24.11.202227.05.2017

Syftet med lektionen. I den här lektionen får du lära dig om de kanske viktigaste kemiska grundämnena för livet på jorden - väte och syre, lära dig om deras kemiska egenskaper, samt de fysikaliska egenskaperna hos de enkla ämnen de bildar, lära dig mer om syrets roll och väte i naturen och livsperson.

Väteär det vanligaste grundämnet i universum. Syreär det vanligaste grundämnet på jorden. Tillsammans bildar de vatten, ett ämne som utgör mer än hälften av människokroppens massa. Syre är gasen vi behöver för att andas, och utan vatten skulle vi inte kunna leva ens några dagar, så utan tvekan kan syre och väte anses vara de viktigaste kemiska grundämnena som är nödvändiga för liv.

Strukturen av väte- och syreatomer

Väte uppvisar således icke-metalliska egenskaper. I naturen förekommer väte i form av tre isotoper, protium, deuterium och tritium, väteisotoper är mycket olika varandra i fysikaliska egenskaper, så de tilldelas till och med individuella symboler.

Om du inte kommer ihåg eller inte vet vad isotoper är, arbeta med materialen i den elektroniska utbildningsresursen "Isotoper som varianter av atomer av ett kemiskt element." I den kommer du att lära dig hur isotoper av ett element skiljer sig från varandra, vad närvaron av flera isotoper i ett element leder till, och också bekanta dig med isotoper av flera element.

Således är de möjliga oxidationstillstånden för syre begränsade till värden från -2 till +2. Om syre accepterar två elektroner (blir en anjon) eller bildar två kovalenta bindningar med mindre elektronegativa element, går det in i -2-oxidationstillståndet. Om syre bildar en bindning med en annan syreatom, och den andra med en atom av ett mindre elektronegativt element, går det in i -1 oxidationstillstånd. Genom att bilda två kovalenta bindningar med fluor (det enda grundämnet med ett högre elektronegativitetsvärde) går syre in i +2 oxidationstillstånd. Bildar en bindning med en annan syreatom och den andra med en fluoratom - +1. Slutligen, om syre bildar en bindning med en mindre elektronegativ atom och en andra bindning med fluor, kommer det att vara i oxidationstillstånd 0.

Fysikaliska egenskaper hos väte och syre, allotropi av syre

Väte- färglös gas utan smak och lukt. Mycket lätt (14,5 gånger lättare än luft). Temperaturen för flytande väte - -252,8 ° C - är nästan den lägsta bland alla gaser (näst efter helium). Flytande och fast väte är mycket lätta, färglösa ämnen.

Syre Det är en färglös, luktfri, smaklös gas, något tyngre än luft. Vid -182,9 °C förvandlas den till en tung blå vätska, vid -218 °C stelnar den med bildandet av blå kristaller. Syremolekyler är paramagnetiska, vilket innebär att syre attraheras av en magnet. Syre är dåligt lösligt i vatten.

Till skillnad från väte, som bildar molekyler av endast en typ, uppvisar syre allotropi och bildar molekyler av två typer, det vill säga grundämnet syre bildar två enkla ämnen: syre och ozon.

Kemiska egenskaper och erhållande av enkla ämnen

Väte.

Bindningen i vätemolekylen är enkel, men det är en av de starkaste enkelbindningarna i naturen, och det tar mycket energi att bryta den, av denna anledning är väte mycket inaktivt vid rumstemperatur, men när temperaturen stiger ( eller i närvaro av en katalysator) interagerar väte lätt med många enkla och komplexa ämnen.

Väte är en typisk icke-metall ur kemisk synvinkel. Det vill säga, det kan interagera med aktiva metaller för att bilda hydrider, där det uppvisar ett oxidationstillstånd på -1. Med vissa metaller (litium, kalcium) fortskrider interaktionen även vid rumstemperatur, men ganska långsamt, därför används uppvärmning vid syntes av hydrider:

Bildandet av hydrider genom direkt interaktion av enkla ämnen är endast möjlig för aktiva metaller. Redan aluminium interagerar inte direkt med väte, dess hydrid erhålls genom utbytesreaktioner.

Väte reagerar också med icke-metaller endast vid upphettning. Undantag är halogenerna klor och brom, vars reaktion kan induceras av ljus:

Reaktionen med fluor kräver inte heller uppvärmning, den fortsätter med en explosion även vid stark kylning och i absolut mörker.

Reaktionen med syre fortskrider enligt en mekanism med grenad kedja, därför ökar reaktionshastigheten snabbt, och i en blandning av syre och väte i ett förhållande av 1: 2 fortskrider reaktionen med en explosion (en sådan blandning kallas "explosiv gas" "):

Reaktionen med svavel fortskrider mycket tystare, med liten eller ingen värmeavgivning:

Reaktioner med kväve och jod fortgår reversibelt:

Denna omständighet komplicerar i hög grad produktionen av ammoniak inom industrin: processen kräver användning av förhöjt tryck för att blanda jämvikten i riktning mot ammoniakbildning. Vätejod erhålls inte genom direkt syntes, eftersom det finns flera mycket mer bekväma metoder för dess syntes.

Väte reagerar inte direkt med lågaktiva icke-metaller (), även om dess föreningar med dem är kända.

I reaktioner med komplexa ämnen fungerar väte i de flesta fall som ett reduktionsmedel. I lösningar kan väte reducera lågaktiva metaller (placerade efter väte i serien av spänningar) från deras salter:

Vid upphettning kan väte reducera många metaller från deras oxider. Dessutom, ju mer aktiv metallen är, desto svårare är det att återställa den och desto högre temperatur krävs för detta:

Metaller som är mer aktiva än zink är praktiskt taget omöjliga att reducera med väte.

Väte produceras i laboratoriet genom att metaller reagerar med starka syror. De mest använda zink och saltsyra:

Mindre vanligt förekommande elektrolys av vatten i närvaro av starka elektrolyter:

Inom industrin produceras väte som en biprodukt vid framställning av kaustiksoda genom elektrolys av en natriumkloridlösning:

Dessutom erhålls väte vid oljeraffinering.

Framställning av väte genom fotolys av vatten är en av de mest lovande metoderna i framtiden, men för närvarande är den industriella tillämpningen av denna metod svår.

Arbeta med material för elektroniska utbildningsresurser Laborationer "Att erhålla vätgas och egenskaper" och Laboratoriearbete "Reducerande egenskaper hos vätgas". Lär dig principen för driften av Kipp-apparaten och Kiryushkin-apparaten. Tänk på i vilka fall det är bekvämare att använda Kipp-apparaten, och i vilka - Kiryushkin. Vilka egenskaper uppvisar väte i reaktioner?

Syre.

Bindningen i syremolekylen är dubbel och mycket stark. Därför är syre ganska inaktivt vid rumstemperatur. Vid upphettning börjar den emellertid uppvisa starka oxiderande egenskaper.

Syre reagerar utan upphettning med aktiva metaller (alkali, jordalkali och vissa lantanider):

Vid upphettning reagerar syre med de flesta metaller för att bilda oxider:

Silver och mindre aktiva metaller oxideras inte av syre.

Syre reagerar också med de flesta icke-metaller för att bilda oxider:

Interaktion med kväve sker endast vid mycket höga temperaturer, runt 2000 °C.

Syre reagerar inte med klor, brom och jod, även om många av deras oxider kan erhållas indirekt.

Interaktionen mellan syre och fluor kan utföras genom att leda en elektrisk urladdning genom en blandning av gaser:

Syre(II)fluorid är en instabil förening, lätt sönderfallande och ett mycket starkt oxidationsmedel.

I lösningar är syre ett starkt, om än långsamt, oxidationsmedel. Som regel främjar syre övergången av metaller till högre oxidationstillstånd:

Närvaron av syre gör det ofta möjligt att i syror lösa metaller belägna omedelbart efter väte i spänningsserien:

Vid uppvärmning kan syre oxidera lägre metalloxider:

Syre erhålls inte kemiskt inom industrin, det erhålls från luften genom destillation.

Laboratoriet använder sönderdelningsreaktioner av syrerika föreningar - nitrater, klorater, permanganater vid upphettning:

Du kan också få syre genom katalytisk nedbrytning av väteperoxid:

Dessutom kan ovanstående vattenelektrolysreaktion användas för att producera syre.

Arbeta med materialen i den elektroniska utbildningsresursen Laborationer "Produktion av syre och dess egenskaper."

Vad heter den syreuppsamlingsmetod som används i laboratoriearbete? Vilka andra sätt att samla upp gaser finns det och vilka är lämpliga för att samla upp syre?

Uppgift 1. Se videoklippet "Sönderdelning av kaliumpermanganat vid upphettning."

Svara på frågorna:

1. Vilken av reaktionens fasta produkter är löslig i vatten?
2. Vilken färg har kaliumpermanganatlösning?
3. Vilken färg har kaliummanganatlösningen?

Skriv ekvationerna för de pågående reaktionerna. Utjämna dem med den elektroniska balansmetoden.

Diskutera uppgiften med läraren på eller i videorummet.

Ozon.

Ozonmolekylen är triatomisk och bindningarna i den är mindre starka än i syremolekylen, vilket leder till en större kemisk aktivitet av ozon: ozon oxiderar lätt många ämnen i lösningar eller i torr form utan att värmas upp:

Ozon kan enkelt oxidera kväveoxid (IV) till kväveoxid (V) och svaveloxid (IV) till svaveloxid (VI) utan katalysator:

Ozon sönderfaller gradvis och bildar syre:

För att producera ozon används speciella enheter - ozonisatorer, där en glödurladdning passerar genom syre.

I laboratoriet, för att erhålla små mängder ozon, används ibland nedbrytningsreaktioner av peroxoföreningar och vissa högre oxider vid upphettning:

Arbeta med materialen i den elektroniska utbildningsresursen Laboratoriearbete "Att få ozon och studera dess egenskaper."

Förklara varför indigolösningen blir färglös. Skriv ekvationerna för de reaktioner som uppstår när lösningar av blynitrat och natriumsulfid blandas och när ozoniserad luft passerar genom den resulterande suspensionen. Skriv joniska ekvationer för jonbytesreaktionen. För redoxreaktionen, gör en elektronisk våg.

Diskutera uppgiften med läraren på eller i videorummet.

Vattens kemiska egenskaper

För en bättre förståelse av vattnets fysiska egenskaper och dess betydelse, arbeta med materialen i elektroniska utbildningsresurser "Anomala egenskaper hos vatten" och "Vatten är den viktigaste vätskan på jorden."

Vatten är av stor betydelse för alla levande organismer - i själva verket består många levande organismer av mer än hälften av vatten. Vatten är ett av de mest mångsidiga lösningsmedlen (vid höga temperaturer och tryck ökar dess förmåga som lösningsmedel avsevärt). Ur kemisk synvinkel är vatten väteoxid, medan det i en vattenlösning dissocierar (om än i mycket liten utsträckning) till vätekatjoner och hydroxidanjoner:

Vatten interagerar med många metaller. Med aktiva (alkaliska, alkaliska jordartsmetaller och vissa lantanider) reagerar vatten utan uppvärmning:

Med mindre aktiv interaktion uppstår vid uppvärmning.

I det periodiska systemet finns väte i två grupper av grundämnen som är helt motsatta i sina egenskaper. Denna funktion gör den helt unik. Väte är inte bara ett grundämne eller ämne, utan också en komponent i många komplexa föreningar, ett organogent och biogent element. Därför överväger vi dess egenskaper och egenskaper mer i detalj.

Utsläpp av brännbar gas under växelverkan mellan metaller och syror observerades redan på 1500-talet, det vill säga under bildandet av kemi som vetenskap. Den berömda engelske vetenskapsmannen Henry Cavendish studerade ämnet med början 1766 och gav det namnet "brännbar luft". När den brändes producerade denna gas vatten. Tyvärr hindrade vetenskapsmannens anslutning till teorin om flogiston (hypotetisk "hyperfin materia") honom från att komma till rätt slutsatser.

Den franske kemisten och naturforskaren A. Lavoisier genomförde tillsammans med ingenjören J. Meunier och med hjälp av speciella gasometrar 1783 syntesen av vatten och sedan dess analys genom att sönderdela vattenånga med glödhett järn. Således kunde forskarna komma till rätt slutsatser. De fann att "brännbar luft" inte bara är en del av vattnet, utan också kan erhållas från det.

1787 föreslog Lavoisier att den studerade gasen är ett enkelt ämne och följaktligen är bland de primära kemiska elementen. Han kallade det väte (från de grekiska orden hydor - vatten + gennao - jag föder), det vill säga "föder vatten."

Det ryska namnet "väte" föreslogs 1824 av kemisten M. Solovyov. Bestämningen av vattnets sammansättning markerade slutet på "phlogiston-teorin". Vid sekelskiftet 1700- och 1800-talet fann man att väteatomen är mycket lätt (jämfört med atomerna i andra grundämnen) och dess massa togs som huvudenhet för att jämföra atommassorna, vilket fick ett värde lika med 1.

Fysikaliska egenskaper

Väte är det lättaste av alla ämnen som vetenskapen känner till (det är 14,4 gånger lättare än luft), dess densitet är 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Detta material smälter (stelnar) respektive kokar (flyter till vätska) vid -259,1 ° C och -252,8 ° C (endast helium har lägre kokande och smältande t °).

Den kritiska temperaturen för väte är extremt låg (-240 °C). Av denna anledning är dess flytande en ganska komplicerad och kostsam process. Det kritiska trycket för ett ämne är 12,8 kgf / cm² och den kritiska densiteten är 0,0312 g / cm³. Bland alla gaser har väte den högsta värmeledningsförmågan: vid 1 atm och 0 ° C är det 0,174 W / (mxK).

Den specifika värmekapaciteten för ett ämne under samma förhållanden är 14,208 kJ / (kgxK) eller 3,394 cal / (gh ° C). Detta element är något lösligt i vatten (cirka 0,0182 ml / g vid 1 atm och 20 ° C), men väl - i de flesta metaller (Ni, Pt, Pa och andra), särskilt i palladium (ca 850 volymer per volym Pd ) .

Den sistnämnda egenskapen är förknippad med dess förmåga att diffundera, medan diffusion genom en kollegering (till exempel stål) kan åtföljas av förstörelsen av legeringen på grund av väteets interaktion med kol (denna process kallas avkolning). I flytande tillstånd är ämnet mycket lätt (densitet - 0,0708 g / cm³ vid t ° \u003d -253 ° C) och flytande (viskositet - 13,8 celsius under samma förhållanden).

I många föreningar uppvisar detta element en +1 valens (oxidationstillstånd), liknande natrium och andra alkalimetaller. Det anses vanligtvis som en analog av dessa metaller. Följaktligen leder han I-gruppen i Mendeleev-systemet. I metallhydrider uppvisar vätejonen en negativ laddning (oxidationstillståndet är -1), det vill säga Na + H- har en struktur som liknar Na + Cl-klorid. I enlighet med detta och några andra fakta (närheten mellan de fysikaliska egenskaperna hos elementet "H" och halogener, förmågan att ersätta det med halogener i organiska föreningar), tilldelas väte till grupp VII i Mendeleev-systemet.

Under normala förhållanden har molekylärt väte låg aktivitet, direkt kombinerat endast med de mest aktiva av icke-metaller (med fluor och klor, med det senare - i ljuset). I sin tur, när den värms upp, interagerar den med många kemiska element.

Atomiskt väte har en ökad kemisk aktivitet (jämfört med molekylärt väte). Med syre bildar det vatten enligt formeln:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

frigör 285,937 kJ/mol värme eller 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Under normala temperaturförhållanden fortskrider reaktionen ganska långsamt, och vid t ° >= 550 ° С är den okontrollerad. Explosionsgränserna för en blandning av väte + syre i volym är 4–94 % H₂, och blandningar av väte + luft är 4–74 % H₂ (en blandning av två volymer H₂ och en volym O₂ kallas explosiv gas).

Detta element används för att reducera de flesta metaller, eftersom det tar syre från oxider:

Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H2 = Cu + H2O etc.

Med olika halogener bildar väte vätehalogenider, till exempel:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Men när det reagerar med fluor exploderar väte (detta händer också i mörker, vid -252 ° C), reagerar med brom och klor endast när det värms eller belyses, och med jod - endast när det värms upp. Vid interaktion med kväve bildas ammoniak, men bara på en katalysator, vid förhöjda tryck och temperaturer:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Vid uppvärmning reagerar väte aktivt med svavel:

H₂ + S = H₂S (vätesulfid),

och mycket svårare - med tellur eller selen. Väte reagerar med rent kol utan katalysator, men vid höga temperaturer:

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

Detta ämne reagerar direkt med några av metallerna (alkali, jordalkali och andra) och bildar hydrider, till exempel:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Av inte liten praktisk betydelse är interaktionerna mellan väte och kolmonoxid (II). I detta fall, beroende på tryck, temperatur och katalysator, bildas olika organiska föreningar: HCHO, CH₃OH, etc. Omättade kolväten blir till mättade under reaktionen, till exempel:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Väte och dess föreningar spelar en exceptionell roll i kemin. Det bestämmer de sura egenskaperna hos den så kallade. protiska syror tenderar att bilda vätebindningar med olika grundämnen, vilket har en betydande effekt på egenskaperna hos många oorganiska och organiska föreningar.

Får väte

Huvudtyperna av råmaterial för industriell produktion av detta element är raffinaderigaser, naturliga brännbara gaser och koksugnsgaser. Det erhålls också från vatten genom elektrolys (på platser med prisvärd el). En av de viktigaste metoderna för att framställa material från naturgas är den katalytiska interaktionen mellan kolväten, främst metan, och vattenånga (den så kallade omvandlingen). Till exempel:

CH4 + H2O = CO + ZH2.

Ofullständig oxidation av kolväten med syre:

CH4 + ½O2 \u003d CO + 2H2.

Syntetiserad kolmonoxid (II) genomgår omvandling:

CO + H2O = CO2 + H2.

Vätgas som produceras av naturgas är billigast.

För elektrolys av vatten används likström, som leds genom en lösning av NaOH eller KOH (syror används inte för att undvika korrosion av utrustningen). Under laboratorieförhållanden erhålls materialet genom elektrolys av vatten eller som ett resultat av reaktionen mellan saltsyra och zink. Men oftare används färdigt fabriksmaterial i cylindrar.

Från raffinaderigaser och koksugnsgas isoleras detta element genom att avlägsna alla andra komponenter i gasblandningen, eftersom de lättare blir flytande under djupkylning.

Detta material började erhållas industriellt i slutet av 1700-talet. Sedan användes den för att fylla ballonger. För närvarande används väte i stor utsträckning inom industrin, främst inom den kemiska industrin, för framställning av ammoniak.

Masskonsumenter av ämnet är tillverkare av metyl och andra alkoholer, syntetisk bensin och många andra produkter. De erhålls genom syntes från kolmonoxid (II) och väte. Väte används för hydrering av tunga och fasta flytande bränslen, fetter, etc., för syntes av HCl, vätebehandling av petroleumprodukter samt vid skärning/svetsning av metaller. De viktigaste elementen för kärnenergi är dess isotoper - tritium och deuterium.

Vätets biologiska roll

Cirka 10% av massan av levande organismer (i genomsnitt) faller på detta element. Det är en del av vatten och de viktigaste grupperna av naturliga föreningar, inklusive proteiner, nukleinsyror, lipider, kolhydrater. Vad tjänar det till?

Detta material spelar en avgörande roll: för att upprätthålla den rumsliga strukturen hos proteiner (kvartär), för att implementera principen om komplementaritet för nukleinsyror (dvs. vid implementering och lagring av genetisk information), i allmänhet vid "igenkänning" vid molekylen nivå.

Vätejonen H+ deltar i viktiga dynamiska reaktioner/processer i kroppen. Inklusive: i biologisk oxidation, som förser levande celler med energi, i biosyntesreaktioner, i fotosyntes i växter, i bakteriell fotosyntes och kvävefixering, vid upprätthållande av syra-basbalans och homeostas, i membrantransportprocesser. Tillsammans med kol och syre utgör det den funktionella och strukturella grunden för livets fenomen.

10.1 Väte

Namnet "väte" syftar på både ett kemiskt grundämne och ett enkelt ämne. Element väte består av väteatomer. enkel substans väte består av vätemolekyler.

a) Kemiskt grundämne väte

I den naturliga serien av element är serienumret för väte 1. I elementsystemet är väte i den första perioden i IA- eller VIIA-gruppen.

Väte är ett av de mest förekommande grundämnena på jorden. Molfraktionen av väteatomer i jordens atmosfär, hydrosfär och litosfär (tillsammans kallas detta jordskorpan) är 0,17. Det finns i vatten, många mineraler, olja, naturgas, växter och djur. Den genomsnittliga människokroppen innehåller cirka 7 kg väte.

Det finns tre isotoper av väte:
a) lätt väte - protium,
b) tungt väte - deuterium(D)
c) supertungt väte - tritium(T).

Tritium är en instabil (radioaktiv) isotop, så den förekommer praktiskt taget inte i naturen. Deuterium är stabilt, men det finns väldigt lite av det: w D = 0,015 % (av massan av allt jordbundet väte). Därför skiljer sig atommassan för väte mycket lite från 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Väteatom

Från de tidigare avsnitten av kemikursen känner du redan till följande egenskaper hos väteatomen:

Valensförmågan hos en väteatom bestäms av närvaron av en elektron i en enda valensorbital. En stor joniseringsenergi gör att väteatomen inte är benägen att donera en elektron, och inte för hög elektronaffinitet leder till en liten tendens att acceptera den. Följaktligen, i kemiska system, är bildningen av H-katjonen omöjlig, och föreningar med H-anjonen är inte särskilt stabila. Sålunda är bildningen av en kovalent bindning med andra atomer på grund av dess ena oparade elektron mest karakteristisk för väteatomen. Både vid bildning av en anjon och vid bildning av en kovalent bindning är väteatomen envärd.
I ett enkelt ämne är oxidationstillståndet för väteatomer noll, i de flesta föreningar uppvisar väte ett oxidationstillstånd på +I, och endast i hydrider av de minst elektronegativa grundämnena i väte är ett oxidationstillstånd på –I.
Information om valensförmågan hos väteatomen ges i tabell 28. Valenstillståndet för en väteatom ansluten med en kovalent bindning med valfri atom indikeras i tabellen med symbolen "H-".

Tabell 28Valensmöjligheter för väteatomen

Valens tillstånd		Exempel på kemikalier
	jag 0 –Jag	HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4Cl, H2SO4, NaHCO3, KOH H2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Vätemolekyl

Den diatomiska vätemolekylen H 2 bildas när väteatomer är bundna av den enda kovalenta bindningen som är möjlig för dem. Kommunikation bildas av utbytesmekanismen. Enligt hur elektronmoln överlappar varandra är detta en s-bindning (Fig. 10.1 A). Eftersom atomerna är desamma är bindningen opolär.

Interatomiskt avstånd (mer exakt, jämviktsavståndet mellan atomerna, eftersom atomer vibrerar) i en vätemolekyl r(H-H) = 0,74 A (Fig. 10.1 V), vilket är mycket mindre än summan av omloppsradier (1,06 A). Följaktligen överlappar bindande atomers elektronmoln djupt (fig. 10.1) b), och bindningen i vätemolekylen är stark. Detta bevisas också av det ganska stora värdet på bindningsenergin (454 kJ/mol).
Om vi karakteriserar molekylens form av gränsytan (liknande elektronmolnets gränsyta), så kan vi säga att vätemolekylen har formen av en lätt deformerad (förlängd) boll (Fig. 10.1) G).

d) Väte (ämne)

Under normala förhållanden är väte en färglös och luktfri gas. I små mängder är det giftfritt. Fast väte smälter vid 14 K (–259°C), medan flytande väte kokar vid 20 K (–253°C). Låga smält- och kokpunkter, ett mycket litet temperaturintervall för förekomsten av flytande väte (endast 6 °C), såväl som små molära smältvärme (0,117 kJ/mol) och förångning (0,903 kJ/mol) indikerar att intermolekylära bindningar i väte mycket svag.
Vätedensitet r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Som jämförelse: den genomsnittliga luftdensiteten är 1,29 g/l. Det vill säga väte är 14,5 gånger "lättare" än luft. Det är praktiskt taget olösligt i vatten.
Vid rumstemperatur är väte inaktivt, men vid upphettning reagerar det med många ämnen. I dessa reaktioner kan väteatomer både öka och minska sitt oxidationstillstånd: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + I.
I det första fallet är väte ett oxidationsmedel, till exempel i reaktioner med natrium eller kalcium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Men de reducerande egenskaperna är mer karakteristiska för väte: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Vid upphettning oxideras väte inte bara av syre, utan också av vissa andra icke-metaller, såsom fluor, klor, svavel och till och med kväve.
I laboratoriet produceras väte genom reaktionen

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

Järn, aluminium och vissa andra metaller kan användas istället för zink, och vissa andra utspädda syror kan användas istället för svavelsyra. Det resulterande vätet samlas upp i ett provrör med metoden för vattenförflyttning (se fig. 10.2) b) eller helt enkelt i en omvänd kolv (Fig. 10.2 A).

Inom industrin erhålls väte i stora mängder från naturgas (främst metan) genom att interagera med vattenånga vid 800 °C i närvaro av en nickelkatalysator:

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

eller behandlas vid hög temperatur med vattenånga kol:

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

Rent väte erhålls från vatten genom att sönderdela det med en elektrisk ström (som utsätts för elektrolys):

2H2O \u003d 2H2 + O2 (elektrolys).

e) Väteföreningar

Hydrider (binära föreningar som innehåller väte) delas in i två huvudtyper:
a) flyktig (molekylära) hydrider,
b) saltliknande (joniska) hydrider.
Grundämnena IVA - VIIA-grupper och bor bildar molekylära hydrider. Av dessa är endast hydrider av element som bildar icke-metaller stabila:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HEJ
Med undantag för vatten är alla dessa föreningar gasformiga ämnen vid rumstemperatur, därav deras namn - "flyktiga hydrider".
Vissa av de grundämnen som bildar icke-metaller ingår också i mer komplexa hydrider. Till exempel bildar kol föreningar med de allmänna formlerna C n H2 n+2, C n H2 n, C n H2 n-2 och andra, var n kan vara mycket stora (organisk kemi studerar dessa föreningar).
Jonhydrider inkluderar alkali-, jordalkali- och magnesiumhydrider. Kristallerna av dessa hydrider består av H anjoner och metallkatjoner i det högsta oxidationstillståndet av Me eller Me 2 (beroende på gruppen av elementsystemet).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Både joniska och nästan alla molekylära hydrider (förutom H 2 O och HF) är reduktionsmedel, men joniska hydrider uppvisar reducerande egenskaper mycket starkare än molekylära.
Förutom hydrider är väte en del av hydroxider och vissa salter. Du kommer att bekanta dig med egenskaperna hos dessa mer komplexa väteföreningar i följande kapitel.
De huvudsakliga konsumenterna av väte som produceras i industrin är anläggningar för produktion av ammoniak och kvävegödselmedel, där ammoniak erhålls direkt från kväve och väte:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, t Pt är katalysatorn).

Väte används i stora mängder för att producera metylalkohol (metanol) genom reaktionen 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalysator), såväl som vid produktion av väteklorid, som erhålls direkt från klor och väte:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Ibland används väte inom metallurgin som ett reduktionsmedel vid framställning av rena metaller, till exempel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Vilka partiklar består kärnorna i a) protium, b) deuterium, c) tritium av?
2. Jämför joniseringsenergin för en väteatom med joniseringsenergin för atomer av andra grundämnen. Vilket grundämne är närmast väte i denna egenskap?
3. Gör samma sak för elektronaffinitetsenergin
4. Jämför polarisationsriktningen för den kovalenta bindningen och graden av oxidation av väte i föreningarna: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Skriv ner den enklaste, molekylära, strukturella och rumsliga formeln för väte. Vilken är den vanligaste?
6. De säger ofta: "Väte är lättare än luft." Vad menas med detta? I vilka fall kan detta uttryck tas bokstavligt, och i vilka fall inte?
7. Gör strukturformlerna för kalium- och kalciumhydrider, samt ammoniak, vätesulfid och vätebromid.
8. Genom att känna till molarvärmen för fusion och förångning av väte, bestäm värdena för motsvarande specifika kvantiteter.
9. För var och en av de fyra reaktionerna som illustrerar de grundläggande kemiska egenskaperna hos väte, gör en elektronisk våg. Ange oxidations- och reduktionsmedel.
10. Bestäm mängden zink som krävs för att få 4,48 liter väte på ett laboratoriesätt.
11. Bestäm massan och volymen väte som kan erhållas från 30 m 3 av en blandning av metan och vattenånga, taget i ett volymförhållande av 1:2, med ett utbyte på 80 %.
12. Gör upp ekvationerna för de reaktioner som sker under interaktionen av väte a) med fluor, b) med svavel.
13. Reaktionsschemana nedan illustrerar de grundläggande kemiska egenskaperna hos jonhydrider:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Här är M litium, natrium, kalium, rubidium eller cesium. Gör upp ekvationerna för motsvarande reaktioner om M är natrium. Illustrera de kemiska egenskaperna hos kalciumhydrid med reaktionsekvationer.
14. Använd elektronbalansmetoden och skriv ekvationerna för följande reaktioner som illustrerar de reducerande egenskaperna hos vissa molekylära hydrider:
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 Syre

Som i fallet med väte är ordet "syre" namnet på både ett kemiskt element och ett enkelt ämne. Förutom enkel substans" syre"(dioxygen) det kemiska elementet syre bildar ett annat enkelt ämne som kallas " ozon"(trioxygen). Dessa är allotropa modifieringar av syre. Ämnet syre består av syremolekyler O 2 , och ämnet ozon består av ozonmolekyler O 3 .

a) Det kemiska grundämnet syre

I den naturliga serien av element är serienumret för syre 8. I systemet av element är syre i den andra perioden i VIA-gruppen.
Syre är det vanligaste grundämnet på jorden. I jordskorpan är varannan atom en syreatom, det vill säga molfraktionen av syre i atmosfären, hydrosfären och litosfären på jorden är cirka 50%. Syre (ämne) är en integrerad del av luft. Volymandelen syre i luften är 21 %. Syre (grundämne) är en del av vatten, många mineraler, samt växter och djur. Människokroppen innehåller i genomsnitt 43 kg syre.
Naturligt syre består av tre isotoper (16 O, 17 O och 18 O), varav den lättaste isotopen 16 O är den vanligaste. Därför är atommassan av syre nära 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Syreatom

Du känner till följande egenskaper hos syreatomen.

Tabell 29Valensmöjligheter för syreatomen

Valens tillstånd		Exempel på kemikalier
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	-II –Jag 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 AV 2
		NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na2O2, K2O2, CaO2, BaO2
		Li2O, Na2O, MgO, CaO, BaO, FeO, La2O3

* Dessa oxider kan också betraktas som joniska föreningar.
** Syreatomerna i molekylen är inte i det givna valenstillståndet; detta är bara ett exempel på ett ämne med ett oxidationstillstånd av syreatomer lika med noll
En stor joniseringsenergi (som väte) utesluter bildandet av en enkel katjon från syreatomen. Elektronaffinitetsenergin är ganska hög (nästan dubbelt så hög som den för väte), vilket ger en större benägenhet för syreatomen att fästa elektroner och förmågan att bilda O 2A-anjoner. Men syreatomens elektronaffinitetsenergi är fortfarande mindre än den för halogenatomer och till och med andra element i VIA-gruppen. Därför syreanjoner ( oxidjoner) existerar endast i föreningar av syre med element vars atomer donerar elektroner mycket lätt.
Genom att dela två oparade elektroner kan en syreatom bilda två kovalenta bindningar. Två ensamma elektronpar, på grund av omöjligheten av excitation, kan bara ingå i en donator-acceptor-interaktion. Utan att ta hänsyn till mångfalden av bindningar och hybridisering kan således syreatomen vara i ett av de fem valenstillstånden (tabell 29).
Det mest karakteristiska för syreatomen är valenstillståndet med W k \u003d 2, det vill säga bildandet av två kovalenta bindningar på grund av två oparade elektroner.
Den mycket höga elektronegativiteten hos syreatomen (endast fluor är högre) leder till att syre i de flesta av dess föreningar har ett oxidationstillstånd på -II. Det finns ämnen där syre uppvisar andra värden för oxidationstillståndet, några av dem ges i tabell 29 som exempel, och den jämförande stabiliteten visas i fig. 10.3.

c) Syremolekyl

Det har experimentellt fastställts att den diatomiska syremolekylen O 2 innehåller två oparade elektroner. Med metoden för valensbindningar kan en sådan elektronisk struktur hos denna molekyl inte förklaras. Ändå är bindningen i syremolekylen i egenskaper nära den kovalenta bindningen. Syremolekylen är opolär. Interatomärt avstånd ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) är mindre än avståndet mellan atomer anslutna med en enkelbindning. Den molära bindningsenergin är ganska hög och uppgår till 498 kJ/mol.

d) Syre (ämne)

Under normala förhållanden är syre en färglös och luktfri gas. Fast syre smälter vid 55 K (–218 °C), medan flytande syre kokar vid 90 K (–183 °C).
Intermolekylära bindningar i fast och flytande syre är något starkare än i väte, vilket framgår av det större temperaturintervallet för förekomsten av flytande syre (36 ° C) och molar värmen från smältning (0,446 kJ / mol) och förångning (6, 83) kJ/mol).
Syre är svagt lösligt i vatten: vid 0 ° C löser sig endast 5 volymer syre (gas!) i 100 volymer vatten (flytande!)
Syreatomernas höga benägenhet att fästa elektroner och hög elektronegativitet leder till att syre endast uppvisar oxiderande egenskaper. Dessa egenskaper är särskilt uttalade vid höga temperaturer.
Syre reagerar med många metaller: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
icke-metaller: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
och komplexa ämnen: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Oftast, som ett resultat av sådana reaktioner, erhålls olika oxider (se kap. II § 5), men aktiva alkalimetaller, såsom natrium, när de bränns, förvandlas till peroxider:

2Na + O2 \u003d Na2O2.

Strukturformel för den resulterande natriumperoxiden (Na) 2 (O-O).
En pyrande splitter placerad i syrgas blossar upp. Detta är ett bekvämt och enkelt sätt att upptäcka rent syre.
Inom industrin erhålls syre från luft genom rektifikation (komplex destillation) och i laboratoriet genom att utsätta vissa syrehaltiga föreningar för termisk nedbrytning, till exempel:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2 (150 ° C, MnO2 - katalysator);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
och dessutom genom katalytisk sönderdelning av väteperoxid vid rumstemperatur: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalysator).
Rent syre används inom industrin för att intensifiera de processer där oxidation sker och för att skapa en låga med hög temperatur. Inom raketteknik används flytande syre som oxidationsmedel.
Syre spelar en viktig roll för att upprätthålla livet för växter, djur och människor. Under normala förhållanden behöver en person tillräckligt med syre för att andas in luften. Men under förhållanden där det inte finns tillräckligt med luft, eller det inte är tillgängligt alls (i flygplan, under dykoperationer, i rymdskepp, etc.), förbereds speciella gasblandningar som innehåller syre för andning. Syre används också inom medicin för sjukdomar som orsakar andningssvårigheter.

e) Ozon och dess molekyler

Ozon O 3 är den andra allotropa modifieringen av syre.
Den triatomiska ozonmolekylen har en hörnstruktur mitt emellan de två strukturerna som representeras av följande formler:

Ozon är en mörkblå gas med en stickande lukt. På grund av sin starka oxidativa aktivitet är den giftig. Ozon är en och en halv gång "tyngre" än syre och något mer än syre, lösligt i vatten.
Ozon bildas i atmosfären från syre under blixtnedslag:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Vid vanliga temperaturer förvandlas ozon långsamt till syre, och vid upphettning fortsätter denna process med en explosion.
Ozon finns i det så kallade "ozonlagret" i jordens atmosfär, vilket skyddar allt liv på jorden från de skadliga effekterna av solstrålning.
I vissa städer används ozon istället för klor för att desinficera (sanera) dricksvatten.

Rita strukturformlerna för följande ämnen: 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 . Namnge dessa ämnen. Beskriv valenstillstånden för syreatomerna i dessa föreningar.
Bestäm valens och oxidationstillstånd för var och en av syreatomerna.
2. Gör ekvationerna för reaktionerna vid förbränning i syre av litium, magnesium, aluminium, kisel, röd fosfor och selen (selenatomerna oxideras till oxidationstillståndet + IV, atomerna i de återstående elementen till högsta oxidationstillståndet ). Vilka klasser av oxider tillhör produkterna från dessa reaktioner?
3. Hur många liter ozon kan erhållas (under normala förhållanden) a) från 9 liter syre, b) från 8 g syre?

Vatten är det vanligaste ämnet i jordskorpan. Massan av jordens vatten uppskattas till 10 18 ton. Vatten är grunden för vår planets hydrosfär, dessutom finns det i atmosfären, i form av is bildar det jordens polarlock och glaciärer i höga berg, och är också en del av olika stenar. Massfraktionen av vatten i människokroppen är cirka 70%.
Vatten är det enda ämne som har sina egna speciella namn i alla tre aggregationstillstånd.

Vattenmolekylens elektroniska struktur (Fig. 10.4 A) har vi studerat i detalj tidigare (se § 7.10).
På grund av polariteten hos O–H-bindningarna och vinkelformen är vattenmolekylen elektrisk dipol.

För att karakterisera polariteten hos en elektrisk dipol, en fysisk storhet som kallas " elektriskt moment för en elektrisk dipol eller bara " dipolmoment".

Inom kemi mäts dipolmomentet i debyes: 1 D = 3,34. 10–30 C. m

I en vattenmolekyl finns två polära kovalenta bindningar, det vill säga två elektriska dipoler, som var och en har sitt eget dipolmoment (och). Det totala dipolmomentet för en molekyl är lika med vektorsumman av dessa två moment (Fig. 10.5):

(H2O) = ,

Var q 1 och q 2 - partiella laddningar (+) på väteatomer, och - interatomära avstånd O - H i molekylen. Därför att q 1 = q 2 = q, a , då

De experimentellt bestämda dipolmomenten för vattenmolekylen och några andra molekyler anges i tabellen.

Tabell 30Dipolmoment för vissa polära molekyler

Molekyl	Molekyl	Molekyl

Med tanke på vattenmolekylens dipolkaraktär avbildas den ofta schematiskt enligt följande:
Rent vatten är en färglös vätska utan smak eller lukt. Vissa grundläggande fysiska egenskaper hos vatten anges i tabellen.

Tabell 31Vissa fysiska egenskaper hos vatten

De stora värdena på molarvärmen av smältning och förångning (en storleksordning större än de för väte och syre) indikerar att vattenmolekyler, både i fasta och flytande ämnen, är ganska starkt bundna till varandra. Dessa anslutningar kallas vätebindningar".

ELEKTRISK DIPOLE, DIPOLE MOMENT, KOMMUNIKATIONSPOLARITET, MOLEKYLPOLARITET.
Hur många valenselektroner i en syreatom deltar i bildandet av bindningar i en vattenmolekyl?
2. Vid överlappning av vilka orbitaler bildas bindningar mellan väte och syre i en vattenmolekyl?
3. Gör ett diagram över bildningen av bindningar i en molekyl av väteperoxid H 2 O 2. Vad kan du säga om den rumsliga strukturen för denna molekyl?
4. Interatomära avstånd i HF-, HCl- och HBr-molekyler är lika med 0,92 respektive; 1,28 och 1,41. Med hjälp av tabellen över dipolmoment, beräkna och jämför de partiella laddningarna på väteatomerna i dessa molekyler.
5. Interatomära avstånd S - H i en vätesulfidmolekyl är lika med 1,34, och vinkeln mellan bindningar är 92 °. Bestäm värdena för partiella laddningar på svavel- och väteatomer. Vad kan du säga om hybridiseringen av svavelatomens valensorbitaler?

10.4. vätebindning

Som du redan vet, på grund av den betydande skillnaden i elektronegativiteten för väte och syre (2,10 och 3,50), får väteatomen i vattenmolekylen en stor positiv partiell laddning ( q h = 0,33 e), medan syreatomen har en ännu större negativ partiell laddning ( q h = -0,66 e). Minns också att syreatomen har två ensamma elektronpar per sp 3-hybrid AO. Väteatomen i en vattenmolekyl attraheras av syreatomen i en annan molekyl, och dessutom accepterar väteatomens halvtomma 1s-AO delvis ett par elektroner från syreatomen. Som ett resultat av dessa interaktioner mellan molekyler uppstår en speciell typ av intermolekylära bindningar - en vätebindning.
När det gäller vatten kan vätebindningsbildningen schematiskt representeras enligt följande:

I den sista strukturformeln visar tre punkter (streckade streck, inte elektroner!) en vätebindning.

Vätebindning existerar inte bara mellan vattenmolekyler. Det bildas om två villkor är uppfyllda:
1) det finns en starkt polär H–E-bindning i molekylen (E är symbolen för en atom av ett tillräckligt elektronegativt element),
2) i molekylen finns en atom E med en stor negativ partiell laddning och ett odelat elektronpar.
Som grundämne E kan vara fluor, syre och kväve. Vätebindningar är mycket svagare om E är klor eller svavel.
Exempel på ämnen med en vätebindning mellan molekyler: vätefluorid, fast eller flytande ammoniak, etylalkohol och många andra.

I flytande vätefluorid är dess molekyler sammanlänkade med vätebindningar till ganska långa kedjor, medan det i flytande och fast ammoniak bildas tredimensionella nätverk.
När det gäller styrka är en vätebindning mellanliggande mellan en kemisk bindning och andra typer av intermolekylära bindningar. Vätebindningens molära energi ligger vanligtvis i intervallet från 5 till 50 kJ/mol.
I fast vatten (det vill säga iskristaller) är alla väteatomer vätebundna till syreatomer, där varje syreatom bildar två vätebindningar (med båda ensamma elektronparen). En sådan struktur gör isen mer "lös" jämfört med flytande vatten, där en del av vätebindningarna bryts, och molekylerna får möjlighet att "packa" något tätare. Denna egenskap hos isens struktur förklarar varför, till skillnad från de flesta andra ämnen, vatten i fast tillstånd har en lägre densitet än i flytande tillstånd. Vatten når sin maximala densitet vid 4 ° C - vid denna temperatur bryts en hel del vätebindningar, och termisk expansion har ännu inte en särskilt stark effekt på densiteten.
Vätebindningar är mycket viktiga i vårt liv. Föreställ dig för ett ögonblick att vätebindningar har upphört att bildas. Här är några konsekvenser:

vatten vid rumstemperatur skulle bli gasformigt eftersom dess kokpunkt skulle sjunka till ca -80°C;
alla reservoarer skulle börja frysa från botten, eftersom densiteten av is skulle vara större än densiteten av flytande vatten;
DNA-dubbelhelixen skulle upphöra att existera, och mycket mer.

Exemplen som ges är tillräckligt för att förstå att i det här fallet skulle naturen på vår planet vara helt annorlunda.

HYDROGEN BOND, FÖRUTSÄTTNINGAR FÖR DESS BILDNING.
Formeln för etylalkohol är CH3-CH2-O-H. Mellan vilka atomer av olika molekyler av detta ämne bildas vätebindningar? Gör strukturformler som illustrerar deras bildande.
2. Vätebindningar finns inte bara i enskilda ämnen, utan även i lösningar. Visa med hjälp av strukturformler hur vätebindningar bildas i en vattenlösning av a) ammoniak, b) vätefluorid, c) etanol (etylalkohol). \u003d 2H 2 O.
Båda dessa reaktioner fortgår i vatten konstant och med samma hastighet, därför finns det en jämvikt i vatten: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Denna balans kallas autoprotolysjämvikt vatten.

Den direkta reaktionen av denna reversibla process är endoterm, därför ökar autoprotolysen vid upphettning, medan jämvikten vid rumstemperatur förskjuts till vänster, det vill säga koncentrationerna av H 3 O och OH-joner är försumbara. Vad är de lika med?
Enligt lagen om massaktion

Men på grund av det faktum att antalet reagerade vattenmolekyler är obetydligt jämfört med det totala antalet vattenmolekyler, kan vi anta att vattenkoncentrationen under autoprotolys praktiskt taget inte förändras, och 2 = const En så låg koncentration av motsatt laddade joner i rent vatten förklarar varför denna vätska, även om den är dålig, fortfarande leder elektrisk ström.

AUTOPROTOLYS AV VATTEN, AUTOPROTOLYS KONSTANT (JONISK PRODUKT) AV VATTEN.
Den joniska produkten av flytande ammoniak (kokpunkt -33 ° C) är 2 10 -28. Skriv en ekvation för autoprotolys av ammoniak. Bestäm koncentrationen av ammoniumjoner i ren flytande ammoniak. Vilket av ämnenas elektriska ledningsförmåga är störst, vatten eller flytande ammoniak?

1. Erhållande av väte och dess förbränning (reducerande egenskaper).
2. Erhållande av syre och förbränning av ämnen i det (oxiderande egenskaper).

Allmän och oorganisk kemi

Föreläsning 6. Väte och syre. Vatten. Väteperoxid.

Väte

Väteatomen är kemins enklaste föremål. Strängt taget är dess jon - protonen - ännu enklare. Beskrevs första gången 1766 av Cavendish. Namn från grekiska. "hydrogener" - genererar vatten.

Radien för en väteatom är ungefär 0,5 * 10-10 m, och dess jon (proton) är 1,2 * 10-15 m. Eller från 50 pm till 1,2 * 10-3 pm eller från 50 meter (SCA diagonal ) upp till 1 mm.

Nästa 1s element, litium, ändras bara från 155 pm till 68 pm för Li+. En sådan skillnad i storleken på en atom och dess katjon (5 storleksordningar) är unik.

På grund av den lilla storleken på protonen, utbytet vätebindning, främst mellan syre-, kväve- och fluoratomer. Styrkan hos vätebindningar är 10–40 kJ/mol, vilket är mycket mindre än brytenergin för de flesta vanliga bindningar (100–150 kJ/mol i organiska molekyler), men mer än den genomsnittliga kinetiska energin för termisk rörelse vid 370 C (4 kJ/mol). Som ett resultat, i en levande organism, bryts vätebindningar reversibelt, vilket säkerställer flödet av vitala processer.

Väte smälter vid 14 K, kokar vid 20,3 K (tryck 1 atm), densiteten för flytande väte är endast 71 g/l (14 gånger lättare än vatten).

I det sällsynta interstellära mediet hittades exciterade väteatomer med övergångar upp till n 733 → 732 med en våglängd på 18 m, vilket motsvarar en Bohr-radie (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) i storleksordningen 0,1 mm (!).

Det vanligaste grundämnet i rymden (88,6% av atomerna, 11,3% av atomerna är helium och endast 0,1% är atomer av alla andra grundämnen).

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

Eftersom protoner har spin 1/2 finns det tre typer av vätemolekyler:

ortoväte o-H2 med parallella kärnspinn, paraväte n-H2 med antiparallell spins och normal n-H2 - en blandning av 75% orto-väte och 25% para-väte. Under omvandlingen av o-H2 → p-H2 frigörs 1418 J/mol.

Egenskaper hos orto- och paraväte

Eftersom atommassan av väte är den minsta möjliga, skiljer sig dess isotoper - deuterium D (2 H) och tritium T (3 H) avsevärt från protium 1 H i fysikaliska och kemiska egenskaper. Till exempel påverkar ersättningen av en av vätena i en organisk förening med deuterium avsevärt dess vibrationsspektrum (infrarött), vilket gör det möjligt att fastställa strukturen hos komplexa molekyler. Liknande substitutioner ("märkt atommetod") används också för att fastställa komplexets mekanismer

kemiska och biokemiska processer. Metoden med märkta atomer är särskilt känslig när radioaktivt tritium används istället för protium (β-sönderfall, halveringstid 12,5 år).

Egenskaper hos protium och deuterium

		Densitet, g/l (20 K)



Huvudmetod väteproduktion inom industrin – metanomvandling
eller kolhydratisering vid 800-11000 C (katalysator):
CH4 + H2O = CO + 3 H2	över 10 000 С
"Vattengas": C + H2 O = CO + H2	över 10 000 С
Sedan CO-omvandling: CO + H2O = CO2 + H2			4000 C, koboltoxider

Totalt: C + 2 H2O = CO2 + 2 H2

Andra källor till väte.

Koksugnsgas: ca 55 % väte, 25 % metan, upp till 2 % tunga kolväten, 4-6 % CO, 2 % CO2, 10-12 % kväve.

Väte som förbränningsprodukt:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + CaO + 2 H2

Upp till 370 liter väte frigörs per 1 kg pyroteknisk blandning.

Väte i form av ett enkelt ämne används för produktion av ammoniak och hydrering (härdning) av vegetabiliska fetter, för reduktion från oxider av vissa metaller (molybden, volfram), för produktion av hydrider (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Reaktionens entalpi: H. + H. = H2 är -436 kJ / mol, så atomärt väte används för att producera en högtemperaturreducerande "låga" ("Langmuir-brännare"). En vätestråle i en ljusbåge finfördelas vid 35 000 C med 30 %, sedan är det, med rekombination av atomer, möjligt att nå 50 000 C.

Flytande väte används som bränsle i raketer (se syre). Utlovar miljövänligt bränsle för landtransporter; experiment pågår på användningen av vätemetallhydridbatterier. Till exempel kan LaNi5-legeringen absorbera 1,5-2 gånger mer väte än vad som finns i samma volym (som volymen av legeringen) av flytande väte.

Syre

Enligt nu allmänt accepterade uppgifter upptäcktes syre 1774 av J. Priestley och oberoende av K. Scheele. Syrets upptäckts historia är ett bra exempel på paradigmens inflytande på vetenskapens utveckling (se bilaga 1).

Tydligen upptäcktes faktiskt syre mycket tidigare än det officiella datumet. 1620 kunde vem som helst åka längs Themsen (i Themsen) i en ubåt designad av Cornelius van Drebbel. Båten rörde sig under vatten tack vare ansträngningarna från ett dussin roddare. Enligt många ögonvittnen löste ubåtens uppfinnare framgångsrikt problemet med andning genom att "uppfriska" luften i den med kemiska medel. Robert Boyle skrev 1661: ”... Förutom den mekaniska konstruktionen av båten hade uppfinnaren en kemisk lösning (lut), som han

anses vara huvudhemligheten med dykning. Och när han då och då blev övertygad om att den andningsbara delen av luften redan var förbrukad och gjorde det svårt för människor i båten att andas, kunde han, genom att öppna ett kärl fyllt med denna lösning, snabbt fylla på luften med ett sådant innehåll av vitala delar som skulle göra den igen lämplig för andning under tillräckligt lång tid.

En frisk person i ett lugnt tillstånd pumpar per dag cirka 7200 liter luft genom sina lungor och tar oåterkalleligt 720 liter syre. I ett slutet rum med en volym på 6 m3 kan en person överleva utan ventilation i upp till 12 timmar och under fysiskt arbete 3-4 timmar. Den främsta orsaken till andningssvårigheter är inte brist på syre, men ansamling av koldioxid från 0,3 till 2,5 %.

Under lång tid var huvudmetoden för att erhålla syre "barium" -cykeln (att få syre med hjälp av Brin-metoden):

BaS04 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

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

Drebbels hemliga lösning kan vara en lösning av väteperoxid: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Erhållande av syre under förbränning av pyromblandningen: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

I en blandning av upp till 80% NaClO3, upp till 10% järnpulver, 4% bariumperoxid och glasull.

Syremolekylen är paramagnetisk (praktiskt taget en biradikal), därför är dess aktivitet hög. Organiska ämnen oxideras i luften genom peroxidbildningsstadiet.

Syret smälter vid 54,8 K och kokar vid 90,2 K.

Den allotropa modifieringen av grundämnet syre är ämnet ozon O3. Jordens biologiska ozonskydd är oerhört viktigt. På en höjd av 20-25 km etableras en jämvikt:

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

1974 upptäcktes det att atomärt klor, som bildas av freoner på en höjd av mer än 25 km, katalyserar sönderfallet av ozon, som om det skulle ersätta "ozon" ultraviolett. Denna UV kan orsaka hudcancer (upp till 600 000 fall per år i USA). Förbudet mot freoner i aerosolburkar har varit i kraft i USA sedan 1978.

Sedan 1990 har listan över förbjudna ämnen (i 92 länder) inkluderat CH3 CCl3, CCl4, klorbromkolväten - deras produktion är begränsad till 2000.

Förbränning av väte i syre

Reaktionen är mycket komplex (schema i föreläsning 3), så det krävdes en lång studie innan praktisk tillämpning påbörjades.

21 juli 1969 gick den första jordlingen - N. Armstrong på månen. Saturn-5 bärraket (designad av Wernher von Braun) består av tre steg. I den första, fotogen och syre, i den andra och tredje - flytande väte och syre. Totalt 468 ton flytande O2 och H2. 13 framgångsrika lanseringar gjordes.

Sedan april 1981 har rymdfärjan varit i drift i USA: 713 ton flytande O2 och H2, samt två fastdrivna boosters på 590 ton vardera (den totala massan av fast bränsle är 987 ton). De första 40 km uppstigning till TTU, från 40 till 113 km motorer drivs på väte och syre.

Den 15 maj 1987, den första lanseringen av Energia, den 15 november 1988, den första och enda flygningen av Buran. Lanseringsvikten är 2400 ton, bränslemassan (fotogen i

sidofack, flytande O2 och H2) 2000 ton Motoreffekt 125000 MW, nyttolast 105 ton.

Förbränningen var inte alltid kontrollerad och framgångsrik.

1936 byggdes världens största väteluftskepp LZ-129 "Hindenburg". Volymen är 200 000 m3, längden är ca 250 m, diametern är 41,2 m. Hastigheten är 135 km/h tack vare 4 motorer på vardera 1100 hk, nyttolasten är 88 ton. Luftskeppet gjorde 37 flygningar över Atlanten och transporterade mer än 3 tusen passagerare.

Den 6 maj 1937, medan den förtöjde i USA, exploderade luftskeppet och brann ner. En möjlig orsak är sabotage.

Den 28 januari 1986, vid den 74:e sekunden av flygningen, exploderade Challenger med sju kosmonauter - den 25:e flygningen i Shuttle-systemet. Anledningen är en defekt i den fasta drivmedelsboostern.

Demonstration:

explosiv gasexplosion (en blandning av väte och syre)

bränsleceller

En tekniskt viktig variant av denna förbränningsreaktion är uppdelningen av processen i två:

väteelektrooxidation (anod): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

syreelektroreduktion (katod): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Systemet där sådan "bränning" utförs är bränslecell. Verkningsgraden är mycket högre än för termiska kraftverk, eftersom det inte finns någon

speciellt stadium av värmealstring. Maximal verkningsgrad = ∆G/∆H; för förbränning av väte erhålls 94 %.

Effekten har varit känd sedan 1839, men de första praktiskt fungerande bränslecellerna har implementerats

i slutet av 1900-talet i rymden ("Gemini", "Apollo", "Shuttle" - USA, "Buran" - USSR).

Bränslecellsperspektiv [17]

En representant för Ballard Power Systems, som talade vid en vetenskaplig konferens i Washington, betonade att en bränslecellsmotor kommer att bli kommersiellt gångbar när den uppfyller fyra huvudkriterier: lägre kostnad för genererad energi, ökad hållbarhet, minskad installationsstorlek och förmågan att starta snabbt i kallt väder.. Kostnaden för en kilowatt energi som genereras av en bränslecellsanläggning bör sänkas till 30 USD. Som jämförelse, 2004 var samma siffra $103, och 2005 förväntas det vara $80. För att uppnå detta pris är det nödvändigt att producera minst 500 tusen motorer per år. Europeiska forskare är mer försiktiga i prognoser och tror att den kommersiella användningen av vätebränsleceller i bilindustrin kommer att börja tidigast 2020.

Väte H är det vanligaste grundämnet i universum (cirka 75 viktprocent), på jorden är det det nionde vanligaste grundämnet. Den viktigaste naturliga väteföreningen är vatten.
Väte rankas först i det periodiska systemet (Z = 1). Den har den enklaste strukturen av en atom: kärnan i en atom är 1 proton, omgiven av ett elektronmoln som består av 1 elektron.
Under vissa förhållanden uppvisar väte metalliska egenskaper (donerar en elektron), i andra - icke-metallisk (accepterar en elektron).
Väteisotoper finns i naturen: 1H - protium (kärnan består av en proton), 2H - deuterium (D - kärnan består av en proton och en neutron), 3H - tritium (T - kärnan består av en proton och två neutroner).

Det enkla ämnet väte

Vätemolekylen består av två atomer sammanlänkade med en opolär kovalent bindning.
fysikaliska egenskaper. Väte är en färglös, giftfri, luktfri och smaklös gas. Vätemolekylen är inte polär. Därför är krafterna för intermolekylär interaktion i gasformigt väte små. Detta manifesteras i låga kokpunkter (-252,6 0С) och smältpunkter (-259,2 0С).
Väte är lättare än luft, D (i luft) = 0,069; lätt löslig i vatten (2 volymer H2 löses i 100 volymer H2O). Därför kan väte, när det produceras i laboratoriet, samlas upp med luft- eller vattenförträngningsmetoder.

Får väte

I laboratoriet:

1. Verkan av utspädda syror på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Interaktion mellan alkali och alkalimetaller med vatten:
Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2

3. Hydrolys av hydrider: metallhydrider bryts lätt ned av vatten med bildning av motsvarande alkali och väte:
NaH + H2O → NaOH + H2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Inverkan av alkalier på zink eller aluminium eller kisel:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2
Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Vattenelektrolys. För att öka vattnets elektriska ledningsförmåga tillsätts en elektrolyt till det, till exempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. Vid katoden bildas 2 volymer väte, vid anoden - 1 volym syre.
2H2O → 2H2 + O2

Industriell produktion av väte

1. Omvandling av metan med ånga, Ni 800 °C (billigast):
CH4 + H2O → CO + 3 H2
CO + H2O → CO2 + H2

Totalt:
CH4 + 2 H2O → 4 H2 + CO2

2. Vattenånga genom varm koks vid 1000 o C:
C + H2O → CO + H2
CO + H2O → CO2 + H2

Den resulterande kolmonoxiden (IV) absorberas av vatten, på detta sätt erhålls 50% industriellt väte.

3. Genom att värma metan till 350°C i närvaro av en järn- eller nickelkatalysator:
CH4 -> C + 2H2

4. Elektrolys av vattenlösningar av KCl eller NaCl som biprodukt:
2H2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Vätets kemiska egenskaper

I föreningar är väte alltid envärd. Det har ett oxidationstillstånd på +1, men i metallhydrider är det -1.
Vätemolekylen består av två atomer. Uppkomsten av en bindning mellan dem förklaras av bildandet av ett generaliserat elektronpar H: H eller H 2
På grund av denna generalisering av elektroner är H2-molekylen mer energimässigt stabil än dess individuella atomer. För att bryta en molekyl till atomer i 1 mol väte är det nödvändigt att förbruka en energi på 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
Detta förklarar den relativt låga aktiviteten av molekylärt väte vid vanlig temperatur.
Med många icke-metaller bildar väte gasformiga föreningar som RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Bildar vätehalogenider med halogener:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Samtidigt exploderar den med fluor, reagerar med klor och brom endast när den är upplyst eller uppvärmd, och med jod endast vid uppvärmning.

2) Med syre:
2H2 + O2 → 2H2O
med värmeavgivning. Vid vanliga temperaturer fortskrider reaktionen långsamt, över 550 ° C - med en explosion. En blandning av 2 volymer H 2 och 1 volym O 2 kallas explosiv gas.

3) När den upphettas reagerar den kraftigt med svavel (mycket svårare med selen och tellur):
H 2 + S → H 2 S (vätesulfid),

4) Med kväve med bildning av ammoniak endast på katalysatorn och vid förhöjda temperaturer och tryck:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Med kol vid höga temperaturer:
2H2 + C → CH4 (metan)

6) Bildar hydrider med alkali- och jordalkalimetaller (väte är ett oxidationsmedel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metallhydrider är vätejonen negativt laddad (oxidationstillstånd -1), det vill säga hydriden Na + H - är uppbyggd som klorid Na + Cl -

Med komplexa ämnen:

7) Med metalloxider (används för att återställa metaller):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

8) med kolmonoxid (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntes - gas (en blandning av väte och kolmonoxid) är av stor praktisk betydelse, eftersom, beroende på temperatur, tryck och katalysator, bildas olika organiska föreningar, till exempel HCHO, CH 3 OH och andra.

9) Omättade kolväten reagerar med väte och blir till mättade:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.