§3. Jednadžba reakcije i kako je napisati
Interakcija vodik S kisik, kako je ustanovio Sir Henry Cavendish, dovodi do stvaranja vode. Iskoristimo ovaj jednostavan primjer kako bismo naučili skladati jednadžbe kemijske reakcije.
Ono što proizlazi iz vodik I kisik, već znamo:
H 2 + O 2 → H 2 O
Sada uzmimo u obzir da atomi kemijski elementi u kemijskim reakcijama ne nestaju i ne nastaju ni iz čega, ne pretvaraju se jedna u drugu, nego kombinirati u nove kombinacije tvoreći nove molekule. Dakle, u jednadžbi kemijska reakcija mora postojati isti broj atoma svake vrste prije reakcije ( lijevo od znaka jednakosti) i nakon kraj reakcije ( desno od znaka jednakosti), ovako:
2H2 + O2 = 2H2O
To je ono što je jednadžba reakcije - uvjetno bilježenje kemijske reakcije u tijeku pomoću formula tvari i koeficijenata.
To znači da u datoj reakciji dva madeža vodik mora reagirati s jedan madež kisik, a rezultat će biti dva madeža voda.
Interakcija vodik S kisik- nimalo jednostavan proces. To dovodi do promjene oksidacijskih stanja ovih elemenata. Za odabir koeficijenata u takvim jednadžbama obično se koristi " elektronska vaga".
Kada voda nastaje od vodika i kisika, to znači da vodik promijenio svoje oksidacijsko stanje od 0 prije +ja, A kisik- od 0 prije −II. U ovom slučaju, nekoliko je prešlo s atoma vodika na atome kisika. (n) elektroni:
Ovdje služi vodik koji donira elektrone redukcijsko sredstvo, a kisik koji prihvaća elektrone je oksidacijsko sredstvo.
Oksidirajuća sredstva i redukcijska sredstva
Pogledajmo sada kako zasebno izgledaju procesi davanja i primanja elektrona. Vodik, nakon što se susreo s kisikom "pljačkašem", gubi sve svoje prednosti - dva elektrona, a njegovo oksidacijsko stanje postaje jednako +ja:
N 2 0 − 2 e− = 2N +I
Dogodilo se jednadžba polureakcije oksidacije vodik.
A bandit- kisik O 2, nakon što je uzeo posljednje elektrone nesretnom vodiku, vrlo je zadovoljan svojim novim oksidacijskim stanjem -II:
O2+4 e− = 2O −II
Ovaj redukcijska jednadžba polureakcije kisik.
Ostaje dodati da su i "bandit" i njegova "žrtva" izgubili svoju kemijsku individualnost i jednostavne tvari- plinovi s dvoatomnim molekulama H 2 I O 2 postale sastavnice novog kemijska tvar - voda H 2 O.
Dalje ćemo razmišljati na sljedeći način: koliko je elektrona redukcijsko sredstvo dalo oksidirajućem razbojniku, toliko je elektrona i primio. Broj elektrona koje donira redukcijsko sredstvo mora biti jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo.
Dakle, potrebno je izjednačiti broj elektrona u prvoj i drugoj polureakciji. U kemiji je prihvaćen sljedeći uobičajeni oblik pisanja jednadžbi polureakcija:
2 N 2 0 − 2 e− = 2N +I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Ovdje su brojevi 2 i 1 lijevo od vitičaste zagrade faktori koji će pomoći osigurati da broj danih i primljenih elektrona bude jednak. Uzmimo u obzir da su u jednadžbama polureakcije dana 2 elektrona, a prihvaćena 4. Za izjednačavanje broja primljenih i danih elektrona pronađite najmanji zajednički višekratnik i dodatne faktore. U našem slučaju najmanji zajednički višekratnik je 4. Dodatni faktori za vodik bit će 2 (4: 2 = 2), a za kisik - 1 (4: 4 = 1)
Rezultirajući množitelji poslužit će kao koeficijenti buduće jednadžbe reakcije:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 + I O −II
Vodik oksidira ne samo pri susretu sa kisik. Na vodik djeluju približno na isti način. fluor F 2, halogen i poznati "pljačkaš", a naizgled bezopasan dušik N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I |
U ovom slučaju ispada fluorovodik HF ili amonijak NH 3.
U oba spoja oksidacijsko stanje je vodik postaje jednaka +ja, jer dobiva partnere molekule koji su "pohlepni" za tuđom elektroničkom robom, s visokom elektronegativnošću - fluor F I dušik N. U dušik vrijednost elektronegativnosti smatra se jednakom trima konvencionalnim jedinicama, i fluorid Općenito, najveća elektronegativnost među svim kemijskim elementima iznosi četiri jedinice. Stoga nije ni čudo što su jadni atom vodika ostavili bez ikakvog elektroničkog okruženja.
Ali vodik može biti vratiti- prihvaćaju elektrone. To se događa ako u reakciji s njim sudjeluju alkalijski metali ili kalcij koji imaju nižu elektronegativnost od vodika.
U periodnom sustavu vodik se nalazi u dvije skupine elemenata koji su potpuno suprotni po svojim svojstvima. Ova značajka učiniti ga potpuno jedinstvenim. Vodik nije samo element ili tvar, već i sastavni dio mnogi složeni spojevi, organogeni i biogeni elementi. Stoga, pogledajmo njegova svojstva i karakteristike detaljnije.
Oslobađanje zapaljivog plina tijekom interakcije metala i kiselina uočeno je još u 16. stoljeću, odnosno u vrijeme formiranja kemije kao znanosti. Poznati engleski znanstvenik Henry Cavendish proučavao je tvar počevši od 1766. godine i dao joj naziv "zapaljivi zrak". Kada je sagorijevao, ovaj plin je proizvodio vodu. Nažalost, znanstvenikovo pridržavanje teorije o flogistonu (hipotetskoj "ultrafinoj materiji") spriječilo ga je da dođe do pravih zaključaka.
Francuski kemičar i prirodoslovac A. Lavoisier, zajedno s inženjerom J. Meunierom i uz pomoć posebnih plinometara, sintetizirao je 1783. vodu, a potom je analizirao razgradnjom vodene pare vrućim željezom. Tako su znanstvenici uspjeli doći do pravih zaključaka. Otkrili su da je “zapaljivi zrak” ne samo dio vode, već se iz nje može dobiti.
Godine 1787. Lavoisier je predložio da je plin koji se proučava jednostavan tvar i, prema tome, pripada broju primarnih kemijskih elemenata. Nazvao ga je hidrogen (od grčkih riječi hydor - voda + gennao - rađam), tj. "rađanje vode".
Ruski naziv "vodik" predložio je 1824. kemičar M. Solovjev. Određivanje sastava vode označilo je kraj "teorije flogistona". Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće ustanovljeno je da je atom vodika vrlo lagan (u usporedbi s atomima drugih elemenata) te je njegova masa uzeta kao glavna jedinica za usporedbu atomske mase, primajući vrijednost 1.
Fizička svojstva
Vodik je najlakši od svih poznato nauci tvari (lakši je od zraka 14,4 puta), gustoća mu je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ovaj se materijal tali (skrućuje) i vrije (ukapljuje) na -259,1 °C odnosno -252,8 °C (samo helij ima niže temperature vrenja i taljenja).
Kritična temperatura vodika je izuzetno niska (-240 °C). Zbog toga je njegovo ukapljivanje prilično složen i skup proces. Kritični tlak tvari je 12,8 kgf/cm², a kritična gustoća 0,0312 g/cm³. Među svim plinovima, vodik ima najveću toplinsku vodljivost: pri 1 atm i 0 °C jednaka je 0,174 W/(mxK).
Specifični toplinski kapacitet tvari pri istim uvjetima je 14,208 kJ/(kgxK) ili 3,394 cal/(rx°C). Ovaj element je malo topiv u vodi (oko 0,0182 ml/g pri 1 atm i 20 °C), ali dobro topljiv u većini metala (Ni, Pt, Pa i drugi), posebno u paladiju (oko 850 volumena po volumenu Pd). .
Potonje svojstvo povezano je s njegovom sposobnošću difuzije, a difuzija kroz leguru ugljika (na primjer, čelik) može biti popraćena uništavanjem legure zbog interakcije vodika s ugljikom (taj se proces naziva dekarbonizacija). U tekuće stanje tvar je vrlo lagana (gustoća - 0,0708 g/cm³ pri t° = -253 °C) i tekuća (viskoznost - 13,8 spoise pod istim uvjetima).
U mnogim spojevima ovaj element pokazuje valenciju +1 (oksidacijsko stanje), poput natrija i drugih alkalnih metala. Obično se smatra analogom ovih metala. Prema tome, on je na čelu I. grupe periodnog sustava. U metalnim hidridima, vodikov ion pokazuje negativni naboj(stupnje oksidacije je -1), odnosno Na+H- ima strukturu sličnu Na+Cl- kloridu. Sukladno ovoj i nekim drugim činjenicama (blizina fizička svojstva element “H” i halogeni, sposobnost njegove zamjene s halogenima u organskim spojevima) Hidrogen pripada skupini VII periodnog sustava.
Pod normalnim uvjetima, molekularni vodik ima nisku aktivnost, izravno se spaja samo s najaktivnijim od nemetala (s fluorom i klorom, s potonjim na svjetlu). Zauzvrat, kada se zagrijava, stupa u interakciju s mnogim kemijskim elementima.
Atomski vodik ima povećanu kemijsku aktivnost (u usporedbi s molekulskim vodikom). S kisikom stvara vodu prema formuli:
N₂ + ½O₂ = N2O,
oslobađajući 285,937 kJ/mol topline ili 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). U normalnim temperaturnim uvjetima reakcija se odvija prilično sporo, a pri t° >= 550 °C je nekontrolirana. Granice eksplozivnosti mješavine vodika i kisika po volumenu su 4–94% H₂, a mješavine vodika i zraka 4–74% H₂ (smjesa dva volumena H₂ i jednog volumena O₂ naziva se detonirajući plin).
Ovaj se element koristi za redukciju većine metala, budući da uklanja kisik iz oksida:
Fe3O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H2O,
CuO + H₂ = Cu + H2O, itd.
Vodik tvori vodikove halogenide s različitim halogenima, na primjer:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Međutim, kada reagira s fluorom, vodik eksplodira (to se također događa u mraku, na -252 ° C), s bromom i klorom reagira samo kada se zagrije ili osvijetli, a s jodom - samo kada se zagrije. U interakciji s dušikom nastaje amonijak, ali samo na katalizatoru, kada visoki krvni tlak i temperatura:
ZN₂ + N2 = 2NN3.
Kada se zagrijava, vodik aktivno reagira sa sumporom:
H₂ + S = H₂S (vodikov sulfid),
a mnogo teže s telurom ili selenom. Vodik reagira s čistim ugljikom bez katalizatora, ali na visokim temperaturama:
2H₂ + C (amorfni) = CH4 (metan).
Ova tvar izravno reagira s nekim od metala (alkalijski, zemnoalkalijski i drugi), tvoreći hidride, na primjer:
H₂ + 2Li = 2LiH.
Važno praktični značaj imaju interakcije između vodika i ugljikovog(II) monoksida. U tom slučaju, ovisno o tlaku, temperaturi i katalizatoru, nastaju različiti organski spojevi: HCHO, CH₃OH, itd. Nezasićeni ugljikovodici tijekom reakcije postaju zasićeni, na primjer:
S n N₂ n + N₂ = S n N₂ n ₊₂.
Vodik i njegovi spojevi imaju iznimnu ulogu u kemiji. Određuje kisela svojstva tzv. protonske kiseline, sklone su stvaranju vodikovih veza s različitim elementima, što ima značajan utjecaj na svojstva mnogih anorganskih i organski spojevi.
Proizvodnja vodika
Glavne vrste sirovina za industrijska proizvodnja Ovaj element uključuje plinove rafiniranja nafte, prirodne zapaljive plinove i plinove iz koksnih peći. Također se dobiva iz vode elektrolizom (na mjestima gdje je dostupna struja). Jedan od najvažnije metode Proizvodnja materijala iz prirodnog plina smatra se katalitičkom interakcijom ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (tzv. pretvorba). Na primjer:
CH₄ + H2O = CO + ZN₂.
Nepotpuna oksidacija ugljikovodika s kisikom:
CH4 + ½O₂ = CO + 2H2.
Sintetizirani ugljikov monoksid (II) prolazi kroz konverziju:
CO + H₂O = CO₂ + H2.
Najjeftiniji je vodik proizveden iz prirodnog plina.
Za elektrolizu vode koristi se istosmjerna struja koja se propušta kroz otopinu NaOH ili KOH (kiseline se ne koriste kako bi se izbjegla korozija opreme). U laboratorijskim uvjetima materijal se dobiva elektrolizom vode ili kao rezultat reakcije klorovodične kiseline i cinka. Međutim, češće se koristi gotov tvornički materijal u cilindrima.
Ovaj element je izoliran od plinova rafiniranja nafte i koksnog plina uklanjanjem svih ostalih komponenti plinske smjese, budući da se oni lakše ukapljuju tijekom dubokog hlađenja.
Ovaj se materijal počeo industrijski proizvoditi krajem 18. stoljeća. Zatim se koristio za punjenje baloni. Na ovaj trenutak Vodik se široko koristi u industriji, uglavnom u kemijskoj, za proizvodnju amonijaka.
Masovni potrošači tvari su proizvođači metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i mnogih drugih proizvoda. Dobivaju se sintezom iz ugljičnog monoksida (II) i vodika. Hidrogen se koristi za hidrogenaciju teških i čvrstih tvari tekuće gorivo, masti itd., za sintezu HCl, hidrotretiranje naftnih derivata, kao i kod rezanja/zavarivanja metala. Najvažniji elementi Za nuklearna energija su njegovi izotopi – tricij i deuterij.
Biološka uloga vodika
Oko 10% mase živih organizama (u prosjeku) dolazi od ovog elementa. Dio je vode i najvažnije grupe prirodni spojevi, uključujući proteine, nukleinske kiseline, lipide, ugljikohidrate. Čemu služi?
Ovaj materijal igra odlučujuću ulogu: u održavanju prostorne strukture proteina (kvaternar), u provedbi načela komplementarnosti nukleinske kiseline(tj. u implementaciji i pohranjivanju genetskih informacija), općenito u "prepoznavanju" na molekularnoj razini.
Vodikov ion H+ sudjeluje u važnim dinamičkim reakcijama/procesima u tijelu. Uključujući: u biološkoj oksidaciji, koja živim stanicama daje energiju, u reakcijama biosinteze, u fotosintezi u biljkama, u bakterijskoj fotosintezi i fiksaciji dušika, u održavanju acidobazne ravnoteže i homeostaze, u procesima membranskog transporta. Zajedno s ugljikom i kisikom čini funkcionalnu i strukturnu osnovu životnih pojava.
Vodik. Svojstva, proizvodnja, primjena.Vodik je prvi element PSHE D.I. Mendeljejev.
Ruski naziv za vodik ukazuje da on "rađa vodu"; latinski" hidrogenij" znači isto.
Oslobađanje zapaljivog plina tijekom interakcije određenih metala s kiselinama prvi su uočili Robert Boyle i njegovi suvremenici u prvoj polovici 16. stoljeća.
Ali vodik je otkrio tek 1766. engleski kemičar Henry Cavendish, koji je ustanovio da kada metali reagiraju s razrijeđenim kiselinama, oslobađa se određeni "zapaljivi zrak". Promatrajući izgaranje vodika u zraku, Cavendish je otkrio da se kao rezultat pojavljuje voda. Bilo je to 1782.
Godine 1783. francuski kemičar Antoine-Laurent Lavoisier izolirao je vodik razlaganjem vode vrućim željezom. Godine 1789. razgradnjom vode pod utjecajem električne struje oslobođen je vodik.
Rasprostranjenost u prirodi
Vodik je glavni element prostora. Na primjer, Sunce se sastoji od vodika 70% svoje mase. U Svemiru postoji nekoliko desetaka tisuća puta više atoma vodika nego svih atoma svih metala zajedno.U zemljina atmosfera Postoji i nešto vodika u obliku jednostavne tvari - plina sastava H 2. Vodik je mnogo lakši od zraka i stoga se nalazi u gornje slojeve atmosfera.
Ali vezanog vodika na Zemlji ima mnogo više: on je ipak dio vode, najčešće složene tvari na našem planetu. Nafta, prirodni plin, mnogi minerali i stijene sadrže vodik vezan u molekule. Vodik je dio svih organskih tvari.
Karakteristike elementa vodika.
Vodik ima dvojaku prirodu, zbog toga se u nekim slučajevima vodik nalazi u podskupini alkalnih metala, au drugim - u podskupini halogena.
Elektronička konfiguracija 1s 1 . Atom vodika sastoji se od jednog protona i jednog elektrona.
Atom vodika je sposoban izgubiti elektron i pretvoriti se u H + kation, au tome je sličan alkalijski metali.
Atom vodika također može dodati elektron, stvarajući tako H - anion; u tom pogledu vodik je sličan halogenima.
Uvijek jednovalentan u spojevima
CO: +1 i -1.
Fizikalna svojstva vodika
Vodik je plin, bez boje, okusa i mirisa. 14,5 puta lakši od zraka. Slabo topljiv u vodi. Ima visoku toplinsku vodljivost. Pri t= –253 °S se ukapljuje, pri t= –259 °S stvrdnjava. Molekule vodika su toliko male da mogu polagano difundirati kroz mnoge materijale - gumu, staklo, metale, koji se koriste za pročišćavanje vodika od drugih plinova.Postoje 3 poznata izotopa vodika: - protij, - deuterij, - tricij. Glavni dio prirodnog vodika je protij. Deuterij je dio teške vode, koja je obogaćena sa površinska voda ocean. Tricij je radioaktivni izotop.
Kemijska svojstva vodik
Vodik je nemetal i ima molekularnu strukturu. Molekula vodika sastoji se od dva atoma povezana kovalentnom nepolarnom vezom. Energija vezanja u molekuli vodika iznosi 436 kJ/mol, što objašnjava nisku kemijsku aktivnost molekularnog vodika.
Interakcija s halogenima. Na uobičajenim temperaturama vodik reagira samo s fluorom:
S klorom - samo na svjetlu, tvoreći klorovodik, s jodom se reakcija odvija manje snažno, čak ni pri visokim temperaturama.
Interakcija s kisikom – kada se zagrije, kada se zapali, reakcija se odvija eksplozijom: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Mješavina 1 dijela kisika i 2 dijela vodika je "eksplozivna smjesa" i najeksplozivnija je.
Interakcija sa sumporom - kada se zagrijava H2 + S = H2S.
Interakcija s dušikom. S toplinom, visokim tlakom i u prisutnosti katalizatora:
Interakcija s dušikovim oksidom (II). Korišteno u sustavi za čišćenje u proizvodnji dušična kiselina: 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O.
Interakcija s metalnim oksidima. Vodik je dobar redukcijski agens; reducira mnoge metale iz njihovih oksida: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Atomski vodik je jako redukcijsko sredstvo. Nastaje iz molekularnog elementa u električnom pražnjenju pod uvjetima niski pritisak. Ima visoku reducirajuću aktivnost vodik u trenutku oslobađanja, nastaje kada se metal reducira kiselinom.
Interakcija s aktivnim metalima . Na visoka temperatura povezuje se s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima i tvori bijele kristalne tvari - metalne hidride, pokazujući svojstva oksidacijskog sredstva: 2Na + H 2 = 2NaH;
Proizvodnja vodika
U laboratoriju:
Interakcija metala s razrijeđenim otopinama sumporne i klorovodične kiseline,
Interakcija aluminija ili silicija s vodenim otopinama lužina:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.
U industriji:
Elektroliza vodenih otopina natrijevih i kalijevih klorida ili elektroliza vode u prisutnosti hidroksida:
2H2O = 2H2 + O2.
Metoda pretvorbe. Prvo, vodeni plin se dobiva propuštanjem vodene pare kroz vrući koks na 1000 °C:
Zatim se ugljikov monoksid (II) oksidira u ugljikov monoksid (IV) propuštanjem smjese vodenog plina s viškom vodene pare preko katalizatora Fe 2 O 3 zagrijanog na 400–450 ° C:
CO + H 2 O = CO 2 + H 2.
Nastali ugljični monoksid (IV) apsorbira voda i tako nastaje 50% industrijskog vodika.
Pretvorba metana: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2.
Toplinska razgradnja metana na 1200 °C: CH 4 = C + 2H 2.
Duboko hlađenje (do -196 °C) koksnog plina. Na ovoj temperaturi kondenziraju se sve plinovite tvari osim vodika.
Upotreba vodika temelji se na njegovim fizičkim i kemijskim svojstvima:
kao laki plin koristi se za punjenje balona (pomiješan s helijem);
kisik-vodikov plamen koristi se za postizanje visokih temperatura pri zavarivanju metala;
kao redukcijsko sredstvo služi za dobivanje metala (molibdena, volframa i dr.) iz njihovih oksida;
za proizvodnju amonijaka i umjetnog tekućeg goriva, za hidrogenizaciju masti.
Kemijska svojstva vodika
U normalnim uvjetima, molekularni vodik je relativno malo aktivan, izravno se spaja samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom, a na svjetlu s klorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima.
Vodik reagira s jednostavnim i složenim tvarima:
- Interakcija vodika s metalima dovodi do formiranja složene tvari- hidridi, u čijim je kemijskim formulama atom metala uvijek na prvom mjestu:
Na visokoj temperaturi, vodik reagira izravno s nekim metalima(alkalne, zemnoalkalne i druge), tvoreći bijele kristalne tvari - metalne hidride (Li H, Na H, KH, CaH 2, itd.):
H2 + 2Li = 2LiH
Metalni hidridi se lako razgrađuju vodom u odgovarajuće lužine i vodik:
ca H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2
- Kada vodik međudjeluje s nemetalima nastaju hlapljivi spojevi vodika. U kemijska formula hlapljivi spoj vodika, atom vodika može biti na prvom ili drugom mjestu, ovisno o položaju u PSCE (vidi ploču na slajdu):1). S kisikom Vodik stvara vodu:
Video "Izgaranje vodika"
2H2 + O2 = 2H2O + Q
Na normalnim temperaturama reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550°C - uz eksploziju (smjesa 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 naziva se eksplozivan plin)
.
Video "Eksplozija detonirajućeg plina"
Video "Priprema i eksplozija eksplozivne smjese"
2). S halogenima Vodik tvori halogenovodike, na primjer:
H2 + Cl2 = 2HCl
U isto vrijeme, vodik eksplodira s fluorom (čak iu mraku i na - 252°C), reagira s klorom i bromom samo kada se osvijetli ili zagrije, a s jodom samo kada se zagrije.
3). S dušikom Vodik reagira u amonijak:
ZN 2 + N 2 = 2NH 3
samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima.
4). Kada se zagrijava, vodik snažno reagira sa sumporom:
H 2 + S = H 2 S (vodikov sulfid),
mnogo teže sa selenom i telurom.
5). S čistim ugljikom Vodik može reagirati bez katalizatora samo na visokim temperaturama:
2H 2 + C (amorfni) = CH 4 (metan)
- Vodik prolazi reakciju supstitucije s metalnim oksidima , u ovom slučaju voda se stvara u proizvodima i metal se reducira. Vodik - pokazuje svojstva redukcijskog sredstva:
Koristi se vodik za obnavljanje mnogih metala, budući da oduzima kisik njihovim oksidima:
Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, itd.
Primjene vodika
Video "Korištenje vodika"
Trenutno se vodik proizvodi u ogromnim količinama. Vrlo najviše koristi se u sintezi amonijaka, hidrogenaciji masti te u hidrogenaciji ugljena, ulja i ugljikovodika. Osim toga, vodik se koristi za sintezu klorovodične kiseline, metilni alkohol, cijanovodična kiselina, u zavarivanju i kovanju metala, kao i u proizvodnji žarulja sa žarnom niti i drago kamenje. Vodik se prodaje u cilindrima pod tlakom većim od 150 atm. Obojeni su tamnozelenom bojom i imaju crveni natpis "Hidrogen".
Vodik se koristi za pretvaranje tekućih masti u krute masti (hidrogenacija), čime se dobiva tekuće gorivo hidrogeniranjem ugljena i loživog ulja. U metalurgiji se vodik koristi kao redukcijsko sredstvo za okside ili kloride za proizvodnju metala i nemetala (germanija, silicija, galija, cirkonija, hafnija, molibdena, volframa itd.).
Praktična upotreba vodika je raznolika: obično se koristi za punjenje balona sa sondama, u kemijskoj industriji služi kao sirovina za proizvodnju mnogih vrlo važnih proizvoda (amonijak, itd.), u prehrambenoj industriji - za proizvodnju od biljna ulja krute masti itd. Visoka temperatura (do 2600 °C) koja nastaje izgaranjem vodika u kisiku koristi se za taljenje vatrostalnih metala, kvarca itd. Tekući vodik jedno je od najučinkovitijih mlaznih goriva. Godišnja globalna potrošnja vodika premašuje milijun tona.
SIMULATORI
broj 2. Vodik
ZADACI ZADATAKA
Zadatak br. 1Napišite jednadžbe reakcija međudjelovanja vodika sa sljedećim tvarima: F 2, Ca, Al 2 O 3, živin (II) oksid, volframov (VI) oksid. Imenujte reakcijske produkte, navedite vrste reakcija.
Zadatak br. 2
Provedite transformacije prema shemi:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2
Zadatak br. 3.
Izračunajte masu vode koja se može dobiti izgaranjem 8 g vodika?
Karakteristike s-elemenata
Blok s-elemenata uključuje 13 elemenata, kojima je zajednička izgradnja vanjske energetske razine u njihovim atomima s-podrazine.
Iako se vodik i helij klasificiraju kao s-elementi, zbog specifične prirode njihovih svojstava treba ih promatrati odvojeno. Vodik, natrij, kalij, magnezij, kalcij vitalni su elementi.
Spojevi s-elemenata pokazuju općenite obrasce u svojim svojstvima, što se objašnjava sličnošću elektroničke strukture njihovih atoma. Svi vanjski elektroni su valentni elektroni i sudjeluju u formiranju kemijske veze. Stoga je maksimalno oksidacijsko stanje ovih elemenata u spojevima jednako broj elektrona u vanjskom sloju i prema tome je jednak broju skupine u kojoj se element nalazi. Oksidacijsko stanje metala s-elementa uvijek je pozitivno. Još jedna značajka je da nakon odvajanja elektrona vanjskog sloja ostaje ion s ljuskom plemenitog plina. Kada se povećava redni broj elementa, atomski radijus, energija ionizacije opada (s 5,39 eV y Li na 3,83 eV y Fr), a raste redukcijska aktivnost elemenata.
Velika većina spojeva s-elemenata je bezbojna (za razliku od spojeva d-elemenata), budući da prijelaz d-elektrona iz niskih razine energije na više razine energije.
Veze elemenata grupa IA - IIA - tipične soli, u vodenoj otopini gotovo potpuno disociraju na ione i ne podliježu kationskoj hidrolizi (osim Be 2+ i Mg 2+ soli).
hidrogen hidrid ionski kovalentan
Stvaranje kompleksa nije tipično za ione s-elementa. Kristalni kompleksi s - elemenata s ligandima H 2 O-kristaliničnim hidratima poznati su od davnina, npr.: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-boraks, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-stipsa. Molekule vode u kristalnim hidratima grupirane su oko kationa, ali ponekad potpuno okružuju anion. Zbog malog naboja iona i velikog radijusa iona, alkalijski metali najmanje su skloni stvaranju kompleksa, uključujući aqua komplekse. Ioni litija, berilija i magnezija djeluju kao sredstva za kompleksiranje u složenim spojevima niske stabilnosti.
Vodik. Kemijska svojstva vodika
Vodik je najlakši s-element. Njegova elektronička konfiguracija u osnovnom stanju je 1S 1. Atom vodika sastoji se od jednog protona i jednog elektrona. Osobitost vodika je da se njegov valentni elektron nalazi izravno u sferi djelovanja atomska jezgra. Vodik nema međusloj elektrona, pa se vodik ne može smatrati elektroničkim analogom alkalnih metala.
Kao i alkalni metali, vodik je redukcijsko sredstvo i ima oksidacijsko stanje +1. Spektri vodika slični su spektrima alkalnih metala. Ono što vodik čini sličnim alkalijskim metalima je njegova sposobnost stvaranja hidratiziranog, pozitivno nabijenog H + iona u otopinama.
Kao i halogenu, atomu vodika nedostaje jedan elektron. To određuje postojanje H - hidridnog iona.
Osim toga, poput atoma halogena, atomi vodika su karakterizirani visoka vrijednost energija ionizacije (1312 kJ/mol). Dakle, vodik zauzima posebno mjesto u periodnom sustavu elemenata.
Vodik je najrasprostranjeniji element u svemiru, koji čini do polovice mase Sunca i većine zvijezda.
Na suncu i drugim planetima vodik je u atomskom stanju, u međuzvjezdanom mediju u obliku djelomično ioniziranih dvoatomnih molekula.
Vodik ima tri izotopa; protij 1 H, deuterij 2 D i tricij 3 T, a tricij je radioaktivni izotop.
Molekule vodika odlikuju se velikom čvrstoćom i niskom polarizabilnosti, malom veličinom i malom masom te velikom pokretljivošću. Stoga vodik ima vrlo niske temperature taljenja (-259,2 o C) i vrenja (-252,8 o C). Zbog velike energije disocijacije (436 kJ/mol) dolazi do raspada molekula na atome na temperaturama iznad 2000 o C. Vodik je plin bez boje, mirisa i okusa. Ima nisku gustoću - 8,99 10 -5 g/cm Pri vrlo visoki pritisci vodik prelazi u metalno stanje. Vjeruje se da na dalekim planetima Sunčev sustav- Na Jupiteru i Saturnu vodik je u metalnom stanju. Postoji pretpostavka da u sastav zemljine jezgre ulazi i metalni vodik, gdje se nalazi pri ultravisokom tlaku koji stvara zemljin omotač.
Kemijska svojstva. Na sobnoj temperaturi molekularni vodik reagira samo s fluorom, kada je ozračen svjetlom - s klorom i bromom, a kada se zagrijava s O 2, S, Se, N 2, C, I 2.
Reakcije vodika s kisikom i halogenima odvijaju se radikalskim mehanizmom.
Interakcija s klorom primjer je nerazgranate reakcije pri ozračivanju svjetlom (fotokemijska aktivacija) ili pri zagrijavanju (toplinska aktivacija).
Sl+ H2 = HCl + H (razvoj lanca)
H+ Cl 2 = HCl + Cl
Eksplozija detonirajućeg plina – smjese vodik-kisik – primjer je razgranate lančani proces, kada početak lanca uključuje ne jednu, već nekoliko faza:
H2 + O2 = 2OH
H+ O2 = OH+O
O+ H2 = OH+ H
OH + H 2 = H 2 O + H
Proces eksplozije može se izbjeći ako radite s čistim vodikom.
Budući da je vodik karakteriziran pozitivnim (+1) i negativnim (-1) oksidacijskim stanjem, vodik može pokazivati i redukcijska i oksidacijska svojstva.
Reducirajuća svojstva vodika manifestiraju se u interakciji s nemetalima:
H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g),
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),
Ove reakcije se odvijaju uz oslobađanje velike količine topline, što ukazuje na veliku energiju (snagu) veza H-Cl, H-O. Stoga vodik pokazuje redukcijska svojstva prema mnogim oksidima i halogenidima, na primjer:
To je osnova za upotrebu vodika kao redukcijskog sredstva za proizvodnju jednostavnih tvari iz halogenidnih oksida.
Još jači redukcijski agens je atomski vodik. Nastaje iz molekularnog pražnjenja elektrona pod uvjetima niskog tlaka.
Vodik ima visoku redukcijsku aktivnost u trenutku oslobađanja tijekom interakcije metala s kiselinom. Ovaj vodik reducira CrCl3 u CrCl2:
2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 +H2 ^
Interakcija vodika s dušikovim oksidom (II) važna je:
2NO + 2H2 = N2 + H2O
Koristi se u sustavima za pročišćavanje za proizvodnju dušične kiseline.
Kao oksidacijsko sredstvo, vodik stupa u interakciju s aktivnim metalima:
U u ovom slučaju vodik se ponaša kao halogen, stvarajući slične halogenidima hidridi.
Hidridi s-elemenata I. skupine imaju ionsku strukturu tipa NaCl. Kemijski se ionski hidridi ponašaju kao bazični spojevi.
Kovalentni hidridi uključuju hidride nemetalnih elemenata koji su manje elektronegativni od samog vodika, na primjer, hidridi sastava SiH 4, BH 3, CH 4. Po kemijskoj prirodi hidridi nemetala su kiseli spojevi.
Karakteristična značajka hidrolize hidrida je oslobađanje vodika; reakcija se odvija putem redoks mehanizma.
Bazični hidrid
Kiselinski hidrid
Zbog oslobađanja vodika hidroliza se odvija potpuno i nepovratno (?H<0, ?S>0). U tom slučaju bazični hidridi tvore alkalije, a kiseli hidridi kiselinu.
Standardni potencijal sustava je B. Stoga je H ion jako redukcijsko sredstvo.
U laboratoriju se vodik proizvodi reakcijom cinka s 20% sumpornom kiselinom u Kippovom aparatu.
Tehnički cink često sadrži male nečistoće arsena i antimona, koje vodik reducira u trenutku ispuštanja u otrovne plinove: arsin SbH 3 i stabin SbH Ovaj vodik vas može otrovati. S kemijski čistim cinkom reakcija se odvija sporo zbog prenapona i ne može se postići dobra struja vodika. Brzina ove reakcije se povećava dodavanjem kristala bakrenog sulfata; reakcija se ubrzava stvaranjem Cu-Zn galvanskog para.
Čistiji vodik nastaje djelovanjem lužine na silicij ili aluminij pri zagrijavanju:
U industriji se čisti vodik proizvodi elektrolizom vode koja sadrži elektrolite (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).
Velike količine vodika nastaju kao nusprodukt tijekom elektrolize Vodena otopina natrijev klorid s dijafragmom koja odvaja katodni i anodni prostor,
Najveća količina vodika dobiva se rasplinjavanjem kruto gorivo(antracit) s pregrijanom vodenom parom:
Ili pretvorbom prirodnog plina (metana) s pregrijanom parom:
Dobivena smjesa (sintezni plin) koristi se u proizvodnji mnogih organskih spojeva. Prinos vodika može se povećati propuštanjem sinteznog plina preko katalizatora, koji pretvara CO u CO 2 .
Primjena. U sintezi amonijaka troši se velika količina vodika. Za proizvodnju klorovodika i klorovodične kiseline, za hidrogenaciju biljnih masti, za redukciju metala (Mo, W, Fe) iz oksida. Plamen vodik-kisik koristi se za zavarivanje, rezanje i taljenje metala.
Tekući vodik se koristi kao raketno gorivo. Vodikovo gorivo je ekološki prihvatljiv i energetski intenzivniji od benzina, pa u budućnosti može zamijeniti naftne derivate. Već nekoliko stotina automobila u svijetu pokreće vodik. Problemi vodikove energetike vezani su uz skladištenje i transport vodika. Vodik se skladišti u podzemnim tankerima u tekućem stanju pod pritiskom od 100 atm. dostava velike količine tekući vodik predstavlja ozbiljnu opasnost.