Dersin amacı. Bu derste, dünyadaki yaşam için belki de en önemli kimyasal elementler olan hidrojen ve oksijen hakkında bilgi edinecek, bunların kimyasal özelliklerinin yanı sıra oluşturdukları basit maddelerin fiziksel özelliklerini de öğrenecek, oksijenin ve oksijenin rolü hakkında daha fazla bilgi edineceksiniz. Doğadaki hidrojen ve insanın yaşamı.
Hidrojen evrende en bol bulunan elementtir. Oksijen yeryüzünde en çok bulunan elementtir. Birlikte, insan vücudunun kütlesinin yarısından fazlasını oluşturan bir madde olan suyu oluştururlar. Oksijen solumak için ihtiyacımız olan gazdır ve su olmadan birkaç gün bile yaşayamayız, dolayısıyla şüphesiz oksijen ve hidrojen yaşam için gerekli olan en önemli kimyasal elementler olarak kabul edilebilir.
Hidrojen ve oksijen atomlarının yapısı
Böylece hidrojen metalik olmayan özellikler sergiler. Doğada hidrojen üç izotop, protium, döteryum ve trityum formunda oluşur, hidrojen izotopları fiziksel özellikler bakımından birbirinden çok farklıdır, bu nedenle onlara ayrı semboller bile atanır.
İzotopların ne olduğunu hatırlamıyorsanız veya bilmiyorsanız, "Bir kimyasal elementin atom çeşitleri olarak izotoplar" elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın. İçinde, bir elementin izotoplarının birbirinden nasıl farklı olduğunu, bir elementte birkaç izotopun varlığının neye yol açtığını öğrenecek ve ayrıca birkaç elementin izotoplarını tanıyacaksınız.
Böylece oksijenin olası oksidasyon durumları –2 ila +2 arasındaki değerlerle sınırlıdır. Oksijen iki elektron alırsa (anyon haline gelir) veya daha az elektronegatif elementlerle iki kovalent bağ oluşturursa -2 oksidasyon durumuna geçer. Oksijen başka bir oksijen atomuyla ve ikincisi daha az elektronegatif bir elementin atomuyla bir bağ oluşturursa, -1 oksidasyon durumuna girer. Oksijen, flor (elektronegatiflik değeri daha yüksek olan tek element) ile iki kovalent bağ oluşturarak +2 oksidasyon durumuna geçer. Bir bağın başka bir oksijen atomu ile, ikincisinin ise bir flor atomu ile oluşturulması - +1. Son olarak, oksijen daha az elektronegatif bir atomla bir bağ ve flor ile ikinci bir bağ oluşturursa, oksidasyon durumu 0 olacaktır.
Hidrojen ve oksijenin fiziksel özellikleri, oksijenin allotropisi
Hidrojen- tadı ve kokusu olmayan, renksiz gaz. Çok hafif (havadan 14,5 kat daha hafif). Hidrojenin sıvılaşma sıcaklığı -252,8 ° C - tüm gazlar arasında neredeyse en düşük olanıdır (yalnızca helyumdan sonra ikinci). Sıvı ve katı hidrojen çok hafif, renksiz maddelerdir.
Oksijen Renksiz, kokusuz, tatsız, havadan biraz ağır bir gazdır. -182,9 °C'de ağır mavi bir sıvıya dönüşür, -218 °C'de mavi kristaller oluşturarak katılaşır. Oksijen molekülleri paramanyetiktir, bu da oksijenin bir mıknatıs tarafından çekildiği anlamına gelir. Oksijen suda az çözünür.
Yalnızca tek tip moleküller oluşturan hidrojenin aksine, oksijen allotropi sergiler ve iki tip molekül oluşturur; yani oksijen elementi iki basit maddeyi oluşturur: oksijen ve ozon.
Kimyasal özellikler ve basit maddelerin elde edilmesi
Hidrojen.
Hidrojen molekülündeki bağ tektir ancak doğadaki en güçlü tekli bağlardan biridir ve onu kırmak çok fazla enerji gerektirir, bu nedenle hidrojen oda sıcaklığında çok etkisizdir ancak sıcaklık yükseldiğinde ( veya bir katalizör varlığında), hidrojen birçok basit ve karmaşık maddeyle kolayca etkileşime girer.
Hidrojen kimyasal açıdan tipik bir metal değildir. Yani -1 oksidasyon durumunu sergilediği hidritler oluşturmak için aktif metallerle etkileşime girebilir. Bazı metallerle (lityum, kalsiyum), etkileşim oda sıcaklığında bile devam eder, ancak oldukça yavaştır, bu nedenle hidritlerin sentezinde ısıtma kullanılır:
,
.
Basit maddelerin doğrudan etkileşimi yoluyla hidritlerin oluşumu yalnızca aktif metaller için mümkündür. Zaten alüminyum hidrojen ile doğrudan etkileşime girmez, hidrürü değişim reaksiyonları ile elde edilir.
Hidrojen ayrıca metal olmayan maddelerle yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer. Reaksiyonu ışıkla indüklenebilen klor ve brom halojenleri istisnadır:
.
Flor ile reaksiyon da ısıtma gerektirmez, güçlü soğutmada ve mutlak karanlıkta bile patlamayla ilerler.
Oksijen ile reaksiyon dallanmış zincir mekanizmasına göre ilerler, bu nedenle reaksiyon hızı hızla artar ve 1: 2 oranında oksijen ve hidrojen karışımında reaksiyon bir patlama ile ilerler (böyle bir karışıma "patlayıcı gaz" denir) "):
.
Kükürt ile reaksiyon, çok az ısı salınımıyla veya hiç ısı salınımı olmadan, çok daha sessiz bir şekilde ilerler:
.
Azot ve iyot ile reaksiyonlar tersinir şekilde ilerler:
,
.
Bu durum endüstride amonyak üretimini büyük ölçüde karmaşık hale getirir: süreç, dengeyi amonyak oluşumu yönünde karıştırmak için yüksek basıncın kullanılmasını gerektirir. Hidrojen iyot doğrudan sentez yoluyla elde edilmez, çünkü sentezi için çok daha uygun birkaç yöntem vardır.
Hidrojen, düşük aktif metal olmayanlarla () doğrudan reaksiyona girmez, ancak bunlarla olan bileşikleri bilinmektedir.
Karmaşık maddelerle reaksiyonlarda çoğu durumda hidrojen indirgeyici madde olarak görev yapar. Çözeltilerde hidrojen, düşük aktif metalleri (voltaj serisinde hidrojenden sonra yer alan) tuzlarından indirgeyebilir:
Hidrojen ısıtıldığında birçok metali oksitlerinden indirgeyebilir. Üstelik metal ne kadar aktif olursa, onu eski haline getirmek o kadar zor olur ve bunun için gereken sıcaklık da o kadar yüksek olur:
.
Çinkodan daha aktif metallerin hidrojenle indirgenmesi neredeyse imkansızdır.
Hidrojen, metallerin güçlü asitlerle reaksiyona sokulmasıyla laboratuvarda üretilir. En sık kullanılan çinko ve hidroklorik asit:
Güçlü elektrolitlerin varlığında suyun daha az kullanılan elektrolizi:
Endüstride hidrojen, bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi yoluyla kostik soda üretiminde bir yan ürün olarak üretilir:
Ayrıca yağın rafine edilmesi sırasında hidrojen elde edilir.
Suyun fotolizi ile hidrojen üretimi gelecekte en umut verici yöntemlerden biridir, ancak şu anda bu yöntemin endüstriyel uygulaması zordur.
Elektronik eğitim kaynaklarının materyalleriyle çalışma Laboratuvar çalışması "Hidrojenin elde edilmesi ve özellikleri" ve Laboratuvar çalışması "Hidrojenin özelliklerinin azaltılması". Kipp aparatının ve Kiryushkin aparatının çalışma prensibini öğrenin. Hangi durumlarda Kipp aparatını kullanmanın daha uygun olduğunu ve hangi durumda - Kiryushkin'i düşünün. Hidrojen reaksiyonlarda hangi özellikleri sergiler?
Oksijen.
Oksijen molekülündeki bağ çift ve çok kuvvetlidir. Bu nedenle oksijen oda sıcaklığında oldukça etkisizdir. Ancak ısıtıldığında güçlü oksitleyici özellikler sergilemeye başlar.
Oksijen, aktif metallerle (alkali, alkali toprak ve bazı lantanitler) ısınmadan reaksiyona girer:
Isıtıldığında oksijen çoğu metalle reaksiyona girerek oksitler oluşturur:
,
,
.
Gümüş ve daha az aktif metaller oksijenle oksitlenmez.
Oksijen ayrıca çoğu metal olmayan maddeyle reaksiyona girerek oksitler oluşturur:
,
,
.
Azotla etkileşim yalnızca 2000 °C civarındaki çok yüksek sıcaklıklarda meydana gelir.
Oksijen, klor, brom ve iyot ile reaksiyona girmez, ancak bunların oksitlerinin çoğu dolaylı olarak elde edilebilir.
Oksijenin flor ile etkileşimi, bir gaz karışımından bir elektrik deşarjının geçirilmesiyle gerçekleştirilebilir:
.
Oksijen(II) florür kararsız bir bileşiktir, kolayca ayrışır ve çok güçlü bir oksitleyici maddedir.
Çözeltilerde oksijen, yavaş da olsa güçlü bir oksitleyici maddedir. Kural olarak oksijen, metallerin daha yüksek oksidasyon durumlarına geçişini teşvik eder:
Oksijenin varlığı çoğu zaman voltaj serisinde hidrojenden hemen sonra bulunan metallerin asitlerde çözünmesini mümkün kılar:
Isıtıldığında oksijen düşük metal oksitleri oksitleyebilir:
.
Oksijen sanayide kimyasal olarak elde edilmez, havadan damıtma yoluyla elde edilir.
Laboratuvar, ısıtıldığında oksijen açısından zengin bileşiklerin (nitratlar, kloratlar, permanganatlar) ayrışma reaksiyonlarını kullanır:
Ayrıca hidrojen peroksitin katalitik ayrışmasıyla da oksijen elde edebilirsiniz:
Ek olarak, yukarıdaki su elektroliz reaksiyonu oksijen üretmek için kullanılabilir.
Elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın Laboratuvar çalışması "Oksijen üretimi ve özellikleri."
Laboratuvar çalışmalarında kullanılan oksijen toplama yönteminin adı nedir? Gazları toplamanın başka yolları nelerdir ve hangileri oksijen toplamaya uygundur?
Görev 1. "Isıtıldığında potasyum permanganatın ayrışması" video klibini izleyin.
Soruları cevapla:
- Reaksiyonun katı ürünlerinden hangisi suda çözünür?
- Potasyum permanganat çözeltisi ne renktir?
- Potasyum manganat çözeltisinin rengi nedir?
Devam eden reaksiyonların denklemlerini yazın. Elektronik denge yöntemini kullanarak bunları eşitleyin.
Görevi öğretmenle video odasında veya video odasında tartışın.
Ozon.
Ozon molekülü triatomiktir ve içindeki bağlar oksijen molekülündekinden daha az güçlüdür, bu da ozonun daha büyük kimyasal aktivitesine yol açar: ozon, çözeltilerdeki veya kuru formdaki birçok maddeyi ısıtmadan kolayca oksitler:
Ozon, bir katalizör olmadan nitrik oksidi (IV) nitrik okside (V) ve sülfür oksidi (IV) sülfür okside (VI) kolayca oksitleyebilir:
Ozon yavaş yavaş oksijene ayrışır:
Ozon üretmek için özel cihazlar kullanılır - içinde parlak bir deşarjın oksijenden geçtiği ozonlaştırıcılar.
Laboratuvarda küçük miktarlarda ozon elde etmek için bazen perokso bileşiklerinin ve bazı yüksek oksitlerin ısıtıldığında ayrışma reaksiyonları kullanılır:
Elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın Laboratuvar çalışması "Ozonun elde edilmesi ve özelliklerinin incelenmesi."
İndigo çözeltisinin neden renksiz hale geldiğini açıklayın. Kurşun nitrat ve sodyum sülfit çözeltileri karıştırıldığında ve elde edilen süspansiyondan ozonlanmış hava geçirildiğinde meydana gelen reaksiyonların denklemlerini yazın. İyon değiştirme reaksiyonu için iyonik denklemleri yazın. Redoks reaksiyonu için elektronik bir denge yapın.
Görevi öğretmenle video odasında veya video odasında tartışın.
Suyun kimyasal özellikleri
Suyun fiziksel özelliklerini ve önemini daha iyi anlamak için "Suyun anormal özellikleri" ve "Su dünyadaki en önemli sıvıdır" elektronik eğitim kaynaklarının materyalleriyle çalışın.
Su, tüm canlı organizmalar için büyük önem taşır; aslında birçok canlı organizmanın yarısından fazlası sudan oluşur. Su, çok yönlü solventlerden biridir (yüksek sıcaklık ve basınçlarda solvent olarak kapasitesi önemli ölçüde artar). Kimyasal açıdan su, hidrojen oksittir, sulu bir çözeltide ise (çok küçük bir ölçüde de olsa) hidrojen katyonlarına ve hidroksit anyonlarına ayrışır:
.
Su birçok metalle etkileşime girer. Aktif (alkali, alkali toprak ve bazı lantanitler) su, ısıtmadan reaksiyona girer:
Isıtıldığında daha az aktif etkileşim meydana gelir.
Periyodik sistemde hidrojen, özellikleri bakımından tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu özellik onu tamamen benzersiz kılmaktadır. Hidrojen sadece bir element veya madde değil, aynı zamanda birçok karmaşık bileşiğin bir bileşeni, organojenik ve biyojenik bir elementtir. Bu nedenle özelliklerini ve özelliklerini daha detaylı ele alıyoruz.
Metallerin ve asitlerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı, 16. yüzyılın başlarında, yani kimyanın bir bilim olarak oluşumu sırasında gözlemlendi. Ünlü İngiliz bilim adamı Henry Cavendish, 1766 yılından başlayarak maddeyi incelemeye başladı ve ona "yanıcı hava" adını verdi. Bu gaz yandığında su üretiyordu. Ne yazık ki, bilim adamının flojiston teorisine (varsayımsal "aşırı ince madde") bağlılığı, onun doğru sonuçlara varmasını engelledi.
Fransız kimyager ve doğa bilimci A. Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte ve özel gazometreler kullanarak 1783 yılında suyu sentezledi ve ardından su buharını kızgın demirle ayrıştırarak analiz etti. Böylece bilim adamları doğru sonuçlara varabildiler. "Yanıcı havanın" yalnızca suyun bir parçası olmadığını, aynı zamanda ondan da elde edilebileceğini buldular.
1787'de Lavoisier, incelenen gazın basit bir madde olduğunu ve dolayısıyla birincil kimyasal elementler arasında yer aldığını öne sürdü. Buna hidrojen adını verdi (Yunanca hydor - su + gennao - doğuruyorum kelimelerinden), yani "suyu doğurmak".
Rusça "hidrojen" adı 1824 yılında kimyager M. Solovyov tarafından önerildi. Suyun bileşiminin belirlenmesi "flojiston teorisinin" sonunu işaret ediyordu. 18. ve 19. yüzyılların başında hidrojen atomunun (diğer elementlerin atomlarına kıyasla) çok hafif olduğu ve atom kütlelerini karşılaştırmak için kütlesinin ana birim olarak alınarak 1'e eşit bir değer elde edildiği bulundu.
Fiziki ozellikleri
Hidrojen bilim tarafından bilinen tüm maddeler arasında en hafifidir (havadan 14,4 kat daha hafiftir), yoğunluğu 0,0899 g/l'dir (1 atm, 0 °C). Bu malzeme sırasıyla -259,1 ° C ve -252,8 ° C'de erir (katılaşır) ve kaynar (sıvılaşır) (yalnızca helyum daha düşük kaynama ve erime sıcaklığına sahiptir).
Hidrojenin kritik sıcaklığı oldukça düşüktür (-240°C). Bu nedenle sıvılaştırılması oldukça karmaşık ve maliyetli bir işlemdir. Bir maddenin kritik basıncı 12,8 kgf/cm², kritik yoğunluğu ise 0,0312 g/cm³'tür. Tüm gazlar arasında hidrojen en yüksek termal iletkenliğe sahiptir: 1 atm ve 0 ° C'de 0,174 W / (mxK)'dir.
Bir maddenin aynı koşullar altında özgül ısı kapasitesi 14.208 kJ/(kgxK) veya 3.394 cal/(gh °C)'dir. Bu element suda az çözünür (1 atm ve 20 ° C'de yaklaşık 0.0182 ml / g), ancak iyi - çoğu metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (hacim başına yaklaşık 850 hacim Pd) .
İkinci özellik, yayılma kabiliyeti ile ilişkilidir; bir karbon alaşımı (örneğin çelik) yoluyla difüzyona, hidrojenin karbonla etkileşimi nedeniyle alaşımın tahrip olması eşlik edebilir (bu işleme karbon giderme denir). Sıvı halde, madde çok hafiftir (t ° \u003d -253 ° C'de yoğunluk - 0,0708 g / cm³) ve akışkandır (aynı koşullar altında viskozite - 13,8 santigrat).
Birçok bileşikte bu element, sodyum ve diğer alkali metallere benzer şekilde +1 değerlik (oksidasyon durumu) sergiler. Genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir. Buna göre Mendeleev sisteminin I grubuna başkanlık ediyor. Metal hidritlerde hidrojen iyonu negatif yük sergiler (oksidasyon durumu -1'dir), yani Na + H-, Na + Cl- klorüre benzer bir yapıya sahiptir. Buna ve diğer bazı gerçeklere uygun olarak ("H" elementinin ve halojenlerin fiziksel özelliklerinin yakınlığı, organik bileşiklerde onu halojenlerle değiştirme yeteneği), Hidrojen Mendeleev sisteminin VII. grubuna atanmıştır.
Normal koşullar altında, moleküler hidrojen düşük aktiviteye sahiptir ve yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ve klor ile, ikincisi - ışıkta) doğrudan birleşir. Buna karşılık ısıtıldığında birçok kimyasal elementle etkileşime girer.
Atomik hidrojenin kimyasal aktivitesi yüksektir (moleküler hidrojenle karşılaştırıldığında). Oksijenle aşağıdaki formüle göre su oluşturur:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
285,937 kJ/mol ısı veya 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm) açığa çıkar. Normal sıcaklık koşullarında reaksiyon oldukça yavaş ilerler ve t °>= 550 ° С'de kontrolsüzdür. Hacimce hidrojen + oksijen karışımının patlayıcı sınırları %4–94 H₂'dir ve hidrojen + hava karışımları %4–74 H₂'dir (iki hacim H₂ ve bir hacim O₂ karışımına patlayıcı gaz denir).
Bu element, oksitlerden oksijen aldığı için çoğu metali indirgemek için kullanılır:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H₂ = Cu + H₂O vb.
Farklı halojenlerle hidrojen, hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:
H₂ + Cl₂ = 2HCl.
Bununla birlikte, flor ile reaksiyona girdiğinde hidrojen patlar (bu aynı zamanda karanlıkta, -252 ° C'de de olur), yalnızca ısıtıldığında veya aydınlatıldığında brom ve klor ile ve yalnızca ısıtıldığında iyot ile reaksiyona girer. Azotla etkileşime girdiğinde amonyak oluşur, ancak yalnızca bir katalizörde, yüksek basınç ve sıcaklıklarda:
ZN₂ + N₂ = 2NH₃.
Hidrojen ısıtıldığında aktif olarak kükürt ile reaksiyona girer:
H₂ + S = H₂S (hidrojen sülfür),
ve çok daha zor - tellür veya selenyum ile. Hidrojen, saf karbonla katalizör olmadan, ancak yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girer:
2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).
Bu madde bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur, örneğin:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Hidrojen ve karbon monoksit (II) etkileşimlerinin pratik önemi hiç de küçük değildir. Bu durumda basınca, sıcaklığa ve katalizöre bağlı olarak çeşitli organik bileşikler oluşur: HCHO, CH₃OH, vb. Doymamış hidrokarbonlar reaksiyon sırasında doymuş olanlara dönüşür, örneğin:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Hidrojen ve bileşikleri kimyada olağanüstü bir rol oynar. Sözde asidik özelliklerini belirler. protik asitler, birçok inorganik ve organik bileşiğin özellikleri üzerinde önemli etkiye sahip olan farklı elementlerle hidrojen bağları oluşturma eğilimindedir.
Hidrojen elde etmek
Bu elementin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri rafineri gazları, doğal yanıcı ve kok fırını gazlarıdır. Ayrıca sudan elektroliz yoluyla (elektriğin uygun olduğu yerlerde) elde edilir. Doğal gazdan malzeme üretmenin en önemli yöntemlerinden biri, başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimidir (dönüşüm olarak adlandırılır). Örneğin:
CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.
Hidrokarbonların oksijenle eksik oksidasyonu:
CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.
Sentezlenen karbon monoksit (II) dönüşüme uğrar:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.
Suyun elektrolizi için, bir NaOH veya KOH çözeltisinden geçirilen doğru akım kullanılır (ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Laboratuvar koşullarında malzeme suyun elektrolizi ile veya hidroklorik asit ile çinko arasındaki reaksiyon sonucu elde edilir. Bununla birlikte, silindirlerde daha sık kullanılan hazır fabrika malzemesi.
Derin soğutma sırasında daha kolay sıvılaştırılabildikleri için bu element, gaz karışımının diğer tüm bileşenlerinin çıkarılmasıyla rafineri gazlarından ve kok fırını gazından izole edilir.
Bu malzeme 18. yüzyılın sonlarında endüstriyel olarak elde edilmeye başlandı. Daha sonra balonları doldurmak için kullanıldı. Şu anda hidrojen, endüstride, özellikle kimya endüstrisinde, amonyak üretimi için yaygın olarak kullanılmaktadır.
Maddenin kitlesel tüketicileri, metil ve diğer alkoller, sentetik benzin ve diğer birçok ürünün üreticileridir. Karbon monoksit (II) ve hidrojenden sentez yoluyla elde edilirler. Hidrojen, ağır ve katı sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, HCl sentezinde, petrol ürünlerinin hidro-işlenmesinde ve ayrıca metallerin kesilmesinde / kaynaklanmasında kullanılır. Nükleer enerjinin en önemli unsurları izotopları olan trityum ve döteryumdur.
Hidrojenin biyolojik rolü
Canlı organizmaların kütlesinin yaklaşık% 10'u (ortalama olarak) bu elemente düşer. Suyun ve proteinler, nükleik asitler, lipitler, karbonhidratlar dahil olmak üzere en önemli doğal bileşik gruplarının bir parçasıdır. Neye hizmet ediyor?
Bu materyal belirleyici bir rol oynar: proteinlerin uzamsal yapısının korunmasında (dördüncül), nükleik asitlerin tamamlayıcılık ilkesinin uygulanmasında (yani genetik bilginin uygulanmasında ve depolanmasında), genel olarak moleküler düzeyde "tanınmada". seviye.
Hidrojen iyonu H+ vücutta önemli dinamik reaksiyonlarda/süreçlerde rol alır. Dahil olanlar: canlı hücrelere enerji sağlayan biyolojik oksidasyonda, biyosentez reaksiyonlarında, bitkilerde fotosentezde, bakteriyel fotosentezde ve nitrojen fiksasyonunda, asit-baz dengesinin ve homeostazın korunmasında, membran taşıma süreçlerinde. Karbon ve oksijenle birlikte yaşam olgusunun işlevsel ve yapısal temelini oluşturur.
10.1 Hidrojen
"Hidrojen" adı hem kimyasal bir elementi hem de basit bir maddeyi ifade eder. Öğe hidrojen hidrojen atomlarından oluşur. basit madde hidrojen hidrojen moleküllerinden oluşur.
a) Kimyasal element hidrojen
Doğal element dizisinde hidrojenin seri numarası 1'dir. Elementler sisteminde hidrojen IA veya VIIA grubunda ilk periyotta yer alır.
Hidrojen Dünya üzerinde en çok bulunan elementlerden biridir. Dünyanın atmosferi, hidrosferi ve litosferindeki hidrojen atomlarının molar fraksiyonu (toplu olarak buna yer kabuğu denir) 0,17'dir. Suda, birçok mineralde, petrolde, doğalgazda, bitki ve hayvanlarda bulunur. Ortalama insan vücudu yaklaşık 7 kilogram hidrojen içerir.
Hidrojenin üç izotopu vardır:
a) hafif hidrojen - protiyum,
b) ağır hidrojen - döteryum(D)
c) süper ağır hidrojen - trityum(T).
Trityum kararsız (radyoaktif) bir izotoptur, dolayısıyla doğada pratik olarak oluşmaz. Döteryum kararlıdır ancak çok azı vardır: w D = %0,015 (tüm karasal hidrojenin kütlesinin). Bu nedenle hidrojenin atom kütlesi 1 Dn'den (1,00794 Dn) çok az farklılık gösterir.
b) Hidrojen atomu
Kimya dersinin önceki bölümlerinden hidrojen atomunun aşağıdaki özelliklerini zaten biliyorsunuz:
Bir hidrojen atomunun değerlik yetenekleri, tek bir değerlik yörüngesinde bir elektronun varlığıyla belirlenir. İyonlaşma enerjisinin büyük olması, hidrojen atomunun elektron verme eğiliminde olmamasını sağlar ve elektron ilgisinin çok yüksek olmaması, onu kabul etme konusunda hafif bir eğilime yol açar. Sonuç olarak kimyasal sistemlerde H katyonunun oluşumu imkansızdır ve H anyonuna sahip bileşikler çok kararlı değildir. Bu nedenle, eşlenmemiş bir elektronu nedeniyle diğer atomlarla kovalent bir bağ oluşması, hidrojen atomunun en karakteristik özelliğidir. Hem bir anyonun oluşması durumunda hem de bir kovalent bağın oluşması durumunda hidrojen atomu tek değerliklidir.
Basit bir maddede, hidrojen atomlarının oksidasyon durumu sıfırdır, çoğu bileşikte hidrojen +I oksidasyon durumunu sergiler ve yalnızca hidrojendeki en az elektronegatif elementlerin hidritlerinde -I oksidasyon durumu vardır.
Hidrojen atomunun değerlik yetenekleri hakkında bilgi tablo 28'de verilmiştir. Herhangi bir atoma bir kovalent bağ ile bağlanan bir hidrojen atomunun değerlik durumu, tabloda "H-" sembolü ile gösterilmiştir.
Tablo 28Hidrojen atomunun değerlik olasılıkları
Değerlik durumu |
Kimyasal örnekleri |
|||
BEN |
HCl, H20, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4Cl, H2S04, NaHC03, KOH |
|||
NaH, KH, CaH2, BaH2 |
c) Hidrojen molekülü
Diatomik hidrojen molekülü H2, hidrojen atomları kendileri için mümkün olan tek kovalent bağ ile bağlandığında oluşur. İletişim, değişim mekanizmasıyla oluşur. Elektron bulutlarının üst üste binme şekline göre bu bir s-bağıdır (Şekil 10.1) A). Atomlar aynı olduğundan bağ polar değildir.
Bir hidrojen molekülünde atomlar arası mesafe (daha kesin olarak atomlar titreştiği için atomlar arası denge mesafesi) R(H-H) = 0,74 A (Şekil 10.1) V), yörünge yarıçaplarının toplamından (1,06 A) çok daha azdır. Sonuç olarak, bağlanan atomların elektron bulutları derinlemesine örtüşür (Şekil 10.1). B) ve hidrojen molekülündeki bağ güçlüdür. Bu aynı zamanda bağlanma enerjisinin (454 kJ/mol) oldukça büyük değeri ile de kanıtlanmaktadır.
Molekülün şeklini sınır yüzeyiyle (elektron bulutunun sınır yüzeyine benzer şekilde) karakterize edersek, hidrojen molekülünün hafifçe deforme olmuş (uzamış) bir top şekline sahip olduğunu söyleyebiliriz (Şekil 10.1). G).
d) Hidrojen (madde)
Normal şartlarda hidrojen renksiz ve kokusuz bir gazdır. Küçük miktarlarda toksik değildir. Katı hidrojen 14 K'de (-259°C) erir, sıvı hidrojen ise 20 K'de (-253°C) kaynar. Düşük erime ve kaynama noktaları, sıvı hidrojenin varlığı için çok küçük bir sıcaklık aralığı (sadece 6 °C), ayrıca küçük erime (0,117 kJ/mol) ve buharlaşma ısıları (0,903 kJ/mol) moleküller arası bağların varlığını gösterir. hidrojende çok zayıf.
Hidrojen yoğunluğu r (H2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Karşılaştırma için: ortalama hava yoğunluğu 1,29 g/l'dir. Yani hidrojen havadan 14,5 kat daha hafiftir. Suda pratik olarak çözünmez.
Oda sıcaklığında hidrojen aktif değildir ancak ısıtıldığında birçok maddeyle reaksiyona girer. Bu reaksiyonlarda hidrojen atomları oksidasyon durumlarını hem artırabilir hem de azaltabilir: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- \u003d 2H + I.
İlk durumda hidrojen, örneğin sodyum veya kalsiyum ile reaksiyonlarda oksitleyici bir maddedir: 2Na + H2 = 2NaH, ( T) Ca + H2 = CaH2 . ( T)
Ancak indirgeme özellikleri hidrojenin daha karakteristik özelliğidir: O2 + 2H2 \u003d 2H2O, ( T)
CuO + H2 \u003d Cu + H2O. ( T)
Hidrojen ısıtıldığında yalnızca oksijenle değil aynı zamanda flor, klor, kükürt ve hatta nitrojen gibi diğer bazı metal olmayan maddeler tarafından da oksitlenir.
Laboratuvarda reaksiyonla hidrojen üretilir
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2.
Çinko yerine demir, alüminyum ve bazı metaller kullanılabileceği gibi sülfürik asit yerine diğer bazı seyreltik asitler de kullanılabilir. Ortaya çıkan hidrojen, suyun yer değiştirmesi yöntemiyle bir test tüpünde toplanır (bkz. Şekil 10.2). B) veya basitçe ters çevrilmiş bir şişeye (Şek. 10.2) A).
Endüstride hidrojen, doğal gazdan (çoğunlukla metan) büyük miktarlarda, bir nikel katalizörünün varlığında 800 °C'de su buharı ile etkileşime girerek elde edilir:
CH4 + 2H20 \u003d 4H2 + C02 ( T, Ni)
veya yüksek sıcaklıkta su buharı kömürüyle işlemden geçirilir:
2H 2 O + C \u003d 2H 2 + C02. ( T)
Saf hidrojen, sudan elektrik akımıyla ayrıştırılarak (elektrolize tabi tutularak) elde edilir:
2H2O \u003d 2H2 + O2 (elektroliz).
e) Hidrojen bileşikleri
Hidritler (hidrojen içeren ikili bileşikler) iki ana türe ayrılır:
a) uçucu
(moleküler) hidritler,
b) tuz benzeri (iyonik) hidrürler.
Element IVA - VIIA grupları ve bor, moleküler hidritleri oluşturur. Bunlardan yalnızca metal olmayanları oluşturan elementlerin hidritleri stabildir:
B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HC1
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; MERHABA
Su hariç, bu bileşiklerin tümü oda sıcaklığında gaz halindeki maddelerdir, dolayısıyla adları "uçucu hidritler"dir.
Metal olmayanları oluşturan elementlerin bazıları daha karmaşık hidritlere de dahildir. Örneğin karbon, genel formül C'ye sahip bileşikler oluşturur N H2 N+2 , C N H2 N, C N H2 N-2 ve diğerleri, burada Nçok büyük olabilir (organik kimya bu bileşikleri inceler).
İyonik hidrürler arasında alkali, alkali toprak ve magnezyum hidrürler bulunur. Bu hidritlerin kristalleri, Me veya Me2'nin en yüksek oksidasyon durumundaki (element sistemi grubuna bağlı olarak) H anyonlarından ve metal katyonlarından oluşur.
| LiH | |
| Hayır | MgH2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CSH | BaH2 |
Hem iyonik hem de hemen hemen tüm moleküler hidritler (H2O ve HF hariç) indirgeyici maddelerdir, ancak iyonik hidritler, moleküler olanlardan çok daha güçlü indirgeyici özellikler sergiler.
Hidrojen, hidritlere ek olarak hidroksitlerin ve bazı tuzların bir parçasıdır. Aşağıdaki bölümlerde bu daha karmaşık hidrojen bileşiklerinin özelliklerini tanıyacaksınız.
Endüstride üretilen hidrojenin ana tüketicileri, amonyağın doğrudan nitrojen ve hidrojenden elde edildiği amonyak ve nitrojenli gübre üretimine yönelik tesislerdir:
N 2 + 3H2 2NH3 ( R, T, Pt katalizördür).
Hidrojen, 2H2 + CO = CH3OH ( reaksiyonuyla metil alkol (metanol) üretmek için büyük miktarlarda kullanılır. T, ZnO - katalizör) ve ayrıca doğrudan klor ve hidrojenden elde edilen hidrojen klorür üretiminde:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
Bazen hidrojen metalurjide saf metallerin üretiminde indirgeyici bir madde olarak kullanılır, örneğin: Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
1. a) protium, b) döteryum, c) trityumun çekirdekleri hangi parçacıklardan oluşur?
2. Bir hidrojen atomunun iyonlaşma enerjisini diğer elementlerin atomlarının iyonlaşma enerjisiyle karşılaştırın. Bu özellik bakımından hidrojene en yakın element hangisidir?
3. Aynı işlemi elektron ilgi enerjisi için de yapın
4. Kovalent bağın polarizasyon yönünü ve bileşiklerdeki hidrojenin oksidasyon derecesini karşılaştırın: a) BeH2 , CH4 , NH3 , H20, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Hidrojenin en basit, moleküler, yapısal ve uzaysal formülünü yazın. En yaygın olarak hangisi kullanılır?
6. Sık sık şöyle derler: "Hidrojen havadan hafiftir." Bununla ne kastediliyor? Bu ifade hangi durumlarda kelimenin tam anlamıyla alınabilir, hangi durumlarda alınmaz?
7. Potasyum ve kalsiyum hidritlerin yanı sıra amonyak, hidrojen sülfit ve hidrojen bromürün yapısal formüllerini yapın.
8. Hidrojenin molar füzyon ve buharlaşma ısılarını bilerek, karşılık gelen belirli miktarların değerlerini belirleyin.
9. Hidrojenin temel kimyasal özelliklerini gösteren dört reaksiyonun her biri için elektronik bir denge kurun. Oksitleyici ve indirgeyici maddeleri listeleyiniz.
10. 4,48 litre hidrojen elde etmek için gereken çinko kütlesini laboratuvar yöntemiyle belirleyin.
11. Hacim oranı 1:2 olan ve %80 verimle alınan 30 m3 metan ve su buharı karışımından elde edilebilecek hidrojenin kütlesini ve hacmini belirleyin.
12. Hidrojen a) flor ile, b) kükürt ile etkileşime girdiğinde ortaya çıkan reaksiyon denklemlerini oluşturun.
13. Aşağıdaki reaksiyon şemaları iyonik hidritlerin temel kimyasal özelliklerini göstermektedir:
a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( T);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Burada M lityum, sodyum, potasyum, rubidyum veya sezyumdur. M'nin sodyum olması durumunda karşılık gelen reaksiyonların denklemlerini oluşturun. Kalsiyum hidrürün kimyasal özelliklerini reaksiyon denklemleriyle gösterin.
14. Elektron dengesi yöntemini kullanarak, bazı moleküler hidritlerin indirgeyici özelliklerini gösteren aşağıdaki reaksiyonların denklemlerini yazın:
a) HI + Cl 2 HC1 + I 2 ( T); b) NH3 + O2H2O + N2 ( T); c) CH4 + O2H2O + C02 ( T).
10.2 Oksijen
Hidrojende olduğu gibi "oksijen" kelimesi de hem kimyasal bir elementin hem de basit bir maddenin adıdır. Basit madde hariç" oksijen"(dioksijen) kimyasal element olan oksijen "" adı verilen başka bir basit maddeyi oluşturur ozon"(trioksijen). Bunlar oksijenin allotropik modifikasyonlarıdır. Oksijen maddesi O2 oksijen moleküllerinden, ozon maddesi ise O3 ozon moleküllerinden oluşur.
a) Oksijen kimyasal elementi
Doğal element dizisinde oksijenin seri numarası 8'dir. Elementler sisteminde oksijen VIA grubunda ikinci periyotta yer alır.
Oksijen Dünya üzerinde en bol bulunan elementtir. Yer kabuğunda her ikinci atom bir oksijen atomudur, yani Dünya'nın atmosferi, hidrosferi ve litosferindeki oksijenin molar fraksiyonu yaklaşık% 50'dir. Oksijen (madde) havanın ayrılmaz bir parçasıdır. Havadaki oksijenin hacim oranı %21'dir. Oksijen (element) suyun, birçok mineralin, bitki ve hayvanların bir parçasıdır. İnsan vücudu ortalama 43 kg oksijen içerir.
Doğal oksijen üç izotoptan (16 O, 17 O ve 18 O) oluşur ve bunların en hafif izotopu 16 O en yaygın olanıdır.Bu nedenle oksijenin atomik kütlesi 16 Dn'ye (15.9994 Dn) yakındır.
b) Oksijen atomu
Oksijen atomunun aşağıdaki özelliklerini biliyorsunuz.
Tablo 29Oksijen atomunun değerlik olasılıkları
Değerlik durumu |
Kimyasal örnekleri |
|||
Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 * |
||||
-II |
H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 |
|||
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 |
||||
Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3 |
* Bu oksitler aynı zamanda iyonik bileşikler olarak da değerlendirilebilir.
** Moleküldeki oksijen atomları verilen değerlik durumunda değildir; bu sadece oksijen atomlarının oksidasyon durumu sıfıra eşit olan bir madde örneğidir
Büyük bir iyonlaşma enerjisi (hidrojeninki gibi), oksijen atomundan basit bir katyon oluşumunu engeller. Elektron ilgi enerjisi oldukça yüksektir (hidrojeninkinden neredeyse iki kat daha yüksektir), bu da oksijen atomunun elektronları bağlama eğilimini ve O2A anyonlarını oluşturma yeteneğini sağlar. Ancak oksijen atomunun elektron afinite enerjisi halojen atomlarının ve hatta VIA grubunun diğer elementlerininkinden hala daha azdır. Bu nedenle oksijen anyonları ( oksit iyonları) yalnızca atomları çok kolay elektron veren elementlere sahip oksijen bileşiklerinde bulunur.
Bir oksijen atomu, eşleşmemiş iki elektronu paylaşarak iki kovalent bağ oluşturabilir. Uyarılma imkansızlığı nedeniyle iki yalnız elektron çifti yalnızca verici-alıcı etkileşimine girebilir. Dolayısıyla bağların çokluğu ve hibridizasyon dikkate alınmaksızın oksijen atomu beş değerlik durumundan birinde olabilir (Tablo 29).
Oksijen atomunun en karakteristik özelliği değerlik durumudur. W k \u003d 2, yani iki eşleşmemiş elektron nedeniyle iki kovalent bağın oluşumu.
Oksijen atomunun çok yüksek elektronegatifliği (yalnızca flor daha yüksektir), bileşiklerinin çoğunda oksijenin -II oksidasyon durumuna sahip olmasına yol açar. Oksijenin oksidasyon durumunun diğer değerlerini sergilediği maddeler vardır, bunlardan bazıları örnek olarak tablo 29'da verilmiştir ve karşılaştırmalı stabilite şekil 2'de gösterilmiştir. 10.3.
c) Oksijen molekülü
İki atomlu oksijen molekülü O2'nin iki eşleşmemiş elektron içerdiği deneysel olarak tespit edilmiştir. Değerlik bağları yöntemi kullanılarak bu molekülün böyle bir elektronik yapısı açıklanamaz. Bununla birlikte, oksijen molekülündeki bağ, özellikleri bakımından kovalent bağa yakındır. Oksijen molekülü polar değildir. Atomlar arası mesafe ( R o–o = 1,21 A = 121 nm), tek bir bağla bağlanan atomlar arasındaki mesafeden daha azdır. Molar bağlanma enerjisi oldukça yüksektir ve 498 kJ/mol'e ulaşır.
d) Oksijen (madde)
Normal şartlarda oksijen renksiz ve kokusuz bir gazdır. Katı oksijen 55 K'de (-218 °C) erir, sıvı oksijen ise 90 K'de (-183 °C) kaynar.
Katı ve sıvı oksijendeki moleküller arası bağlar, sıvı oksijenin (36 ° C) varlığı için daha büyük sıcaklık aralığı ve erime (0,446 kJ / mol) ve buharlaşmanın molar ısıları (6,83) ile kanıtlandığı gibi, hidrojenden biraz daha güçlüdür. kJ/mol).
Oksijen suda az çözünür: 0 ° C'de, yalnızca 5 hacim oksijen (gaz!) 100 hacim suda (sıvı!)
Oksijen atomlarının elektron bağlama eğiliminin yüksek olması ve elektronegatifliğin yüksek olması, oksijenin yalnızca oksitleyici özellikler göstermesine yol açar. Bu özellikler özellikle yüksek sıcaklıklarda belirgindir.
Oksijen birçok metalle reaksiyona girer: 2Ca + O2 = 2CaO, 3Fe + 2O2 = Fe3O4 ( T);
metal olmayanlar: C + O 2 \u003d CO2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
ve karmaşık maddeler: CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H20, 2H2S + 3O2 \u003d 2H2O + 2SO2.
Çoğu zaman, bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak, çeşitli oksitler elde edilir (bkz. Bölüm II § 5), ancak sodyum gibi aktif alkali metaller yandığında peroksitlere dönüşür:
2Na + O2 \u003d Na202.
Ortaya çıkan sodyum peroksitin (Na)2(O-O) yapısal formülü.
Oksijene yerleştirilen için için yanan bir kıymık parlıyor. Bu, saf oksijeni tespit etmenin kullanışlı ve kolay bir yoludur.
Endüstride oksijen, havadan arıtma (karmaşık damıtma) yoluyla ve laboratuvarda bazı oksijen içeren bileşiklerin termal ayrışmaya tabi tutulmasıyla elde edilir, örneğin:
2KMnO 4 \u003d K2 MnO4 + MnO2 + O2 (200 ° C);
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2 (150 ° C, Mn02 - katalizör);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
ve ayrıca hidrojen peroksitin oda sıcaklığında katalitik ayrışmasıyla: 2H202 = 2H20 + O2 (Mn02-katalizör).
Saf oksijen, endüstride oksidasyonun meydana geldiği süreçleri yoğunlaştırmak ve yüksek sıcaklıkta bir alev oluşturmak için kullanılır. Roket teknolojisinde oksitleyici madde olarak sıvı oksijen kullanılır.
Oksijen bitkilerin, hayvanların ve insanların yaşamının sürdürülmesinde önemli bir rol oynar. Normal şartlarda kişinin havada nefes alabilmesi için yeterli oksijene ihtiyacı vardır. Ancak havanın yeterli olmadığı veya hiç bulunmadığı durumlarda (uçaklarda, dalış operasyonlarında, uzay gemilerinde vb.) nefes almak için oksijen içeren özel gaz karışımları hazırlanır. Oksijen tıpta da nefes almayı zorlaştıran hastalıklarda kullanılmaktadır.
e) Ozon ve molekülleri
Ozon O3 oksijenin ikinci allotropik modifikasyonudur.
Triatomik ozon molekülü, aşağıdaki formüllerle temsil edilen iki yapının ortasında bir köşe yapısına sahiptir:
Ozon keskin kokusu olan koyu mavi bir gazdır. Güçlü oksidatif aktivitesi nedeniyle zehirlidir. Ozon, oksijenden bir buçuk kat daha ağırdır ve oksijenden biraz daha fazladır, suda çözünür.
Ozon, yıldırım elektrik deşarjları sırasında atmosferdeki oksijenden oluşur:
3O 2 \u003d 2O 3 ().
Normal sıcaklıklarda ozon yavaş yavaş oksijene dönüşür ve ısıtıldığında bu süreç patlamayla ilerler.
Ozon, dünya atmosferinin "ozon tabakası" olarak adlandırılan tabakasında bulunur ve Dünya'daki tüm yaşamı güneş ışınlarının zararlı etkilerinden korur.
Bazı şehirlerde içme suyunu dezenfekte etmek (dekontamine etmek) için klor yerine ozon kullanılıyor.
Aşağıdaki maddelerin yapısal formüllerini çizin: 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 . Bu maddeleri adlandırın. Bu bileşiklerdeki oksijen atomlarının değerlik durumlarını açıklayınız.
Oksijen atomlarının her birinin değerlik ve oksidasyon durumunu belirleyin.
2. Lityum, magnezyum, alüminyum, silikon, kırmızı fosfor ve selenyumun oksijenindeki yanma reaksiyonları için denklemler yapın (selenyum atomları + IV oksidasyon durumuna, geri kalan elementlerin atomları en yüksek oksidasyon durumuna oksitlenir) ). Bu reaksiyonların ürünleri hangi oksit sınıflarına aittir?
3. (Normal şartlarda) a) 9 litre oksijenden, b) 8 g oksijenden kaç litre ozon elde edilebilir?
Su yer kabuğunda en çok bulunan maddedir. Dünyadaki suyun kütlesinin 10 18 ton olduğu tahmin edilmektedir. Su, gezegenimizin hidrosferinin temelidir, ayrıca atmosferde bulunur, buz şeklinde Dünya'nın kutup kapaklarını ve yüksek dağ buzullarını oluşturur ve aynı zamanda çeşitli kayaların bir parçasıdır. İnsan vücudundaki suyun kütle oranı yaklaşık %70'tir.
Su, her üç toplanma durumunda da kendi özel isimlerine sahip olan tek maddedir.
Su molekülünün elektronik yapısı (Şekil 10.4) A) daha önce ayrıntılı olarak incelemiştik (bkz. § 7.10).
O-H bağlarının polaritesi ve açısal şekli nedeniyle su molekülü elektrik dipol.
Bir elektrik dipolünün polaritesini karakterize etmek için " bir elektrik dipolünün elektrik momenti ya da sadece " dipol momenti".
Kimyada dipol momenti debyes cinsinden ölçülür: 1 D = 3,34. 10–30 C. M
Bir su molekülünde, her biri kendi dipol momentine (ve) sahip olan iki polar kovalent bağ, yani iki elektrik dipolü vardır. Bir molekülün toplam dipol momenti bu iki momentin vektör toplamına eşittir (Şekil 10.5):
(H20) = 
,
Nerede Q 1 ve Q 2 - hidrojen atomlarındaki kısmi yükler (+) ve - moleküldeki atomlar arası mesafeler O - H. Çünkü Q 1 = Q 2 = Q, a , o zaman
Su molekülünün ve diğer bazı moleküllerin deneysel olarak belirlenen dipol momentleri tabloda verilmiştir.
Tablo 30Bazı polar moleküllerin dipol momentleri
Molekül |
Molekül |
Molekül |
|||
Su molekülünün dipol yapısı göz önüne alındığında, genellikle şematik olarak aşağıdaki gibi tasvir edilir:
Saf su, tadı ve kokusu olmayan, renksiz bir sıvıdır. Suyun bazı temel fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir.
Tablo 31Suyun bazı fiziksel özellikleri
Molar erime ve buharlaşma ısılarının büyük değerleri (hidrojen ve oksijeninkinden daha büyük bir mertebe), hem katı hem de sıvı maddelerdeki su moleküllerinin birbirine oldukça güçlü bir şekilde bağlandığını gösterir. Bu bağlantılara denir hidrojen bağları".
ELEKTRİK DİPOLÜ, DİPOLE MOMENTİ, İLETİŞİM POLARİTESİ, MOLEKÜL POLARİTESİ.
Bir su molekülünde bağ oluşumunda bir oksijen atomunun kaç değerlik elektronu yer alır?
2. Bir su molekülünde hidrojen ve oksijen arasında hangi yörüngeler üst üste bindiğinde bağlar oluşur?
3. Bir hidrojen peroksit H 2 O 2 molekülünde bağ oluşumunun bir diyagramını yapın. Bu molekülün uzaysal yapısı hakkında ne söyleyebilirsiniz?
4. HF, HCl ve HBr moleküllerindeki atomlar arası mesafeler sırasıyla 0,92'ye eşittir; 1.28 ve 1.41. Dipol momentleri tablosunu kullanarak bu moleküllerdeki hidrojen atomlarının kısmi yüklerini hesaplayın ve karşılaştırın.
5. Hidrojen sülfür molekülündeki atomlar arası S - H mesafeleri 1,34'e eşittir ve bağlar arasındaki açı 92 °'dir. Kükürt ve hidrojen atomlarındaki kısmi yüklerin değerlerini belirleyin. Kükürt atomunun değerlik yörüngelerinin melezleşmesi hakkında ne söyleyebilirsiniz?
10.4. hidrojen bağı
Zaten bildiğiniz gibi, hidrojen ve oksijenin elektronegatifliğindeki önemli fark nedeniyle (2.10 ve 3.50), su molekülündeki hidrojen atomu büyük bir pozitif kısmi yük kazanır ( Q sa = 0,33 e), oksijen atomu daha da büyük bir negatif kısmi yüke sahipken ( Q sa = -0,66 e). Oksijen atomunun her birinde iki yalnız elektron çifti bulunduğunu da hatırlayın. sp 3-hibrit AO. Bir su molekülünün hidrojen atomu, başka bir molekülün oksijen atomuna çekilir ve buna ek olarak, hidrojen atomunun yarı boş 1s-AO'su, oksijen atomundan bir çift elektronu kısmen kabul eder. Moleküller arasındaki bu etkileşimlerin bir sonucu olarak, özel bir tür moleküller arası bağ ortaya çıkar - bir hidrojen bağı.
Su durumunda hidrojen bağı oluşumu şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:
Son yapısal formülde üç nokta (elektronlar değil, kesikli çizgi!) Bir hidrojen bağını gösterir.
Hidrojen bağı sadece su molekülleri arasında mevcut değildir. İki koşulun karşılanması durumunda oluşur:
1) molekülde güçlü bir polar H-E bağı vardır (E, yeterince elektronegatif bir elementin atomunun sembolüdür),
2) molekülde büyük bir negatif kısmi yüke ve paylaşılmamış bir elektron çiftine sahip bir E atomu vardır.
E elementi flor, oksijen ve nitrojen olabilir. E'nin klor veya kükürt olması durumunda hidrojen bağları çok daha zayıftır.
Moleküller arasında hidrojen bağı bulunan maddelere örnekler: hidrojen florür, katı veya sıvı amonyak, etil alkol ve diğerleri.
Sıvı hidrojen florürde moleküller hidrojen bağlarıyla oldukça uzun zincirlere bağlanırken, sıvı ve katı amonyakta üç boyutlu ağlar oluşur.
Mukavemet açısından, bir hidrojen bağı, bir kimyasal bağ ile diğer moleküller arası bağ türleri arasında bir ara maddedir. Hidrojen bağının molar enerjisi genellikle 5 ila 50 kJ/mol aralığındadır.
Katı suda (yani buz kristallerinde), tüm hidrojen atomları oksijen atomlarına hidrojen bağlanmıştır ve her oksijen atomu iki hidrojen bağı oluşturur (her iki yalnız elektron çiftini kullanarak). Böyle bir yapı, bazı hidrojen bağlarının kırıldığı ve moleküllerin biraz daha yoğun bir şekilde "paketlenme" fırsatına sahip olduğu sıvı suya kıyasla buzu daha "gevşek" hale getirir. Buzun yapısının bu özelliği, diğer maddelerin çoğundan farklı olarak katı haldeki suyun neden sıvı duruma göre daha düşük bir yoğunluğa sahip olduğunu açıklar. Su maksimum yoğunluğuna 4 ° C'de ulaşır - bu sıcaklıkta oldukça fazla hidrojen bağı kırılır ve termal genleşmenin yoğunluk üzerinde henüz çok güçlü bir etkisi yoktur.
Hidrojen bağları hayatımızda çok önemlidir. Bir an için hidrojen bağlarının oluşumunun durduğunu hayal edin. İşte bazı sonuçlar:
- oda sıcaklığındaki su, kaynama noktası yaklaşık -80°C'ye düştüğünden gaz haline gelecektir;
- buzun yoğunluğu sıvı suyun yoğunluğundan daha büyük olacağından tüm rezervuarlar alttan donmaya başlayacaktır;
- DNA çift sarmalının varlığı sona erecekti ve çok daha fazlası.
Verilen örnekler bu durumda gezegenimizdeki doğanın tamamen farklı olacağını anlamak için yeterlidir.
HİDROJEN BAĞI, OLUŞUM KOŞULLARI.
Etil alkolün formülü CH3-CH2-O-H'dir. Bu maddenin hangi farklı moleküllerinin atomları arasında hidrojen bağları oluşur? Oluşumlarını gösteren yapısal formüller yapın.
2. Hidrojen bağları yalnızca tek tek maddelerde değil aynı zamanda çözeltilerde de mevcuttur. a) amonyak, b) hidrojen florür, c) etanol (etil alkol) sulu çözeltisinde hidrojen bağlarının nasıl oluştuğunu yapısal formüller kullanarak gösterin. \u003d 2H 2 O.
Bu reaksiyonların her ikisi de suda sürekli ve aynı oranda gerçekleşir, dolayısıyla suda bir denge vardır: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Bu dengeye denir otoprotoliz dengesi su.
Bu tersinir işlemin doğrudan reaksiyonu endotermiktir, bu nedenle ısıtıldığında otoprotoliz artar, oda sıcaklığında denge sola kaydırılır, yani H3O ve OH iyonlarının konsantrasyonları ihmal edilebilir düzeydedir. Bunlar neye eşit?
Kitle eylemi yasasına göre
Ancak reaksiyona giren su moleküllerinin sayısının toplam su molekülü sayısına kıyasla önemsiz olması nedeniyle, otoprotoliz sırasında su konsantrasyonunun pratikte değişmediğini ve 2 = olduğunu varsayabiliriz. const Saf sudaki zıt yüklü iyonların bu kadar düşük konsantrasyonu, bu sıvının neden zayıf olmasına rağmen hala elektrik akımını ilettiğini açıklamaktadır.
SUYUN OTOPROTOLİZİ, SUYUN OTOPROTOLİZ SABİT (İYONİK ÜRÜN).
Sıvı amonyağın iyonik ürünü (kaynama noktası -33 ° C) 2 10 -28'dir. Amonyağın otoprotolizi için bir denklem yazın. Saf sıvı amonyaktaki amonyum iyonlarının konsantrasyonunu belirleyin. Hangi maddenin elektriksel iletkenliği daha fazladır, su mu yoksa sıvı amonyak mı?
1. Hidrojenin elde edilmesi ve yakılması (indirgeyici özellikler).
2. Oksijen elde edilmesi ve içindeki maddelerin yanması (oksitleyici özellikler).
Genel ve inorganik kimya
Ders 6. Hidrojen ve oksijen. Su. Hidrojen peroksit.
Hidrojen
Hidrojen atomu kimyanın en basit nesnesidir. Aslına bakılırsa iyonu (proton) daha da basittir. İlk kez 1766 yılında Cavendish tarafından tanımlanmıştır. Yunanca'dan isim. "hidro genler" - su üretiyor.
Bir hidrojen atomunun yarıçapı yaklaşık 0,5 * 10-10 m'dir ve iyonu (proton) 1,2 * 10-15 m'dir veya 50 pm'den 1,2 * 10-3 pm'ye veya 50 metreden (SCA diyagonal) kadar 1 mm.
Bir sonraki 1s elementi olan lityum, Li+ için yalnızca 155 pm'den 68 pm'ye değişir. Bir atomun ve katyonunun boyutunda böyle bir fark (5 büyüklük sırası) benzersizdir.
Protonun küçük olması nedeniyle değişim hidrojen bağı, öncelikle oksijen, nitrojen ve flor atomları arasında. Hidrojen bağlarının kuvveti 10-40 kJ/mol'dür; bu, çoğu sıradan bağın kopma enerjisinden (organik moleküllerde 100-150 kJ/mol) çok daha azdır, ancak 370 C'deki termal hareketin ortalama kinetik enerjisinden daha fazladır. (4kJ/mol). Sonuç olarak, canlı bir organizmada hidrojen bağları tersine çevrilebilir şekilde kırılır ve hayati süreçlerin akışı sağlanır.
Hidrojen 14 K'de erir, 20,3 K'de (basınç 1 atm) kaynar, sıvı hidrojenin yoğunluğu yalnızca 71 g/l'dir (sudan 14 kat daha hafif).
Seyreltilmiş yıldızlararası ortamda, 18 m dalga boyunda n 733 → 732'ye kadar geçişlerle uyarılmış hidrojen atomları bulundu; bu, 0,1 mm düzeyinde bir Bohr yarıçapına (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) karşılık gelir. (!).
Uzaydaki en yaygın elementtir (atomların %88,6'sı, atomların %11,3'ü helyumdur ve yalnızca %0,1'i diğer tüm elementlerin atomlarıdır).
4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol
Protonların spini 1/2 olduğundan üç tür hidrojen molekülü vardır:
paralel nükleer spinli ortohidrojen o-H2, paralel nükleer spinli parahidrojen n-H2 antiparalel dönüşler ve normal n-H2 - %75 orto-hidrojen ve %25 para-hidrojen karışımı. o-H2 → p-H2 dönüşümü sırasında 1418 J/mol açığa çıkar.
Orto ve parahidrojenin özellikleri
Hidrojenin atom kütlesi mümkün olan minimum olduğundan, izotopları - döteryum D (2 H) ve trityum T (3 H), fiziksel ve kimyasal özellikler açısından protium 1 H'den önemli ölçüde farklıdır. Örneğin, organik bir bileşikteki hidrojenlerden birinin döteryum ile değiştirilmesi, titreşim (kızılötesi) spektrumunu önemli ölçüde etkiler, bu da karmaşık moleküllerin yapısını oluşturmayı mümkün kılar. Benzer ikameler (“etiketli atom yöntemi”) karmaşık atomların mekanizmalarını oluşturmak için de kullanılır.
kimyasal ve biyokimyasal süreçler. Etiketli atomların yöntemi, protium yerine radyoaktif trityum kullanıldığında özellikle hassastır (β-bozunması, yarılanma ömrü 12,5 yıl).
Protium ve döteryumun özellikleri
Yoğunluk, g/l (20 K) |
|||||||
Ana yöntem hidrojen üretimi endüstride – metan dönüşümü |
|||||||
veya 800-11000 C'de kömür hidrasyonu (katalizör): |
|||||||
CH4 + H2 O = CO + 3 H2 |
10000 С'nin üzerinde |
||||||
"Su gazı": C + H2 O = CO + H2 |
|||||||
Daha sonra CO dönüşümü: CO + H2 O = CO2 + H2 |
4000 C, kobalt oksitler |
||||||
Toplam: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2
Diğer hidrojen kaynakları.
Kok fırını gazı: yaklaşık %55 hidrojen, %25 metan, %2'ye kadar ağır hidrokarbonlar, %4-6 CO, %2 CO2, %10-12 nitrojen.
Yanma ürünü olarak hidrojen:
Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2
1 kg piroteknik karışım başına 370 litreye kadar hidrojen açığa çıkar.
Basit bir madde formundaki hidrojen, amonyak üretiminde ve bitkisel yağların hidrojenlenmesinde (sertleştirilmesinde), bazı metallerin (molibden, tungsten) oksitlerinin indirgenmesinde, hidritlerin (LiH, CaH2,
LiAlH4).
Reaksiyonun entalpisi: H. + H. = H2 -436 kJ / mol'dür, bu nedenle atomik hidrojen, yüksek sıcaklığı azaltan bir "alev" ("Langmuir brülörü") üretmek için kullanılır. Bir elektrik arkındaki hidrojen jeti 35.000 C sıcaklıkta %30 oranında atomize edilir, daha sonra atomların rekombinasyonu ile 50.000 C sıcaklığa ulaşmak mümkündür.
Sıvılaştırılmış hidrojen roketlerde yakıt olarak kullanılır (bakınız oksijen). Kara taşımacılığı için çevre dostu yakıt vaadi; Hidrojen metal hidrit pillerin kullanımına ilişkin deneyler sürüyor. Örneğin, LaNi5 alaşımı, aynı hacimde (alaşımın hacmi olarak) sıvı hidrojenin içerdiğinden 1,5-2 kat daha fazla hidrojen emebilir.
Oksijen
Artık genel kabul gören verilere göre oksijen, 1774 yılında J. Priestley ve bağımsız olarak K. Scheele tarafından keşfedilmiştir. Oksijenin keşfinin tarihi, paradigmaların bilimin gelişimi üzerindeki etkisine iyi bir örnektir (bkz. Ek 1).
Görünüşe göre aslında oksijen resmi tarihten çok daha önce keşfedildi. 1620'de herkes, Cornelius van Drebbel tarafından tasarlanan bir denizaltıyla Thames Nehri boyunca (Thames Nehri'nde) yolculuk yapabiliyordu. Bir düzine kürekçinin çabaları sayesinde tekne su altında kaldı. Çok sayıda görgü tanığının ifadesine göre, denizaltının mucidi, içindeki havayı kimyasal yollarla "tazeleyerek" nefes alma sorununu başarıyla çözdü. Robert Boyle 1661'de şöyle yazmıştı: “... Mucit, teknenin mekanik yapısına ek olarak kimyasal bir çözeltiye (likör) sahipti ve bunu
tüplü dalışın ana sırrı olarak kabul edildi. Ve zaman zaman havanın solunabilir kısmının çoktan tükendiğine ve teknedeki insanların nefes almasını zorlaştırdığına ikna olduğunda, bu solüsyonla dolu bir kabı açarak havayı hızlı bir şekilde yenileyebilirdi. onu yeterince uzun bir süre nefes almaya uygun hale getirecek hayati parçaların içeriği.
Sakin bir durumdaki sağlıklı bir insan, günde yaklaşık 7200 litre havayı ciğerlerine pompalayarak, geri dönülemez şekilde 720 litre oksijen alır. 6 m3 hacimli kapalı bir odada kişi havalandırma olmadan 12 saate kadar, fiziksel çalışma sırasında ise 3-4 saat hayatta kalabilir. Nefes almada zorluk çekmenin ana nedeni oksijen eksikliği değil, karbondioksit birikmesi%0,3 ile %2,5 arasında.
Uzun bir süre boyunca oksijen elde etmenin ana yöntemi "baryum" döngüsüydü (Brin yöntemini kullanarak oksijen elde etmek):
BaSO4 -t-→ BaO + SO3;
5000C ->
BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C
Drebbel'in gizli çözümü bir hidrojen peroksit çözeltisi olabilir: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2
Piromiksin yanması sırasında oksijen elde edilmesi: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ
%80'e kadar NaClO3, %10'a kadar demir tozu, %4 baryum peroksit ve cam yünü karışımında.
Oksijen molekülü paramanyetiktir (pratik olarak biradiktir), dolayısıyla aktivitesi yüksektir. Organik maddeler peroksit oluşumu aşamasında havada oksitlenir.
Oksijen 54,8 K'de erir ve 90,2 K'da kaynar.
Oksijen elementinin allotropik modifikasyonu ozon O3 maddesidir. Dünyanın biyolojik ozon koruması son derece önemlidir. 20-25 km yükseklikte bir denge kurulur:
UV<280 нм |
UV280-320nm |
||
O2 ----> 2 O* |
O* + O2 + M --> O3 |
O3------ |
> O2 + O |
(M - N2 , Koç) |
|||
1974 yılında, 25 km'den daha yüksek bir rakımda freonlardan oluşan atomik klorun, sanki "ozon" ultraviyolesinin yerini alıyormuş gibi ozonun çürümesini katalize ettiği keşfedildi. Bu UV cilt kanserine neden olabilir (ABD'de yılda 600.000'e kadar vaka). Aerosol kutularındaki freon yasağı Amerika Birleşik Devletleri'nde 1978'den beri yürürlüktedir.
1990'dan beri yasaklı maddeler listesi (92 ülkede) CH3 CCl3, CCl4, klorobromohidrokarbonları içermektedir - bunların üretimi 2000 yılına kadar kısıtlanmıştır.
Hidrojenin oksijende yanması
Reaksiyon çok karmaşıktır (3. dersteki şema), dolayısıyla pratik uygulamaya başlamadan önce uzun bir çalışma yapılması gerekiyordu.
21 Temmuz 1969'da ilk dünyalı - N. Armstrong ayda yürüdü. Satürn-5 fırlatma aracı (Wernher von Braun tarafından tasarlandı) üç aşamadan oluşuyor. Birincisinde gazyağı ve oksijen, ikinci ve üçüncüsünde ise sıvı hidrojen ve oksijen bulunur. Toplam 468 ton sıvı O2 ve H2. 13 başarılı lansman gerçekleştirildi.
Nisan 1981'den bu yana, Uzay Mekiği ABD'de faaliyet gösteriyor: 713 ton sıvı O2 ve H2'nin yanı sıra her biri 590 tonluk iki katı yakıtlı güçlendirici (toplam katı yakıt kütlesi 987 ton). TTU'ya ilk 40 kilometrelik tırmanışta, 40'tan 113 kilometreye kadar motorlar hidrojen ve oksijenle çalışıyor.
15 Mayıs 1987'de Energia'nın ilk lansmanı, 15 Kasım 1988'de Buran'ın ilk ve tek uçuşu. Fırlatma ağırlığı 2400 ton, yakıt kütlesi (gazyağı)
yan bölmeler, sıvı O2 ve H2) 2000 ton Motor gücü 125000 MW, taşıma kapasitesi 105 ton.
Yanma her zaman kontrollü ve başarılı olmuyordu.
1936'da dünyanın en büyük hidrojen zeplin LZ-129 "Hindenburg" inşa edildi. Hacmi 200.000 m3, uzunluğu yaklaşık 250 m, çapı 41,2 m, her biri 1100 hp'lik 4 motor sayesinde hız 135 km / s, taşıma kapasitesi 88 ton, zeplin Atlantik boyunca 37 uçuş yaptı ve 3 binin üzerinde yolcu taşıdık.
6 Mayıs 1937'de ABD'ye demir atarken zeplin patladı ve yandı. Olası nedenlerden biri sabotajdır.
28 Ocak 1986'da uçuşun 74. saniyesinde Challenger, Shuttle sisteminin 25. uçuşu olan yedi kozmonotla birlikte patladı. Bunun nedeni katı yakıt güçlendiricideki bir kusurdur.
Gösteri:
patlayıcı gaz patlaması (hidrojen ve oksijen karışımı)
yakıt hücreleri
Bu yanma reaksiyonunun teknik açıdan önemli bir çeşidi, sürecin ikiye bölünmesidir:
hidrojen elektrooksidasyonu (anot): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O
oksijen elektroredüksiyonu (katot): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–
Böyle bir “yakmanın” gerçekleştirildiği sistem yakıt hücresi. Termik santrallere göre verim çok daha yüksektir.
ısı üretiminin özel aşaması. Maksimum verimlilik = ∆G/∆H; hidrojenin yanması için %94 elde edilir.
Etkisi 1839'dan beri biliniyor ancak pratik olarak çalışan ilk yakıt hücreleri uygulandı.
20. yüzyılın sonunda uzayda (“İkizler”, “Apollo”, “Mekik” - ABD, “Buran” - SSCB).
Yakıt Pili Perspektifleri [17]
Washington'daki bilimsel bir konferansta konuşan Ballard Power Systems'in bir temsilcisi, yakıt hücreli bir motorun dört ana kriteri karşıladığında ticari olarak uygun hale geleceğini vurguladı: üretilen enerjinin daha düşük maliyeti, artan dayanıklılık, azaltılmış kurulum boyutu ve hızlı başlama yeteneği. soğuk havalarda.. Bir yakıt hücresi tesisinin ürettiği bir kilowatt enerjinin maliyeti 30 dolara düşürülmelidir. Karşılaştırma yapmak gerekirse, 2004'te aynı rakam 103 dolardı, 2005'te ise 80 dolar olması bekleniyor. Bu fiyata ulaşmak için yılda en az 500 bin motor üretmek gerekiyor. Avrupalı bilim insanları tahminlerde daha temkinli davranıyor ve hidrojen yakıt hücrelerinin otomotiv endüstrisinde ticari kullanımının 2020'den önce başlamayacağına inanıyor.
Hidrojen H Evrendeki en yaygın elementtir (kütlenin yaklaşık %75'i), Dünya'da ise dokuzuncu en yaygın elementtir. En önemli doğal hidrojen bileşiği sudur.
Hidrojen periyodik tabloda ilk sırada yer almaktadır (Z = 1). Bir atomun en basit yapısına sahiptir: Bir atomun çekirdeği 1 protondan oluşur ve 1 elektrondan oluşan bir elektron bulutu ile çevrilidir.
Bazı koşullar altında hidrojen metalik özellikler sergiler (elektron verir), diğerlerinde ise metalik değildir (elektron kabul eder).
Hidrojen izotopları doğada bulunur: 1H - protium (çekirdek bir protondan oluşur), 2H - döteryum (D - çekirdek bir proton ve bir nötrondan oluşur), 3H - trityum (T - çekirdek bir proton ve ikiden oluşur) nötronlar).
Basit madde hidrojen
Hidrojen molekülü, polar olmayan bir kovalent bağla bağlanan iki atomdan oluşur.
fiziki ozellikleri. Hidrojen renksiz, toksik olmayan, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Hidrojen molekülü polar değildir. Bu nedenle gaz halindeki hidrojendeki moleküller arası etkileşim kuvvetleri küçüktür. Bu, düşük kaynama noktalarında (-252.6 0С) ve erime noktalarında (-259.2 0С) kendini gösterir.
Hidrojen havadan hafiftir, D (havada) = 0,069; suda az çözünür (2 hacim H2, 100 hacim H2O içinde çözülür). Bu nedenle hidrojen laboratuvarda üretildiğinde hava veya su yer değiştirme yöntemleriyle toplanabilir.
Hidrojen elde etmek
Laboratuvarda:
1. Seyreltik asitlerin metaller üzerindeki etkisi:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2. Alkali ve alkali metallerin su ile etkileşimi:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3. Hidritlerin hidrolizi: metal hidritler, karşılık gelen alkali ve hidrojenin oluşumuyla su tarafından kolayca ayrıştırılır:
NaH + H20 → NaOH + H2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2
4. Alkalilerin çinko, alüminyum veya silikon üzerindeki etkisi:
2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2
Zn + 2KOH + 2H20 → K2 + H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
5. Su elektrolizi. Suyun elektriksel iletkenliğini arttırmak için, örneğin NaOH, H2S04 veya Na2S04 gibi bir elektrolit eklenir. Katotta 2 hacim hidrojen, anotta ise 1 hacim oksijen oluşur.
2H 2 Ö → 2H 2 + Ö 2
Hidrojenin endüstriyel üretimi
1. Metanın buharla dönüşümü, Ni 800 °C (en ucuz):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H2O → CO2 + H2
Toplamda:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + C02
2. 1000 o C sıcaklıktaki sıcak koktan geçen su buharı:
C + H2O → CO + H2
CO + H2O → CO2 + H2
Ortaya çıkan karbon monoksit (IV) su tarafından emilir, bu sayede endüstriyel hidrojenin %50'si elde edilir.
3. Metanın bir demir veya nikel katalizörü varlığında 350°C'ye ısıtılmasıyla:
CH 4 → C + 2H 2
4. Yan ürün olarak KCl veya NaCl'nin sulu çözeltilerinin elektrolizi:
2H20 + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH
Hidrojenin kimyasal özellikleri
- Bileşiklerde hidrojen her zaman tek değerlidir. Oksidasyon durumu +1'dir, ancak metal hidritlerde -1'dir.
- Hidrojen molekülü iki atomdan oluşur. Aralarında bir bağın ortaya çıkışı, genelleştirilmiş bir H: H veya H2 elektron çiftinin oluşumuyla açıklanır.
- Elektronların bu genelleştirilmesi nedeniyle H2 molekülü, bireysel atomlarından enerji açısından daha kararlıdır. 1 mol hidrojende bir molekülü atomlara ayırmak için 436 kJ enerji harcamak gerekir: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- Bu, moleküler hidrojenin normal sıcaklıkta nispeten düşük aktivitesini açıklar.
- Hidrojen, birçok metal olmayan maddeyle birlikte RN 4, RN 3, RN 2, RN gibi gaz halindeki bileşikler oluşturur.
1) Halojenlerle hidrojen halojenürler oluşturur:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Aynı zamanda flor ile patlar, klor ve brom ile sadece aydınlatıldığında veya ısıtıldığında, iyot ile ise sadece ısıtıldığında reaksiyona girer.
2) Oksijen ile:
2H 2 + Ö 2 → 2H 2 Ö
ısı salınımı ile. Sıradan sıcaklıklarda reaksiyon, 550 ° C'nin üzerinde, bir patlamayla yavaş yavaş ilerler. 2 hacim H2 ve 1 hacim O2 karışımına patlayıcı gaz denir.
3) Isıtıldığında kükürt ile kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer (selenyum ve tellür ile çok daha zordur):
H 2 + S → H 2 S (hidrojen sülfür),
4) Sadece katalizör üzerinde amonyak oluşumu ile birlikte yüksek sıcaklık ve basınçlarda nitrojen ile:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Yüksek sıcaklıklarda karbon ile:
2H 2 + C → CH 4 (metan)
6) Alkali ve toprak alkali metallerle hidrürler oluşturur (hidrojen bir oksitleyici maddedir):
H2 + 2Li → 2LiH
metal hidritlerde hidrojen iyonu negatif yüklüdür (oksidasyon durumu -1), yani hidrit Na + H - klorür Na + Cl - gibi inşa edilmiştir
Karmaşık maddelerle:
7) Metal oksitlerle (metalleri eski haline getirmek için kullanılır):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 Ö 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 Ö
8) karbon monoksit (II) ile:
CO + 2H2 → CH3OH
Sentez - gaz (bir hidrojen ve karbon monoksit karışımı) büyük pratik öneme sahiptir, çünkü sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak, örneğin HCHO, CH3OH ve diğerleri gibi çeşitli organik bileşikler oluşur.
9) Doymamış hidrokarbonlar hidrojenle reaksiyona girerek doymuş hale gelir:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
