Susidaro vandenilis ir bazė. Vandenilio fizinės savybės. Vandenilio savybės ir panaudojimas. Vandenilio peroksidas yra universali priemonė

Vandenilis yra paprasta medžiaga H2 (divandenilis, diprotis, lengvasis vandenilis).

Trumpai vandenilio charakteristika:

• Nemetaliniai.
• Bespalvės dujos, sunkiai suskystėjančios.
• Blogai tirpsta vandenyje.
• Jis geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose.
• Chemisorbcija iš metalų: geležies, nikelio, platinos, paladžio.
• Stiprus reduktorius.
• Sąveikauja (aukštoje temperatūroje) su nemetalais, metalais, metalų oksidais.
• Atominis vandenilis H0, gautas termiškai skaidant H2, turi didžiausią redukcijos savybę.
• Vandenilio izotopai:
  • 1 H - protium
  • 2H – deuteris (D)
  • 3H – tritis (T)
• Santykinė molekulinė masė = 2,016
• Santykinis kieto vandenilio tankis (t=-260°C) = 0,08667
• Santykinis skysto vandenilio tankis (t=-253°C) = 0,07108
• Viršslėgis (nr.) = 0,08988 g/l
• lydymosi temperatūra = -259,19°C
• virimo temperatūra = -252,87°C
• Tūrinis vandenilio tirpumo koeficientas:
  • (t = 0 °C) = 2,15;
  • (t = 20 °C) = 1,82;
  • (t = 60 °C) = 1,60;

1. Terminis vandenilio skilimas(t = 2000–3500 °C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Vandenilio sąveika su nemetalai:

• H2 +F2 = 2HF (t = -250...+20°C)
• H 2 +Cl 2 = 2HCl (sudegus arba veikiant šviesai kambario temperatūroje):
  • Cl 2 = 2Cl 0
  • Cl 0 + H 2 = HCl + H 0
  • H 0 +Cl 2 = HCl + Cl 0
• H2 +Br2 = 2HBr (t = 350-500°C, platinos katalizatorius)
• H 2 + I 2 = 2HI (t = 350-500 °C, platinos katalizatorius)
• H2 +O2 = 2H2O:
  • H 2 + O 2 = 2OH 0
  • OH 0 + H 2 = H 2 O + H 0
  • H 0 +O 2 = OH 0 +O 0
  • O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
• H2 +S = H2S (t = 150...200°C)
• 3H 2 +N 2 = 2NH3 (t = 500 °C, geležies katalizatorius)
• 2H 2 +C (koksas) = ​​CH 4 (t = 600 °C, platinos katalizatorius)
• H2 +2C(koksas) = ​​C 2H2 (t = 1500...2000°C)
• H2 +2C(koksas)+N2 = 2HCN (t daugiau nei 1800°C)

3. Vandenilio sąveika su sudėtingos medžiagos:

• 4H 2 + (Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe + 4H 2 O (t daugiau nei 570 °C)
• H2 +Ag2SO4 = 2Ag+H2SO4 (t daugiau nei 200°C)
• 4H 2 + 2Na 2 SO 4 = Na 2 S + 4H 2 O (t = 550-600 °C, katalizatorius Fe 2 O 3)
• 3H2 +2BCl3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
• H2 +2EuCl3 = 2EuCl2 +2HCl (t = 270°C)
• 4H 2 +CO 2 = CH 4 + 2H 2 O (t = 200 °C, CuO 2 katalizatorius)
• H2 +CaC2 = Ca+C2H2 (t virš 2200°C)
• H2 +BaH2 = Ba(H2)2 (nuo t iki 0°C, tirpalas)

4. Vandenilio dalyvavimas redokso reakcijos:

• 2H 0 (Zn, skied. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
• 8H 0 (Al, koncentr. KOH) + KNO 3 = NH3 + KOH + 2H 2 O
• 2H 0 (Zn, skied. HCl) + EuCl 3 = 2EuCl 2 + 2HCl
• 2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S = 2Ag↓ + H 2 O + NaHS
• 2H 0 (Zn, skiedimas H 2 SO 4) + C 2 N 2 = 2HCN

Vandenilio junginiai

D 2 – dideuteris:

• Sunkusis vandenilis.
• Bespalvės dujos, sunkiai suskystėjančios.
• Natūraliame vandenilyje dideuterio yra 0,012–0,016 % (pagal masę).
• Dideuterio ir protiumo dujų mišinyje izotopų mainai vyksta aukštoje temperatūroje.
• Šiek tiek tirpsta paprastame ir sunkiajame vandenyje.
• Su paprastu vandeniu izotopų mainai yra nereikšmingi.
• Cheminės savybės yra panašios į lengvąjį vandenilį, tačiau dideuteris yra mažiau reaktyvus.
• Santykinė molekulinė masė = 4,028
• Santykinis skysto dideuterio tankis (t=-253°C) = 0,17
• lydymosi temperatūra = -254,5°C
• virimo temperatūra = -249,49°C

T 2 – ditritis:

• Itin sunkus vandenilis.
• Bespalvės radioaktyviosios dujos.
• Pusinės eliminacijos laikas 12,34 metų.
• Gamtoje ditritis susidaro dėl kosminės spinduliuotės neutronų bombardavimo 14 N branduolių, o natūraliuose vandenyse rasta ditričio pėdsakų.
• Ditritis gaminamas branduoliniame reaktoriuje, bombarduojant litį lėtaisiais neutronais.
• Santykinė molekulinė masė = 6,032
• lydymosi temperatūra = -252,52°C
• virimo temperatūra = -248,12°C

HD – deuterio vandenilis:

• Bespalvės dujos.
• Netirpsta vandenyje.
• Cheminės savybės panašios į H2.
• Santykinė molekulinė masė = 3,022
• Santykinis kieto deuterio vandenilio tankis (t=-257°C) = 0,146
• Viršslėgis (nr.) = 0,135 g/l
• lydymosi temperatūra = -256,5°C
• virimo temperatūra = -251,02°C

Vandenilio oksidai

H 2 O – vanduo:

• Bespalvis skystis.
• Pagal deguonies izotopinę sudėtį vandenį sudaro H 2 16 O su priemaišomis H 2 18 O ir H 2 17 O
• Pagal vandenilio izotopinę sudėtį vanduo susideda iš 1 H 2 O su HDO mišiniu.
• Skystas vanduo yra protolizuojamas (H 3 O + ir OH -):
  • H3O+ (oksonio katijonas) yra stipriausia rūgštis vandeniniame tirpale;
  • OH – (hidroksido jonas) yra stipriausia bazė vandeniniame tirpale;
  • Vanduo yra silpniausias konjuguotas protolitas.
• Su daugeliu medžiagų vanduo sudaro kristalinius hidratus.
• Vanduo yra chemiškai aktyvi medžiaga.
• Vanduo yra universalus skystas neorganinių junginių tirpiklis.
• Santykinė vandens molekulinė masė = 18,02
• Santykinis kieto vandens (ledo) tankis (t=0°C) = 0,917
• Santykinis skysto vandens tankis:
  • (t = 0 °C) = 0,999841
  • (t = 20 °C) = 0,998203
  • (t = 25 °C) = 0,997044
  • (t = 50 °C) = 0,97180
  • (t = 100 °C) = 0,95835
• tankis (n.s.) = 0,8652 g/l
• lydymosi temperatūra = 0°C
• virimo temperatūra = 100°C
• Joninis vandens produktas (25°C) = 1,008·10 -14

1. Terminis vandens skilimas:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (virš 1000 °C)

D 2 O – deuterio oksidas:

• Sunkus vanduo.
• Bespalvis higroskopinis skystis.
• Klampumas yra didesnis nei vandens.
• Maišoma su paprastu vandeniu neribotais kiekiais.
• Izotopų mainai gamina pusiau sunkų vandenį HDO.
• Tirpiklio galia yra mažesnė nei paprasto vandens.
• Deuterio oksido cheminės savybės yra panašios į vandens chemines savybes, tačiau visos reakcijos vyksta lėčiau.
• Sunkusis vanduo yra natūraliame vandenyje (masės santykis su paprastu vandeniu 1:5500).
• Deuterio oksidas gaunamas pakartotinai elektrolizuojant natūralų vandenį, kurio metu sunkusis vanduo kaupiasi elektrolito likučiuose.
• Sunkiojo vandens santykinė molekulinė masė = 20,03
• Santykinis skysto sunkiojo vandens tankis (t=11,6°C) = 1,1071
• Santykinis skysto sunkiojo vandens tankis (t=25°C) = 1,1042
• lydymosi temperatūra = 3,813°C
• virimo temperatūra = 101,43°C

T 2 O - tričio oksidas:

• Super sunkus vanduo.
• Bespalvis skystis.
• Klampumas yra didesnis, o tirpimo galia mažesnė nei paprasto ir sunkaus vandens.
• Maišoma su paprastu ir sunkiu vandeniu neribotais kiekiais.
• Izotopų pasikeitimas su paprastu ir sunkiu vandeniu sukelia HTO, DTO susidarymą.
• Supersunkaus vandens cheminės savybės yra panašios į vandens chemines savybes, tačiau visos reakcijos vyksta dar lėčiau nei sunkiajame vandenyje.
• Natūraliame vandenyje ir atmosferoje randama tričio oksido pėdsakų.
• Itin sunkus vanduo gaunamas leidžiant tritį per karštą vario oksidą CuO.
• Santykinė supersunkaus vandens molekulinė masė = 22,03
• lydymosi temperatūra = 4,5°C

Cheminės vandenilio savybės

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

Vandenilis reaguoja su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis:

- Vandenilio sąveika su metalais dėl to susidaro sudėtingos medžiagos - hidridai, kurių cheminėse formulėse metalo atomas visada yra pirmas:

Aukštoje temperatūroje 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, kad susidarytų atitinkamas šarmas ir vandenilis:

Ca H2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

- Kai vandenilis sąveikauja su nemetalais susidaro lakieji vandenilio junginiai. Lakiojo vandenilio junginio cheminėje formulėje vandenilio atomas gali būti pirmoje arba antroje vietoje, atsižvelgiant į jo vietą PSHE (žr. plokštelę skaidrėje):

1). Su deguonimi Vandenilis sudaro vandenį:

Vaizdo įrašas „Vandenilio deginimas“

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Esant normaliai temperatūrai, 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 „Detonuojančių dujų sprogimas“

Vaizdo įrašas „Sprogiojo mišinio paruošimas ir sprogimas“

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

H2 + Cl2 = 2HCl

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

3). Su azotu Vandenilis reaguoja sudarydamas amoniaką:

ZN2 + N2 = 2NH3

tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai bei slėgiui.

4). Kaitinamas vandenilis energingai reaguoja su siera:

H 2 + S = 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)

- Vandenilyje vyksta pakeitimo reakcija su metalų oksidais , tokiu atveju gaminiuose susidaro vanduo ir redukuojamas metalas. Vandenilis – pasižymi redukuojančio agento savybėmis:

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

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O ir kt.

Vandenilio panaudojimas

Vaizdo įrašas „Vandenilio naudojimas“

Šiuo metu vandenilis gaminamas didžiuliais 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 brangakmenius. Vandenilis parduodamas balionuose, kurių slėgis didesnis nei 150 atm. Jie nudažyti tamsiai žaliai ir 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.

Praktinis vandenilio panaudojimas yra įvairus: dažniausiai naudojamas zondų balionams užpildyti, chemijos pramonėje jis tarnauja kaip žaliava daugelio labai svarbių produktų (amoniako ir kt.) gamybai, maisto pramonėje - gamybai. kietų riebalų 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. Pasaulinis vandenilio suvartojimas per metus viršija 1 milijoną tonų.

SIMULIATORIAI

Nr. 2. Vandenilis

UŽDUOTIES UŽDUOTYS

Užduotis Nr.1
Užrašykite vandenilio sąveikos su šiomis medžiagomis reakcijų lygtis: F 2, Ca, Al 2 O 3, gyvsidabrio (II) oksidas, volframo (VI) oksidas. Įvardykite reakcijos produktus, nurodykite reakcijų rūšis.

2 užduotis
Atlikite transformacijas pagal schemą:
H2O -> H2 -> H2S -> SO 2

Užduotis Nr.3.
Apskaičiuokite vandens masę, kurią galima gauti sudeginus 8 g vandenilio?

Pradedant nagrinėti chemines ir fizines vandenilio savybes, reikia pažymėti, kad įprastoje būsenoje šis cheminis elementas yra dujinės formos. Bespalvės vandenilio dujos yra bekvapės ir beskoniai. Pirmą kartą šis cheminis elementas vandeniliu buvo pavadintas po to, kai mokslininkas A. Lavoisier atliko eksperimentus su vandeniu, dėl kurių pasaulio mokslas sužinojo, kad vanduo yra daugiakomponentis skystis, kuriame yra Vandenilio. Šis įvykis įvyko 1787 m., tačiau gerokai prieš šią datą vandenilis mokslininkams buvo žinomas pavadinimu „degiosios dujos“.

Vandenilis gamtoje

Mokslininkų teigimu, vandenilio yra žemės plutoje ir vandenyje (apie 11,2 % viso vandens tūrio). Šios dujos yra daugelio mineralų, kuriuos žmonija šimtmečius išgauna iš žemės gelmių, dalis. Kai kurios vandenilio savybės būdingos naftai, gamtinėms dujoms ir moliui bei gyvūnų ir augalų organizmams. Tačiau gryna forma, ty nesusijusios su kitais periodinės lentelės cheminiais elementais, šios dujos gamtoje yra labai retos. Šios dujos gali patekti į žemės paviršių ugnikalnio išsiveržimų metu. Laisvo vandenilio atmosferoje yra nedideli kiekiai.

Cheminės vandenilio savybės

Kadangi vandenilio cheminės savybės yra nevienalytės, šis cheminis elementas priklauso ir Mendelejevo sistemos I grupei, ir VII sistemos grupei. Kaip pirmosios grupės narys, vandenilis iš esmės yra šarminis metalas, kurio oksidacijos laipsnis yra +1 daugumoje junginių, kuriuose jis yra. Toks pat valentingumas būdingas natriui ir kitiems šarminiams metalams. Dėl šių cheminių savybių vandenilis laikomas elementu, panašiu į šiuos metalus.

Jei mes kalbame apie metalų hidridus, tai vandenilio jonas turi neigiamą valentiškumą - jo oksidacijos būsena yra -1. Na+H- statomas pagal tą pačią schemą kaip ir Na+Cl- chloridas. Dėl šio fakto vandenilis priskiriamas VII periodinės sistemos grupei. Vandenilis, būdamas molekulės būsenoje, jei jis yra įprastoje aplinkoje, yra neaktyvus ir gali jungtis tik su nemetalais, kurie jam yra aktyvesni. Šie metalai apima fluorą; esant šviesai, vandenilis susijungia su chloru. Kai vandenilis kaitinamas, jis tampa aktyvesnis, reaguodamas su daugeliu Mendelejevo periodinės lentelės elementų.

Atominis vandenilis pasižymi aktyvesnėmis cheminėmis savybėmis nei molekulinis vandenilis. Deguonies molekulės sudaro vandenį – H2 + 1/2O2 = H2O. Vandeniliui sąveikaujant su halogenais susidaro vandenilio halogenidai H2 + Cl2 = 2HCl, į šią reakciją vandenilis patenka nesant šviesos ir esant gana aukštai neigiamai temperatūrai - iki -252°C. Vandenilio cheminės savybės leidžia jį panaudoti daugelio metalų redukcijai, nes reaguodamas vandenilis sugeria deguonį iš metalų oksidų, pavyzdžiui, CuO + H2 = Cu + H2O. Vandenilis dalyvauja formuojant amoniaką sąveikaudamas su azotu reakcijoje ZH2 + N2 = 2NH3, tačiau su sąlyga, kad naudojamas katalizatorius ir padidinama temperatūra bei slėgis.

Energinga reakcija vyksta, kai vandenilis reaguoja su siera reakcijoje H2 + S = H2S, dėl kurios susidaro vandenilio sulfidas. Vandenilio sąveika su telūru ir selenu yra šiek tiek mažiau aktyvi. Jei katalizatoriaus nėra, tada jis reaguoja su gryna anglimi, vandeniliu tik tada, kai susidaro aukšta temperatūra. 2H2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas). Veikiant vandeniliui su kai kuriais šarmais ir kitais metalais, gaunami hidridai, pavyzdžiui, H2 + 2Li = 2LiH.

Vandenilio fizinės savybės

Vandenilis yra labai lengva cheminė medžiaga. Bent jau mokslininkai teigia, kad šiuo metu nėra lengvesnės medžiagos už vandenilį. Jo masė 14,4 karto lengvesnė už orą, tankis 0,0899 g/l 0°C temperatūroje. Esant -259,1°C temperatūrai vandenilis gali ištirpti – tai labai kritinė temperatūra, kuri nėra būdinga daugumos cheminių junginių virsmui iš vienos būsenos į kitą. Tik toks elementas kaip helis šiuo atžvilgiu viršija fizines vandenilio savybes. Vandenilį suskystinti sunku, nes jo kritinė temperatūra yra (-240°C). Vandenilis yra labiausiai šilumai laidžios žmonijai žinomos dujos. Visos aukščiau aprašytos savybės yra svarbiausios fizinės vandenilio savybės, kurias žmonės naudoja konkretiems tikslams. Taip pat šios savybės yra aktualiausios šiuolaikiniam mokslui.

Pažiūrėkime, kas yra vandenilis. Šio nemetalo cheminės savybės ir gamyba mokomasi neorganinės chemijos kurse mokykloje. Būtent šis elementas yra Mendelejevo periodinės lentelės vadovas, todėl vertas išsamaus aprašymo.

Trumpa informacija apie elemento atidarymą

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

Chemikai, dirbę XVI–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, atlikęs analizę, sugebėjo nustatyti, kad šias dujas galima gauti analizuojant vandenį. Šiek tiek vėliau jis pradėjo vadinti naująjį elementą vandeniliu, kuris išvertus reiškia „vandens gimdymą“. Vandenilis savo šiuolaikinį rusišką pavadinimą skolingas M. F. Solovjovui.

Buvimas gamtoje

Cheminės vandenilio savybės gali būti analizuojamos tik remiantis jo atsiradimu 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 vandens sudedamoji dalis.

Be to, šis nemetalas randamas gyvūnų kūnuose nukleorūgščių, baltymų, angliavandenių ir riebalų pavidalu. 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 ir 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 ir jam būdingas reakcijas, apsistokime ties jo struktūros ypatumais. Šioje dviatomėje molekulėje yra kovalentinis nepolinis cheminis ryšys. Atominio vandenilio susidarymas galimas aktyviems metalams sąveikaujant su rūgščių tirpalais. Tačiau tokia forma šis nemetalas gali egzistuoti tik trumpą laiką; beveik iš karto jis rekombinuojasi į molekulinę formą.

Cheminės savybės

Panagrinėkime 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 halogeno susidarymo;
• gamina vandenilio sulfidą jungdamasis su siera.

Žemiau yra reakcijų, apibūdinančių vandenilio chemines savybes, lygtis. Atkreipkite dėmesį, kad kaip nemetalas (su oksidacijos laipsniu -1) jis veikia tik reaguodamas su aktyviais metalais, sudarydamas su jais atitinkamus hidridus.

Vandenilis įprastoje temperatūroje neaktyviai reaguoja su kitomis medžiagomis, todėl dauguma reakcijų įvyksta tik pakaitinus.

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

Vandens susidarymo reakciją lydi 285,937 kJ energijos išsiskyrimas. Esant aukštesnei temperatūrai (daugiau nei 550 laipsnių Celsijaus), šį procesą lydi stiprus sprogimas.

Tarp tų vandenilio dujų cheminių 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 perdirbti metalo laužą.

Amoniako sintezė, apimanti vandenilio sąveiką su oro azotu, taip pat yra paklausi šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Tarp šios cheminės sąveikos sąlygų pažymime slėgį ir temperatūrą.

Išvada

Tai vandenilis, kuris normaliomis sąlygomis yra mažai aktyvi cheminė medžiaga. Kylant temperatūrai jo aktyvumas žymiai padidėja. Ši medžiaga yra paklausa organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, hidrinimas gali redukuoti ketonus į antrinius alkoholius ir paversti aldehidus pirminiais alkoholiais. Be to, hidrinant galima paversti etileno ir acetileno klasės nesočiuosius angliavandenilius į sočiuosius metano serijos junginius. Vandenilis pagrįstai laikomas paprasta medžiaga, kuri yra paklausa šiuolaikinėje chemijos gamyboje.

Ji turi savo specifinę vietą periodinėje lentelėje, kuri atspindi jo rodomas savybes ir kalba apie jo elektroninę struktūrą. Tačiau tarp jų yra vienas ypatingas atomas, kuris vienu metu užima dvi ląsteles. Jis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Tai vandenilis. Tokios savybės daro jį unikaliu.

Vandenilis yra ne tik elementas, bet ir paprasta medžiaga, taip pat daugelio sudėtingų junginių dalis, biogeninis ir organogeninis elementas. Todėl leiskite mums išsamiau apsvarstyti jo savybes ir savybes.

Vandenilis kaip cheminis elementas

Vandenilis yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės elementas, taip pat septintosios pagrindinio pogrupio grupės elementas pirmuoju mažuoju laikotarpiu. Šis laikotarpis susideda tik iš dviejų atomų: helio ir elemento, kurį mes svarstome. Apibūdinkime pagrindinius vandenilio padėties periodinėje lentelėje ypatumus.

1. Vandenilio atominis skaičius yra 1, elektronų skaičius yra toks pat ir atitinkamai protonų skaičius yra toks pat. Atominė masė – 1,00795. Yra trys šio elemento izotopai, kurių masės skaičiai yra 1, 2, 3. Tačiau kiekvieno iš jų savybės labai skirtingos, nes vandenilio masės padidėjimas net vienu iš karto yra dvigubas.
2. Tai, kad jo išoriniame paviršiuje yra tik vienas elektronas, leidžia sėkmingai parodyti ir oksiduojančias, ir redukuojančias savybes. Be to, dovanojus elektroną, jis lieka su laisva orbita, kuri dalyvauja formuojant cheminius ryšius pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.
3. Vandenilis yra stiprus reduktorius. Todėl jo pagrindine vieta laikoma pirmoji pagrindinio pogrupio grupė, kur ji vadovauja aktyviausiems metalams – šarmams.
4. Tačiau sąveikaujant su stipriais reduktoriais, tokiais kaip metalai, jis taip pat gali būti oksidatorius, priimantis elektroną. Šie junginiai vadinami hidridais. Pagal šią savybę jis priklauso halogenų pogrupiui, su kuriuo jis yra panašus.
5. Dėl labai mažos atominės masės vandenilis laikomas lengviausiu elementu. Be to, jo tankis taip pat labai mažas, todėl tai taip pat yra lengvumo etalonas.

Taigi akivaizdu, kad vandenilio atomas yra visiškai unikalus elementas, skirtingai nuo visų kitų elementų. Vadinasi, jo savybės taip pat yra ypatingos, o susidarančios paprastos ir sudėtingos medžiagos yra labai svarbios. Apsvarstykime juos toliau.

Paprasta medžiaga

Jei mes kalbame apie šį elementą kaip apie molekulę, turime pasakyti, kad jis yra diatominis. Tai yra, vandenilis (paprasta medžiaga) yra dujos. Jo empirinė formulė bus parašyta kaip H2, o grafinė formulė bus parašyta per vieną sigma H-H ryšį. Ryšio tarp atomų susidarymo mechanizmas yra kovalentinis nepolinis.

1. Garų metano reformavimas.
2. Anglies dujinimas – procesas apima anglies kaitinimą iki 1000 0 C, todėl susidaro vandenilis ir daug anglies turinčios anglys.
3. Elektrolizė. Šis metodas gali būti naudojamas tik įvairių druskų vandeniniams tirpalams, nes dėl lydalo katodo vanduo neišleidžiamas.

Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:

1. Metalo hidridų hidrolizė.
2. Praskiestų rūgščių poveikis aktyviems metalams ir vidutiniam aktyvumui.
3. Šarminių ir šarminių žemių metalų sąveika su vandeniu.

Norėdami surinkti susidariusį vandenilį, mėgintuvėlį turite laikyti apverstą. Juk šių dujų negalima surinkti taip, kaip, pavyzdžiui, anglies dvideginio. Tai vandenilis, jis daug lengvesnis už orą. Greitai išgaruoja, o dideliais kiekiais susimaišęs su oru sprogsta. Todėl mėgintuvėlis turi būti apverstas. Užpildžius jį reikia uždaryti guminiu kamščiu.

Norėdami patikrinti surinkto vandenilio grynumą, prie kaklo turėtumėte neštis degtuką. Jei plojimas yra nuobodus ir tylus, tai reiškia, kad dujos yra švarios, su minimaliomis oro priemaišomis. Jei jis garsiai ir švilpia, jis yra nešvarus, jame yra daug pašalinių komponentų.

Naudojimo sritys

Deginant vandenilį išsiskiria toks didelis energijos (šilumos) kiekis, kad šios dujos laikomos pelningiausiu kuru. Be to, jis yra nekenksmingas aplinkai. Tačiau iki šiol jo taikymas šioje srityje yra ribotas. Taip yra dėl neapgalvotų ir neišspręstų gryno vandenilio sintezės problemų, kurios būtų tinkamos naudoti kaip kuras reaktoriuose, varikliuose ir nešiojamuose įrenginiuose, taip pat gyvenamųjų namų šildymo katiluose.

Juk šių dujų gamybos būdai yra gana brangūs, todėl pirmiausia reikia sukurti specialų sintezės metodą. Toks, kuris leis jums gauti gaminį dideliais kiekiais ir minimaliomis sąnaudomis.

Yra keletas pagrindinių sričių, kuriose naudojamos mūsų svarstomos dujos.

1. Cheminės sintezės. Hidrinimas naudojamas muilui, margarinui ir plastikams gaminti. Dalyvaujant vandeniliui, sintetinamas metanolis ir amoniakas, taip pat kiti junginiai.
2. Maisto pramonėje - kaip priedas E949.
3. Aviacijos pramonė (raketų mokslas, orlaivių gamyba).
4. Elektros energijos pramonė.
5. Meteorologija.
6. Ekologiškas kuras.

Akivaizdu, kad vandenilis yra tiek pat svarbus, kiek jo gausu gamtoje. Įvairūs jo sudaryti junginiai vaidina dar didesnį vaidmenį.

Vandenilio junginiai

Tai sudėtingos medžiagos, turinčios vandenilio atomų. Yra keletas pagrindinių tokių medžiagų tipų.

1. Vandenilio halogenidai. Bendra formulė yra HHal. Ypač svarbus tarp jų yra vandenilio chloridas. Tai dujos, kurios ištirpsta vandenyje ir susidaro druskos rūgšties tirpalas. Ši rūgštis plačiai naudojama beveik visose cheminėse sintezėse. Be to, tiek organinių, tiek neorganinių. Vandenilio chloridas yra junginys, kurio empirinė formulė HCL ir yra vienas didžiausių mūsų šalyje kasmet pagaminamų. Vandenilio halogenidai taip pat apima vandenilio jodidą, vandenilio fluoridą ir vandenilio bromidą. Visi jie sudaro atitinkamas rūgštis.
2. Lakios Beveik visos jos yra gana nuodingos dujos. Pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, metanas, silanas, fosfinas ir kt. Tuo pačiu metu jie yra labai degūs.
3. Hidridai yra junginiai su metalais. Jie priklauso druskų klasei.
4. Hidroksidai: bazės, rūgštys ir amfoteriniai junginiai. Juose būtinai yra vienas ar daugiau vandenilio atomų. Pavyzdys: NaOH, K 2, H 2 SO 4 ir kt.
5. Vandenilio hidroksidas. Šis junginys geriau žinomas kaip vanduo. Kitas pavadinimas yra vandenilio oksidas. Empirinė formulė atrodo taip - H2O.
6. Vandenilio peroksidas. Tai stiprus oksidatorius, kurio formulė yra H 2 O 2.
7. Daugybė organinių junginių: angliavandeniliai, baltymai, riebalai, lipidai, vitaminai, hormonai, eteriniai aliejai ir kt.

Akivaizdu, kad mūsų nagrinėjamo elemento junginių įvairovė yra labai didelė. Tai dar kartą patvirtina jo didelę svarbą gamtai ir žmonėms, taip pat visoms gyvoms būtybėms.

- tai geriausias tirpiklis

Kaip minėta pirmiau, bendras šios medžiagos pavadinimas yra vanduo. Susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, sujungtų kovalentiniais poliniais ryšiais. Vandens molekulė yra dipolis, tai paaiškina daugelį jos savybių. Visų pirma, tai yra universalus tirpiklis.

Būtent vandens aplinkoje vyksta beveik visi cheminiai procesai. Vidinės plastiko ir energijos apykaitos reakcijos gyvuose organizmuose taip pat vykdomos naudojant vandenilio oksidą.

Vanduo pagrįstai laikomas svarbiausia medžiaga planetoje. Yra žinoma, kad joks gyvas organizmas negali gyventi be jo. Žemėje jis gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis:

• skystis;
• dujos (garai);
• kietas (ledas).

Priklausomai nuo vandenilio izotopo, esančio molekulėje, išskiriami trys vandens tipai.

1. Šviesus arba protiumas. Izotopas, kurio masės skaičius 1. Formulė – H 2 O. Tai įprasta forma, kurią naudoja visi organizmai.
2. Deuteris arba sunkusis, jo formulė yra D 2 O. Sudėtyje yra izotopas 2 H.
3. Super sunkus arba tritis. Formulė atrodo kaip T3O, izotopas – 3H.

Gėlo protiumo vandens atsargos planetoje yra labai svarbios. Daugelyje šalių jo jau trūksta. Kuriami metodai, skirti sūraus vandens apdorojimui geriamam vandeniui gaminti.

Vandenilio peroksidas yra universali priemonė

Šis junginys, kaip minėta aukščiau, yra puikus oksidatorius. Tačiau su stipriais atstovais jis gali elgtis ir kaip restauratorius. Be to, jis turi ryškų baktericidinį poveikį.

Kitas šio junginio pavadinimas yra peroksidas. Būtent tokia forma jis naudojamas medicinoje. Aptariamo junginio 3% kristalinio hidrato tirpalas yra medicininis vaistas, naudojamas mažoms žaizdoms gydyti, siekiant jas dezinfekuoti. Tačiau buvo įrodyta, kad tai padidina žaizdos gijimo laiką.

Vandenilio peroksidas taip pat naudojamas raketų kurui, pramonėje dezinfekcijai ir balinimui bei kaip putojantis agentas gaminant atitinkamas medžiagas (pvz., putas). Be to, peroksidas padeda išvalyti akvariumus, balinti plaukus ir balinti dantis. Tačiau jis kenkia audiniams, todėl specialistų šiems tikslams nerekomenduoja.