Vandenilis. Fizinės ir cheminės savybės, gavimas. Chemija organika Vandenilio deguonies lygtis

10.1 Vandenilis

Pavadinimas „vandenilis“ reiškia ir cheminį elementą, ir paprastą medžiagą. Elementas vandenilis susideda iš vandenilio atomų. Paprasta medžiaga vandenilis susideda iš vandenilio molekulių.

a) Cheminis elementas vandenilis

Natūralioje elementų serijoje vandenilio eilės skaičius yra 1. Elementų sistemoje vandenilis yra pirmame periode IA arba VIIA grupėje.

Vandenilis yra vienas gausiausių elementų Žemėje. Vandenilio atomų molinė dalis Žemės atmosferoje, hidrosferoje ir litosferoje (visa tai vadinama žemės pluta) yra 0,17. Jo yra vandenyje, daugelyje mineralų, naftoje, gamtinėse dujose, augaluose ir gyvūnuose. Žmogaus kūne yra vidutiniškai apie 7 kilogramus vandenilio.

Yra trys vandenilio izotopai:
a) lengvas vandenilis - protium,
b) sunkusis vandenilis - deuterio(D),
c) supersunkusis vandenilis - tričio(T).

Tritis yra nestabilus (radioaktyvus) izotopas, todėl gamtoje jo praktiškai nėra. Deuteris yra stabilus, bet jo labai mažai: w D = 0,015 % (remiantis viso antžeminio vandenilio mase). Todėl vandenilio atominė masė labai mažai skiriasi nuo 1 D (1,00794 D).

b) Vandenilio atomas

Iš ankstesnių chemijos kurso skyrių jau žinote šias vandenilio atomo charakteristikas:

Vandenilio atomo valentines galimybes lemia vieno elektrono buvimas vienoje valentinėje orbitoje. Dėl didelės jonizacijos energijos vandenilio atomas nėra linkęs atsisakyti elektrono, o ne per didelė afiniteto energija elektronui sukelia nedidelę tendenciją jį priimti. Vadinasi, cheminėse sistemose H katijono susidarymas neįmanomas, o junginiai su H anijonu nėra labai stabilūs. Taigi vandenilio atomui būdingiausias yra kovalentinio ryšio su kitais atomais susidarymas dėl vieno nesuporuoto elektrono. O tuo atveju, kai susidaro anijonas, ir tuo atveju, kai susidaro kovalentinis ryšys, vandenilio atomas yra vienavalentis.
Paprastoje medžiagoje vandenilio atomų oksidacijos būsena yra lygi nuliui, daugumoje junginių vandenilio oksidacijos būsena yra + I, o tik mažiausiai elektroneigiamų vandenilio elementų hidriduose oksidacijos būsena yra –I.
Informacija apie vandenilio atomo valentines galimybes pateikta 28 lentelėje. Vandenilio atomo, susieto viena kovalentine jungtimi su bet kuriuo atomu, valentingumas lentelėje nurodomas simboliu "H-".

28 lentelė.Vandenilio atomo valentingumo galimybės

Valentinė būsena		Cheminių medžiagų pavyzdžiai
	aš 0 – aš	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B 2 H 6, SiH 4, GeH 4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Vandenilio molekulė

Dviatominė vandenilio molekulė H 2 susidaro, kai vandenilio atomai yra surišti vieninteliu jiems įmanomu kovalentiniu ryšiu. Ryšys susidaro mainų mechanizmu. Beje, elektronų debesys persidengia, tai yra s-jungtis (10.1 pav.). a). Kadangi atomai yra vienodi, ryšys yra nepolinis.

Tarpatominis atstumas (tiksliau, pusiausvyros tarpatominis atstumas, nes atomai vibruoja) vandenilio molekulėje r(H – H) = 0,74 A (10.1 pav.). v), kuri yra daug mažesnė už orbitos spindulių sumą (1,06 A). Vadinasi, susijungusių atomų elektronų debesys giliai persidengia (10.1 pav. b), o ryšys vandenilio molekulėje yra stiprus. Tai liudija ir gana didelė surišimo energijos vertė (454 kJ / mol).
Jei molekulės formą charakterizuosime ribiniu paviršiumi (panašiai į elektronų debesies ribinį paviršių), tai galime teigti, kad vandenilio molekulė turi šiek tiek deformuotos (pailgos) sferos formą (10.1 pav.). G).

d) vandenilis (medžiaga)

Įprastomis sąlygomis vandenilis yra bespalvės ir bekvapės dujos. Mažais kiekiais jis netoksiškas. Kietasis vandenilis tirpsta 14 K (–259 °C), o skystas vandenilis verda 20 K (–253 °C). Žemos lydymosi ir virimo temperatūros, labai mažas temperatūros diapazonas skysto vandenilio egzistavimui (tik 6 ° C), taip pat nedidelės molinės lydymosi šilumos vertės (0,117 kJ / mol) ir garavimo (0,903 kJ / mol) ) rodo, kad vandenilio tarpmolekuliniai ryšiai yra labai silpni.
Vandenilio tankis r (H 2) = (2 g / mol) :( 22,4 l / mol) = 0,0893 g / l. Palyginimui: vidutinis oro tankis yra 1,29 g/l. Tai yra, vandenilis yra 14,5 karto lengvesnis už orą. Jis praktiškai netirpsta vandenyje.
Kambario temperatūroje vandenilis yra neaktyvus, tačiau kaitinamas reaguoja su daugeliu medžiagų. Šiose reakcijose vandenilio atomai gali padidinti ir sumažinti savo oksidacijos būseną: Н 2 + 2 e- = 2Н -I, Н 2 - 2 e- = 2H + I.
Pirmuoju atveju vandenilis yra oksidatorius, pavyzdžiui, reakcijose su natriu arba kalciu: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2. ( t)
Tačiau vandenilio redukuojančios savybės yra būdingesnės: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Kaitinant vandenilį oksiduoja ne tik deguonis, bet ir kai kurie kiti nemetalai, pavyzdžiui, fluoras, chloras, siera ir net azotas.
Laboratorijoje reakcijos metu gaunamas vandenilis

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

Vietoj cinko gali būti naudojama geležis, aliuminis ir kai kurie kiti metalai, o vietoj sieros rūgšties – kai kurios kitos praskiestos rūgštys. Gautas vandenilis surenkamas į mėgintuvėlį vandens išstūmimo metodu (žr. 10.2 pav. b) arba tiesiog į apverstą kolbą (10.2 pav.). a).

Pramonėje vandenilis gaunamas dideliais kiekiais iš gamtinių dujų (daugiausia metano), sąveikaujant su vandens garais 800 ° C temperatūroje, esant nikelio katalizatoriui:

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

arba anglys apdorojamos aukštoje temperatūroje vandens garais:

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

Grynas vandenilis gaunamas iš vandens skaidant jį elektros srove (elektrolizės būdu):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektrolizė).

e) Vandenilio junginiai

Hidridai (dvejetainiai junginiai, kurių sudėtyje yra vandenilio) skirstomi į du pagrindinius tipus:
a) nepastovus (molekuliniai) hidridai,
b) į druską panašūs (joniniai) hidridai.
Grupių IVA – VIIA elementai ir boras sudaro molekulinius hidridus. Iš jų stabilūs yra tik nemetalus sudarančių elementų hidridai:

B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH 4, PH 3; H2S; HCl
AsH 3; H2Se; HBr
H2Te; Sveiki
Išskyrus vandenį, visi šie junginiai yra dujinės medžiagos kambario temperatūroje, todėl jų pavadinimas – „lakieji hidridai“.
Kai kurie nemetalus sudarantys elementai taip pat randami sudėtingesniuose hidriduose. Pavyzdžiui, anglis sudaro junginius, kurių bendra formulė C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 ir kiti, kur n gali būti labai didelis (šie junginiai tiriami organine chemija).
Joniniai hidridai apima šarminių, šarminių žemių elementų ir magnio hidridus. Šių hidridų kristalai susideda iš H anijonų ir metalų katijonų, kurių oksidacijos laipsnis Me arba Me 2 (priklausomai nuo elementų sistemos grupės).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Ir joniniai, ir beveik visi molekuliniai hidridai (išskyrus H 2 O ir HF) yra reduktorius, tačiau joniniai hidridai pasižymi daug stipresnėmis redukuojančiomis savybėmis nei molekuliniai.
Be hidridų, vandenilis yra hidroksidų ir kai kurių druskų dalis. Su šių sudėtingesnių vandenilio junginių savybėmis susipažinsite kituose skyriuose.
Pagrindiniai pramonėje gaminamo vandenilio vartotojai yra amoniako ir azoto trąšų gamybos įmonės, kuriose amoniakas gaunamas tiesiogiai iš azoto ir vandenilio:

N2 + 3H22NH3 ( R, t, Pt – katalizatorius).

Dideliais kiekiais vandenilis naudojamas metilo alkoholiui (metanoliui) gauti vykstant reakcijai 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizatorius), taip pat gaminant vandenilio chloridą, kuris gaunamas tiesiogiai iš chloro ir vandenilio:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Kartais vandenilis naudojamas metalurgijoje kaip reduktorius grynų metalų gamyboje, pavyzdžiui: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Kokios dalelės yra a) protiumo, b) deuterio, c) tričio branduoliai?
2.Palyginkite vandenilio atomo jonizacijos energiją su kitų elementų atomų jonizacijos energija. Kuris elementas pagal šią charakteristiką yra arčiausiai vandenilio?
3. Tą patį padarykite su elektronų afiniteto energija
4. Palyginkite kovalentinio ryšio poliarizacijos kryptį ir vandenilio oksidacijos būseną junginiuose: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Užrašykite paprasčiausią, molekulinę, struktūrinę ir erdvinę vandenilio formulę. Kuris dažniausiai naudojamas?
6. Dažnai sakoma: „Vandilis yra lengvesnis už orą“. Ką tai reiškia? Kada šį posakį galima suprasti pažodžiui, o kada ne?
7. Padarykite kalio ir kalcio hidridų, taip pat amoniako, vandenilio sulfido ir vandenilio bromido struktūrines formules.
8. Žinodami vandenilio lydymosi ir garavimo molines šilumą, nustatykite atitinkamų specifinių dydžių reikšmes.
9. Kiekvienai iš keturių reakcijų, iliustruojančių pagrindines Cheminės savybės vandeniliu, sukurkite elektroninį balansą. Atkreipkite dėmesį į oksidatorius ir reduktorius.
10. Nustatykite cinko masę, reikalingą 4,48 litro vandenilio gauti laboratorijoje.
11. Nustatykite vandenilio masę ir tūrį, kurį galima gauti iš 30 m 3 metano ir vandens garų mišinio, paimto tūrio santykiu 1:2, išeiga 80%.
12. Sudarykite reakcijų, vykstančių sąveikaujant vandeniliui a) su fluoru, b) su siera, lygtis.
13. Šios reakcijos schemos iliustruoja pagrindines joninių hidridų chemines savybes:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl (p) MCl + H2
Čia M yra litis, natris, kalis, rubidis arba cezis. Parašykite atitinkamų reakcijų lygtis, jei M yra natris. Iliustruokite kalcio hidrido chemines savybes reakcijų lygtimis.
14. Naudodami elektroninio balanso metodą, sudarykite šių reakcijų lygtis, kad parodytumėte kai kurių molekulinių hidridų redukcines savybes:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Deguonis

Kaip ir vandenilio atveju, žodis „deguonis“ yra ir cheminio elemento, ir paprastos medžiagos pavadinimas. Be paprastos medžiagos " deguonis"(dioksidas) cheminis elementas deguonis sudaro kitą paprastą medžiagą, vadinamą " ozonas"(trideguonis). Tai alotropinės deguonies modifikacijos. Medžiaga deguonis susideda iš deguonies O 2 molekulių, o medžiaga ozonas – iš ozono O 3 molekulių.

a) Cheminis elementas deguonis

Natūralioje elementų serijoje deguonies eilės skaičius yra 8. Elementų sistemoje deguonis yra antrajame periode VIA grupėje.
Deguonis yra gausiausias elementas žemėje. Žemės plutoje kas antras atomas yra deguonies atomas, tai yra, deguonies molinė dalis Žemės atmosferoje, hidrosferoje ir litosferoje sudaro apie 50%. Deguonis (medžiaga) - komponentas oro. Deguonies tūrinė dalis ore yra 21%. Deguonis (elementas) yra vandens, daugelio mineralų, taip pat augalų ir gyvūnų dalis. Žmogaus kūne yra vidutiniškai 43 kg deguonies.
Natūralus deguonis susideda iš trijų izotopų (16 O, 17 O ir 18 O), iš kurių lengviausias izotopas 16 O. Todėl deguonies atominė masė artima 16 D (15,9994 D).

b) deguonies atomas

Esate susipažinę su šiomis deguonies atomo savybėmis.

29 lentelė.Deguonies atomo valentingumas

Valentinė būsena		Cheminių medžiagų pavyzdžiai
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II – aš 0 + aš + 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 O 2** O 2 F 2 IŠ 2
		NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Šie oksidai taip pat gali būti laikomi joniniais junginiais.
** Deguonies atomai molekulėje nėra tam tikros valentinės būsenos; tai tik medžiagos, kurios deguonies atomų oksidacijos būsena yra lygi nuliui, pavyzdys
Didelė jonizacijos energija (kaip vandenilis) neleidžia susidaryti paprasto katijono iš deguonies atomo. Elektronų afiniteto energija yra gana didelė (beveik dvigubai didesnė nei vandenilio), o tai suteikia didesnę deguonies atomo tendenciją prijungti elektronus ir galimybę formuoti O 2A anijonus. Tačiau deguonies atomo elektrono afiniteto energija vis tiek yra mažesnė nei halogeno atomų ir net kitų VIA grupės elementų. Todėl deguonies anijonai ( oksido jonai) egzistuoja tik deguonies junginiuose su elementais, kurių atomai labai lengvai atiduoda elektronus.
Bendraudamas du nesuporuotus elektronus, deguonies atomas gali sudaryti dvi kovalentines jungtis. Dėl to, kad neįmanoma sužadinti, dvi pavienės elektronų poros gali įeiti tik į donoro ir akceptoriaus sąveiką. Taigi, neatsižvelgiant į ryšio ir hibridizacijos daugumą, deguonies atomas gali būti vienoje iš penkių valentinių būsenų (29 lentelė).
Būdingiausia deguonies atomui yra valentinė būsena su W k = 2, tai yra dviejų kovalentinių ryšių susidarymas dėl dviejų nesuporuotų elektronų.
Labai didelis deguonies atomo elektronegatyvumas (didesnis - tik fluorui) lemia tai, kad daugumoje jo junginių deguonies oksidacijos būsena yra –II. Yra medžiagų, kuriose deguonis turi kitas oksidacijos būsenos reikšmes, kai kurios iš jų pateiktos 29 lentelėje kaip pavyzdžiai, o palyginamasis stabilumas parodytas Fig. 10.3.

c) deguonies molekulė

Eksperimentiškai nustatyta, kad dviatominėje deguonies molekulėje O 2 yra du nesuporuoti elektronai. Naudojant valentinių ryšių metodą, tokios šios molekulės elektroninės struktūros paaiškinti negalima. Nepaisant to, ryšys deguonies molekulėje savo savybėmis yra artimas kovalentinei. Deguonies molekulė yra nepolinė. Tarpatominis atstumas ( r o – o = 1,21 A = 121 nm) yra mažesnis už atstumą tarp atomų, sujungtų paprastu ryšiu. Molinė surišimo energija yra gana didelė ir siekia 498 kJ / mol.

d) deguonis (medžiaga)

Normaliomis sąlygomis deguonis yra bespalvės ir bekvapės dujos. Kietasis deguonis tirpsta esant 55 K (–218 °C), o skystas deguonis verda 90 K (–183 °C).
Tarpmolekuliniai ryšiai kietajame ir skystame deguonyje yra šiek tiek stipresni nei vandenilyje, ką rodo platesnis skystojo deguonies egzistavimo temperatūros diapazonas (36 °C) ir aukštesnis nei vandenilio, molinės sintezės šilumos (0,446 kJ / mol) ir garinimas (6, 83 kJ / mol).
Deguonis mažai tirpsta vandenyje: 0 ° C temperatūroje tik 5 tūriai deguonies (dujų!) Ištirpinkite 100 tūrių vandens (skysčio!).
Didelis deguonies atomų polinkis prijungti elektronus ir didelis elektronegatyvumas lemia tai, kad deguonis pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis. Šios savybės ypač išryškėja esant aukštai temperatūrai.
Deguonis reaguoja su daugeliu metalų: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetalai: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
ir kompleksinės medžiagos: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Dažniausiai dėl tokių reakcijų gaunami įvairūs oksidai (žr. II skyriaus 5 punktą), tačiau aktyvieji šarminiai metalai, pavyzdžiui, natris, degimo būdu paverčiami peroksidais:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Gauto natrio peroksido (Na) 2 (O-O) struktūrinė formulė.
Į deguonį patekusi rūkstanti skeveldra užsidega. Tai patogus ir paprastas būdas aptikti gryną deguonį.
Pramonėje deguonis gaunamas iš oro rektifikuojant (sudėtingu distiliavimu), o laboratorijoje termiškai skaidant kai kuriuos deguonies turinčius junginius, pavyzdžiui:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 - katalizatorius);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
ir, be to, kataliziškai skaidant vandenilio peroksidą kambario temperatūroje: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 yra katalizatorius).
Grynas deguonis pramonėje naudojamas tiems procesams, kurių metu vyksta oksidacija, suintensyvinti ir aukštos temperatūros liepsnai sukurti. Raketoje skystas deguonis naudojamas kaip oksidatorius.
Deguonis yra labai svarbus palaikant augalų, gyvūnų ir žmonių gyvybę. Normaliomis sąlygomis žmogus turi pakankamai deguonies kvėpuoti. Tačiau tokiomis sąlygomis, kai oro nepakanka arba jo visai nėra (lėktuvuose, nardymo darbų metu, erdvėlaiviuose ir pan.), specialios dujų mišiniai kurių sudėtyje yra deguonies. Deguonis taip pat naudojamas medicinoje nuo ligų, dėl kurių sunku kvėpuoti.

e) Ozonas ir jo molekulės

Ozonas O 3 yra antroji alotropinė deguonies modifikacija.
Triatominė ozono molekulė turi kampinę struktūrą, vidurį tarp dviejų struktūrų, rodomą pagal šias formules:

Ozonas yra tamsiai mėlynos dujos, turinčios aštrų kvapą. Dėl stipraus oksidacinio aktyvumo yra nuodingas. Ozonas yra pusantro karto „sunkesnis“ už deguonį ir šiek tiek daugiau nei deguonis, ištirpsime vandenyje.
Ozonas susidaro atmosferoje iš deguonies elektros žaibo išlydžių metu:

3O 2 = 2O 3 ().

Esant normaliai temperatūrai, ozonas lėtai virsta deguonimi, o kaitinamas, šis procesas vyksta sprogimu.
Ozono yra vadinamajame žemės atmosferos „ozono sluoksnyje“, apsaugančiame visą gyvybę žemėje nuo žalingo saulės spinduliuotės poveikio.
Kai kuriuose miestuose geriamojo vandens dezinfekcijai (dezinfekcijai) vietoj chloro naudojamas ozonas.

Nubraižykite šių medžiagų struktūrines formules: 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. Pavadinkite šias medžiagas. Apibūdinkite šių junginių deguonies atomų valentines būsenas.
Nustatykite kiekvieno deguonies atomo valentingumą ir oksidacijos būseną.
2. Sudarykite ličio, magnio, aliuminio, silicio, raudonojo fosforo ir seleno degimo reakcijų deguonyje lygtis (seleno atomai oksiduojami iki oksidacijos laipsnio + IV, kitų elementų atomai - iki aukščiausios oksidacijos būsenos). Kokioms oksidų klasėms priklauso šių reakcijų produktai?
3. Kiek litrų ozono galima gauti (normaliomis sąlygomis) a) iš 9 litrų deguonies, b) iš 8 g deguonies?

Vanduo yra gausiausia medžiaga žemės plutoje. Apskaičiuota, kad žemės vandens masė yra 10 18 tonų. Vanduo yra mūsų planetos hidrosferos pagrindas, be to, jis yra atmosferoje, ledo pavidalu sudaro Žemės ir Alpių ledynų poliarinius dangtelius, taip pat yra įvairių uolienų dalis. Vandens masės dalis žmogaus organizme yra apie 70%.
Vanduo yra vienintelė medžiaga, kuri turi savo specialius pavadinimus visose trijose agregacijos būsenose.

Vandens molekulės elektroninė struktūra (10.4 pav.). a) išsamiai išstudijavome anksčiau (žr. § 7.10).
Dėl O – H ryšių poliškumo ir kampinės formos vandens molekulė yra elektrinis dipolis.

Norint apibūdinti elektrinio dipolio poliškumą, fizinis dydis vadinamas " elektrinis dipolio momentas arba tiesiog " dipolio momentas".

Chemijoje dipolio momentas matuojamas Debyes: 1 D = 3,34. 10-30 Cl. m

Vandens molekulėje yra dvi polinės kovalentinės jungtys, tai yra du elektriniai dipoliai, kurių kiekvienas turi savo dipolio momentą (ir). Bendras molekulės dipolio momentas lygus šių dviejų momentų vektorinei sumai (10.5 pav.):

(H2O) = ,

kur q 1 ir q 2 - daliniai įkrovimai (+) ant vandenilio atomų ir - tarpatominiai O - H atstumai molekulėje. Nes q 1 = q 2 = q, a, tada

Eksperimentiškai nustatyti vandens molekulės ir kai kurių kitų molekulių dipolio momentai pateikti lentelėje.

30 lentelė.Kai kurių polinių molekulių dipolio momentai

Molekulė	Molekulė	Molekulė

Atsižvelgiant į vandens molekulės dipolio pobūdį, ji dažnai schematiškai vaizduojama taip:
Grynas vanduo yra bespalvis, beskonis ir bekvapis skystis. Kai kurios pagrindinės fizinės vandens charakteristikos pateiktos lentelėje.

31 lentelė.Kai kurios fizinės vandens savybės

Didelės molinės sintezės ir garavimo šilumos vertės (didesnės nei vandenilio ir deguonies) rodo, kad vandens molekulės tiek kietoje, tiek skystoje medžiagoje yra gana glaudžiai tarpusavyje susijusios. Šios jungtys vadinamos " vandenilio ryšiai".

ELEKTROS DIPOLAS, DIPOLO MOMENTAS, SUJUNGIMO POLARITUS, MOLEKULIŲ POLARUMAS.
Kiek deguonies atomo valentinių elektronų dalyvauja susidarant ryšiams vandens molekulėje?
2.Kurioms orbitoms persidengus vandens molekulėje susidaro ryšiai tarp vandenilio ir deguonies?
3. Padarykite ryšių susidarymo vandenilio peroksido molekulėje H 2 O 2 diagramą. Ką galite pasakyti apie šios molekulės erdvinę struktūrą?
4. Tarpatominiai atstumai HF, HCl ir HBr molekulėse yra atitinkamai 0,92; 1,28 ir 1,41. Naudodamiesi dipolio momento lentele, apskaičiuokite ir palyginkite dalinius vandenilio atomų krūvius šiose molekulėse.
5. Tarpatominiai atstumai S - H vandenilio sulfido molekulėje lygūs 1,34, o kampas tarp ryšių lygus 92°. Nustatykite sieros ir vandenilio atomų dalinių krūvių reikšmes. Ką galite pasakyti apie sieros atomo valentinių orbitalių hibridizaciją?

10.4. Vandenilinė jungtis

Kaip jau žinote, dėl didelio vandenilio ir deguonies elektronegatyvumo skirtumo (2,10 ir 3,50), vandenilio atomas vandens molekulėje turi didelį teigiamą dalinį krūvį ( q h = 0,33 e), o deguonies atomas turi dar didesnį neigiamą dalinį krūvį ( q h = -0,66 e). Taip pat prisiminkite, kad deguonies atomas turi dvi pavienes elektronų poras sp 3-hibridinis AO. Vienos vandens molekulės vandenilio atomą traukia kitos molekulės deguonies atomas, be to, pusiau tuščias vandenilio atomo 1s-AO iš dalies priima elektronų porą iš deguonies atomo. Dėl šios molekulių sąveikos, ypatinga rūšis tarpmolekuliniai ryšiai – vandenilinis ryšys.
Vandens atveju vandenilinis ryšys gali būti schematiškai pavaizduotas taip:

Paskutinėje struktūrinėje formulėje trys taškai (punktyrinė linija, o ne elektronai!) Rodo vandenilinį ryšį.

Vandenilio ryšys egzistuoja ne tik tarp vandens molekulių. Jis susidaro, jei tenkinamos dvi sąlygos:
1) molekulėje yra stipriai polinis N-E ryšys (E yra pakankamai elektronegatyvaus elemento atomo simbolis),
2) molekulėje yra E atomas su dideliu neigiamu daliniu krūviu ir vieniša elektronų pora.
Elementas E gali būti fluoras, deguonis ir azotas. Vandeniliniai ryšiai yra daug silpnesni, jei E yra chloras arba siera.
Medžiagų su vandeniliniu ryšiu tarp molekulių pavyzdžiai: vandenilio fluoridas, kietas arba skystas amoniakas, etilo alkoholis ir daugelis kitų.

Skystame vandenilio fluoride jo molekulės yra sujungtos vandeniliniais ryšiais gana ilgomis grandinėmis, o skystame ir kietame amoniake susidaro trimačiai tinklai.
Kalbant apie stiprumą, vandenilio jungtis yra tarpinė cheminis ryšys ir kitų tipų tarpmolekuliniai ryšiai. Vandenilio jungties molinė energija paprastai svyruoja nuo 5 iki 50 kJ / mol.
Kietame vandenyje (ty ledo kristaluose) visi vandenilio atomai yra sujungti su deguonies atomais, o kiekvienas deguonies atomas sudaro dvi vandenilio jungtis (naudojant abi pavienes elektronų poras). Dėl šios struktūros ledas yra „laisvesnis“, palyginti su skystu vandeniu, kuriame nutrūksta kai kurios vandenilio jungtys, o molekulės gali „supakuoti“ kiek tankiau. Ši ledo struktūros ypatybė paaiškina, kodėl, skirtingai nuo daugelio kitų medžiagų, kieto vandens tankis yra mažesnis nei skysto. Vanduo pasiekia didžiausią tankį esant 4 ° С - esant tokiai temperatūrai, nutrūksta daug vandenilio jungčių ir šiluminis plėtimasis dar ne itin stipriai veikiantys tankį.
Vandenilio ryšiai yra labai svarbūs mūsų gyvenime. Akimirką įsivaizduokime, kad vandeniliniai ryšiai nustojo formuotis. Štai keletas pasekmių:

vanduo kambario temperatūroje taptų dujinis, nes jo virimo temperatūra nukristų iki maždaug –80 °C;
visi rezervuarai užšaltų nuo dugno, nes ledo tankis būtų didesnis nei skysto vandens tankis;
dviguba DNR spiralė nustotų egzistuoti ir daug daugiau.

Pateiktų pavyzdžių pakanka suprasti, kad tokiu atveju gamta mūsų planetoje taptų visiškai kitokia.

VANDENILINIAI RYŠIAI, JO FORMAVIMO SĄLYGOS.
Formulė etilo alkoholis CH3 –CH2 –O – H. Tarp kurių skirtingų šios medžiagos molekulių atomų susidaro vandenilio ryšiai? Sudarykite struktūrines formules, iliustruojančias jų susidarymą.
2. Vandeniliniai ryšiai egzistuoja ne tik atskirose medžiagose, bet ir tirpaluose. Struktūrinių formulių pagalba parodykite, kaip susidaro vandeniliniai ryšiai a) amoniako, b) vandenilio fluorido, c) etanolio (etilo alkoholio) tirpale. = 2H2O.
Abi šios reakcijos vandenyje vyksta nuolat ir vienodu greičiu, todėl vandenyje yra pusiausvyra: 2H 2 O AH 3 O + OH.
Šis balansas vadinamas autoprotolizės pusiausvyra vandens.

Tiesioginė šio grįžtamojo proceso reakcija yra endoterminė, todėl kaitinant autoprotolizė didėja, o kambario temperatūroje pusiausvyra pasislenka į kairę, tai yra, H 3 O ir OH jonų koncentracija yra nereikšminga. Kam jie lygūs?
Pagal veikiančių masių dėsnį

Tačiau dėl to, kad sureagavusių vandens molekulių skaičius yra nereikšmingas, palyginti su bendru vandens molekulių skaičiumi, galima daryti prielaidą, kad vandens koncentracija autoprotolizės metu praktiškai nekinta, o 2 = const Tokia maža priešingai įkrautų jonų koncentracija in svarus vanduo paaiškina, kodėl šis skystis, nors ir blogas, vis tiek praleidžia elektros srovę.

VANDENS AUTOPROTOLIZĖ, VANDENS AUTOPROTOLIZĖS KONSTANTAS (JONINIS PRODUKTAS).
Skysto amoniako joninis produktas (virimo temperatūra –33 °C) yra 2 · 10 –28. Sudarykite amoniako autoprotolizės lygtį. Nustatykite amonio jonų koncentraciją gryname skystame amoniake. Kuri iš medžiagų turi didžiausią elektrinį laidumą, vandens ar skysto amoniako?

1. Vandenilio gavimas ir jo degimas (redukuojančios savybės).
2. Deguonies gavimas ir jame esančių medžiagų deginimas (oksidacinės savybės).

Deguonis- vienas iš labiausiai paplitusių elementų Žemėje. Jis sudaro maždaug pusę žemės plutos, išorinio planetos apvalkalo, svorio. Susijungęs su vandeniliu, jis sudaro vandenį, kuris dengia daugiau nei du trečdalius žemės paviršiaus.

Mes negalime nei matyti deguonies, nei jo paragauti, nei užuosti. Tačiau jis sudaro penktadalį oro ir yra gyvybiškai svarbus. Norėdami gyventi, mes, kaip ir gyvūnai bei augalai, turime kvėpuoti.

Deguonis yra nepakeičiamas dalyvis cheminės reakcijos, patekęs į bet kurios mikroskopinės gyvo organizmo ląstelės vidų, ko pasekoje suyra maistinės medžiagos ir išsiskiria gyvybei reikalinga energija. Štai kodėl deguonis yra labai reikalingas kiekvienai gyvai būtybei (išskyrus keletą mikrobų rūšių).

Degdamos medžiagos susijungia su deguonimi, išskirdamos energiją šilumos ir šviesos pavidalu.

Vandenilis

Labiausiai paplitęs elementas visatoje yra vandenilis... Ji sudaro didžiąją dalį žvaigždžių. Žemėje didžioji dalis vandenilio (cheminis simbolis H) yra susijungęs su deguonimi (O), sudarydamas vandenį (H20). Vandenilis yra paprasčiausias ir lengviausias cheminis elementas, nes kiekvienas jo atomas susideda tik iš vieno protono ir vieno elektrono.

XX amžiaus pradžioje dirižabliai ir dideli orlaiviai buvo pripildyti vandenilio. Tačiau vandenilis yra labai degus. Po kelių gaisrų sukeltų nelaimių vandenilis dirižabliuose nebebuvo naudojamas. Šiandien aeronautikoje naudojamos kitos lengvosios dujos – nedegus helis.

Vandenilis jungiasi su anglimi ir sudaro medžiagas, vadinamas angliavandeniliais. Tai produktai, gauti iš gamtinių dujų ir žalios naftos, pavyzdžiui, propano ir butano dujos arba skystas benzinas. Vandenilis taip pat jungiasi su anglimi ir deguonimi, sudarydamas angliavandenius. Bulvėse ir ryžiuose esantis krakmolas ir runkeliuose esantis cukrus yra angliavandeniai.

Saulė ir kitos žvaigždės daugiausia sudarytos iš vandenilio. Žvaigždės centre dėl siaubingų temperatūrų ir slėgio vandenilio atomai susilieja vienas su kitu ir virsta kitomis dujomis – heliu. Tuo pačiu metu išsiskiria didžiulis energijos kiekis šilumos ir šviesos pavidalu.

Pramoniniai paprastų medžiagų gavimo būdai priklauso nuo to, kokia forma atitinkamas elementas randamas gamtoje, tai yra, kokios gali būti žaliavos jo gamybai. Taigi gaunamas laisvas deguonis fiziškai- išleidimas iš skysto oro. Beveik visas vandenilis yra junginių pavidalu, todėl jį gauti jie naudoja cheminiai metodai... Visų pirma, gali būti naudojamos skilimo reakcijos. Vienas iš vandenilio gamybos būdų yra vandens skilimo reakcija veikiant elektros srovei.

Pagrindinis pramoninis vandenilio gamybos būdas yra metano reakcija su vandeniu, kuris yra gamtinių dujų dalis. Atliekama aukštoje temperatūroje (nesunku įsitikinti, kad metanas praleidžiamas net per verdantį vandenį, nevyksta jokios reakcijos):

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

Laboratorijoje paprastoms medžiagoms gauti nebūtinai naudojamos natūralios žaliavos, o parenkamos tokios pradinės medžiagos, iš kurių lengviau išskirti reikiamą medžiagą. Pavyzdžiui, laboratorijoje deguonis negaunamas iš oro. Tas pats pasakytina ir apie vandenilio gamybą. Vienas iš laboratorinių vandenilio gamybos būdų, kuris kartais naudojamas pramonėje, yra vandens skaidymas elektros srove.

Dažniausiai laboratorijoje vandenilis susidaro sąveikaujant cinkui su druskos rūgštimi.

Pramonėje

1.Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė:

2NaCl + 2H 2O → H2 + 2NaOH + Cl 2

2.Vandens garų perleidimas per karštą koksą maždaug 1000 ° C temperatūroje:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Gamtinių dujų.

Konvertavimas garais: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalizinis oksidavimas deguonimi: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Angliavandenilių krekingas ir riformingas naftos perdirbimo procese.

Laboratorijoje

1.Praskiestų rūgščių poveikis metalams. Tokiai reakcijai atlikti dažniausiai naudojamas cinkas ir druskos rūgštis:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Kalcio sąveika su vandeniu:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hidridų hidrolizė:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Šarmų poveikis cinkui arba aliuminiui:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2

5.Elektrolizės būdu. Elektrolizės metu vandeniniams šarmų ar rūgščių tirpalams katode išsiskiria vandenilis, pavyzdžiui:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

Bioreaktorius vandenilio gamybai

Fizinės savybės

Dujinis vandenilis gali egzistuoti dviejų formų (modifikacijų) – orto – ir para-vandenilio pavidalu.

Ortovandenilio molekulėje (mp -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) - priešingos viena kitai (antilygiagrečiai).

Allotropines vandenilio formas galima atskirti adsorbuojant ant aktyviosios anglies skysto azoto temperatūroje. Esant labai žemai temperatūrai, pusiausvyra tarp ortovandenilio ir paravandenilio beveik visiškai pasislenka pastarojo link. 80 K temperatūroje formų santykis yra maždaug 1:1. Desorbuotas paravandenilis kaitinant paverčiamas ortovandeniliu, kol susidaro mišinio pusiausvyra kambario temperatūroje (orto-pora: 75:25). Be katalizatoriaus transformacija vyksta lėtai, todėl galima ištirti atskirų alotropinių formų savybes. Vandenilio molekulė yra dviatomė - Н₂. Normaliomis sąlygomis tai bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Vandenilis yra lengviausios dujos, jo tankis daug kartų mažesnis nei oro. Akivaizdu, kad kuo mažesnė molekulių masė, tuo didesnis jų greitis toje pačioje temperatūroje. Kaip lengviausia, vandenilio molekulės juda greičiau nei bet kurių kitų dujų molekulės ir todėl gali greičiau perduoti šilumą iš vieno kūno į kitą. Iš to išplaukia, kad vandenilis turi didžiausią šilumos laidumą tarp dujinių medžiagų. Jo šilumos laidumas yra maždaug septynis kartus didesnis nei oro šilumos laidumas.

Cheminės savybės

Vandenilio molekulės H₂ yra gana stiprios, o tam, kad vandenilis reaguotų, reikia išeikvoti daug energijos: H 2 = 2H - 432 kJ Todėl įprastoje temperatūroje vandenilis reaguoja tik su labai aktyviais metalais, pavyzdžiui, su kalciu. susidaro kalcio hidridas: Ca + H 2 = CaH 2 ir su vieninteliu nemetalu - fluoru, susidaro vandenilio fluoridas: F 2 + H 2 = 2HF Su dauguma metalų ir nemetalų vandenilis reaguoja esant aukštesnei temperatūrai arba kitaip veikiant, pavyzdžiui, esant apšvietimui. Jis gali „atimti“ deguonį iš kai kurių oksidų, pvz.: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Užrašyta lygtis atspindi redukcijos reakciją. Redukcijos reakcijomis vadinami procesai, kurių metu iš junginio paimamas deguonis; medžiagos, kurios paima deguonį, vadinamos reduktoriais (o pačios yra oksiduojamos). Be to, bus pateiktas kitas sąvokų „oksidacija“ ir „redukcija“ apibrėžimas. Ir šis apibrėžimas, istoriškai pirmasis, išlaiko savo reikšmę ir šiuo metu, ypač organinėje chemijoje. Redukcijos reakcija yra priešinga oksidacijos reakcijai. Abi šios reakcijos visada vyksta vienu metu kaip vienas procesas: oksiduojant (redukuojant) vienai medžiagai būtinai vienu metu turi vykti ir kitos redukcija (oksidacija).

N 2 + 3H 2 → 2 NH3

Susidaro su halogenais vandenilio halogenidai:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija vyksta sprogimu tamsoje ir bet kokioje temperatūroje, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija vyksta sprogimu, tik šviesoje.

Stipriai kaitinant reaguoja su suodžiais:

C + 2H 2 → CH 4

Sąveika su šarminiais ir šarminių žemių metalais

Vandenilis susidaro su aktyviais metalais hidridai:

Na + H2 → 2 NaH Ca + H2 → CaH 2 Mg + H2 → MgH 2

Hidridai- sūrus, kietosios medžiagos, lengvai hidrolizuojamas:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2

Sąveika su metalų oksidais (dažniausiai d-elementais)

Oksidai redukuojami į metalus:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Organinių junginių hidrinimas

Kai vandenilis veikia nesočiuosius angliavandenilius esant nikelio katalizatoriui ir aukštesnėje temperatūroje, įvyksta reakcija hidrinimas:

CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3

Vandenilis redukuoja aldehidus į alkoholius:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Vandenilio geochemija

Vandenilis – bazinis statybinė medžiaga visata. Tai labiausiai paplitęs elementas, iš jo visi elementai susidaro dėl termobranduolinių ir branduolinių reakcijų.

Laisvasis vandenilis H 2 yra gana retas sausumos dujose, tačiau vandens pavidalu jis atlieka itin svarbų vaidmenį geocheminiuose procesuose.

Vandenilis gali būti mineralų dalis amonio jonų, hidroksilo jonų ir kristalinio vandens pavidalu.

Atmosferoje vandenilis nuolat gaminamas skaidant vandenį saulės spinduliuotei. Jis migruoja į viršutinius atmosferos sluoksnius ir pabėga į kosmosą.

Taikymas

Vandenilio energija

Atominis vandenilis naudojamas atominiam vandeniliniam suvirinimui.

Maisto pramonėje vandenilis registruojamas kaip maisto priedas E949 kaip dujų pakavimas.

Gydymo ypatumai

Susimaišęs su oru, vandenilis sudaro sprogstamą mišinį – vadinamąsias sprogiąsias dujas. Šios dujos yra sprogiausios, kai vandenilio ir deguonies tūrinis santykis yra 2:1 arba vandenilio ir oro santykis yra maždaug 2:5, nes ore yra apie 21% deguonies. Vandenilis taip pat yra pavojingas gaisrui. Patekęs ant odos skystas vandenilis gali stipriai nušalti.

Sprogios vandenilio koncentracijos su deguonimi susidaro nuo 4% iki 96% tūrio. Sumaišius su oru nuo 4% iki 75 (74)% tūrio.

Vandenilio naudojimas

Chemijos pramonėje vandenilis naudojamas amoniako, muilo ir plastikų gamyboje. Maisto pramonėje naudojant vandenilį iš skysčio augaliniai aliejai padaryti margariną. Vandenilis yra labai lengvas ir visada kyla ore. Kartą dirižabliai ir oro balionai buvo pripildyti vandenilio. Tačiau 30-aisiais. XX amžiuje įvyko keletas siaubingų nelaimių, nes dirižablis sprogo ir sudegė. Šiais laikais dirižabliai pripildyti helio dujų. Vandenilis taip pat naudojamas kaip raketų kuras. Vandenilis kada nors gali būti plačiai naudojamas kaip automobilių ir sunkvežimių kuras. Vandeniliniai varikliai neteršia aplinkos ir išskiria tik vandens garus (nors pati vandenilio gamyba sukelia tam tikrą aplinkos taršą). Mūsų saulė daugiausia sudaryta iš vandenilio. Saulės šiluma ir šviesa yra branduolinės energijos išsiskyrimo iš vandenilio branduolių sintezės rezultatas.

Vandenilio kaip kuro naudojimas (ekonominis efektyvumas)

Svarbiausia medžiagų, naudojamų kaip kuras, savybė yra jų šilumingumas. Iš kurso bendroji chemija Yra žinoma, kad vandenilio ir deguonies sąveikos reakcija vyksta išsiskiriant šilumai. Jei standartinėmis sąlygomis paimtume 1 mol H 2 (2 g) ir 0,5 mol O 2 (16 g) ir pradėtume reakciją, tai pagal lygtį

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

pasibaigus reakcijai susidaro 1 mol H 2 O (18 g), kurio energija išsiskiria 285,8 kJ / mol (palyginimui: acetileno degimo šiluma yra 1300 kJ / mol, propano - 2200 kJ / mol). ). 1 m³ vandenilio sveria 89,8 g (44,9 mol). Todėl norint gauti 1 m³ vandenilio, bus sunaudota 12832,4 kJ energijos. Atsižvelgdami į tai, kad 1 kWh = 3600 kJ, gauname 3,56 kWh elektros energijos. Žinant 1 kWh elektros tarifą ir 1 m³ dujų kainą, galima daryti išvadą, kad patartina pereiti prie vandenilio kuro.

Pavyzdžiui, 3 kartos eksperimentinis modelis Honda FCX su 156 litrų vandenilio baku (su 25 MPa slėgiu turi 3,12 kg vandenilio) nuvažiuoja 355 km. Atitinkamai iš 3,12 kg H2 gaunama 123,8 kWh. Energijos sąnaudos 100 km sieks 36,97 kWh. Žinant elektros sąnaudas, dujų ar benzino sąnaudas, jų sąnaudas automobiliui 100 km, nesunku apskaičiuoti neigiamą ekonominį automobilio perjungimo prie vandenilio kuro poveikį. Tarkime (Rusija 2008), 10 centų už kWh elektros energijos lemia tai, kad 1 m³ vandenilio kainuoja 35,6 cento, o atsižvelgiant į vandens skaidymo efektyvumą 40-45 centai, tiek pat kWh. nuo deginimo benzinas kainuoja 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / l * 80 centų / l = 34 centai mažmeninėmis kainomis, o vandeniliui paskaičiavome idealų variantą, neįskaitant transportavimo, įrangos nusidėvėjimo ir tt Metanui, kurio degimo energija yra apie 39 MJ už m³, rezultatas bus nuo dviejų iki keturių kartų mažesnis dėl kainų skirtumo (1 m³ Ukrainoje kainuoja 179 USD, o Europoje 350 USD). Tai yra, ekvivalentiškas metano kiekis kainuos 10-20 centų.

Tačiau nereikia pamiršti, kad deginant vandenilį gauname gryną vandenį, iš kurio jis ir buvo išgautas. Tai yra, mes turime atsinaujinančią sandėlis energija, nekenkianti aplinkai, skirtingai nei dujos ar benzinas, kurie yra pirminiai energijos šaltiniai.

Php 377 eilutėje Įspėjimas: reikalauti (http: //www..php): nepavyko atidaryti srauto: tinkamo įvynioklio nepavyko rasti /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php eilutėje 377 Fatal klaida: reikalauti (): Nepavyko atidaryti reikalingas "http: //www..php" (include_path = ".. php 377 eilutėje

Mūsų Kasdienybė yra dalykų, kurie yra tokie įprasti, kad beveik visi apie juos žino. Pavyzdžiui, visi žino, kad vanduo yra skystis, lengvai pasiekiamas ir nedega, todėl gali gesinti ugnį. Bet ar kada susimąstėte, kodėl taip yra?

Vaizdo šaltinis: pixabay.com

Vanduo sudarytas iš vandenilio ir deguonies atomų. Abu šie elementai palaiko degimą. Taigi, remiantis bendra logika (ne moksline), išplaukia, kad vanduo taip pat turi degti, tiesa? Tačiau taip nebūna.

Kada vyksta degimas?

Degimas yra cheminis procesas, kurio metu molekulės ir atomai susijungia, kad išskirtų energiją šilumos ir šviesos pavidalu. Norint ką nors sudeginti, reikia dviejų dalykų – kuro kaip degimo šaltinio (pavyzdžiui, popieriaus lapo, medžio gabalo ir pan.) ir oksiduojančios medžiagos (deguonis žemės atmosferoje yra pagrindinis oksidatorius). Mums taip pat reikia šilumos, reikalingos medžiagos užsidegimo temperatūrai pasiekti, kad prasidėtų degimo procesas.

Vaizdo šaltinis auclip.ru

Pavyzdžiui, apsvarstykite popieriaus deginimo procesą naudojant degtukus. Šiuo atveju popierius bus kuras, ore esantis dujinis deguonis veiks kaip oksidatorius, o užsidegimo temperatūra bus pasiekta dėl degančio degtuko.

Vandens cheminės sudėties struktūra

Vaizdo šaltinis: water-service.com.ua

Vanduo sudarytas iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies atomo. Jo cheminė formulė yra H2O. Dabar įdomu pastebėti, kad dvi vandens sudedamosios dalys iš tiesų yra labai degios.

Kodėl vandenilis yra degi medžiaga?

Vandenilio atomai turi tik vieną elektroną, todėl lengvai jungiasi su kitais elementais. Paprastai vandenilis natūraliai susidaro dujų pavidalu, kurių molekulės susideda iš dviejų atomų. Šios dujos yra labai reaktyvios ir greitai oksiduojasi, kai yra oksidatoriaus, todėl yra degios.

Vaizdo šaltinis: myshared.ru

Degant vandeniliui išsiskiria didelis kiekis energijos, todėl jis dažnai naudojamas suskystintas erdvėlaivių paleidimui į kosmosą.

Deguonis palaiko degimą

Kaip minėta anksčiau, bet kokiam degimui reikalingas oksidatorius. Yra daug cheminių oksidantų, įskaitant deguonį, ozoną, vandenilio peroksidą, fluorą ir kt. Deguonis yra pagrindinis oksidatorius, kurio perteklius randamas Žemės atmosferoje. Paprastai tai yra pagrindinis oksidatorius daugumos gaisrų metu. Štai kodėl ugniai palaikyti reikalingas nuolatinis deguonies tiekimas.

Vanduo gesina ugnį

Vanduo gali užgesinti ugnį dėl daugelio priežasčių, viena iš jų yra ta, kad jis yra nedegus skystis, nepaisant to, kad jį sudaro du elementai, kurie atskirai gali sukurti ugningą pragarą.

Vanduo yra labiausiai paplitusi gaisro gesinimo medžiaga. Vaizdo šaltinis: pixabay.com

Kaip minėjome anksčiau, vandenilis yra labai degus, tereikia oksidatoriaus ir užsidegimo temperatūros, kad prasidėtų reakcija. Kadangi deguonis yra gausiausias oksidatorius Žemėje, jis greitai jungiasi su vandenilio atomais, išskirdamas daug šviesos ir šilumos, todėl susidaro vandens molekulės. Tai veikia taip:

Atkreipkite dėmesį, kad vandenilio mišinys su nedideliu deguonies ar oro tūriu yra sprogus ir vadinamas deguonies vandenilio dujomis, jis dega itin greitai su garsiu trenksmu, kuris suvokiamas kaip sprogimas. „Hindenburg“ dirižablio katastrofa 1937 m. Naujajame Džersyje nusinešė dešimtis gyvybių dėl dirižablio korpusą užpildžiusio vandenilio degimo. Vandenilio degumas ir jo sprogumas kartu su deguonimi yra pagrindinė priežastis, kodėl mes negauname vandens chemiškai laboratorijose.

10.1 Vandenilis

a) Cheminis elementas vandenilis

Natūralioje elementų serijoje vandenilio eilės skaičius yra 1. Elementų sistemoje vandenilis yra pirmame periode IA arba VIIA grupėje.

Yra trys vandenilio izotopai:
a) lengvas vandenilis - protium,
b) sunkusis vandenilis - deuterio(D),
c) supersunkusis vandenilis - tričio(T).

b) Vandenilio atomas

Iš ankstesnių chemijos kurso skyrių jau žinote šias vandenilio atomo charakteristikas:

28 lentelė.Vandenilio atomo valentingumo galimybės

Valentinė būsena		Cheminių medžiagų pavyzdžiai
	aš 0 – aš	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B 2 H 6, SiH 4, GeH 4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Vandenilio molekulė

d) vandenilis (medžiaga)

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

Pramonėje vandenilis gaunamas dideliais kiekiais iš gamtinių dujų (daugiausia metano), sąveikaujant su vandens garais 800 ° C temperatūroje, esant nikelio katalizatoriui:

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

arba anglys apdorojamos aukštoje temperatūroje vandens garais:

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

Grynas vandenilis gaunamas iš vandens skaidant jį elektros srove (elektrolizės būdu):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektrolizė).

e) Vandenilio junginiai

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

N2 + 3H22NH3 ( R, t, Pt – katalizatorius).

H2 + Cl2 = 2HCl.

Kartais vandenilis naudojamas metalurgijoje kaip reduktorius grynų metalų gamyboje, pavyzdžiui: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Kokios dalelės yra a) protiumo, b) deuterio, c) tričio branduoliai?
2.Palyginkite vandenilio atomo jonizacijos energiją su kitų elementų atomų jonizacijos energija. Kuris elementas pagal šią charakteristiką yra arčiausiai vandenilio?
3. Tą patį padarykite su elektronų afiniteto energija
4. Palyginkite kovalentinio ryšio poliarizacijos kryptį ir vandenilio oksidacijos būseną junginiuose: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Užrašykite paprasčiausią, molekulinę, struktūrinę ir erdvinę vandenilio formulę. Kuris dažniausiai naudojamas?
6. Dažnai sakoma: „Vandilis yra lengvesnis už orą“. Ką tai reiškia? Kada šį posakį galima suprasti pažodžiui, o kada ne?
7. Padarykite kalio ir kalcio hidridų, taip pat amoniako, vandenilio sulfido ir vandenilio bromido struktūrines formules.
8. Žinodami vandenilio lydymosi ir garavimo molines šilumą, nustatykite atitinkamų specifinių dydžių reikšmes.
9. Kiekvienai iš keturių reakcijų, iliustruojančių pagrindines chemines vandenilio savybes, sudarykite elektronines svarstykles. Atkreipkite dėmesį į oksidatorius ir reduktorius.
10. Nustatykite cinko masę, reikalingą 4,48 litro vandenilio gauti laboratorijoje.
11. Nustatykite vandenilio masę ir tūrį, kurį galima gauti iš 30 m 3 metano ir vandens garų mišinio, paimto tūrio santykiu 1:2, išeiga 80%.
12. Sudarykite reakcijų, vykstančių sąveikaujant vandeniliui a) su fluoru, b) su siera, lygtis.
13. Šios reakcijos schemos iliustruoja pagrindines joninių hidridų chemines savybes:

10.2 Deguonis

a) Cheminis elementas deguonis

Natūralioje elementų serijoje deguonies eilės skaičius yra 8. Elementų sistemoje deguonis yra antrajame periode VIA grupėje.
Deguonis yra gausiausias elementas žemėje. Žemės plutoje kas antras atomas yra deguonies atomas, tai yra, deguonies molinė dalis Žemės atmosferoje, hidrosferoje ir litosferoje sudaro apie 50%. Deguonis (medžiaga) yra neatskiriama oro dalis. Deguonies tūrinė dalis ore yra 21%. Deguonis (elementas) yra vandens, daugelio mineralų, taip pat augalų ir gyvūnų dalis. Žmogaus kūne yra vidutiniškai 43 kg deguonies.
Natūralus deguonis susideda iš trijų izotopų (16 O, 17 O ir 18 O), iš kurių lengviausias izotopas 16 O. Todėl deguonies atominė masė artima 16 D (15,9994 D).

b) deguonies atomas

Esate susipažinę su šiomis deguonies atomo savybėmis.

29 lentelė.Deguonies atomo valentingumas

Valentinė būsena		Cheminių medžiagų pavyzdžiai
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II – aš 0 + aš + 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 O 2** O 2 F 2 IŠ 2
		NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

c) deguonies molekulė

d) deguonis (medžiaga)

Dažniausiai dėl tokių reakcijų gaunami įvairūs oksidai (žr. II skyriaus 5 punktą), tačiau aktyvieji šarminiai metalai, pavyzdžiui, natris, degimo būdu paverčiami peroksidais:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Gauto natrio peroksido (Na) 2 (O-O) struktūrinė formulė.
Į deguonį patekusi rūkstanti skeveldra užsidega. Tai patogus ir paprastas būdas aptikti gryną deguonį.
Pramonėje deguonis gaunamas iš oro rektifikuojant (sudėtingu distiliavimu), o laboratorijoje termiškai skaidant kai kuriuos deguonies turinčius junginius, pavyzdžiui:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 - katalizatorius);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
ir, be to, kataliziškai skaidant vandenilio peroksidą kambario temperatūroje: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 yra katalizatorius).
Grynas deguonis pramonėje naudojamas tiems procesams, kurių metu vyksta oksidacija, suintensyvinti ir aukštos temperatūros liepsnai sukurti. Raketoje skystas deguonis naudojamas kaip oksidatorius.
Deguonis yra labai svarbus palaikant augalų, gyvūnų ir žmonių gyvybę. Normaliomis sąlygomis žmogus turi pakankamai deguonies kvėpuoti. Tačiau tokiomis sąlygomis, kai oro nepakanka arba jo visai nėra (lėktuvuose, nardymo operacijų metu, erdvėlaiviuose ir pan.), kvėpavimui ruošiami specialūs dujų mišiniai, kuriuose yra deguonies. Deguonis taip pat naudojamas medicinoje nuo ligų, dėl kurių sunku kvėpuoti.

e) Ozonas ir jo molekulės

Ozonas O 3 yra antroji alotropinė deguonies modifikacija.
Triatominė ozono molekulė turi kampinę struktūrą, vidurį tarp dviejų struktūrų, rodomą pagal šias formules:

3O 2 = 2O 3 ().

Norint apibūdinti elektrinio dipolio poliškumą, fizinis dydis vadinamas " elektrinis dipolio momentas arba tiesiog " dipolio momentas".

Chemijoje dipolio momentas matuojamas Debyes: 1 D = 3,34. 10-30 Cl. m

(H2O) = ,

kur q 1 ir q 2 - daliniai įkrovimai (+) ant vandenilio atomų ir - tarpatominiai O - H atstumai molekulėje. Nes q 1 = q 2 = q, a, tada

Eksperimentiškai nustatyti vandens molekulės ir kai kurių kitų molekulių dipolio momentai pateikti lentelėje.

30 lentelė.Kai kurių polinių molekulių dipolio momentai

Molekulė	Molekulė	Molekulė

31 lentelė.Kai kurios fizinės vandens savybės

10.4. Vandenilinė jungtis

Kaip jau žinote, dėl didelio vandenilio ir deguonies elektronegatyvumo skirtumo (2,10 ir 3,50), vandenilio atomas vandens molekulėje turi didelį teigiamą dalinį krūvį ( q h = 0,33 e), o deguonies atomas turi dar didesnį neigiamą dalinį krūvį ( q h = -0,66 e). Taip pat prisiminkite, kad deguonies atomas turi dvi pavienes elektronų poras sp 3-hibridinis AO. Vienos vandens molekulės vandenilio atomą traukia kitos molekulės deguonies atomas, be to, pusiau tuščias vandenilio atomo 1s-AO iš dalies priima elektronų porą iš deguonies atomo. Dėl šių molekulių sąveikos susidaro specialus tarpmolekulinių ryšių tipas - vandenilio ryšys.
Vandens atveju vandenilinis ryšys gali būti schematiškai pavaizduotas taip:

Paskutinėje struktūrinėje formulėje trys taškai (punktyrinė linija, o ne elektronai!) Rodo vandenilinį ryšį.

Skystame vandenilio fluoride jo molekulės yra sujungtos vandeniliniais ryšiais gana ilgomis grandinėmis, o skystame ir kietame amoniake susidaro trimačiai tinklai.
Kalbant apie stiprumą, vandenilio jungtis yra tarpinė tarp cheminės jungties ir kitų tipų tarpmolekulinių ryšių. Vandenilio jungties molinė energija paprastai svyruoja nuo 5 iki 50 kJ / mol.
Kietame vandenyje (ty ledo kristaluose) visi vandenilio atomai yra sujungti su deguonies atomais, o kiekvienas deguonies atomas sudaro dvi vandenilio jungtis (naudojant abi pavienes elektronų poras). Dėl šios struktūros ledas yra „laisvesnis“, palyginti su skystu vandeniu, kuriame nutrūksta kai kurios vandenilio jungtys, o molekulės gali „supakuoti“ kiek tankiau. Ši ledo struktūros ypatybė paaiškina, kodėl, skirtingai nuo daugelio kitų medžiagų, kieto vandens tankis yra mažesnis nei skysto. Didžiausią vandens tankį pasiekia 4 °C temperatūroje – esant tokiai temperatūrai nutrūksta daug vandenilinių jungčių, o šiluminis plėtimasis tankiui vis tiek neturi labai stiprios įtakos.
Vandenilio ryšiai yra labai svarbūs mūsų gyvenime. Akimirką įsivaizduokime, kad vandeniliniai ryšiai nustojo formuotis. Štai keletas pasekmių:

vanduo kambario temperatūroje taptų dujinis, nes jo virimo temperatūra nukristų iki maždaug –80 °C;
visi rezervuarai užšaltų nuo dugno, nes ledo tankis būtų didesnis nei skysto vandens tankis;
dviguba DNR spiralė nustotų egzistuoti ir daug daugiau.

Pateiktų pavyzdžių pakanka suprasti, kad tokiu atveju gamta mūsų planetoje taptų visiškai kitokia.

VANDENILINIAI RYŠIAI, JO FORMAVIMO SĄLYGOS.
Etilo alkoholio formulė yra CH 3 –CH 2 –O – H. Tarp kurių skirtingų šios medžiagos molekulių atomų susidaro vandenilio ryšiai? Sudarykite struktūrines formules, iliustruojančias jų susidarymą.
2. Vandeniliniai ryšiai egzistuoja ne tik atskirose medžiagose, bet ir tirpaluose. Struktūrinių formulių pagalba parodykite, kaip susidaro vandeniliniai ryšiai a) amoniako, b) vandenilio fluorido, c) etanolio (etilo alkoholio) tirpale. = 2H2O.
Abi šios reakcijos vandenyje vyksta nuolat ir vienodu greičiu, todėl vandenyje yra pusiausvyra: 2H 2 O AH 3 O + OH.
Šis balansas vadinamas autoprotolizės pusiausvyra vandens.

Tačiau dėl to, kad sureagavusių vandens molekulių skaičius yra nereikšmingas, palyginti su bendru vandens molekulių skaičiumi, galima daryti prielaidą, kad vandens koncentracija autoprotolizės metu praktiškai nekinta, o 2 = const Tokia maža priešingai įkrautų jonų koncentracija gryname vandenyje paaiškina, kodėl šis skystis, nors ir prastai, bet vis tiek praleidžia elektros srovę.

1. Vandenilio gavimas ir jo degimas (redukuojančios savybės).
2. Deguonies gavimas ir jame esančių medžiagų deginimas (oksidacinės savybės).