elementeve, oksigjeni është në periudhën e dytë në grupin VIA.
Oksigjeni është elementi më i bollshëm në Tokë. Në koren e tokës, çdo atom i dytë është një atom oksigjeni, domethënë, fraksioni molar i oksigjenit në atmosferë, hidrosferë dhe litosferë të Tokës është rreth 50%. Oksigjeni (substanca) është pjesë përbërëse e ajrit. Pjesa vëllimore e oksigjenit në ajër është 21%. Oksigjeni (elementi) është një pjesë e ujit, shumë mineraleve, si dhe bimëve dhe kafshëve. Trupi i njeriut përmban mesatarisht 43 kg oksigjen.
Oksigjeni natyror përbëhet nga tre izotope (16 O, 17 O dhe 18 O), nga të cilët më i zakonshmi është izotopi më i lehtë 16 O. Prandaj, masa atomike e oksigjenit është afër 16 Dn (15.9994 Dn).

b) Atomi i oksigjenit

Ju i dini karakteristikat e mëposhtme të atomit të oksigjenit.

Tabela 29Mundësitë e valencës së atomit të oksigjenit

Gjendja e valencës				Shembuj të kimikateve
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II – Unë 0 +I +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O 2 F 2 NGA 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

* Këto okside mund të konsiderohen edhe si komponime jonike.
** Atomet e oksigjenit në molekulë nuk janë në gjendjen e caktuar të valencës; ky është vetëm një shembull i një substance me një gjendje oksidimi të atomeve të oksigjenit të barabartë me zero
Një energji e madhe jonizimi (si ajo e hidrogjenit) përjashton formimin e një kationi të thjeshtë nga atomi i oksigjenit. Energjia e afinitetit të elektroneve është mjaft e lartë (pothuajse dy herë më e lartë se ajo e hidrogjenit), e cila siguron një prirje më të madhe për atomin e oksigjenit për të bashkuar elektronet dhe aftësinë për të formuar anionet O 2A. Por energjia e afinitetit të elektroneve të atomit të oksigjenit është akoma më e vogël se ajo e atomeve të halogjenit dhe madje edhe elementëve të tjerë të grupit VIA. Prandaj, anionet e oksigjenit ( jonet okside) ekzistojnë vetëm në përbërjet e oksigjenit me elementë, atomet e të cilëve dhurojnë elektrone shumë lehtë.
Duke ndarë dy elektrone të paçiftëzuara, një atom oksigjeni mund të formojë dy lidhje kovalente. Dy çifte të vetme elektronesh, për shkak të pamundësisë së ngacmimit, mund të hyjnë vetëm në një ndërveprim dhurues-pranues. Kështu, pa marrë parasysh shumësinë e lidhjeve dhe hibridizimin, atomi i oksigjenit mund të jetë në një nga pesë gjendjet e valencës (Tabela 29).
Më karakteristikë e atomit të oksigjenit është gjendja e valencës me W k \u003d 2, domethënë formimi i dy lidhjeve kovalente për shkak të dy elektroneve të paçiftuara.
Elektronegativiteti shumë i lartë i atomit të oksigjenit (vetëm fluori është më i lartë) çon në faktin se në shumicën e përbërjeve të tij, oksigjeni ka një gjendje oksidimi prej -II. Ka substanca në të cilat oksigjeni shfaq vlera të tjera të gjendjes së oksidimit, disa prej tyre janë dhënë në tabelën 29 si shembuj, dhe qëndrueshmëria krahasuese tregohet në fig. 10.3.

c) Molekula e oksigjenit

Është vërtetuar eksperimentalisht se molekula diatomike e oksigjenit O 2 përmban dy elektrone të paçiftëzuara. Duke përdorur metodën e lidhjeve të valencës, një strukturë e tillë elektronike e kësaj molekule nuk mund të shpjegohet. Sidoqoftë, lidhja në molekulën e oksigjenit është e afërt në vetitë me lidhjen kovalente. Molekula e oksigjenit është jopolare. Distanca ndëratomike ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) është më e vogël se distanca ndërmjet atomeve të lidhur me një lidhje të vetme. Energjia e lidhjes molare është mjaft e lartë dhe arrin në 498 kJ/mol.

d) Oksigjeni (substanca)

Në kushte normale, oksigjeni është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Oksigjeni i ngurtë shkrihet në 55 K (–218 °C), ndërsa oksigjeni i lëngshëm vlon në 90 K (–183 °C).
Lidhjet ndërmolekulare në oksigjenin e ngurtë dhe të lëngshëm janë disi më të forta se në hidrogjen, siç dëshmohet nga intervali më i madh i temperaturës për ekzistencën e oksigjenit të lëngshëm (36 ° C) dhe nxehtësitë molare të shkrirjes (0,446 kJ / mol) dhe avullimit (6. 83 kJ/mol).
Oksigjeni është pak i tretshëm në ujë: në 0 ° C, vetëm 5 vëllime oksigjeni (gaz!) treten në 100 vëllime uji (të lëngshëm!)
Prirja e lartë e atomeve të oksigjenit për të lidhur elektrone dhe elektronegativiteti i lartë çojnë në faktin se oksigjeni shfaq vetëm veti oksiduese. Këto veti janë veçanërisht të theksuara në temperatura të larta.
Oksigjeni reagon me shumë metale: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
jometalet: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
dhe substanca komplekse: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Më shpesh, si rezultat i reaksioneve të tilla, përftohen okside të ndryshme (shih Kre. II § 5), por metalet alkaline aktive, si natriumi, kur digjen, kthehen në perokside:

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

Formula strukturore e peroksidit të natriumit që rezulton (Na) 2 (O-O).
Një copëz që digjet e vendosur në oksigjen ndizet. Kjo është një mënyrë e përshtatshme dhe e lehtë për të zbuluar oksigjenin e pastër.
Në industri, oksigjeni merret nga ajri me korrigjim (distilim kompleks), dhe në laborator, duke i nënshtruar disa përbërës që përmbajnë oksigjen në dekompozim termik, për shembull:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalizator);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
dhe, përveç kësaj, me zbërthim katalitik të peroksidit të hidrogjenit në temperaturën e dhomës: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalizator).
Oksigjeni i pastër përdoret në industri për të intensifikuar ato procese në të cilat ndodh oksidimi dhe për të krijuar një flakë me temperaturë të lartë. Në teknologjinë e raketave, oksigjeni i lëngshëm përdoret si një agjent oksidues.
Oksigjeni luan një rol të rëndësishëm në ruajtjen e jetës së bimëve, kafshëve dhe njerëzve. Në kushte normale, një person ka nevojë për oksigjen të mjaftueshëm për të marrë frymë në ajër. Por në kushtet kur nuk ka ajër të mjaftueshëm, ose nuk është fare i disponueshëm (në aeroplanë, gjatë operacioneve të zhytjes, në anije kozmike etj.), Përzierjet speciale të gazit që përmbajnë oksigjen përgatiten për frymëmarrje. Oksigjeni përdoret edhe në mjekësi për sëmundjet që shkaktojnë vështirësi në frymëmarrje.

e) Ozoni dhe molekulat e tij

Ozoni O 3 është modifikimi i dytë alotropik i oksigjenit.
Molekula triatomike e ozonit ka një strukturë qoshe në mes të dy strukturave të përfaqësuara nga formulat e mëposhtme:

Ozoni është një gaz blu i errët me një erë të fortë. Për shkak të aktivitetit të tij të fortë oksidativ, është helmues. Ozoni është një herë e gjysmë më "i rëndë" se oksigjeni dhe disi më shumë se oksigjeni, i tretshëm në ujë.
Ozoni formohet në atmosferë nga oksigjeni gjatë shkarkimeve elektrike të rrufesë:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Në temperatura të zakonshme, ozoni ngadalë shndërrohet në oksigjen dhe kur nxehet, ky proces vazhdon me një shpërthim.
Ozoni gjendet në të ashtuquajturën "shtresa e ozonit" të atmosferës së tokës, duke mbrojtur të gjithë jetën në Tokë nga efektet e dëmshme të rrezatimit diellor.
Në disa qytete, ozoni përdoret në vend të klorit për të dezinfektuar (dekontaminuar) ujin e pijshëm.

Vizatoni formulat strukturore të substancave të mëposhtme: 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 . Emërtoni këto substanca. Përshkruani gjendjet valore të atomeve të oksigjenit në këto komponime.
Përcaktoni valencën dhe gjendjen e oksidimit të secilit prej atomeve të oksigjenit.
2. Bëni ekuacionet për reaksionet e djegies në oksigjen të litiumit, magnezit, aluminit, silicit, fosforit të kuq dhe selenit (atomet e selenit oksidohen në gjendjen e oksidimit + IV, atomet e elementeve të mbetur në gjendjen më të lartë të oksidimit. ). Çfarë klasash oksidesh bëjnë pjesë produktet e këtyre reaksioneve?
3. Sa litra ozon mund të përftohen (në kushte normale) a) nga 9 litra oksigjen, b) nga 8 g oksigjen?

Uji është substanca më e bollshme në koren e tokës. Masa e ujit të tokës vlerësohet në 10 18 tonë. Uji është baza e hidrosferës së planetit tonë, përveç kësaj, ai përmbahet në atmosferë, në formën e akullit formon kapakët polare të Tokës dhe akullnajat e maleve të larta, si dhe është pjesë e shkëmbinjve të ndryshëm. Pjesa masive e ujit në trupin e njeriut është rreth 70%.
Uji është substanca e vetme që ka emrat e tij të veçantë në të tre gjendjet e grumbullimit.

Struktura elektronike e molekulës së ujit (Fig. 10.4 A) kemi studiuar në detaje më herët (shih § 7.10).
Për shkak të polaritetit të lidhjeve O-H dhe formës këndore, molekula e ujit është dipol elektrik.

Për të karakterizuar polaritetin e një dipoli elektrik, një sasi fizike e quajtur " momenti elektrik i një dipoli elektrik ose thjesht" moment dipol".

Në kimi, momenti i dipolit matet në debyes: 1 D = 3.34. 10–30 C. m

Në një molekulë uji ka dy lidhje kovalente polare, domethënë dy dipole elektrike, secila prej të cilave ka momentin e vet dipol (dhe). Momenti total i dipolit të një molekule është i barabartë me shumën vektoriale të këtyre dy momenteve (Fig. 10.5):

(H 2 O) = ,

Ku q 1 dhe q 2 - ngarkesa të pjesshme (+) në atomet e hidrogjenit, dhe dhe - distanca ndëratomike O - H në molekulë. Sepse q 1 = q 2 = q, a , atëherë

Momentet dipole të përcaktuara eksperimentalisht të molekulës së ujit dhe disa molekulave të tjera janë dhënë në tabelë.

Tabela 30Momentet dipole të disa molekulave polare

Molekula		Molekula		Molekula

Duke pasur parasysh natyrën dipole të molekulës së ujit, ajo shpesh përshkruhet në mënyrë skematike si më poshtë:
Uji i pastër është një lëng pa ngjyrë pa shije apo erë. Disa karakteristika themelore fizike të ujit janë dhënë në tabelë.

Tabela 31Disa karakteristika fizike të ujit

Vlerat e mëdha të nxehtësisë molare të shkrirjes dhe avullimit (një renditje madhësie më e madhe se ato të hidrogjenit dhe oksigjenit) tregojnë se molekulat e ujit, si në substanca të ngurta ashtu edhe në të lëngëta, janë mjaft të lidhura me njëra-tjetrën. Këto lidhje quhen lidhjet e hidrogjenit".

DIPOLI ELEKTRIK, MOMENTI DIPOLI, POLARITETI I KOMUNIKIMIT, POLARITETI I MOLEKULËS.
Sa elektrone valente të një atomi oksigjeni marrin pjesë në formimin e lidhjeve në një molekulë uji?
2. Kur mbivendosen cilat orbitale, formohen lidhje ndërmjet hidrogjenit dhe oksigjenit në një molekulë uji?
3. Bëni një diagram të formimit të lidhjeve në një molekulë të peroksidit të hidrogjenit H 2 O 2. Çfarë mund të thoni për strukturën hapësinore të kësaj molekule?
4. Distancat ndëratomike në molekulat HF, HCl dhe HBr janë përkatësisht të barabarta me 0,92; 1.28 dhe 1.41. Duke përdorur tabelën e momenteve të dipolit, llogaritni dhe krahasoni ngarkesat e pjesshme të atomeve të hidrogjenit në këto molekula.
5. Distancat ndëratomike S - H në një molekulë sulfide hidrogjeni janë të barabarta me 1.34, dhe këndi midis lidhjeve është 92 °. Përcaktoni vlerat e ngarkesave të pjesshme në atomet e squfurit dhe hidrogjenit. Çfarë mund të thoni për hibridizimin e orbitaleve valore të atomit të squfurit?

10.4. lidhje hidrogjenore

Siç e dini tashmë, për shkak të ndryshimit të rëndësishëm në elektronegativitetin e hidrogjenit dhe oksigjenit (2.10 dhe 3.50), një ngarkesë e madhe e pjesshme pozitive lind në atomin e hidrogjenit në molekulën e ujit ( q h = 0,33 e), dhe atomi i oksigjenit ka një ngarkesë të pjesshme negative edhe më të madhe ( q h = -0,66 e). Kujtoni gjithashtu se atomi i oksigjenit ka dy çifte të vetme elektronesh për sp 3-hibrid AO. Atomi i hidrogjenit i një molekule uji tërhiqet nga atomi i oksigjenit i një molekule tjetër dhe, përveç kësaj, 1s-AO gjysmë bosh i atomit të hidrogjenit pranon pjesërisht një palë elektrone nga atomi i oksigjenit. Si rezultat i këtyre ndërveprimeve midis molekulave, lind një lloj i veçantë i lidhjeve ndërmolekulare - një lidhje hidrogjeni.
Në rastin e ujit, formimi i lidhjes hidrogjenore mund të paraqitet skematikisht si më poshtë:

Në formulën e fundit strukturore, tre pika (goditje e ndërprerë, jo elektrone!) Tregojnë një lidhje hidrogjeni.

Lidhja hidrogjenore ekziston jo vetëm midis molekulave të ujit. Formohet nëse plotësohen dy kushte:
1) ekziston një lidhje e fortë polare H–E në molekulë (E është simboli i një atomi të një elementi mjaft elektronegativ),
2) në molekulë ekziston një atom E me një ngarkesë të madhe të pjesshme negative dhe një palë elektronesh të pandarë.
Si element E mund të jenë fluori, oksigjeni dhe azoti. Lidhjet e hidrogjenit janë shumë më të dobëta nëse E është klor ose squfur.
Shembuj të substancave me një lidhje hidrogjeni midis molekulave: fluori i hidrogjenit, amoniak i ngurtë ose i lëngshëm, alkool etilik dhe shumë të tjerë.

Në fluorin e lëngshëm të hidrogjenit, molekulat e tij lidhen me lidhje hidrogjeni në zinxhirë mjaft të gjatë, ndërsa në amoniak të lëngshëm dhe të ngurtë, formohen rrjete tredimensionale.
Për sa i përket forcës, një lidhje hidrogjeni është e ndërmjetme midis një lidhjeje kimike dhe llojeve të tjera të lidhjeve ndërmolekulare. Energjia molare e lidhjes hidrogjenore zakonisht qëndron në intervalin nga 5 deri në 50 kJ/mol.
Në ujin e ngurtë (d.m.th., kristalet e akullit), të gjithë atomet e hidrogjenit janë të lidhura me atomet e oksigjenit, ku secili atom oksigjeni formon dy lidhje hidrogjeni (duke përdorur të dy palët e vetme të elektroneve). Një strukturë e tillë e bën akullin më të “lirshëm” në krahasim me ujin e lëngshëm, ku disa nga lidhjet hidrogjenore janë thyer dhe molekulat marrin mundësinë të “paketohen” disi më dendur. Kjo veçori e strukturës së akullit shpjegon pse, ndryshe nga shumica e substancave të tjera, uji në gjendje të ngurtë ka një densitet më të ulët se në gjendjen e lëngshme. Uji arrin densitetin e tij maksimal në 4 ° C - në këtë temperaturë, shumë lidhje hidrogjeni janë thyer, dhe zgjerimi termik nuk ka ende një efekt shumë të fortë në densitet.
Lidhjet e hidrogjenit janë shumë të rëndësishme në jetën tonë. Imagjinoni për një moment që lidhjet e hidrogjenit kanë pushuar së formuari. Këtu janë disa pasoja:

• uji në temperaturën e dhomës do të bëhej i gaztë pasi pika e tij e vlimit do të binte në rreth -80°C;
• të gjithë rezervuarët do të fillonin të ngrinin nga fundi, pasi dendësia e akullit do të ishte më e madhe se dendësia e ujit të lëngshëm;
• spiralja e dyfishtë e ADN-së do të pushonte së ekzistuari, dhe shumë më tepër.

Mjaftojnë shembujt e dhënë për të kuptuar se në këtë rast natyra në planetin tonë do të ishte krejtësisht ndryshe.

LIDHJA E HIDROGJENIT, KUSHTET E FORMIMIT TE SAJ.
Formula e alkoolit etilik është CH3-CH2-O-H. Midis cilat atome të molekulave të ndryshme të kësaj lënde krijohen lidhje hidrogjenore? Bëni formula strukturore që ilustrojnë formimin e tyre.
2. Lidhjet hidrogjenore ekzistojnë jo vetëm në substanca individuale, por edhe në tretësirë. Tregoni duke përdorur formulat strukturore se si formohen lidhjet hidrogjenore në një tretësirë ​​ujore të a) amoniakut, b) fluorit të hidrogjenit, c) etanolit (alkoolit etilik). \u003d 2H 2 O.
Të dyja këto reaksione vazhdojnë në ujë vazhdimisht dhe me të njëjtin ritëm, prandaj, ekziston një ekuilibër në ujë: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ky bilanc quhet ekuilibri i autoprotolizës ujë.

Reagimi i drejtpërdrejtë i këtij procesi të kthyeshëm është endotermik, prandaj, kur nxehet, rritet autoprotoliza, ndërsa në temperaturën e dhomës, ekuilibri zhvendoset në të majtë, domethënë përqendrimet e joneve H 3 O dhe OH janë të papërfillshme. Me çfarë janë të barabarta?
Sipas ligjit të veprimit masiv

Por për shkak të faktit se numri i molekulave të ujit të reaguar është i parëndësishëm në krahasim me numrin total të molekulave të ujit, mund të supozojmë se përqendrimi i ujit gjatë autoprotolizës praktikisht nuk ndryshon, dhe 2 = const Një përqendrim kaq i ulët i joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt në ujin e pastër shpjegon pse ky lëng, megjithëse i dobët, ende përcjell rrymë elektrike.

AUTOPROTOLIZA E UJIT, AUTOPROTOLIZA KOSTANT ( PRODUKT JONIK) I UJIT.
Produkti jonik i amoniakut të lëngshëm (pika e vlimit -33 ° C) është 2 10 -28. Shkruani një ekuacion për autoprotolizën e amoniakut. Përcaktoni përqendrimin e joneve të amonit në amoniak të lëngshëm të pastër. Përçueshmëria elektrike e cilës prej substancave është më e madhe, ujit apo amoniakut të lëngët?

1. Marrja e hidrogjenit dhe djegia e tij (vetitë reduktuese).
2. Marrja e oksigjenit dhe djegia e substancave në të (vetitë oksiduese).

Kimi e përgjithshme dhe inorganike

Leksioni 6. Hidrogjeni dhe oksigjeni. Uji. Peroksid hidrogjeni.

Hidrogjeni

Atomi i hidrogjenit është objekti më i thjeshtë i kimisë. Në mënyrë të rreptë, joni i tij - protoni - është edhe më i thjeshtë. Përshkruar për herë të parë në 1766 nga Cavendish. Emër nga greqishtja. "hidro gjenet" - gjenerojnë ujë.

Rrezja e një atomi hidrogjeni është afërsisht 0,5 * 10-10 m, dhe joni (protoni) i tij është 1,2 * 10-15 m ose nga ora 50 pasdite deri në 1,2 * 10-3 pasdite ose nga 50 metra (diagonalja SCA ) deri në 1 mm.

Elementi tjetër 1s, litiumi, ndryshon vetëm nga ora 155 në 68 pasdite për Li+. Një ndryshim i tillë në madhësinë e një atomi dhe kationit të tij (5 rend të madhësisë) është unik.

Për shkak të madhësisë së vogël të protonit, shkëmbimi lidhje hidrogjenore, kryesisht midis atomeve të oksigjenit, azotit dhe fluorit. Forca e lidhjeve të hidrogjenit është 10–40 kJ/mol, që është shumë më pak se energjia e thyerjes së shumicës së lidhjeve të zakonshme (100–150 kJ/mol në molekulat organike), por më shumë se energjia mesatare kinetike e lëvizjes termike në 370 C. (4 kJ/mol). Si rezultat, në një organizëm të gjallë, lidhjet e hidrogjenit prishen në mënyrë të kthyeshme, duke siguruar rrjedhën e proceseve jetësore.

Hidrogjeni shkrihet në 14 K, vlon në 20,3 K (presion 1 atm), dendësia e hidrogjenit të lëngshëm është vetëm 71 g/l (14 herë më e lehtë se uji).

Në mjedisin e rrallë ndëryjor, atomet e hidrogjenit të ngacmuar u gjetën me kalime deri në n 733 → 732 me një gjatësi vale prej 18 m, që korrespondon me një rreze Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) të rendit prej 0,1 mm (!).

Elementi më i zakonshëm në hapësirë ​​(88.6% e atomeve, 11.3% e atomeve janë helium dhe vetëm 0.1% janë atome të të gjithë elementëve të tjerë).

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

Meqenëse protonet kanë rrotullim 1/2, ekzistojnë tre lloje të molekulave të hidrogjenit:

ortohidrogjen o-H2 me rrotullime bërthamore paralele, parahidrogjen n-H2 me antiparalele rrotullime dhe n-H2 normale - një përzierje prej 75% orto-hidrogjen dhe 25% para-hidrogjen. Gjatë transformimit të o-H2 → p-H2, lirohet 1418 J/mol.

Vetitë e orto- dhe parahidrogjenit

Meqenëse masa atomike e hidrogjenit është minimalja e mundshme, izotopet e tij - deuterium D (2 H) dhe tritium T (3 H) ndryshojnë ndjeshëm nga protium 1 H në vetitë fizike dhe kimike. Për shembull, zëvendësimi i një prej hidrogjeneve në një përbërje organike me deuterium ndikon ndjeshëm në spektrin e tij vibrues (infra të kuqe), gjë që bën të mundur vendosjen e strukturës së molekulave komplekse. Zëvendësime të ngjashme ("metoda e atomit të etiketuar") përdoren gjithashtu për të vendosur mekanizmat e kompleksit

proceset kimike dhe biokimike. Metoda e atomeve të etiketuara është veçanërisht e ndjeshme kur përdoret tritium radioaktiv në vend të protiumit (β-zbërthimi, gjysma e jetës 12,5 vjet).

Vetitë e protiumit dhe deuteriumit

					Dendësia, g/l (20 K)
Metoda kryesore prodhimi i hidrogjenit në industri – shndërrimi i metanit
ose hidratimi i qymyrit në 800-11000 C (katalizator):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				mbi 10000 C
"Gaz uji": C + H2 O = CO + H2
Pastaj shndërrimi i CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, oksidet e kobaltit

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

Burime të tjera të hidrogjenit.

Gazi i furrës së koksit: rreth 55% hidrogjen, 25% metan, deri në 2% hidrokarbure të rënda, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azot.

Hidrogjeni si produkt djegieje:

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

Për 1 kg përzierje piroteknike lëshohen deri në 370 litra hidrogjen.

Hidrogjeni në formën e një lënde të thjeshtë përdoret për prodhimin e amoniakut dhe hidrogjenizimin (forcimin) e yndyrave bimore, për reduktimin nga oksidet e disa metaleve (molibden, tungsten), për prodhimin e hidrideve (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia e reaksionit: H. + H. = H2 është -436 kJ / mol, kështu që hidrogjeni atomik përdoret për të prodhuar një "flakë" reduktuese të temperaturës së lartë ("djegësi Langmuir"). Një avion hidrogjeni në një hark elektrik atomizohet në 35,000 C me 30%, pastaj, me rikombinimin e atomeve, është e mundur të arrihet 50,000 C.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret si lëndë djegëse në raketa (shih oksigjenin). Premtimi i karburantit miqësor ndaj mjedisit për transportin tokësor; janë duke u zhvilluar eksperimente mbi përdorimin e baterive të hidrogjenit të hidrogjenit. Për shembull, aliazhi LaNi5 mund të thithë 1,5-2 herë më shumë hidrogjen se sa përmbahet në të njëjtin vëllim (si vëllimi i aliazhit) të hidrogjenit të lëngshëm.

Oksigjen

Sipas të dhënave tashmë të pranuara përgjithësisht, oksigjeni u zbulua në 1774 nga J. Priestley dhe në mënyrë të pavarur nga K. Scheele. Historia e zbulimit të oksigjenit është një shembull i mirë i ndikimit të paradigmave në zhvillimin e shkencës (shih Shtojcën 1).

Me sa duket, në fakt, oksigjeni u zbulua shumë më herët se data zyrtare. Në 1620, çdokush mund të hipte përgjatë Thames (në Thames) në një nëndetëse të projektuar nga Cornelius van Drebbel. Varka lëvizi nën ujë falë përpjekjeve të një duzinë kanotazhesh. Sipas dëshmitarëve të shumtë okularë, shpikësi i nëndetëses zgjidhi me sukses problemin e frymëmarrjes duke "freskuar" ajrin në të me mjete kimike. Robert Boyle shkroi në vitin 1661: “... Përveç ndërtimit mekanik të varkës, shpikësi kishte një tretësirë ​​kimike (liquor), të cilën ai

konsiderohet sekreti kryesor i zhytjes në skuba. Dhe kur herë pas here u bind se pjesa e ajrit që merrte frymë tashmë ishte konsumuar dhe ua kishte vështirësuar frymëmarrjen njerëzve në barkë, ai mund të mbushte shpejt ajrin duke hapur një enë të mbushur me këtë solucion. një përmbajtje e tillë pjesësh jetike që do ta bënte atë përsëri të përshtatshëm për frymëmarrje për një kohë mjaft të gjatë.

Një person i shëndetshëm në gjendje të qetë pompon rreth 7200 litra ajër në mushkëri në ditë, duke marrë 720 litra oksigjen në mënyrë të pakthyeshme. Në një dhomë të mbyllur me një vëllim prej 6 m3, një person mund të mbijetojë pa ventilim deri në 12 orë, dhe gjatë punës fizike 3-4 orë. Shkaku kryesor i vështirësisë në frymëmarrje nuk është mungesa e oksigjenit, por akumulimi i dioksidit të karbonit nga 0.3 në 2.5%.

Për një kohë të gjatë, metoda kryesore e marrjes së oksigjenit ishte cikli "barium" (marrja e oksigjenit duke përdorur metodën Brin):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

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

Zgjidhja sekrete e Drebbel mund të jetë një tretësirë ​​e peroksidit të hidrogjenit: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Marrja e oksigjenit gjatë djegies së pirompërzierjes: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Në një përzierje deri në 80% NaClO3, deri në 10% pluhur hekuri, 4% peroksid bariumi dhe lesh xhami.

Molekula e oksigjenit është paramagnetike (praktikisht biradikale), prandaj aktiviteti i saj është i lartë. Substancat organike oksidohen në ajër përmes fazës së formimit të peroksidit.

Oksigjeni shkrihet në 54,8 K dhe vlon në 90,2 K.

Modifikimi alotropik i elementit oksigjen është substanca ozon O3. Mbrojtja biologjike e Tokës nga ozoni është jashtëzakonisht e rëndësishme. Në një lartësi prej 20-25 km, vendoset një ekuilibër:

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

Në vitin 1974, u zbulua se klori atomik, i cili formohet nga freonet në një lartësi prej më shumë se 25 km, katalizon prishjen e ozonit, sikur të zëvendësonte ultravjollcën "ozoni". Kjo UV është e aftë të shkaktojë kancer të lëkurës (deri në 600,000 raste në vit në SHBA). Ndalimi i freoneve në kanaçe me aerosol ka qenë në fuqi në Shtetet e Bashkuara që nga viti 1978.

Që nga viti 1990, lista e substancave të ndaluara (në 92 vende) ka përfshirë CH3 CCl3, CCl4, klorobromohidrokarbure - prodhimi i tyre është zvogëluar deri në vitin 2000.

Djegia e hidrogjenit në oksigjen

Reagimi është shumë kompleks (skema në leksionin 3), ndaj kërkohej një studim i gjatë përpara fillimit të aplikimit praktik.

21 korrik 1969 toka e parë - N. Armstrong eci në hënë. Mjeti lëshues Saturn-5 (i projektuar nga Wernher von Braun) përbëhet nga tre faza. Në të parën, vajguri dhe oksigjeni, në të dytën dhe të tretën - hidrogjen dhe oksigjen të lëngshëm. Gjithsej 468 ton lëng O2 dhe H2. Janë bërë 13 lëshime të suksesshme.

Që nga prilli 1981, Space Shuttle ka funksionuar në SHBA: 713 ton O2 dhe H2 të lëngshëm, si dhe dy përforcues të lëndëve djegëse të ngurta prej 590 tonë secili (masa totale e karburantit të ngurtë është 987 ton). Ngjitja e parë 40 km në TTU, nga 40 në 113 km motorët punojnë me hidrogjen dhe oksigjen.

Më 15 maj 1987 nisja e parë e Energia, më 15 nëntor 1988 fluturimi i parë dhe i vetëm i Buranit. Pesha e lëshimit është 2400 ton, masa e karburantit (vajguri në

ndarjet anësore, lëngu O2 dhe H2) 2000 ton Fuqia e motorit 125000 MW, ngarkesa 105 ton.

Djegia nuk ishte gjithmonë e kontrolluar dhe e suksesshme.

Në vitin 1936, u ndërtua avioni më i madh në botë me hidrogjen LZ-129 "Hindenburg". Vëllimi është 200,000 m3, gjatësia është rreth 250 m, diametri është 41,2 m. Shpejtësia është 135 km / orë falë 4 motorëve 1100 kf secili, ngarkesa është 88 ton. Aeroplani bëri 37 fluturime përtej Atlantikut dhe transportoi më shumë se 3 mijë pasagjerë.

Më 6 maj 1937, teksa ankorohej në SHBA, avioni shpërtheu dhe u dogj. Një arsye e mundshme është sabotimi.

Më 28 janar 1986, në sekondën e 74-të të fluturimit, Challenger shpërtheu me shtatë kozmonautë - fluturimi i 25-të i sistemit Shuttle. Arsyeja është një defekt në përforcuesin e karburantit të ngurtë.

Demonstrimi:

shpërthim gazi shpërthyes (një përzierje e hidrogjenit dhe oksigjenit)

qelizat e karburantit

Një variant teknikisht i rëndësishëm i këtij reagimi të djegies është ndarja e procesit në dy:

elektrooksidimi i hidrogjenit (anodë): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroreduktimi i oksigjenit (katodë): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Sistemi në të cilin kryhet një "djegie" e tillë është vëndi i karburantit. Efikasiteti është shumë më i lartë se ai i termocentraleve, pasi nuk ka

faza e veçantë e gjenerimit të nxehtësisë. Efikasiteti maksimal = ∆G/∆H; për djegien e hidrogjenit fitohet 94%.

Efekti është i njohur që nga viti 1839, por qelizat e para praktike të karburantit janë zbatuar

në fund të shekullit të 20-të në hapësirë ​​("Binjakët", "Apollo", "Shuttle" - SHBA, "Buran" - BRSS).

Perspektivat e qelizave të karburantit [17]

Një përfaqësues i Ballard Power Systems, duke folur në një konferencë shkencore në Uashington, theksoi se një motor me qeliza karburanti do të bëhet komercialisht i zbatueshëm kur të plotësojë katër kritere kryesore: kosto më e ulët e energjisë së gjeneruar, rritje të qëndrueshmërisë, madhësi të reduktuar të instalimit dhe aftësi për të nisur shpejt. ne mot te ftohte.. Kostoja e një kilovat energjie të prodhuar nga një impiant qelizash karburanti duhet të reduktohet në 30 dollarë. Për krahasim, në vitin 2004 e njëjta shifër ishte 103 dollarë dhe në vitin 2005 pritet të jetë 80 dollarë. Për të arritur këtë çmim, është e nevojshme të prodhohen të paktën 500 mijë motorë në vit. Shkencëtarët evropianë janë më të kujdesshëm në parashikimet dhe besojnë se përdorimi komercial i qelizave të karburantit të hidrogjenit në industrinë e automobilave do të fillojë jo më herët se 2020.

Hidrogjeni H është elementi më i zakonshëm në Univers (rreth 75% në masë), në Tokë është elementi i nëntë më i zakonshëm. Komponimi më i rëndësishëm natyror i hidrogjenit është uji.
Hidrogjeni zë vendin e parë në tabelën periodike (Z = 1). Ajo ka strukturën më të thjeshtë të një atomi: bërthama e një atomi është 1 proton, i rrethuar nga një re elektronike e përbërë nga 1 elektron.
Në disa kushte, hidrogjeni shfaq veti metalike (dhuron një elektron), në të tjera - jo metalike (pranon një elektron).
Izotopet e hidrogjenit gjenden në natyrë: 1H - protium (bërthama përbëhet nga një proton), 2H - deuterium (D - bërthama përbëhet nga një proton dhe një neutron), 3H - tritium (T - bërthama përbëhet nga një proton dhe dy neutronet).

Substanca e thjeshtë hidrogjen

Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome të lidhura nga një lidhje kovalente jo polare.
vetitë fizike. Hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë, jo toksik, pa erë dhe pa shije. Molekula e hidrogjenit nuk është polare. Prandaj, forcat e bashkëveprimit ndërmolekular në hidrogjenin e gaztë janë të vogla. Kjo manifestohet në pikat e ulëta të vlimit (-252,6 0С) dhe pikat e shkrirjes (-259,2 0С).
Hidrogjeni është më i lehtë se ajri, D (në ajër) = 0,069; pak i tretshëm në ujë (2 vëllime H2 treten në 100 vëllime H2O). Prandaj, hidrogjeni, kur prodhohet në laborator, mund të mblidhet me metoda të zhvendosjes së ajrit ose ujit.

Marrja e hidrogjenit

Në laborator:

1. Veprimi i acideve të holluara në metale:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Ndërveprimi i metaleve alkaline dhe alkaline me ujin:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hidroliza e hidrideve: hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji me formimin e alkalit dhe hidrogjenit përkatës:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Veprimi i alkaleve në zink ose alumin ose silikon:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza e ujit. Për të rritur përçueshmërinë elektrike të ujit, atij i shtohet një elektrolit, për shembull, NaOH, H 2 SO 4 ose Na 2 SO 4. Në katodë, formohen 2 vëllime hidrogjeni, në anodë - 1 vëllim oksigjen.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Prodhimi industrial i hidrogjenit

1. Shndërrimi i metanit me avull, Ni 800 °C (më i liri):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Në total:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Avujt e ujit përmes koksit të nxehtë në 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Monoksidi i karbonit (IV) që rezulton thithet nga uji, në këtë mënyrë fitohet 50% e hidrogjenit industrial.

3. Duke ngrohur metanin në 350°C në prani të një katalizatori hekuri ose nikeli:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza e tretësirave ujore të KCl ose NaCl si nënprodukt:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Vetitë kimike të hidrogjenit

• Në komponimet, hidrogjeni është gjithmonë njëvalent. Ka një gjendje oksidimi +1, por në hidridet e metaleve është -1.
• Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome. Shfaqja e një lidhjeje midis tyre shpjegohet me formimin e një çifti të përgjithësuar të elektroneve H: H ose H 2
• Për shkak të këtij përgjithësimi të elektroneve, molekula H 2 është energjikisht më e qëndrueshme se atomet e saj individuale. Për të thyer një molekulë në atome në 1 mol hidrogjen, është e nevojshme të shpenzoni një energji prej 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Kjo shpjegon aktivitetin relativisht të ulët të hidrogjenit molekular në temperaturë të zakonshme.
• Me shumë jometale, hidrogjeni formon komponime të gazta si RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Në të njëjtën kohë, ai shpërthen me fluorin, reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jod vetëm kur nxehet.

2) Me oksigjen:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
me çlirimin e nxehtësisë. Në temperatura të zakonshme, reagimi vazhdon ngadalë, mbi 550 ° C - me një shpërthim. Një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 quhet gaz shpërthyes.

3) Kur nxehet, ai reagon fuqishëm me squfurin (shumë më i vështirë me selenin dhe telurin):
H 2 + S → H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

4) Me azot me formimin e amoniakut vetëm në katalizator dhe në temperatura dhe presione të ngritura:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Me karbon në temperatura të larta:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Formon hidride me metale alkaline dhe alkaline tokësore (hidrogjeni është një agjent oksidues):
H 2 + 2Li → 2LiH
në hidridet metalike, joni i hidrogjenit është i ngarkuar negativisht (gjendja e oksidimit -1), domethënë, hidridi Na + H - është i ndërtuar si kloruri Na + Cl -

Me substanca komplekse:

7) Me okside metalike (përdoret për të rivendosur metalet):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) me monoksid karboni (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza - gazi (përzierja e hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit) ka një rëndësi të madhe praktike, sepse, në varësi të temperaturës, presionit dhe katalizatorit, formohen komponime të ndryshme organike, për shembull, HCHO, CH 3 OH dhe të tjerët.

9) Hidrokarburet e pangopura reagojnë me hidrogjenin, duke u shndërruar në të ngopura:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.