Ecuația hidrogen plus oxigen. Chimie organică

Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. Împreună cu azotul și o cantitate mică de alte gaze, oxigenul liber formează atmosfera Pământului. Conținutul său în aer este de 20,95% în volum sau 23,15% în masă. ÎN scoarta terestra 58% dintre atomi sunt atomi de oxigen legați (47% din masă). Oxigenul face parte din apă (rezervele de oxigen legat din hidrosferă sunt extrem de mari), stânci, multe minerale și săruri, se găsesc în grăsimile, proteinele și carbohidrații care alcătuiesc organismele vii. Aproape tot oxigenul liber al Pământului este creat și conservat ca rezultat al procesului de fotosinteză.

Proprietăți fizice.

Oxigenul este un gaz incolor, insipid și inodor, puțin mai greu decât aerul. Este ușor solubil în apă (31 ml de oxigen se dizolvă în 1 litru de apă la 20 de grade), dar este totuși mai bun decât alte gaze atmosferice, așa că apa este îmbogățită cu oxigen. Densitatea oxigenului la conditii normale 1,429 g/l. La o temperatură de -183 0 C și o presiune de 101,325 kPa, oxigenul se transformă în stare lichidă. Oxigenul lichid are o culoare albăstruie, este atras într-un câmp magnetic și, la -218,7 ° C, formează cristale albastre.

Oxigenul natural are trei izotopi O 16, O 17, O 18.

alotropie- capacitatea unui element chimic de a exista sub forma a două sau mai multe substanțe simple care diferă doar prin numărul de atomi din moleculă sau ca structură.

Ozonul O 3 – există în straturile superioare ale atmosferei la o altitudine de 20-25 km de suprafața Pământului și formează așa-numitul „strat de ozon”, care protejează Pământul de radiațiile ultraviolete dăunătoare ale Soarelui; un violet pal, gaz otrăvitor în cantități mari, cu un miros specific, înțepător, dar plăcut. Punctul de topire este -192,7 0 C, punctul de fierbere 111,9 0 C. Oxigenul îl dizolvăm mai bine în apă.

Ozonul este un agent oxidant puternic. Activitatea sa oxidativă se bazează pe capacitatea moleculei de a se descompune odată cu eliberarea de oxigen atomic:

Oxidează multe substanțe simple și complexe. Cu unele metale formează ozonide, de exemplu ozonura de potasiu:

K + O 3 = KO 3

Ozonul este produs în dispozitive speciale - ozonizatoare. În ele, sub influența unei descărcări electrice, oxigenul molecular este transformat în ozon:

O reacție similară are loc sub influența descărcărilor de fulgere.

Utilizarea ozonului se datorează proprietăților sale puternice de oxidare: este folosit pentru albirea țesăturilor, dezinfectarea apă potabilă, în medicină ca dezinfectant.

Inhalarea ozonului în cantități mari este dăunătoare: irită membranele mucoase ale ochilor și organele respiratorii.

Proprietăți chimice.

ÎN reactii chimice cu atomi de alte elemente (cu excepția fluorului), oxigenul prezintă proprietăți exclusiv oxidante

Cea mai importantă proprietate chimică este capacitatea de a forma oxizi cu aproape toate elementele. În același timp, oxigenul reacționează direct cu majoritatea substanțelor, mai ales atunci când este încălzit.

Ca rezultat al acestor reacții, de regulă, se formează oxizi, mai rar peroxizi:

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Oxigenul nu interacționează direct cu halogenii, aurul și platina se obțin indirect; Când sunt încălzite, sulful, carbonul și fosforul ard în oxigen.

Interacțiunea oxigenului cu azotul începe doar la o temperatură de 1200 0 C sau la o descărcare electrică:

N2 + O2 = 2NO

Cu hidrogen, oxigenul formează apă:

2H2 + O2 = 2H2O

În timpul acestei reacții, se eliberează o cantitate semnificativă de căldură.

Un amestec de două volume de hidrogen cu un volum de oxigen explodează atunci când este aprins; se numește gaz detonant.

Multe metale la contactul cu oxigenul din aer sunt supuse distrugerii - coroziunii. Unele metale în condiții normale sunt oxidate numai de la suprafață (de exemplu, aluminiu, crom). Filmul de oxid rezultat previne interacțiunea ulterioară.

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

În anumite condiții, substanțele complexe interacționează și cu oxigenul. În acest caz, se formează oxizi, iar în unele cazuri, oxizi și substanțe simple.

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

H2S + O2 = 2SO2 + 2H2O

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH 3 NH 2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O

Atunci când interacționează cu substanțe complexe, oxigenul acționează ca un agent oxidant. Proprietatea sa importantă, capacitatea de a menține combustie substante.

Oxigenul formează și un compus cu hidrogen - peroxid de hidrogen H 2 O 2 - un lichid transparent incolor, cu gust astringent înțepător, foarte solubil în apă. Din punct de vedere chimic, peroxidul de hidrogen este un compus foarte interesant. Se caracterizează printr-o stabilitate scăzută: când sta în picioare, se descompune încet în apă și oxigen:

H2O2 = H2O + O2

Lumina, căldura, prezența alcalinelor și contactul cu agenții oxidanți sau reducători accelerează procesul de descompunere. Starea de oxidare a oxigenului în peroxid de hidrogen = - 1, i.e. are o valoare intermediară între starea de oxidare a oxigenului în apă (-2) și în oxigenul molecular (0), prin urmare peroxidul de hidrogen prezintă dualitate redox. Proprietățile oxidante ale peroxidului de hidrogen sunt mult mai pronunțate decât proprietățile reducătoare și se manifestă în medii acide, alcaline și neutre.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

10.1.Hidrogen

Denumirea „hidrogen” se referă atât la un element chimic, cât și la o substanță simplă. Element hidrogen este format din atomi de hidrogen. Substanță simplă hidrogen constă din molecule de hidrogen.

a) Elementul chimic hidrogen

În seria naturală de elemente, numărul de serie al hidrogenului este 1. În sistemul de elemente, hidrogenul se află în prima perioadă din grupa IA sau VIIA.

Hidrogenul este unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ. Fracția molară a atomilor de hidrogen din atmosferă, hidrosferă și litosfera Pământului (denumită în mod colectiv scoarța terestră) este de 0,17. Se găsește în apă, multe minerale, petrol, gaze naturale, plante și animale. Corpul uman mediu conține aproximativ 7 kilograme de hidrogen.

Există trei izotopi ai hidrogenului:
a) hidrogen ușor - protium,
b) hidrogen greu - deuteriu(D),
c) hidrogen supergreu – tritiu(T).

Tritiul este un izotop instabil (radioactiv), deci practic nu se găsește niciodată în natură. Deuteriul este stabil, dar există foarte puțin: w D = 0,015% (din masa întregului hidrogen terestru). Prin urmare, masa atomică a hidrogenului diferă foarte puțin de 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom de hidrogen

Din secțiunile anterioare ale cursului de chimie, cunoașteți deja următoarele caracteristici ale atomului de hidrogen:

Capacitățile de valență ale unui atom de hidrogen sunt determinate de prezența unui electron într-un singur orbital de valență. O energie mare de ionizare face ca un atom de hidrogen să nu fie înclinat să cedeze un electron, iar o energie de afinitate electronică nu prea mare duce la o ușoară tendință de a accepta unul. În consecință, în sistemele chimice formarea cationului H este imposibilă, iar compușii cu anionul H nu sunt foarte stabili. Astfel, atomul de hidrogen este cel mai probabil să formeze o legătură covalentă cu alți atomi datorită unui singur electron nepereche. Atât în ​​cazul formării unui anion, cât și în cazul formării unei legături covalente, atomul de hidrogen este monovalent.
Într-o substanță simplă, starea de oxidare a atomilor de hidrogen este zero în majoritatea compușilor, hidrogenul prezintă o stare de oxidare de +I, iar hidrogenul are o stare de oxidare de –I numai în hidrurile celor mai puțin electronegative;
Informațiile despre capacitățile de valență ale atomului de hidrogen sunt date în Tabelul 28. Starea de valență a unui atom de hidrogen legat printr-o legătură covalentă la orice atom este indicată în tabel prin simbolul „H-”.

Tabelul 28.Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

c) Molecula de hidrogen

Molecula de hidrogen diatomic H2 se formează atunci când atomii de hidrogen sunt legați cu singura legătură covalentă posibilă pentru ei. Legătura se formează printr-un mecanism de schimb. Conform modului în care norii de electroni se suprapun, aceasta este o legătură S (Fig. 10.1 O). Deoarece atomii sunt aceiași, legătura este nepolară.

Distanța interatomică (mai precis, distanța interatomică de echilibru, deoarece atomii vibrează) într-o moleculă de hidrogen r(H–H) = 0,74 A (Fig. 10.1 V), care este semnificativ mai mică decât suma razelor orbitale (1,06 A). În consecință, norii de electroni ai atomilor legați se suprapun profund (Fig. 10.1). b), iar legătura din molecula de hidrogen este puternică. Acest lucru este indicat și de valoarea destul de mare a energiei de legare (454 kJ/mol).
Dacă caracterizăm forma moleculei după suprafața limită (asemănătoare suprafeței limită a norului de electroni), atunci putem spune că molecula de hidrogen are forma unei bile ușor deformate (alungite) (Fig. 10.1). G).

d) Hidrogen (substanță)

În condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor și inodor. În cantități mici este netoxic. Hidrogenul solid se topește la 14 K (–259 °C), iar hidrogenul lichid fierbe la 20 K (–253 °C). Puncte scăzute de topire și fierbere, un interval de temperatură foarte mic pentru existența hidrogenului lichid (doar 6 °C), precum și valori mici ale căldurilor molare de fuziune (0,117 kJ/mol) și vaporizare (0,903 kJ/mol). ) indică faptul că legăturile intermoleculare din hidrogen sunt foarte slabe.
Densitatea hidrogenului r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Pentru comparație: densitatea medie a aerului este de 1,29 g/l. Adică, hidrogenul este de 14,5 ori „mai ușor” decât aerul. Este practic insolubil în apă.
La temperatura camerei, hidrogenul este inactiv, dar când este încălzit reacţionează cu multe substanţe. În aceste reacții, atomii de hidrogen își pot crește sau scădea starea de oxidare: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Н 2 – 2 e– = 2Н +I.
În primul caz, hidrogenul este un agent oxidant, de exemplu, în reacțiile cu sodiu sau calciu: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Dar proprietățile reducătoare ale hidrogenului sunt mai caracteristice: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H2 = Cu + H2O. ( t)
Când este încălzit, hidrogenul este oxidat nu numai de oxigen, ci și de alte nemetale, de exemplu, fluor, clor, sulf și chiar azot.
În laborator, hidrogenul este produs ca rezultat al reacției

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.

În loc de zinc, puteți folosi fier, aluminiu și alte metale, iar în loc de acid sulfuric, puteți folosi alți acizi diluați. Hidrogenul rezultat este colectat într-o eprubetă prin deplasarea apei (vezi Fig. 10.2). b) sau pur și simplu într-un balon răsturnat (Fig. 10.2 O).

În industrie, hidrogenul este produs în cantități mari din gazul natural (în principal metan) prin reacția acestuia cu vaporii de apă la 800 °C în prezența unui catalizator de nichel:

CH4 + 2H2O = 4H2 +CO2 ( t, Ni)

sau tratați cărbunele la temperatură ridicată cu vapori de apă:

2H2O + C = 2H2 + CO2. ( t)

Hidrogenul pur se obține din apă prin descompunerea acesteia șoc electric(supus electrolizei):

2H2O = 2H2 + O2 (electroliza).

e) Compuşi ai hidrogenului

Hidrurile (compuși binari care conțin hidrogen) sunt împărțite în două tipuri principale:
a) volatile hidruri (moleculare),
b) hidruri asemănătoare sărurilor (ionice).
Elementele grupelor IVA – VIIA și bor formează hidruri moleculare. Dintre acestea, numai hidrurile elementelor care formează nemetale sunt stabile:

B2H6; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCI
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Cu excepția apei, toți acești compuși sunt substanțe gazoase la temperatura camerei, de unde și numele lor - „hidruri volatile”.
Unele dintre elementele care formează nemetale se găsesc și în hidruri mai complexe. De exemplu, carbonul formează compuși cu formula generală C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 și altele, unde n poate fi foarte mare (acești compuși sunt studiați în chimia organică).
Hidrururile ionice includ hidruri de elemente alcaline, alcalino-pământoase și magneziu. Cristalele acestor hidruri constau din anioni H și cationi metalici în cea mai mare stare de oxidare Me sau Me 2 (în funcție de grupa sistemului de elemente).

Atât hidrurile ionice, cât și aproape toate hidrurile moleculare (cu excepția H2O și HF) sunt agenți reducători, dar hidrurile ionice prezintă proprietăți reducătoare mult mai puternice decât cele moleculare.
Pe lângă hidruri, hidrogenul face parte din hidroxizi și din unele săruri. Vă veți familiariza cu proprietățile acestor compuși ai hidrogenului mai complecși în capitolele următoare.
Principalii consumatori de hidrogen produs în industrie sunt instalațiile de producere a îngrășămintelor cu amoniac și azot, unde amoniacul este obținut direct din azot și hidrogen:

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

Hidrogenul este utilizat în cantități mari pentru a produce alcool metilic (metanol) prin reacția 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – catalizator), precum și în producerea de acid clorhidric, care se obține direct din clor și hidrogen:

H2 + CI2 = 2HCI.

Uneori, hidrogenul este utilizat în metalurgie ca agent reducător în producerea de metale pure, de exemplu: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Din ce particule sunt formate nucleele de a) protiu, b) deuteriu, c) tritiu?
2. Comparați energia de ionizare a atomului de hidrogen cu energia de ionizare a atomilor altor elemente. De care element este cel mai aproape hidrogenul din punct de vedere al acestei caracteristici?
3. Faceți același lucru pentru energia de afinitate electronică
4. Comparaţi direcţia de polarizare a legăturii covalente şi gradul de oxidare a hidrogenului în compuşii: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5.Notați cea mai simplă formulă moleculară, structurală și spațială a hidrogenului. Care este cel mai des folosit?
6. Ei spun adesea: „Hidrogenul este mai ușor decât aerul”. Ce înseamnă acest lucru? În ce cazuri poate fi luată această expresie la propriu și în ce cazuri nu?
7. Alcătuiți formulele structurale de hidruri de potasiu și calciu, precum și amoniac, hidrogen sulfurat și bromură de hidrogen.
8. Cunoscând căldurile molare de topire și vaporizare a hidrogenului, determinați valorile cantităților specifice corespunzătoare.
9. Pentru fiecare dintre cele patru reacții care ilustrează proprietățile chimice de bază ale hidrogenului, creați o balanță electronică. Etichetați agenții oxidanți și reducători.
10. Determinați masa de zinc necesară pentru a produce 4,48 litri de hidrogen folosind o metodă de laborator.
11. Determinați masa și volumul de hidrogen care se poate obține din 30 m 3 dintr-un amestec de metan și vapori de apă, luat în raport de volum de 1:2, cu un randament de 80%.
12. Alcătuiți ecuații pentru reacțiile care au loc în timpul interacțiunii hidrogenului a) cu fluorul, b) cu sulful.
13. Schemele de reacție de mai jos ilustrează proprietățile chimice de bază ale hidrurilor ionice:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCI ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCI(p) MCl + H2
Aici M este litiu, sodiu, potasiu, rubidiu sau cesiu. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile corespunzătoare dacă M este sodiu. Ilustrați proprietățile chimice ale hidrurii de calciu folosind ecuații de reacție.
14. Folosind metoda echilibrului electronic, creați ecuații pentru următoarele reacții care ilustrează proprietățile reducătoare ale unor hidruri moleculare:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH4 + O2H2O + CO2 ( t).

Ca și în cazul hidrogenului, cuvântul „oxigen” este atât numele unui element chimic, cât și al unei substanțe simple. În afară de o chestiune simplă" oxigen"(dioxigen) element chimic oxigenul formează o altă substanță simplă numită „ ozon"(trioxigen). Acestea sunt modificări alotropice ale oxigenului. Substanta oxigen este formata din molecule de oxigen O 2 , iar substanta ozon este formata din molecule de ozon O 3 .

a) Element chimic oxigen

În seria naturală de elemente, numărul de serie al oxigenului este 8. În sistemul de elemente, oxigenul se află în a doua perioadă în grupul VIA.
Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. În scoarța terestră, fiecare al doilea atom este un atom de oxigen, adică fracția molară de oxigen din atmosferă, hidrosferă și litosferă a Pământului este de aproximativ 50%. Oxigenul (substanța) este o componentă a aerului. Fracția de volum a oxigenului din aer este de 21%. Oxigenul (un element) se găsește în apă, multe minerale, plante și animale. Corpul uman conține în medie 43 kg de oxigen.
Oxigenul natural este format din trei izotopi (16 O, 17 O și 18 O), dintre care cel mai ușor izotop 16 O este cel mai comun. Prin urmare, masa atomică a oxigenului este aproape de 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom de oxigen

Cunoașteți următoarele caracteristici ale atomului de oxigen.

Tabelul 29.Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

* Acești oxizi pot fi considerați și compuși ionici.
** Atomii de oxigen din moleculă nu sunt în această stare de valență; acesta este doar un exemplu de substanță cu o stare de oxidare a atomilor de oxigen egală cu zero
Energia mare de ionizare (precum cea a hidrogenului) previne formarea unui cation simplu din atomul de oxigen. Energia afinității electronilor este destul de mare (aproape de două ori mai mare decât cea a hidrogenului), ceea ce asigură o tendință mai mare pentru atomul de oxigen de a câștiga electroni și capacitatea de a forma anioni O 2A. Dar energia de afinitate electronică a atomului de oxigen este încă mai mică decât cea a atomilor de halogen și chiar a altor elemente din grupul VIA. Prin urmare, anionii de oxigen ( ioni de oxid) există numai în compuși ai oxigenului cu elemente ai căror atomi renunță foarte ușor la electroni.
Prin împărțirea a doi electroni nepereche, un atom de oxigen poate forma două legături covalente. Două perechi de electroni singure, din cauza imposibilității excitației, pot intra doar în interacțiunea donor-acceptor. Astfel, fără a lua în considerare multiplicitatea legăturilor și hibridizarea, atomul de oxigen poate fi în una din cele cinci stări de valență (Tabelul 29).
Cea mai tipică stare de valență pentru atomul de oxigen este W k = 2, adică formarea a două legături covalente datorită a doi electroni nepereche.
Electronegativitatea foarte mare a atomului de oxigen (mai mare doar pentru fluor) duce la faptul că în majoritatea compușilor săi oxigenul are o stare de oxidare de –II. Există substanțe în care oxigenul prezintă alte stări de oxidare, unele dintre ele sunt date în Tabelul 29 ca exemple, iar stabilitatea comparativă este prezentată în Fig. 10.3.

c) Molecula de oxigen

S-a stabilit experimental că molecula de oxigen diatomic O2 conține doi electroni nepereche. Folosind metoda legăturii de valență, această structură electronică a acestei molecule nu poate fi explicată. Cu toate acestea, proprietățile legăturii din molecula de oxigen sunt apropiate de cele ale unei legături covalente. Molecula de oxigen este nepolară. Distanța interatomică ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) este mai mică decât distanța dintre atomi legați printr-o singură legătură. Energia de legare molară este destul de mare și se ridică la 498 kJ/mol.

d) Oxigen (substanță)

În condiții normale, oxigenul este un gaz incolor și inodor. Oxigenul solid se topește la 55 K (–218 °C), iar oxigenul lichid fierbe la 90 K (–183 °C).
Legăturile intermoleculare în oxigenul solid și lichid sunt oarecum mai puternice decât în ​​hidrogen, așa cum demonstrează intervalul mai mare de temperatură de existență a oxigenului lichid (36 °C) și căldurile molare mai mari de fuziune (0,446 kJ/mol) și vaporizare (6,83 kJ). /mol).
Oxigenul este ușor solubil în apă: la 0 °C, doar 5 volume de oxigen (gaz!) se dizolvă în 100 de volume de apă (lichid!).
Înclinația mare a atomilor de oxigen de a câștiga electroni și electronegativitatea ridicată duc la faptul că oxigenul prezintă numai proprietăți oxidante. Aceste proprietăți sunt deosebit de pronunțate la temperaturi ridicate.
Oxigenul reacționează cu multe metale: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetale: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
și substanțe complexe: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Cel mai adesea, în urma unor astfel de reacții, se obțin diverși oxizi (a se vedea capitolul II § 5), dar metalele alcaline active, de exemplu sodiul, atunci când sunt arse, se transformă în peroxizi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Formula structurală a peroxidului de sodiu rezultat este (Na) 2 (O-O).
O așchie mocnind pusă în oxigen izbucnește în flăcări. Aceasta este o modalitate convenabilă și ușoară de a detecta oxigenul pur.
În industrie, oxigenul se obține din aer prin rectificare (distilare complexă), iar în laborator - prin supunerea anumitor compuși care conțin oxigen la descompunere termică, de exemplu:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – catalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
şi, în plus, prin descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen la temperatura camerei: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (catalizator MnO 2).
Oxigenul pur este folosit în industrie pentru a intensifica acele procese în care are loc oxidarea și pentru a crea o flacără la temperatură ridicată. În tehnologia rachetelor, oxigenul lichid este folosit ca oxidant.
Oxigenul este de mare importanță pentru menținerea vieții plantelor, animalelor și oamenilor. În condiții normale, o persoană are suficient oxigen în aer pentru a respira. Dar în condițiile în care nu este suficient aer sau nu există deloc aer (în avioane, în timpul lucrărilor de scufundare, în nave spațiale etc.), amestecuri speciale de gaze care conțin oxigen sunt pregătite pentru respirație. Oxigenul este, de asemenea, folosit în medicină pentru bolile care provoacă dificultăți de respirație.

e) Ozonul și moleculele sale

Ozonul O 3 este a doua modificare alotropică a oxigenului.
Molecula triatomică de ozon are o structură de colț intermediară între cele două structuri reprezentate prin următoarele formule:

Ozonul este un gaz albastru închis cu un miros înțepător. Datorită activității sale puternice de oxidare, este otrăvitor. Ozonul este de o ori și jumătate „mai greu” decât oxigenul și puțin mai solubil în apă decât oxigenul.
Ozonul se formează în atmosferă din oxigen în timpul descărcărilor electrice de fulgere:

3O 2 = 2O 3 ().

La temperaturi normale, ozonul se transformă încet în oxigen, iar atunci când este încălzit, acest proces are loc exploziv.
Ozonul este conținut în așa-numitul „strat de ozon” al atmosferei pământului, protejând întreaga viață de pe Pământ de efectele nocive ale radiațiilor solare.
În unele orașe, ozonul este folosit în loc de clor pentru a dezinfecta (dezinfecta) apa potabilă.

Desenați formulele structurale ale următoarelor substanțe: 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. Denumiți aceste substanțe. Descrieți stările de valență ale atomilor de oxigen din acești compuși.
Determinați valența și starea de oxidare a fiecărui atom de oxigen.
2. Alcătuiți ecuații pentru reacțiile de ardere a litiului, magneziului, aluminiului, siliciului, fosforului roșu și seleniului în oxigen (atomii de seleniu sunt oxidați până la starea de oxidare +IV, atomii altor elemente sunt oxidați până la cea mai înaltă stare de oxidare). Cărei clase de oxizi aparțin produsele acestor reacții?
3. Câţi litri de ozon se pot obţine (în condiţii normale) a) din 9 litri de oxigen, b) din 8 g de oxigen?

Apa este cea mai abundentă substanță din scoarța terestră. Masa apei pământului este estimată la 10 18 tone. Apa este baza hidrosferei planetei noastre, în plus, este conținută în atmosferă, sub formă de gheață formează calotele polare ale Pământului și ghețarii de munți înalți și, de asemenea, face parte din diferite roci. Fracția de masă a apei din corpul uman este de aproximativ 70%.
Apa este singura substanță care are propriile denumiri speciale în toate cele trei stări de agregare.

Structura electronică a unei molecule de apă (Fig. 10.4 O) am studiat în detaliu mai devreme (vezi § 7.10).
Datorită polarității legăturilor O–H și formei unghiulare, molecula de apă este dipol electric.

Pentru a caracteriza polaritatea unui dipol electric, o mărime fizică numită " momentul electric al unui dipol electric" sau doar " moment dipol".

În chimie, momentul dipol se măsoară în debye: 1 D = 3,34. Clasa 10 –30. m

Într-o moleculă de apă există două legături covalente polare, adică doi dipoli electrici, fiecare având propriul moment dipol (u). Momentul dipol total al unei molecule este egal cu suma vectorială a acestor două momente (Fig. 10.5):

(H20) = ,

Unde q 1 și q 2 – sarcini parțiale (+) pe atomii de hidrogen și – distanțe interatomice O – H în moleculă. Deoarece q 1 = q 2 = q, și , apoi

Momentele dipolare determinate experimental ale moleculei de apă și ale altor molecule sunt date în tabel.

Tabelul 30.Momentele dipolare ale unor molecule polare

Având în vedere natura dipol a moleculei de apă, aceasta este adesea reprezentată schematic după cum urmează:
Apa pură este un lichid incolor, fără gust sau miros. Câteva caracteristici fizice de bază ale apei sunt prezentate în tabel.

Tabelul 31.Unele caracteristici fizice ale apei

Valorile mari ale căldurilor molare de topire și vaporizare (un ordin de mărime mai mare decât cele ale hidrogenului și oxigenului) indică faptul că moleculele de apă, atât în ​​materie solidă, cât și în cea lichidă, sunt destul de strâns legate între ele. Aceste conexiuni se numesc „ legături de hidrogen".

DIPOL ELECTRIC, MOMENT DIPOL, POLARITATE LEGĂTURĂ, POLARITATE MOLECULĂ.
Câți electroni de valență ai unui atom de oxigen iau parte la formarea legăturilor într-o moleculă de apă?
2. Când ce orbitali se suprapun, se formează legături între hidrogen și oxigen într-o moleculă de apă?
3.Faceți o diagramă a formării legăturilor într-o moleculă de peroxid de hidrogen H 2 O 2. Ce poți spune despre structura spațială a acestei molecule?
4. Distanțele interatomice în moleculele de HF, HCl și HBr sunt egale cu 0,92, respectiv; 1.28 și 1.41. Folosind tabelul momentelor dipolare, calculați și comparați sarcinile parțiale ale atomilor de hidrogen din aceste molecule.
5. Distanțele interatomice S – H în molecula de hidrogen sulfurat sunt 1,34, iar unghiul dintre legături este de 92°. Determinați valorile sarcinilor parțiale pe atomii de sulf și hidrogen. Ce puteți spune despre hibridizarea orbitalilor de valență ai atomului de sulf?

După cum știți deja, datorită diferenței semnificative de electronegativitate a hidrogenului și oxigenului (2,10 și 3,50), atomul de hidrogen din molecula de apă capătă o sarcină parțială pozitivă mare ( q h = 0,33 e), iar atomul de oxigen are o încărcătură parțială negativă și mai mare ( q h = –0,66 e). Amintiți-vă, de asemenea, că atomul de oxigen are două perechi singure de electroni per sp AO 3-hibrid. Atomul de hidrogen al unei molecule de apă este atras de atomul de oxigen al altei molecule și, în plus, 1s-AO pe jumătate gol al atomului de hidrogen acceptă parțial o pereche de electroni ai atomului de oxigen. Ca urmare a acestor interacțiuni între molecule, apare un tip special de legătură intermoleculară - o legătură de hidrogen.
În cazul apei, formarea legăturilor de hidrogen poate fi reprezentată schematic după cum urmează:

În ultima formulă structurală, trei puncte (linie punctată, nu electroni!) indică o legătură de hidrogen.

Legăturile de hidrogen există nu numai între moleculele de apă. Se formează dacă sunt îndeplinite două condiții:
1) molecula are o legătură H-E extrem de polară (E este simbolul unui atom al unui element destul de electronegativ),
2) molecula conține un atom E cu o sarcină parțială negativă mare și o pereche de electroni singuratică.
Elementul E poate fi fluor, oxigen și azot. Legăturile de hidrogen sunt semnificativ mai slabe dacă E este clor sau sulf.
Exemple de substanțe cu legături de hidrogen între molecule: fluorură de hidrogen, amoniac solid sau lichid, alcool etilic și multe altele.

În fluorura de hidrogen lichidă, moleculele sale sunt legate prin legături de hidrogen în lanțuri destul de lungi, iar în amoniacul lichid și solid se formează rețele tridimensionale.
Puterea legăturii de hidrogen este intermediară între legătură chimicăși alte tipuri de legături intermoleculare. Energia molară a unei legături de hidrogen variază de obicei între 5 și 50 kJ/mol.
În apa solidă (adică, cristale de gheață), toți atomii de hidrogen sunt legați de hidrogen de atomi de oxigen, fiecare atom de oxigen formând două legături de hidrogen (folosind ambele perechi de electroni). Această structură face gheața mai „slăbită” în comparație cu apa lichidă, unde unele dintre legăturile de hidrogen sunt rupte, iar moleculele sunt capabile să se „împacheteze” puțin mai strâns. Această caracteristică a structurii gheții explică de ce, spre deosebire de majoritatea celorlalte substanțe, apa în stare solidă are o densitate mai mică decât în ​​stare lichidă. Apa atinge densitatea maximă la 4 °C - la această temperatură sunt rupte destul de multe legături de hidrogen, iar dilatarea termică nu are încă un efect foarte puternic asupra densității.
Legăturile de hidrogen sunt foarte importante în viața noastră. Să ne imaginăm pentru o clipă că legăturile de hidrogen au încetat să se mai formeze. Iată câteva consecințe:

• apa la temperatura camerei ar deveni gazoasă deoarece punctul ei de fierbere ar scădea la aproximativ -80 °C;
• toate corpurile de apă ar începe să înghețe din fund, deoarece densitatea gheții ar fi mai mare decât densitatea apei lichide;
• Helixul dublu al ADN-ului și multe altele ar înceta să mai existe.

Exemplele date sunt suficiente pentru a înțelege că în acest caz natura de pe planeta noastră ar deveni complet diferită.

LEGĂTURA DE HIDROGEN, CONDIȚII DE FORMARE.
Formula alcoolului etilic este CH 3 – CH 2 – O – H. Între ce atomi ai diferitelor molecule ale acestei substanțe se formează legături de hidrogen? Scrieți formule structurale care ilustrează formarea lor.
2. Legăturile de hidrogen există nu numai în substanțe individuale, ci și în soluții. Arătați, folosind formule structurale, cum se formează legăturile de hidrogen într-o soluție apoasă de a) amoniac, b) acid fluorhidric, c) etanol (alcool etilic). = 2H20.
Ambele reacții au loc în apă în mod constant și cu aceeași viteză, prin urmare, există un echilibru în apă: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Acest echilibru se numește echilibrul autoprotolizei apă.

Reacția directă a acestui proces reversibil este endotermă, prin urmare, atunci când este încălzită, autoprotoliza crește, dar la temperatura camerei echilibrul este deplasat spre stânga, adică concentrația ionilor de H 3 O și OH este neglijabilă. Cu ce ​​sunt ei egali?
Conform legii acțiunii în masă

Dar datorită faptului că numărul de molecule de apă reacţionate este nesemnificativ în comparaţie cu numărul total de molecule de apă, putem presupune că concentraţia de apă în timpul autoprotolizei practic nu se modifică, iar 2 = const O concentrație atât de scăzută de ioni încărcați opus în apă curată explică de ce acest lichid, deși slab, încă conduce curentul electric.

AUTOPROTOLIZA APEI, CONSTANTA DE AUTOPROTOLIZA (PRODUS IONIC) A APEI.
Produsul ionic al amoniacului lichid (punctul de fierbere –33 °C) este 2·10 –28. Scrieți o ecuație pentru autoprotoliza amoniacului. Determinați concentrația ionilor de amoniu în amoniacul lichid pur. Care substanță are o conductivitate electrică mai mare, apă sau amoniac lichid?

1. Producerea hidrogenului și arderea acestuia (proprietăți reducătoare).
2. Obținerea oxigenului și arderea substanțelor din acesta (proprietăți oxidante).

Scopul lecției.În această lecție veți afla despre cele mai importante elemente chimice pentru viața pe pământ - hidrogen și oxigen, veți afla despre proprietățile lor chimice, precum și despre proprietăți fizice Folosind substanțele simple pe care le formează, veți afla mai multe despre rolul oxigenului și al hidrogenului în natură și viața umană.

Hidrogen– cel mai comun element din Univers. Oxigen– cel mai comun element de pe Pământ. Împreună formează apă, o substanță care reprezintă mai mult de jumătate din masa corpului uman. Oxigenul este un gaz de care avem nevoie pentru a respira, iar fără apă nu am putea trăi nici măcar câteva zile, așa că fără îndoială putem considera oxigenul și hidrogenul cele mai importante elemente chimice necesare vieții.

Structura atomilor de hidrogen și oxigen

Astfel, hidrogenul prezintă proprietăți nemetalice. În natură, hidrogenul se găsește sub formă de trei izotopi, proțiu, deuteriu și tritiu, izotopii de hidrogen sunt foarte diferiți unul de celălalt în proprietăți fizice, deci li se atribuie chiar simboluri individuale.

Dacă nu vă amintiți sau nu știți ce sunt izotopii, lucrați cu materialele resursei educaționale electronice „Izotopii ca varietăți de atomi ai unui element chimic”. În acesta veți afla cum diferă izotopii unui element unul de altul, la ce duce prezența mai multor izotopi ai unui element și, de asemenea, vă veți familiariza cu izotopii mai multor elemente.

Astfel, posibilele stări de oxidare ale oxigenului sunt limitate la valori de la –2 la +2. Dacă oxigenul acceptă doi electroni (devenind un anion) sau formează două legături covalente cu elemente mai puțin electronegative, intră în starea de oxidare –2. Dacă oxigenul formează o legătură cu un alt atom de oxigen și o a doua legătură cu un atom al unui element mai puțin electronegativ, acesta intră în starea de oxidare –1. Prin formarea a două legături covalente cu fluorul (singurul element cu o valoare de electronegativitate mai mare), oxigenul intră în starea de oxidare +2. Formând o legătură cu un alt atom de oxigen, iar a doua cu un atom de fluor – +1. În cele din urmă, dacă oxigenul formează o legătură cu un atom mai puțin electronegativ și o a doua legătură cu fluor, acesta va fi în starea de oxidare 0.

Proprietățile fizice ale hidrogenului și oxigenului, alotropia oxigenului

Hidrogen– un gaz incolor, fără gust sau miros. Foarte ușor (de 14,5 ori mai ușor decât aerul). Temperatura de lichefiere a hidrogenului – -252,8 °C – este aproape cea mai scăzută dintre toate gazele (a doua numai după heliu). Hidrogenul lichid și solid sunt substanțe foarte ușoare, incolore.

Oxigen- un gaz incolor, insipid și inodor, puțin mai greu decât aerul. La o temperatură de -182,9 °C se transformă într-un lichid greu albastru, la -218 °C se solidifică cu formarea de cristale albastru. Moleculele de oxigen sunt paramagnetice, ceea ce înseamnă că oxigenul este atras de un magnet. Oxigenul este slab solubil în apă.

Spre deosebire de hidrogen, care formează molecule de un singur tip, oxigenul prezintă alotropie și formează molecule de două tipuri, adică elementul oxigen formează două substanțe simple: oxigen și ozon.

Proprietăți chimice și prepararea substanțelor simple

Hidrogen.

Legătura din molecula de hidrogen este o legătură simplă, dar este una dintre cele mai puternice legături simple din natură, iar pentru a o rupe este necesar să cheltuiești multă energie, din acest motiv hidrogenul este foarte inactiv la temperatura camerei, dar cu creșterea temperaturii (sau în prezența unui catalizator) hidrogenul interacționează ușor cu multe substanțe simple și complexe.

Din punct de vedere chimic, hidrogenul este un nemetal tipic. Adică, este capabil să interacționeze cu metalele active pentru a forma hidruri, în care prezintă o stare de oxidare de –1. Cu unele metale (litiu, calciu), interacțiunea are loc chiar și la temperatura camerei, dar destul de lent, astfel încât încălzirea este utilizată în sinteza hidrurilor:

,

.

Formarea hidrurilor prin interacțiunea directă a unor substanțe simple este posibilă numai pentru metalele active. Aluminiul nu mai interacționează direct cu hidrogenul; hidrura sa este obținută prin reacții de schimb.

De asemenea, hidrogenul reacționează cu nemetale numai atunci când este încălzit. Excepție fac halogenii clorul și bromul, reacția cu care poate fi indusă de lumină:

.

Reacția cu fluor, de asemenea, nu necesită încălzire, se desfășoară exploziv chiar și cu răcire puternică și în întuneric absolut.

Reacția cu oxigenul se desfășoară de-a lungul unui mecanism cu lanț ramificat, astfel încât viteza de reacție crește rapid, iar într-un amestec de oxigen și hidrogen într-un raport de 1:2, reacția are loc cu o explozie (un astfel de amestec se numește „gaz exploziv”). :

.

Reacția cu sulful are loc mult mai calm, practic fără generare de căldură:

.

Reacțiile cu azotul și iodul sunt reversibile:

,

.

Această împrejurare face foarte dificilă obținerea amoniacului în industrie: procesul necesită utilizarea unei presiuni crescute pentru a amesteca echilibrul spre formarea amoniacului. Iodură de hidrogen nu se obține prin sinteză directă, deoarece există câteva metode mult mai convenabile pentru sinteza ei.

Hidrogenul nu reacționează direct cu nemetalele slab active (), deși compușii săi cu acestea sunt cunoscuți.

În reacțiile cu substanțe complexe, hidrogenul acționează în majoritatea cazurilor ca agent reducător. În soluții, hidrogenul poate reduce metalele slab active (situate după hidrogen în seria de tensiune) din sărurile lor:

Când este încălzit, hidrogenul poate reduce multe metale din oxizii lor. Mai mult, cu cât metalul este mai activ, cu atât este mai dificil să-l restabiliți și cu atât temperatura necesară pentru aceasta este mai mare:

.

Metalele mai active decât zincul sunt aproape imposibil de redus cu hidrogen.

Hidrogenul este produs în laborator prin reacția metalelor cu acizi tari. Cele mai utilizate sunt zincul și acidul clorhidric:

Mai puțin utilizat este electroliza apei în prezența electroliților puternici:

În industrie, hidrogenul este produs ca produs secundar când se produce hidroxid de sodiu prin electroliza unei soluții de clorură de sodiu:

În plus, hidrogenul este obținut din rafinarea petrolului.

Producerea hidrogenului prin fotoliza apei este una dintre cele mai promițătoare metode în viitor, dar în acest moment aplicarea industrială a acestei metode este dificilă.

Lucrul cu materialele resurselor educaționale electronice Lucrări de laborator „Producția și proprietățile hidrogenului” și Lucrarea de laborator „Proprietăți reducătoare ale hidrogenului”. Studiați principiul de funcționare al aparatului Kipp și al aparatului Kiryushkin. Gândiți-vă în ce cazuri este mai convenabil să utilizați aparatul Kipp și în care este mai convenabil să utilizați aparatul Kiryushkin. Ce proprietăți prezintă hidrogenul în reacții?

Oxigen.

Legătura din molecula de oxigen este dublă și foarte puternică. Prin urmare, oxigenul este destul de inactiv la temperatura camerei. Când este încălzit, totuși, începe să prezinte proprietăți puternice de oxidare.

Oxigenul reacționează fără încălzire cu metalele active (alcaline, alcalino-pământoase și unele lantanide):

Când este încălzit, oxigenul reacționează cu majoritatea metalelor pentru a forma oxizi:

,

,

.

Argintul și metalele mai puțin active nu sunt oxidate de oxigen.

Oxigenul reacționează, de asemenea, cu majoritatea nemetalelor pentru a forma oxizi:

,

,

.

Interacțiunea cu azotul are loc doar la foarte temperaturi ridicate, aproximativ 2000 °C.

Oxigenul nu reacționează cu clorul, bromul și iodul, deși mulți dintre oxizii lor pot fi obținuți indirect.

Interacțiunea oxigenului cu fluorul poate fi realizată prin trecerea unei descărcări electrice printr-un amestec de gaze:

.

Fluorura de oxigen (II) este un compus instabil, se descompune ușor și este un agent oxidant foarte puternic.

În soluții, oxigenul este un agent oxidant puternic, deși lent. De regulă, oxigenul promovează tranziția metalelor la stări de oxidare superioare:

Prezența oxigenului permite adesea ca metalele situate imediat în spatele hidrogenului din seria de tensiune să fie dizolvate în acizi:

Când este încălzit, oxigenul poate oxida oxizii metalici inferiori:

.

Oxigenul în industrie nu se obține prin metode chimice; se obține din aer prin distilare.

În laborator, folosesc reacțiile de descompunere a compușilor bogați în oxigen - nitrați, clorați, permanganați atunci când sunt încălziți:

De asemenea, puteți obține oxigen prin descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen:

În plus, reacția de electroliză a apei de mai sus poate fi utilizată pentru a produce oxigen.

Lucrați cu materialele resursei educaționale electronice Lucrare de laborator „Producerea oxigenului și proprietățile sale”.

Cum se numește metoda de colectare a oxigenului folosită în munca de laborator? Ce alte metode de colectare a gazelor există și care dintre ele sunt potrivite pentru colectarea oxigenului?

Sarcina 1. Urmăriți clipul video „Descompunerea permanganatului de potasiu atunci când este încălzit”.

Răspunde la întrebările:

1. 1. Care dintre produșii solizi de reacție este solubil în apă?
   2. Ce culoare are soluția de permanganat de potasiu?
   3. Ce culoare are soluția de manganat de potasiu?

Scrieți ecuațiile reacțiilor care au loc. Echilibrați-le folosind metoda echilibrului electronic.

Discutați tema cu profesorul în sau în sala video.

Ozon.

Molecula de ozon este triatomică și legăturile din ea sunt mai puțin puternice decât în ​​molecula de oxigen, ceea ce duce la o activitate chimică mai mare a ozonului: ozonul oxidează cu ușurință multe substanțe în soluții sau sub formă uscată fără încălzire:

Ozonul poate oxida cu ușurință oxidul de azot (IV) la oxid de azot (V) și oxidul de sulf (IV) la oxid de sulf (VI) fără un catalizator:

Ozonul se descompune treptat pentru a forma oxigen:

Pentru a produce ozon, se folosesc dispozitive speciale - ozonizatoare, în care o descărcare strălucitoare este trecută prin oxigen.

În laborator pentru a obține cantitati mici Ozonul este uneori folosit în reacțiile de descompunere a compușilor peroxo și a unor oxizi mai mari atunci când este încălzit:

Lucrați cu materialele resursei educaționale electronice Lucrare de laborator „Producerea ozonului și studiul proprietăților acestuia”.

Explicați de ce soluția de indigo devine decolorată. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile care apar atunci când sunt amestecate soluții de azotat de plumb și sulfură de sodiu și când aerul ozonat este trecut prin suspensia rezultată. Scrieți ecuațiile ionice pentru o reacție de schimb ionic. Pentru reacția redox, creați un echilibru electronic.

Discutați tema cu profesorul în sau în sala video.

Proprietățile chimice ale apei

Pentru a vă familiariza mai bine cu proprietățile fizice ale apei și semnificația acesteia, lucrați cu materialele resurselor educaționale electronice „Proprietăți anormale ale apei” și „Apa este cel mai important lichid de pe Pământ”.

Apa este de mare importanță pentru toate organismele vii - de fapt, multe organisme vii sunt formate din mai mult de jumătate de apă. Apa este unul dintre cei mai universali solvenți (la temperaturi și presiuni ridicate capacitățile sale ca solvent cresc semnificativ). Din punct de vedere chimic, apa este oxid de hidrogen, iar într-o soluție apoasă se disociază (deși într-o măsură foarte mică) în cationi de hidrogen și anioni hidroxid:

.

Apa reacționează cu multe metale. Apa reacționează cu activul (alcalin, alcalino-pământos și unele lantanide) fără încălzire:

Interacțiunea cu cele mai puțin active are loc atunci când sunt încălzite.

Hidrogenul H este cel mai comun element din Univers (aproximativ 75% din masă), iar pe Pământ este al nouălea cel mai abundent. Cel mai important compus natural de hidrogen este apa.
Hidrogenul ocupă primul loc în tabelul periodic (Z = 1). Are cea mai simplă structură atomică: nucleul atomului este de 1 proton, înconjurat de un nor de electroni format din 1 electron.
În unele condiții, hidrogenul prezintă proprietăți metalice (donează un electron), în timp ce în altele prezintă proprietăți nemetalice (acceptă un electron).
Izotopii de hidrogen găsiți în natură sunt: ​​1H - proțiu (nucleul este format dintr-un proton), 2H - deuteriu (D - nucleul este format dintr-un proton și un neutron), 3H - tritiu (T - nucleul este format dintr-un proton și doi neutroni).

Substanță simplă hidrogen

O moleculă de hidrogen este formată din doi atomi legați printr-o legătură covalentă nepolară.
Proprietăți fizice. Hidrogenul este un gaz incolor, inodor, fără gust, netoxic. Molecula de hidrogen nu este polară. Prin urmare, forțele interacțiunii intermoleculare în hidrogenul gazos sunt mici. Aceasta se manifestă în temperaturi scăzute fierbere (-252,6 0С) și topire (-259,2 0С).
Hidrogenul este mai ușor decât aerul, D (pe aer) = 0,069; ușor solubil în apă (2 volume de H2 se dizolvă în 100 de volume de H2O). Prin urmare, hidrogenul, atunci când este produs în laborator, poate fi colectat prin metode de deplasare a aerului sau a apei.

Producția de hidrogen

In laborator:

1. Efectul acizilor diluați asupra metalelor:
Zn +2HCI → ZnCI2 +H2

2. Interacțiunea dintre alcaline și metale cu apa:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2

3. Hidroliza hidrurilor: hidrurile metalice sunt ușor descompuse de apă pentru a forma alcalii și hidrogenul corespunzător:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

4. Efectul alcaliilor asupra zincului, aluminiului sau siliciului:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2 +H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Electroliza apei. Pentru a crește conductivitatea electrică a apei, i se adaugă un electrolit, de exemplu NaOH, H2SO4 sau Na2SO4. La catod se formează 2 volume de hidrogen și 1 volum de oxigen la anod.
2H2O → 2H2 +O2

Producția industrială de hidrogen

1. Conversia metanului cu abur, Ni 800 °C (cel mai ieftin):
CH4 + H2O → CO + 3H2
CO + H2O → CO2 + H2

În total:
CH4 + 2H2O → 4H2 + CO2

2. Vapori de apă prin cocs fierbinte la 1000 o C:
C + H2O → CO + H2
CO +H2O → CO2 + H2

Monoxidul de carbon (IV) rezultat este absorbit de apă și 50% din hidrogenul industrial este produs în acest fel.

3. Prin încălzirea metanului la 350°C în prezența unui catalizator de fier sau nichel:
CH4 → C + 2H2

4. Electroliza solutii apoase KCl sau NaCl ca produs secundar:
2H2O + 2NaCI → CI2 + H2 + 2NaOH

Proprietățile chimice ale hidrogenului

• În compuși, hidrogenul este întotdeauna monovalent. Se caracterizează printr-o stare de oxidare de +1, dar în hidrurile metalice este egală cu -1.
• Molecula de hidrogen este formată din doi atomi. Apariția unei conexiuni între ele se explică prin formarea unei perechi generalizate de electroni H:H sau H 2
• Datorită acestei generalizări a electronilor, molecula de H 2 este mai stabilă energetic decât atomii săi individuali. Pentru a rupe 1 mol de molecule de hidrogen în atomi, este necesar să consumați 436 kJ de energie: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
• Aceasta explică activitatea relativ scăzută a hidrogenului molecular la temperaturi obișnuite.
• Cu multe nemetale, hidrogenul formează compuși gazoși, cum ar fi RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Formează halogenuri de hidrogen cu halogeni:
H2 + CI2 → 2HCI.
În același timp, explodează cu fluor, reacționează cu clorul și bromul numai când este iluminat sau încălzit și cu iod doar când este încălzit.

2) Cu oxigen:
2H2 + O2 → 2H2O
cu degajare de căldură. La temperaturi normale reacția decurge lent, peste 550°C explodează. Un amestec de 2 volume de H 2 și 1 volum de O 2 se numește gaz detonant.

3) Când este încălzit, reacționează energic cu sulful (mult mai dificil cu seleniul și telurul):
H2 + S → H2S (hidrogen sulfurat),

4) Cu azot cu formare de amoniac numai pe catalizator și la temperaturi și presiuni ridicate:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Cu carbon la temperaturi ridicate:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Formează hidruri cu metale alcaline și alcalino-pământoase (hidrogenul este un agent oxidant):
H2 + 2Li → 2LiH
în hidrurile metalice, ionul de hidrogen este încărcat negativ (starea de oxidare -1), adică hidrură de Na + H - construită similar cu clorura de Na + Cl -

Cu substanțe complexe:

7) Cu oxizi metalici (utilizați pentru reducerea metalelor):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

8) cu monoxid de carbon (II):
CO + 2H2 → CH3OH
Gazul de sinteză (un amestec de hidrogen și monoxid de carbon) are un rol important semnificație practică, deoarece în funcție de temperatură, presiune și catalizator, diferă compuși organici, de exemplu HCHO, CH3OH și altele.

9) Hidrocarburile nesaturate reacţionează cu hidrogenul, devenind saturate:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.

În tabelul periodic, hidrogenul este situat în două grupuri de elemente care sunt complet opuse în proprietățile lor. Această caracteristică fă-l complet unic. Hidrogenul nu este doar un element sau o substanță, ci este și o parte integrantă a multor compuși complecși, un element organogen și biogen. Prin urmare, să ne uităm la proprietățile și caracteristicile sale mai detaliat.

Eliberarea de gaz inflamabil în timpul interacțiunii dintre metale și acizi a fost observată încă din secolul al XVI-lea, adică în timpul formării chimiei ca știință. Celebrul om de știință englez Henry Cavendish a studiat substanța începând cu 1766 și ia dat numele de „aer combustibil”. Când a fost ars, acest gaz producea apă. Din păcate, aderarea omului de știință la teoria flogistului (ipotetică „materie ultrafină”) l-a împiedicat să ajungă la concluziile corecte.

Chimistul și naturalistul francez A. Lavoisier, împreună cu inginerul J. Meunier și cu ajutorul gazometrelor speciale, au sintetizat apa în 1783, apoi au analizat-o prin descompunerea vaporilor de apă cu fier fierbinte. Astfel, oamenii de știință au putut ajunge la concluziile corecte. Ei au descoperit că „aerul combustibil” nu este doar o parte din apă, ci poate fi obținut și din aceasta.

În 1787, Lavoisier a sugerat că gazul studiat era o substanță simplă și, în consecință, aparținea elemente chimice. El a numit-o hidrogen (din cuvintele grecești hydor - apă + gennao - nasc), adică „născând apă”.

Denumirea rusă „hidrogen” a fost propusă în 1824 de chimistul M. Soloviev. Determinarea compoziției apei a marcat sfârșitul „teoriei flogistului”. La începutul secolelor al XVIII-lea și al XIX-lea, s-a stabilit că atomul de hidrogen este foarte ușor (în comparație cu atomii altor elemente) iar masa lui a fost luată ca unitate de bază pentru compararea maselor atomice, primind o valoare egală cu 1.

Proprietăți fizice

Hidrogenul este cea mai ușoară substanță cunoscută de știință (este de 14,4 ori mai ușoară decât aerul), densitatea sa este de 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Acest material se topește (solidifică) și, respectiv, fierbe (lichefiază), la -259,1 ° C și -252,8 ° C (doar heliul are temperaturi de fierbere și de topire mai scăzute).

Temperatura critică a hidrogenului este extrem de scăzută (-240 °C). Din acest motiv, lichefierea sa este un proces destul de complex și costisitor. Presiunea critică a substanței este de 12,8 kgf/cm², iar densitatea critică este de 0,0312 g/cm³. Dintre toate gazele, hidrogenul are cea mai mare conductivitate termică: la 1 atm și 0 °C este egal cu 0,174 W/(mxK).

Capacitatea termică specifică a substanței în aceleași condiții este de 14,208 kJ/(kgxK) sau 3,394 cal/(gh°C). Acest element este ușor solubil în apă (aproximativ 0,0182 ml/g la 1 atm și 20 °C), dar bine solubil în majoritatea metalelor (Ni, Pt, Pa și altele), în special în paladiu (aproximativ 850 volume per volum de Pd ) .

Această din urmă proprietate este asociată cu capacitatea sa de a difuza, iar difuzia printr-un aliaj de carbon (de exemplu, oțel) poate fi însoțită de distrugerea aliajului din cauza interacțiunii hidrogenului cu carbonul (acest proces se numește decarbonizare). În stare lichidă, substanța este foarte ușoară (densitate - 0,0708 g/cm³ la t° = -253 °C) și fluidă (vâscozitate - 13,8 spoise în aceleași condiții).

În mulți compuși, acest element prezintă o valență +1 (stare de oxidare), precum sodiul și alte metale alcaline. De obicei, este considerat un analog al acestor metale. În consecință, el conduce grupa I a sistemului periodic. În hidrurile metalice, ionul de hidrogen prezintă o sarcină negativă (starea de oxidare este -1), adică Na+H- are o structură similară cu clorura Na+Cl-. În conformitate cu aceasta și alte câteva fapte (asemănarea proprietăților fizice ale elementului „H” și halogeni, capacitatea de a-l înlocui cu halogeni în compuși organici), hidrogenul este clasificat în grupa VII a sistemului periodic.

În condiții normale, hidrogenul molecular are activitate scăzută, combinându-se direct doar cu cel mai activ dintre nemetale (cu fluor și clor, cu acesta din urmă în lumină). La rândul său, atunci când este încălzit, interacționează cu multe elemente chimice.

Hidrogenul atomic are o activitate chimică crescută (comparativ cu hidrogenul molecular). Cu oxigenul formează apă după formula:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

eliberând 285,937 kJ/mol de căldură sau 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). În condiții normale de temperatură, reacția se desfășoară destul de lent, iar la t° >= 550 °C este incontrolabilă. Limitele explozive ale unui amestec de hidrogen + oxigen în volum sunt 4–94% H₂, iar un amestec de hidrogen + aer este de 4–74% H₂ (un amestec de două volume de H₂ și un volum de O₂ se numește gaz detonant).

Acest element este folosit pentru a reduce majoritatea metalelor, deoarece elimină oxigenul din oxizi:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O, etc.

Hidrogenul formează halogenuri de hidrogen cu diferiți halogeni, de exemplu:

H2 + CI2 = 2HCI.

Cu toate acestea, atunci când reacționează cu fluor, hidrogenul explodează (acest lucru se întâmplă și în întuneric, la -252 ° C), cu brom și clor reacţionează numai atunci când este încălzit sau iluminat, iar cu iod - numai când este încălzit. Când interacționează cu azotul, se formează amoniac, dar numai pe catalizator, când hipertensiune arterială si temperatura:

ЗН₂ + N2 = 2NN₃.

Când este încălzit, hidrogenul reacționează activ cu sulful:

H₂ + S = H₂S (hidrogen sulfurat),

si mult mai dificil cu telur sau seleniu. Hidrogenul reacționează cu carbonul pur fără catalizator, dar la temperaturi ridicate:

2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).

Această substanță reacționează direct cu unele dintre metale (alcaline, alcalino-pământoase și altele), formând hidruri, de exemplu:

H2 + 2Li = 2LiH.

Interacțiunile dintre hidrogen și monoxid de carbon (II) sunt de o importanță practică considerabilă. În acest caz, în funcție de presiune, temperatură și catalizator, se formează diferiți compuși organici: HCHO, CH₃OH etc. Hidrocarburile nesaturate în timpul reacției devin saturate, de exemplu:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Hidrogenul și compușii săi joacă un rol excepțional în chimie. Condiţionează proprietăți acide așa-zis acizii protici, tinde să formeze legături de hidrogen cu diferite elemente, ceea ce are un impact semnificativ asupra proprietăților multor compuși anorganici și organici.

Producția de hidrogen

Principalele tipuri de materii prime pentru producția industrială a acestui element sunt gazele de rafinare a petrolului, gazele combustibile naturale și gazele de cocs. De asemenea, se obține din apă prin electroliză (în locurile unde este disponibilă electricitatea). Una dintre cele mai importante metode de producere a materialului din gaze naturale este interacțiunea catalitică a hidrocarburilor, în principal a metanului, cu vaporii de apă (așa-numita conversie). De exemplu:

CH2 + H20 = CO + ZN2.

Oxidarea incompletă a hidrocarburilor cu oxigen:

CH₄ + ½O2 = CO + 2H2.

Monoxidul de carbon sintetizat (II) suferă conversie:

CO + H2O = CO2 + H2.

Hidrogenul produs din gaze naturale este cel mai ieftin.

Pentru electroliza apei se folosește curent continuu, care este trecut printr-o soluție de NaOH sau KOH (acizii nu sunt folosiți pentru a evita coroziunea echipamentului). În condiții de laborator, materialul este obținut prin electroliza apei sau ca urmare a unei reacții între acid clorhidricși zinc. Cu toate acestea, materialul de fabrică gata făcut în cilindri este folosit mai des.

Acest element este izolat de gazele de rafinare a petrolului și de gazul cuptorului de cocs prin îndepărtarea tuturor celorlalte componente ale amestecului de gaze, deoarece se lichefiază mai ușor în timpul răcirii profunde.

Acest material a început să fie produs industrial la sfârșitul secolului al XVIII-lea. Pe atunci era folosit pentru umplerea baloanelor. Pe în acest moment Hidrogenul este utilizat pe scară largă în industrie, în special în industria chimică, pentru producerea de amoniac.

Consumatorii în masă ai substanței sunt producători de alcool metilic și alți alcooli, benzină sintetică și multe alte produse. Sunt obținute prin sinteza din monoxid de carbon (II) și hidrogen. Hidrogenul este utilizat pentru hidrogenarea combustibililor lichizi grei și solizi, grăsimilor etc., pentru sinteza HCl, hidrotratarea produselor petroliere, precum și în tăierea/sudarea metalelor. Cele mai importante elemente pentru energia nucleară sunt izotopii ei - tritiu și deuteriu.

Rolul biologic al hidrogenului

Aproximativ 10% din masa organismelor vii (în medie) provine din acest element. Face parte din apă și din cele mai importante grupuri de compuși naturali, inclusiv proteine, acizi nucleici, lipide și carbohidrați. Pentru ce este folosit?

Acest material joacă un rol decisiv: în menținerea structurii spațiale a proteinelor (cuaternar), în implementarea principiului complementarității acizilor nucleici (adică în implementarea și stocarea informațiilor genetice) și, în general, în „recunoașterea” la nivel molecular. nivel.

Ionul de hidrogen H+ participă la reacții/procese dinamice importante din organism. Inclusiv: în oxidarea biologică, care asigură energie celulelor vii, în reacțiile de biosinteză, în fotosinteza plantelor, în fotosinteza bacteriană și fixarea azotului, în menținerea echilibrul acido-bazicși homeostazia, în procesele de transport membranar. Împreună cu carbonul și oxigenul formează un funcțional și bază structurală fenomene ale vieții.