Cheminės vandenilio reakcijos. Cheminės halogenų savybės

Vandenilis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas visatoje. Būtent jis sudaro degiosios Žvaigždžių medžiagos pagrindą.

Vandenilis yra pirmasis cheminis elementas Mendelejevo periodinėje lentelėje. Jo atomas turi paprasčiausią struktūrą: vienas elektronas sukasi aplink elementariosios dalelės „protoną“ (atomo branduolį):

Natūralus vandenilis susideda iš trijų izotopų: protium 1 H, deuterio 2 H ir tričio 3 H.

12.1 užduotis. Nurodykite šių izotopų atomų branduolių sandarą.

Turėdamas vieną elektroną išoriniame lygyje, vandenilio atomas gali turėti vienintelį įmanomą valentiškumą I:

Klausimas. Ar baigtas išorinis lygis susidaro, kai vandenilio atomas priima elektronus?

Taigi vandenilio atomas gali ir priimti, ir duoti vienas elektronas, t.y., yra tipiškas nemetalas. IN bet koks sujungia vandenilio atomą vienas Valentino diena.

Paprasta medžiaga "vandenilis" H 2- bespalvės ir bekvapės dujos, labai lengvos. Jis blogai tirpsta vandenyje, bet gerai tirpsta daugelyje metalų. Taigi, vienas paladžio tūris Рd sugeria iki 900 tūrių vandenilio.

(1) schema rodo, kad vandenilis gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius, reaguojantis su aktyviais metalais ir daugeliu nemetalų:

12.2 užduotis. Nustatykite, kuriose reakcijose vandenilis yra oksidatorius, o kuriose – reduktorius. Prisimink tai vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų.

Vandenilio ir deguonies mišinys yra „sprogios dujos“, nes jas užsidegus įvyksta stiprus sprogimas, nusinešęs daugybę gyvybių. Todėl eksperimentai, kurių metu išsiskiria vandenilis, turi būti atliekami toliau nuo ugnies.

Dažniausiai vandenilis eksponuoja atkuriamosios savybės, kuris naudojamas gryniems metalams gauti iš jų oksidų*:

* Aliuminis pasižymi panašiomis savybėmis (žr. 10 pamoką – Aliuminiotermija).

Tarp vandenilio ir organinių junginių vyksta įvairios reakcijos. Taigi dėl vandenilio pridėjimo ( hidrinimas) skysti riebalai virsta kietais (plačiau 25 pamokoje).

Vandenilį galima gauti įvairiais būdais:

• Metalų sąveika su rūgštimis:

12.3 užduotis. aliuminis, varis ir cinkas su druskos rūgštimi. Kokiais atvejais reakcija nevyksta? Kodėl? Jei kyla sunkumų, žr. 2.2 ir 8.3 pamokas;

• Aktyvių metalų sąveika su vandeniu:

12.4 užduotis. Parašykite tokių reakcijų lygtis natris, baris, aliuminis, geležis, švinas. Kokiais atvejais reakcija nevyksta? Kodėl? Jei kyla sunkumų, žr. 8.3 pamoką.

Pramoniniu mastu vandenilis gaunamas elektrolizės būdu iš vandens:

taip pat leidžiant vandens garus per karštas geležies drožles:

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas visatoje. Ji sudaro didžiąją žvaigždžių masės dalį ir dalyvauja termobranduolinėje sintezėje – energijos šaltinyje, kurį šios žvaigždės spinduliuoja.

Deguonis

Deguonis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas mūsų planetoje: daugiau nei pusė Žemės plutoje esančių atomų yra deguonis. Medžiaga deguonis O 2 sudaro apie 1/5 mūsų atmosferos, o cheminis elementas deguonis – 8/9 hidrosferos (vandenynų).

Mendelejevo periodinėje sistemoje deguonis turi eilės numerį 8 ir yra antrojo periodo VI grupėje. Todėl deguonies atomo struktūra yra tokia:

Turėdamas 6 elektronus išoriniame lygyje, deguonis yra tipiškas nemetalas, t.y. du elektronas iki išorinio lygio pabaigos:

Todėl jo junginiuose esantis deguonis pasižymi valentiškumu II ir oksidacijos būsena –2 (išskyrus peroksidus).

Priimdamas elektronus, deguonies atomas turi oksiduojančio agento savybes. Ši deguonies savybė itin svarbi: kvėpuojant, medžiagų apykaitos metu vyksta oksidacijos procesai; Oksidacijos procesai vyksta degant paprastoms ir sudėtingoms medžiagoms.

Degimas – paprastų ir sudėtingų medžiagų oksidacija lydimas šviesos ir šilumos išsiskyrimo. Beveik visi metalai ir nemetalai dega arba oksiduojasi deguonies atmosferoje. Tokiu atveju susidaro oksidai:

* Tiksliau, Fe 3 O 4 .

Kai dega deguonyje sudėtingos medžiagos susidaro oksidai cheminiai elementai, įtraukta į pradinę medžiagą. Kaip paprastos medžiagos išsiskiria tik azotas ir halogenai:

Antroji iš šių reakcijų naudojama kaip šilumos ir energijos šaltinis kasdieniame gyvenime ir pramonėje, nes metanas CH 4įtraukta į gamtines dujas.

Deguonis leidžia suintensyvinti daugelį pramoninių ir biologinių procesų. Dideliais kiekiais deguonis gaunamas iš oro, taip pat vandens (taip pat vandenilio) elektrolizės būdu. Mažais kiekiais jį galima gauti skaidant sudėtingas medžiagas:

12.5 užduotis.Čia pateiktose reakcijos lygtyse išdėliokite koeficientus.

Vanduo

Vandens niekuo pakeisti negalima – taip jis skiriasi nuo beveik visų kitų mūsų planetoje aptinkamų medžiagų. Vandenį galima pakeisti tik pačiu vandeniu. Be vandens nėra gyvybės: juk gyvybė Žemėje atsirado tada, kai joje atsirado vanduo. Gyvybė atsirado vandenyje, nes jis yra natūralus universalus tirpiklis. Jis tirpdo, todėl susmulkina visas reikalingas maistines medžiagas ir aprūpina jas gyvų organizmų ląstelėmis. O dėl šlifavimo smarkiai padidėja cheminių ir biocheminių reakcijų greitis. Be to, be išankstinio ištirpinimo negali įvykti 99,5% (199 iš 200) reakcijų! (Taip pat žr. 5.1 pamoką.)

Yra žinoma, kad suaugęs žmogus per dieną turėtų gauti 2,5–3 litrus vandens, tiek pat pasišalina iš organizmo: tai yra, žmogaus organizme yra vandens balansas. Jei jis pažeidžiamas, žmogus gali tiesiog mirti. Pavyzdžiui, žmogui netekus vos 1–2 % vandens, atsiranda troškulys, o 5 % pakyla kūno temperatūra dėl termoreguliacijos pažeidimo: sutrinka širdis, atsiranda haliucinacijų. Kai organizme netenkama 10% ar daugiau vandens, atsiranda pokyčių, kurie jau gali būti negrįžtami. Žmogus mirs nuo dehidratacijos.

Vanduo yra unikali medžiaga. Jo virimo temperatūra turi būti -80 °C (!), bet +100 °C. Kodėl? Kadangi tarp polinių susidaro vandens molekulės vandeniliniai ryšiai:

Todėl ir ledas, ir sniegas yra birūs, užimantys didesnį tūrį nei skystas vanduo. Dėl to ledas pakyla į vandens paviršių ir apsaugo telkinių gyventojus nuo užšalimo. Ką tik iškritęs sniegas turi daug oro ir yra puikus šilumos izoliatorius. Jei sniegas padengė žemę storu sluoksniu, tada ir gyvūnai, ir augalai buvo išgelbėti nuo didžiausių šalnų.

Be to, vanduo turi didelę šiluminę talpą ir yra savotiškas šilumos akumuliatorius. Todėl jūrų ir vandenynų pakrantėse klimatas švelnus, o gerai laistomi augalai mažiau nukenčia nuo šalnų nei išdžiūvę.

Neįmanoma be vandens hidrolizė, cheminė reakcija, kuri būtinai lydi baltymų, riebalų ir angliavandenių įsisavinimą, privalomas mūsų maisto komponentai. Dėl hidrolizės šios sudėtingos organinės medžiagos skyla į mažos molekulinės masės medžiagas, kurias iš tikrųjų pasisavina gyvas organizmas (plačiau žr. 25–27 pamokas). Hidrolizės procesus aptarėme 6 pamokoje. Vanduo reaguoja su daugeliu metalų ir nemetalų, oksidų, druskų.

12.6 užduotis. Parašykite reakcijų lygtis:

1. natris + vanduo →
2. chloras + vanduo →
3. kalcio oksidas + vanduo →
4. sieros oksidas (IV) + vanduo →
5. cinko chloridas + vanduo →
6. natrio silikatas + vanduo →

Ar tai keičia terpės reakciją (pH)?

Vanduo yra produktas daug reakcijų. Pavyzdžiui, neutralizacijos reakcijoje ir daugelyje OVR būtinai susidaro vanduo.

12.7 užduotis. Parašykite tokių reakcijų lygtis.

išvadas

Vandenilis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas Visatoje, o deguonis yra labiausiai paplitęs cheminis elementas Žemėje. Šios medžiagos pasižymi priešingomis savybėmis: vandenilis yra reduktorius, o deguonis yra oksidatorius. Todėl jie lengvai reaguoja vienas su kitu, sudarydami nuostabiausią ir labiausiai paplitusią medžiagą Žemėje – vandenį.

Vandenilis H yra cheminis elementas, vienas labiausiai paplitusių mūsų visatoje. Vandenilio, kaip elemento, masė medžiagų sudėtyje yra 75% viso kito tipo atomų kiekio. Jis įtrauktas į svarbiausią ir gyvybiškai svarbų ryšį planetoje – vandenį. Išskirtinis bruožas vandenilis yra ir tai, kad jis yra pirmasis elementas periodinėje D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistemoje.

Atradimas ir tyrinėjimas

Pirmosios nuorodos į vandenilį Paracelso raštuose datuojamos XVI amžiuje. Tačiau jo izoliacija nuo dujų mišinys orą ir degių savybių tyrimą jau XVII amžiuje atliko mokslininkas Lemeris. Vandenilį nuodugniai ištyrė anglų chemikas, fizikas ir gamtininkas, kuris eksperimentiškai įrodė, kad vandenilio masė yra mažiausia, palyginti su kitomis dujomis. Vėlesniuose mokslo vystymosi etapuose su juo dirbo daug mokslininkų, ypač Lavoisier, kuris jį pavadino „vandens gimdymu“.

Būdinga pagal pareigas PSCE

Elementas, atidarantis periodinę D. I. Mendelejevo lentelę, yra vandenilis. Fizinės ir cheminės atomo savybės rodo tam tikrą dvilypumą, nes vandenilis tuo pačiu metu priskiriamas pirmajai grupei, pagrindiniam pogrupiui, jei jis elgiasi kaip metalas ir cheminės reakcijos procese atiduoda vieną elektroną, ir septinta - visiškai užpildžius valentinį apvalkalą, tai yra, neigiamą dalelę, kuri ją apibūdina kaip panašią į halogenus.

Elemento elektroninės struktūros ypatumai

Sudėtingų medžiagų, į kurias jis įtrauktas, ir paprasčiausios medžiagos H 2 savybes pirmiausia lemia elektroninė vandenilio konfigūracija. Dalelė turi vieną elektroną, kurio Z= (-1), kuris sukasi savo orbita aplink branduolį, kuriame yra vienas protonas, kurio masė vienetinė ir teigiamas krūvis (+1). Jo elektroninė konfigūracija parašyta kaip 1s 1, o tai reiškia vienos neigiamos dalelės buvimą pačioje pirmoje ir vienintelėje vandenilio orbitoje.

Kai elektronas atsiskiria arba atiduodamas, o šio elemento atomas turi tokią savybę, kad yra susijęs su metalais, gaunamas katijonas. Tiesą sakant, vandenilio jonas yra teigiama elementarioji dalelė. Todėl vandenilis, kuriame nėra elektrono, tiesiog vadinamas protonu.

Fizinės savybės

Trumpai apibūdinant vandenilį, tai bespalvės, mažai tirpios dujos, kurių santykinė atominė masė yra 2, 14,5 karto lengvesnės už orą, suskystinimo temperatūra –252,8 laipsnių Celsijaus.

Iš patirties galima lengvai pastebėti, kad H2 yra lengviausias. Norėdami tai padaryti, pakanka užpildyti tris kamuoliukus įvairiomis medžiagomis - vandeniliu, anglies dioksidu, paprastu oru - ir vienu metu paleisti juos iš rankos. Tas, kuris užpildytas CO 2, greičiau nei bet kas pasieks žemę, po to kris pripūstas oro mišinio, o turintis H 2 pakils iki lubų.

Maža vandenilio dalelių masė ir dydis pateisina jo gebėjimą prasiskverbti įvairių medžiagų. To paties rutulio pavyzdyje tai nesunku patikrinti, po poros dienų jis pats išsikraus, nes dujos tiesiog praeis per gumą. Taip pat vandenilis gali kauptis kai kurių metalų (paladžio ar platinos) struktūroje, o kylant temperatūrai iš jo išgaruoti.

Mažo vandenilio tirpumo savybė naudojama laboratorinėje praktikoje, norint jį išskirti vandenilio išstūmimo metodu (toliau pateiktoje lentelėje pateikiami pagrindiniai parametrai) nustato jo taikymo sritį ir gamybos būdus.

Izotopinė sudėtis

Kaip ir daugelis kitų periodinės cheminių elementų sistemos atstovų, vandenilis turi keletą natūralių izotopų, tai yra atomų, kurių branduolyje yra tiek pat protonų, tačiau skirtingas numeris neutronai – nulinio krūvio ir masės vienetinės dalelės. Panašių savybių atomų pavyzdžiai yra deguonis, anglis, chloras, bromas ir kiti, įskaitant radioaktyvius.

Fizinės savybės vandenilis 1 H, labiausiai paplitęs iš šios grupės atstovų, labai skiriasi nuo tų pačių savo kolegų savybių. Visų pirma skiriasi medžiagų, į kurias jos įtrauktos, savybės. Taigi, yra paprastas ir deuteruotas vanduo, kurio sudėtyje vietoj vandenilio atomo su vienu protonu yra deuterio 2 H - jo izotopas su dviem elementariomis dalelėmis: teigiama ir neįkrauta. Šis izotopas yra dvigubai sunkesnis už paprastą vandenilį, o tai paaiškina esminį jų sudarytų junginių savybių skirtumą. Gamtoje deuteris yra 3200 kartų retesnis nei vandenilis. Trečiasis atstovas yra tritis 3 H, jo branduolyje yra du neutronai ir vienas protonas.

Gavimo ir išskyrimo būdai

Laboratoriniai ir pramoniniai metodai labai skiriasi. Taigi nedideliais kiekiais dujos daugiausia gaunamos per reakcijas, kuriose mineralai, ir didelio masto gamyba daugiau naudojant organinę sintezę.

Laboratorijoje naudojamos šios cheminės sąveikos:

Pramonės tikslais dujos gaunamos tokiais būdais:

1. Terminis metano skilimas esant katalizatoriui iki jo sudedamųjų dalių paprastų medžiagų (350 laipsnių pasiekia tokio rodiklio reikšmę kaip temperatūra) - vandenilį H 2 ir anglies C.
2. Praleidžiant garų vandenį per koksą 1000 laipsnių Celsijaus temperatūroje, kad susidarytų anglies dvideginis CO 2 ir H 2 (labiausiai paplitęs metodas).
3. Dujinio metano pavertimas nikelio katalizatoriumi, kai temperatūra siekia 800 laipsnių.
4. Vandenilis yra šalutinis produktas kalio arba natrio chloridų vandeninių tirpalų elektrolizėje.

Cheminė sąveika: bendrosios nuostatos

Vandenilio fizinės savybės daugiausia paaiškina jo elgesį reakcijos procesuose su vienu ar kitu junginiu. Vandenilio valentingumas yra 1, nes periodinėje lentelėje jis yra pirmoje grupėje, o oksidacijos laipsnis rodo kitą. Visuose junginiuose, išskyrus hidridus, vandenilis s.o. = (1+), tokiose molekulėse kaip XH, XH2, XH3 - (1-).

Vandenilio dujų molekulė, susidariusi sukuriant apibendrintą elektronų porą, susideda iš dviejų atomų ir yra gana energetiškai stabili, todėl normaliomis sąlygomisšiek tiek inertiškas ir reaguoja į reakcijas, kai pasikeičia normalios sąlygos. Priklausomai nuo vandenilio oksidacijos laipsnio kitų medžiagų sudėtyje, jis gali veikti ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius.

Medžiagos, su kuriomis reaguoja ir susidaro vandenilis

Elementų sąveika formuojant sudėtingas medžiagas (dažnai aukštesnėje temperatūroje):

1. Šarminis ir šarminis žemės metalas + vandenilis = hidridas.
2. Halogenas + H 2 = vandenilio halogenidas.
3. Siera + vandenilis = vandenilio sulfidas.
4. Deguonis + H 2 = vanduo.
5. Anglis + vandenilis = metanas.
6. Azotas + H 2 = amoniakas.

Sąveika su sudėtingomis medžiagomis:

1. Sintezės dujų gavimas iš anglies monoksido ir vandenilio.
2. Metalų atgavimas iš jų oksidų naudojant H 2 .
3. Nesočiųjų alifatinių angliavandenilių prisotinimas vandeniliu.

vandenilinė jungtis

Vandenilio fizinės savybės yra tokios, kad, kai jis yra sujungtas su elektronegatyviu elementu, jis leidžia sudaryti specialų ryšį su tuo pačiu atomu iš kaimyninių molekulių, turinčių nepasidalijusias elektronų poras (pavyzdžiui, deguonies, azoto ir fluoro). Aiškiausias pavyzdys, kuriuo remiantis geriau apsvarstyti tokį reiškinį, yra vanduo. Galima sakyti, kad jis yra susiūtas vandeniliniais ryšiais, kurie yra silpnesni nei kovalentiniai ar joniniai, tačiau dėl to, kad jų yra daug, jie daro didelę įtaką medžiagos savybėms. Iš esmės vandenilio jungtis yra elektrostatinė sąveika, kuri sujungia vandens molekules į dimerus ir polimerus, todėl kyla aukšta virimo temperatūra.

Vandenilis mineralinių junginių sudėtyje

Įeina į visas neorganinės rūgštys apima protoną – atomo, pavyzdžiui, vandenilio, katijoną. Medžiaga, kurios rūgšties liekanos oksidacijos laipsnis yra didesnis nei (-1), vadinama daugiabaziu junginiu. Jame yra keli vandenilio atomai, kurie disociuojasi į vandeniniai tirpalai daugiapakopis. Kiekvienas paskesnis protonas vis sunkiau atsiskiria nuo likusios rūgšties. Pagal kiekybinį vandenilių kiekį terpėje nustatomas jos rūgštingumas.

Taikymas žmogaus veikloje

Balionai su medžiaga, taip pat talpyklos su kitomis suskystintomis dujomis, tokiomis kaip deguonis, turi specifinę išvaizda. Jie nudažyti tamsiai žaliai su ryškiai raudonu užrašu „Hydrogen“. Dujos į cilindrą pumpuojamos maždaug 150 atmosferų slėgiu. Vandenilio fizinės savybės, ypač dujinės agregacijos būsenos lengvumas, naudojamos balionams, balionams ir pan., sumaišytam su heliu, užpildyti.

Vandenilis, kurio fizines ir chemines savybes žmonės išmoko naudoti prieš daugelį metų, šiuo metu naudojamas daugelyje pramonės šakų. Didžioji jo dalis skiriama amoniako gamybai. Vandenilis taip pat dalyvauja (hafnis, germanis, galis, silicis, molibdenas, volframas, cirkonis ir kt.) iš oksidų, veikdamas reakcijoje kaip reduktorius, vandenilio cianido ir druskos rūgštys, taip pat dirbtinis skystasis kuras. Maisto pramonė jį naudoja augaliniams aliejams paversti kietais riebalais.

Nustatėme vandenilio chemines savybes ir panaudojimą įvairiuose riebalų, anglių, angliavandenilių, alyvų ir mazuto hidrinimo bei hidrinimo procesuose. Jo pagalba gaminami brangakmeniai, kaitrinės lempos, deguonies-vandenilio liepsnos įtakoje kalami ir virinami metalo gaminiai.

Sąveika vandenilis iš deguonies, kaip nustatė seras Henry Cavendish, veda prie vandens susidarymo. Tęskime tai paprastas pavyzdys išmokti kurti cheminių reakcijų lygtys.
Kas kyla iš vandenilis Ir deguonies, mes jau žinome:

H 2 + O 2 → H 2 O

Dabar atsižvelgiame į tai, kad cheminių elementų atomai cheminėse reakcijose neišnyksta ir neatsiranda iš nieko, nevirsta vienas kitu, o sujungti į naujus derinius formuoti naujas molekules. Tai reiškia, kad kiekvieno tipo atomų cheminės reakcijos lygtyje turi būti vienodas skaičius prieš reakcijos ( paliko nuo lygybės ženklo) ir po to reakcijos pabaiga ( Dešinėje iš lygybės ženklo), pavyzdžiui:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Štai kas yra reakcijos lygtis - sąlyginis vykstančios cheminės reakcijos įrašymas naudojant medžiagų ir koeficientų formules.

Tai reiškia, kad aukščiau pateiktoje reakcijoje du apgamai vandenilis turėtų reaguoti su vienu kurmiu deguonies, ir rezultatas bus du apgamai vandens.

Sąveika vandenilis iš deguonies– visai ne paprastas procesas. Tai lemia šių elementų oksidacijos būsenų pasikeitimą. Norint pasirinkti koeficientus tokiose lygtyse, paprastai naudojamas metodas " elektroninis balansas".

Kai vanduo susidaro iš vandenilio ir deguonies, tai reiškia, kad vandenilis pakeitė savo oksidacijos būseną nuo 0 prieš +I, bet deguonies- nuo 0 prieš −II. Tuo pačiu metu keli (n) elektronai:

Čia tarnauja vandenilį dovanojantys elektronai reduktorius ir deguonį priimančius elektronus - oksidatorius.

Oksidatoriai ir reduktorius

Dabar pažiūrėkime, kaip atrodo elektronų davimo ir priėmimo procesai atskirai. Vandenilis, susidūręs su „plėšiku“ – deguonimi, praranda visą savo turtą – du elektronus, o jo oksidacijos būsena tampa lygi +I:

H 2 0 - 2 e− = 2Н + I

Įvyko oksidacijos pusinės reakcijos lygtis vandenilis.

Ir banditas deguonies Apie 2, atėmęs paskutinius elektronus iš nelaimingo vandenilio, labai patenkintas savo naujas laipsnis oksidacija -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

Tai redukcijos pusinės reakcijos lygtis deguonies.

Belieka pridurti, kad ir „banditas“, ir jo „auka“ prarado cheminę tapatybę ir iš paprastų medžiagų – dujų su dviatomėmis molekulėmis. H 2 Ir Apie 2 paversti naujos cheminės medžiagos komponentais - vandens H2O.

Toliau ginčysime taip: kiek elektronų reduktorius davė oksiduojančiam banditui, tiek jis gavo. Redukcijos agento atiduotų elektronų skaičius turi būti lygus oksidatoriaus priimtų elektronų skaičiui..

Taigi jums reikia išlyginti elektronų skaičių pirmosios ir antrosios pusinės reakcijos. Chemijoje priimama tokia sąlyginė pusinių reakcijų lygčių rašymo forma:

Čia skaičiai 2 ir 1, esantys kairėje nuo riestinio skliausto, yra veiksniai, kurie padės užtikrinti, kad pateiktų ir gautų elektronų skaičius būtų lygus. Atsižvelgiame į tai, kad pusinių reakcijų lygtyse 2 elektronai atiduodami, o priimami 4. Gautų ir duotųjų elektronų skaičiui išlyginti randamas mažiausias bendras kartotinis ir papildomi faktoriai. Mūsų atveju mažiausias bendras kartotinis yra 4. Papildomi vandenilio koeficientai bus 2 (4: 2 = 2), o deguonies - 1 (4: 4 = 1)
Gauti daugikliai bus būsimos reakcijos lygties koeficientai:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II

Vandenilis oksiduotas ne tik susitikus deguonies. Maždaug toks pat poveikis vandeniliui ir fluoras F2, halogeninis ir garsusis „plėšikas“, ir iš pažiūros nekenksmingas azoto N 2:

Dėl to atsiranda vandenilio fluoridas HF arba amoniako NH3.

Abiejuose junginiuose oksidacijos būsena vandenilis tampa lygus +I, nes molekulėje jis gauna partnerius, „godžius“ kažkieno elektroninei gėrybei, turinčius didelį elektronegatyvumą – fluoras F Ir azoto N. At azoto elektronegatyvumo reikšmė laikoma lygia trims sutartiniams vienetams, o y fluoras apskritai didžiausias elektronegatyvumas tarp visų cheminių elementų yra keturi vienetai. Taigi nenuostabu, kad vargšą vandenilio atomą jie palieka be jokios elektroninės aplinkos.

Bet vandenilis gal būt atkurti- priimti elektronus. Taip atsitinka, jei reakcijoje su juo dalyvauja šarminiai metalai arba kalcis, kurių elektronegatyvumas mažesnis nei vandenilio.

Cheminės savybės vandenilis

Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis yra santykinai neaktyvus, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais nemetalais (su fluoru, o šviesoje ir su chloru). Tačiau kaitinamas jis reaguoja su daugeliu elementų.

Vandenilis reaguoja su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis:

At aukštos temperatūros Vandenilis reaguoja tiesiogiai su kai kuriais metalais(šarminės, šarminės žemės ir kt.), sudarydamos baltas kristalines medžiagas - metalų hidridus (Li H, Na H, KH, CaH 2 ir kt.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metalo hidridus lengvai skaido vanduo, susidarant atitinkamam šarmui ir vandeniliui:

Sa H2 + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + 2H2

1). Su deguonimi Vandenilis sudaro vandenį:

Vaizdo įrašas „Vandenilio deginimas“

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

Esant įprastoms temperatūroms, reakcija vyksta labai lėtai, virš 550 ° C - su sprogimu (vadinamas mišinys iš 2 tūrių H 2 ir 1 tūrio O 2 sprogstamųjų dujų) .

Vaizdo įrašas „Sprogių dujų sprogimas“

Vaizdo įrašas „Sprogiojo mišinio paruošimas ir sprogimas“

2). Su halogenais Vandenilis sudaro vandenilio halogenidus, pavyzdžiui:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

Vandenilis sprogsta su fluoru (net tamsoje ir -252°C temperatūroje), su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas.

3). Su azotu Vandenilis reaguoja su amoniako susidarymu:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai bei slėgiui.

4). Kaitinamas, vandenilis intensyviai reaguoja su siera:

H 2 + S \u003d H 2 S (vandenilio sulfidas),

daug sunkiau naudojant seleną ir telūrą.

5). su gryna anglimi Vandenilis gali reaguoti be katalizatoriaus tik esant aukštai temperatūrai:

2H 2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas)

- Vandenilis patenka į pakeitimo reakciją su metalų oksidais , o gaminiuose susidaro vanduo ir redukuojasi metalas. Vandenilis – pasižymi redukuojančios medžiagos savybėmis:

Naudojamas vandenilis daugelio metalų atgavimui, nes paima deguonį iš jų oksidų:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O ir kt.

Vandenilio panaudojimas

Vaizdo įrašas „Vandenilio naudojimas“

Šiuo metu vandenilis gaminamas dideliais kiekiais. Labai didelė jo dalis naudojama amoniako sintezei, riebalų hidrinimo ir anglies, alyvų ir angliavandenilių hidrinimo procese. Be to, vandenilis naudojamas druskos rūgšties, metilo alkoholio, vandenilio cianido rūgšties sintezei, suvirinant ir kaliant metalus, taip pat gaminant kaitrines lempas ir Brangūs akmenys. Vandenilis parduodamas balionuose, kurių slėgis didesnis nei 150 atm. Jie yra nudažyti tamsiai žaliai ir tiekiami su raudonu užrašu „Vandilis“.

Vandenilis naudojamas skystiems riebalams paversti kietaisiais riebalais (hidrinimu), skystam kurui gaminti hidrinant anglį ir mazutą. Metalurgijoje vandenilis naudojamas kaip oksidų ar chloridų reduktorius metalams ir nemetalams (germaniui, siliciui, galiui, cirkoniui, hafniui, molibdenui, volframui ir kt.) gaminti.

Vandenilio praktinis pritaikymas įvairus: dažniausiai pildomas balionais, chemijos pramonėje jis tarnauja kaip žaliava daugelio labai svarbių produktų (amoniako ir kt.) gamybai, maisto pramonėje - kietųjų medžiagų gamybai. riebalai iš augalinių aliejų ir kt. Aukšta temperatūra (iki 2600 °C), gaunama deginant vandenilį deguonyje, naudojama ugniai atsparių metalų, kvarco ir kt. lydymui. Skystas vandenilis yra vienas efektyviausių reaktyvinių degalų. Metinis vandenilio suvartojimas pasaulyje viršija 1 milijoną tonų.

SIMULIATORIAI

Nr. 2. Vandenilis

SUSTIPRINIMO UŽDUOTYS

Pažiūrėkime, kas yra vandenilis. Šio nemetalo cheminės savybės ir gamyba mokomasi neorganinės chemijos kurse mokykloje. Būtent šis elementas vadovauja Mendelejevo periodinei sistemai, todėl nusipelno išsamaus aprašymo.

Trumpa informacija apie elemento atidarymą

Prieš nagrinėdami fizines ir chemines vandenilio savybes, išsiaiškinkime, kaip buvo rastas šis svarbus elementas.

Chemikai, dirbę XVI ir XVII amžiuje, savo raštuose ne kartą minėjo degiąsias dujas, kurios išsiskiria rūgštims veikiant aktyviais metalais. XVIII amžiaus antroje pusėje G. Cavendishas sugebėjo surinkti ir išanalizuoti šias dujas, suteikdamas joms pavadinimą „degiosios dujos“.

Fizinės ir cheminės vandenilio savybės tuo metu nebuvo tiriamos. Tik XVIII amžiaus pabaigoje A. Lavoisier pavyko analizės būdu nustatyti, kad šias dujas galima gauti analizuojant vandenį. Kiek vėliau naująjį elementą jis pradėjo vadinti vandeniliu, o tai reiškia „vandens gimdymą“. Vandenilis savo šiuolaikinį rusišką pavadinimą skolingas M. F. Solovjovui.

Buvimas gamtoje

Cheminės vandenilio savybės gali būti analizuojamos tik remiantis jo gausa gamtoje. Šis elementas yra hidro- ir litosferoje, taip pat yra mineralų dalis: gamtinės ir susijusios dujos, durpės, nafta, anglis, naftingieji skalūnai. Sunku įsivaizduoti suaugusį žmogų, kuris nežinotų, kad vandenilis yra neatsiejama vandens dalis.

Be to, šis nemetalas randamas gyvūnų organizmuose formoje nukleino rūgštys, baltymai, angliavandeniai, riebalai. Mūsų planetoje šis elementas laisvos formos aptinkamas gana retai, galbūt tik gamtinėse ir vulkaninėse dujose.

Plazmos pavidalu vandenilis sudaro maždaug pusę žvaigždžių ir Saulės masės, taip pat yra tarpžvaigždinių dujų dalis. Pavyzdžiui, laisvos formos, taip pat metano, amoniako pavidalu šio nemetalo yra kometose ir net kai kuriose planetose.

Fizinės savybės

Prieš nagrinėdami vandenilio chemines savybes, pažymime, kad normaliomis sąlygomis tai yra dujinė medžiaga, lengvesnė už orą, turinti keletą izotopinių formų. Jis beveik netirpsta vandenyje ir turi didelį šilumos laidumą. Protium, kurio masės skaičius yra 1, laikomas lengviausia forma. Radioaktyviųjų savybių turintis tritis gamtoje susidaro iš atmosferos azoto, kai neuronai jį veikia UV spinduliais.

Molekulės sandaros ypatumai

Norėdami panagrinėti vandenilio chemines savybes, jam būdingas reakcijas, apsistokime ties jo struktūros ypatumais. Ši dviatomė molekulė turi kovalentinį nepolinį cheminį ryšį. Aktyviems metalams sąveikaujant su rūgščių tirpalais galimas atominio vandenilio susidarymas. Tačiau tokioje formoje šis nemetalas gali egzistuoti tik nereikšmingą laiką, beveik iš karto rekombinuojasi į molekulinę formą.

Cheminės savybės

Apsvarstykite chemines vandenilio savybes. Daugumoje junginių, kuriuos sudaro šis cheminis elementas, jo oksidacijos būsena yra +1, todėl jis panašus į aktyvius (šarminius) metalus. Pagrindinės vandenilio cheminės savybės, apibūdinančios jį kaip metalą:

• sąveika su deguonimi susidaro vanduo;
• reakcija su halogenais, lydima vandenilio halogenido susidarymo;
• sieros vandenilio gamyba, kai jis derinamas su siera.

Žemiau yra reakcijos lygtis, apibūdinanti vandenilio chemines savybes. Atkreipiame dėmesį į tai, kad kaip nemetalas (oksidacijos laipsnis -1), jis veikia tik reaguodamas su aktyviais metalais, sudarydamas su jais atitinkamus hidridus.

Įprastoje temperatūroje vandenilis aktyviai nesąveikauja su kitomis medžiagomis, todėl dauguma reakcijų vyksta tik pakaitinus.

Išsamiau pakalbėkime apie kai kurias chemines sąveikas elemento, kuris vadovauja periodinei Mendelejevo cheminių elementų sistemai.

Vandens susidarymo reakciją lydi 285,937 kJ energijos išsiskyrimas. At pakilusi temperatūra(daugiau nei 550 laipsnių Celsijaus) šį procesą lydi stiprus sprogimas.

Tarp tų cheminių dujinio vandenilio savybių, kurios buvo plačiai pritaikytos pramonėje, įdomi jo sąveika su metalų oksidais. Šiuolaikinėje pramonėje metalų oksidai yra apdorojami katalizinio hidrinimo būdu, pavyzdžiui, grynas metalas išskiriamas iš geležies nuosėdų (sumaišytas geležies oksidas). Šis metodas leidžia efektyviai apdoroti metalo laužą.

Amoniako sintezė, susijusi su vandenilio sąveika su atmosferos azotu, taip pat yra paklausa šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Tarp šios cheminės sąveikos sąlygų pažymime slėgį ir temperatūrą.

Išvada

Tai vandenilis, kuris yra neaktyvus cheminis normaliomis sąlygomis. Kylant temperatūrai jo aktyvumas žymiai padidėja. Ši medžiaga yra paklausa organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, hidrinant ketonus galima redukuoti į antrinius alkoholius, o aldehidus paversti pirminiais alkoholiais. Be to, hidrinant, etileno ir acetileno klasių nesotieji angliavandeniliai gali būti paverčiami sočiaisiais metano serijos junginiais. Vandenilis pagrįstai laikomas paprasta medžiaga, kuri yra paklausi šiuolaikinėje chemijos gamyboje.