Hydrogen er nummer én i det periodiske systemet, i gruppe I og VII på en gang. Symbolet for hydrogen er H (lat. Hydrogenium). Det er en veldig lett gass, fargeløs og luktfri. Det er tre isotoper av hydrogen: 1H - protium, 2H - deuterium og 3H - tritium (radioaktivt). Luft eller oksygen i reaksjon med enkelt hydrogen H₂ er svært brannfarlig og også eksplosiv. Hydrogen avgir ikke giftige produkter. Det er løselig i etanol og en rekke metaller (spesielt sideundergruppen).
Hydrogenoverflod på jorden
I likhet med oksygen er hydrogen av stor betydning. Men, i motsetning til oksygen, er nesten alt hydrogen bundet til andre stoffer. Den finnes i fri tilstand bare i atmosfæren, men mengden der er ekstremt ubetydelig. Hydrogen er en del av nesten alle organiske forbindelser og levende organismer. Oftest finnes det i form av et oksid - vann.
Fysisk-kjemiske egenskaper
Hydrogen er inaktivt, og når det oppvarmes eller i nærvær av katalysatorer, reagerer det med nesten alle enkle og komplekse kjemiske elementer.
Reaksjon av hydrogen med enkle kjemiske elementer
Ved høye temperaturer reagerer hydrogen med oksygen, svovel, klor og nitrogen. du vil lære hvilke eksperimenter med gasser som kan gjøres hjemme.
Erfaring med interaksjon av hydrogen med oksygen under laboratorieforhold
La oss ta rent hydrogen, som kommer gjennom gassutløpsrøret, og sette det i brann. Det vil brenne med en knapt merkbar flamme. Hvis du plasserer et hydrogenrør i et kar, vil det fortsette å brenne, og vanndråper vil dannes på veggene. Dette oksygenet reagerte med hydrogen:
2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q
Når hydrogen brenner, genereres det mye termisk energi. Temperaturen på kombinasjonen av oksygen og hydrogen når 2000 °C. Oksygenoksidert hydrogen, så denne reaksjonen kalles en oksidasjonsreaksjon.
Under normale forhold (uten oppvarming) går reaksjonen sakte. Og ved temperaturer over 550 ° C oppstår en eksplosjon (den såkalte detonasjonsgassen dannes). Tidligere ble hydrogen ofte brukt i ballonger, men det skjedde mange ulykker på grunn av dannelsen av detonerende gass. Integriteten til ballen ble ødelagt, og en eksplosjon skjedde: hydrogen reagerte med oksygen. Derfor brukes nå helium, som periodisk varmes opp med en flamme.
Klor reagerer med hydrogen og danner hydrogenklorid (bare i nærvær av lys og varme). Den kjemiske reaksjonen mellom hydrogen og klor ser slik ut:
H2 + Cl2 = 2HCl
Interessant faktum: reaksjonen av fluor med hydrogen forårsaker en eksplosjon selv i mørke og temperaturer under 0 ° C.
Samspillet mellom nitrogen og hydrogen kan bare skje når det oppvarmes og i nærvær av en katalysator. Denne reaksjonen produserer ammoniakk. Reaksjonsligning:
ЗН₂ + N₂ = 2NN₃
Reaksjonen mellom svovel og hydrogen skjer for å danne en gass - hydrogensulfid. Resultatet er en råtten egglukt:
H2 + S = H2S
Hydrogen løses ikke bare i metaller, men kan også reagere med dem. Som et resultat dannes forbindelser som kalles hydrider. Noen hydrider brukes som drivstoff i raketter. De brukes også til å produsere kjernekraft.
Reaksjon med komplekse kjemiske elementer
For eksempel hydrogen med kobberoksid. La oss ta et rør med hydrogen og føre det gjennom kobberoksidpulveret. Hele reaksjonen skjer ved oppvarming. Svart kobberpulver vil bli brunrødt (vanlig kobberfarge). Det vil også dukke opp væskedråper på de uoppvarmede områdene i kolben - dette har dannet seg.
Kjemisk reaksjon:
CuO + H2 = Cu + H2O
Som vi kan se, reagerte hydrogen med oksidet og redusert kobber.
Gjenopprettingsreaksjoner
Hvis et stoff fjerner et oksid under en reaksjon, er det et reduksjonsmiddel. Ved å bruke eksemplet med reaksjonen av kobberoksid med ser vi at hydrogen var et reduksjonsmiddel. Det reagerer også med noen andre oksider som HgO, MoO3 og PbO. I enhver reaksjon, hvis ett av elementene er et oksidasjonsmiddel, vil det andre være et reduksjonsmiddel.
Alle hydrogenforbindelser
Hydrogenforbindelser med ikke-metaller- svært flyktige og giftige gasser (for eksempel hydrogensulfid, silan, metan).
Hydrogenhalogenider- Hydrogenklorid er mest brukt. Når det er oppløst, danner det saltsyre. Denne gruppen inkluderer også: hydrogenfluorid, hydrogenjodid og hydrogenbromid. Alle disse forbindelsene resulterer i dannelsen av de tilsvarende syrene.
Hydrogenperoksid(kjemisk formel H2O2) viser sterke oksiderende egenskaper.
Hydrogenhydroksyder eller vann H2O.
Hydrider- dette er forbindelser med metaller.
Hydroksider- dette er syrer, baser og andre forbindelser som inneholder hydrogen.
Organiske forbindelser: proteiner, fett, lipider, hormoner og andre.
Hydrogen H er et kjemisk grunnstoff, et av de vanligste i universet vårt. Massen av hydrogen som et element i sammensetningen av stoffer er 75% av det totale innholdet av atomer av andre typer. Det er en del av den viktigste og mest vitale forbindelsen på planeten - vann. Et særtrekk ved hydrogen er også at det er det første elementet i DI Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer.
Oppdagelse og utforskning
Den første omtalen av hydrogen i skriftene til Paracelsus dateres tilbake til det sekstende århundre. Men dens isolasjon fra gassblandingen av luft og studiet av brennbare egenskaper ble utført allerede på det syttende århundre av forskeren Lemery. Hydrogen ble grundig studert av en engelsk kjemiker, fysiker og naturforsker som eksperimentelt beviste at massen av hydrogen er den minste i sammenligning med andre gasser. I påfølgende stadier av utviklingen av vitenskapen jobbet mange forskere med ham, spesielt Lavoisier, som kalte ham "vannets fødsel."
Kjennetegn etter stilling i PSHE
Grunnstoffet som åpner det periodiske systemet til D.I. Mendeleev er hydrogen. De fysiske og kjemiske egenskapene til atomet viser en viss dualitet, siden hydrogen samtidig klassifiseres som tilhørende den første gruppen, hovedundergruppen, hvis det oppfører seg som et metall og gir fra seg et enkelt elektron i prosessen med en kjemisk reaksjon, og til den syvende - i tilfelle av fullstendig fylling av valensskallet, det vil si aksept negativ partikkel, som karakteriserer den som lik halogener.
Funksjoner av den elektroniske strukturen til elementet
Egenskapene til de komplekse stoffene det er inkludert i, og til det enkleste stoffet H2, bestemmes først og fremst av den elektroniske konfigurasjonen av hydrogen. Partikkelen har ett elektron med Z= (-1), som roterer i sin bane rundt en kjerne som inneholder ett proton med enhetsmasse og positiv ladning (+1). Dens elektroniske konfigurasjon er skrevet som 1s 1, som betyr tilstedeværelsen av en negativ partikkel i den aller første og eneste s-orbitalen for hydrogen.
Når et elektron fjernes eller gis opp, og et atom av dette grunnstoffet har en slik egenskap at det er relatert til metaller, får man et kation. I hovedsak er hydrogenionet en positiv elementær partikkel. Derfor kalles hydrogen fratatt et elektron ganske enkelt et proton.
Fysiske egenskaper
For å beskrive hydrogen kort, er det en fargeløs, lett løselig gass med en relativ atommasse på 2, 14,5 ganger lettere enn luft, med en flytende temperatur på -252,8 grader Celsius.
Av erfaring kan du enkelt bekrefte at H 2 er den letteste. For å gjøre dette er det nok å fylle tre baller med forskjellige stoffer - hydrogen, karbondioksid, vanlig luft - og samtidig slippe dem fra hånden din. Den som er fylt med CO 2 vil nå bakken raskest, etter den vil den som er blåst opp med luftblandingen synke, og den som inneholder H 2 vil stige til taket.
Den lille massen og størrelsen på hydrogenpartikler rettferdiggjør dens evne til å trenge gjennom ulike stoffer. Ved å bruke eksemplet med den samme kulen er det lett å verifisere dette etter et par dager, siden gassen vil passere gjennom gummien. Hydrogen kan også akkumuleres i strukturen til noen metaller (palladium eller platina), og fordampe fra det når temperaturen stiger.
Egenskapen til lav løselighet av hydrogen brukes i laboratoriepraksis for å isolere det ved å fortrenge hydrogen (tabellen vist nedenfor inneholder hovedparametrene) for å bestemme omfanget av dets anvendelse og produksjonsmetoder.
| Parameter for et atom eller molekyl av et enkelt stoff | Betydning |
| Atommasse (molar masse) | 1,008 g/mol |
| Elektronisk konfigurasjon | 1s 1 |
| Krystallcelle | Sekskantet |
| Termisk ledningsevne | (300 K) 0,1815 W/(m K) |
| Tetthet ved n. u. | 0,08987 g/l |
| Koketemperatur | -252,76 °C |
| Spesifikk forbrenningsvarme | 120,9 106 J/kg |
| Smeltepunkt | -259,2 °C |
| Løselighet i vann | 18,8 ml/l |
Isotopisk sammensetning
Som mange andre representanter for det periodiske systemet av kjemiske elementer, har hydrogen flere naturlige isotoper, det vil si atomer med samme antall protoner i kjernen, men et annet antall nøytroner - partikler med null ladning og enhetsmasse. Eksempler på atomer med lignende egenskap er oksygen, karbon, klor, brom og andre, inkludert radioaktive.
De fysiske egenskapene til hydrogen 1H, den vanligste av representantene for denne gruppen, skiller seg betydelig fra de samme egenskapene til sine kolleger. Spesielt er egenskapene til stoffene de inneholder forskjellige. Dermed er det vanlig og deuterert vann, som inneholder, i stedet for et hydrogenatom med et enkelt proton, deuterium 2 H - dets isotop med to elementære partikler: positive og uladede. Denne isotopen er dobbelt så tung som vanlig hydrogen, noe som forklarer den dramatiske forskjellen i egenskapene til forbindelsene de utgjør. I naturen finnes deuterium 3200 ganger sjeldnere enn hydrogen. Den tredje representanten er tritium 3H den har to nøytroner og ett proton i kjernen.
Metoder for produksjon og isolasjon
Laboratorie- og industrielle metoder er ganske forskjellige. Gass produseres således i små mengder hovedsakelig gjennom reaksjoner som involverer mineralske stoffer, mens storproduksjon bruker organisk syntese i større grad.
Følgende kjemiske interaksjoner brukes i laboratoriet:
For industrielle formål produseres gass ved følgende metoder:
- Termisk dekomponering av metan i nærvær av en katalysator til dens enkle stoffer (verdien av en slik indikator når temperaturen når 350 grader) - hydrogen H2 og karbon C.
- Å føre dampende vann gjennom koks ved 1000 grader Celsius for å danne karbondioksid CO 2 og H 2 (den vanligste metoden).
- Konvertering av metangass på en nikkelkatalysator ved temperaturer som når 800 grader.
- Hydrogen er et biprodukt fra elektrolyse av vandige løsninger av kalium eller natriumklorid.
Kjemiske interaksjoner: generelle bestemmelser
De fysiske egenskapene til hydrogen forklarer i stor grad dets oppførsel i reaksjonsprosesser med en bestemt forbindelse. Valensen til hydrogen er 1, siden den er lokalisert i den første gruppen i det periodiske systemet, og graden av oksidasjon varierer. I alle forbindelser, unntatt hydrider, er hydrogen i d.o. = (1+), i molekyler av typen CN, CN 2, CN 3 - (1-).
Hydrogengassmolekylet, dannet ved å lage et generalisert elektronpar, består av to atomer og er ganske stabilt energimessig, derfor er det under normale forhold noe inert og reagerer når normale forhold endres. Avhengig av graden av oksidasjon av hydrogen i sammensetningen av andre stoffer, kan det fungere både som et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.
Stoffer som hydrogen reagerer og dannes med
Elementære interaksjoner for å danne komplekse stoffer (ofte ved forhøyede temperaturer):
- Alkali og jordalkalimetall + hydrogen = hydrid.
- Halogen + H 2 = hydrogenhalogenid.
- Svovel + hydrogen = hydrogensulfid.
- Oksygen + H 2 = vann.
- Karbon + hydrogen = metan.
- Nitrogen + H 2 = ammoniakk.
Interaksjon med komplekse stoffer:
- Produksjon av syntesegass fra karbonmonoksid og hydrogen.
- Reduksjon av metaller fra deres oksider ved hjelp av H 2.
- Hydrogenmetning av umettede alifatiske hydrokarboner.
Hydrogenbinding
De fysiske egenskapene til hydrogen er slik at de tillater det, i kombinasjon med et elektronegativt element, å danne en spesiell type binding med samme atom fra nabomolekyler som har ensomme elektronpar (for eksempel oksygen, nitrogen og fluor). Det klareste eksemplet der det er bedre å vurdere dette fenomenet er vann. Det kan sies å være sydd med hydrogenbindinger, som er svakere enn kovalente eller ioniske, men på grunn av at det er mange av dem, har de en betydelig innvirkning på stoffets egenskaper. I hovedsak er hydrogenbinding en elektrostatisk interaksjon som binder vannmolekyler til dimerer og polymerer, noe som gir opphav til dets høye kokepunkt.
Hydrogen i mineralforbindelser
Alle inneholder et proton, en kation av et atom som hydrogen. Et stoff hvis sure rest har en oksidasjonstilstand større enn (-1) kalles en flerbasisk forbindelse. Den inneholder flere hydrogenatomer, noe som gjør dissosiasjon i vandige løsninger flertrinns. Hvert påfølgende proton blir vanskeligere og vanskeligere å fjerne fra syreresten. Mediets surhetsgrad bestemmes av det kvantitative innholdet av hydrogen i mediet.
Anvendelse i menneskelige aktiviteter
Sylindre med stoffet, samt beholdere med andre flytende gasser, for eksempel oksygen, har et spesifikt utseende. De er malt mørkegrønne med ordet "hydrogen" skrevet i knallrødt. Gass pumpes inn i en sylinder under et trykk på ca. 150 atmosfærer. De fysiske egenskapene til hydrogen, spesielt lettheten til den gassformige aggregeringstilstanden, brukes til å fylle ballonger, ballonger osv. med det blandet med helium.
Hydrogen, de fysiske og kjemiske egenskapene som folk lærte å bruke for mange år siden, brukes i dag i mange bransjer. Hovedtyngden av det går til produksjon av ammoniakk. Hydrogen deltar også i (hafnium, germanium, gallium, silisium, molybden, wolfram, zirkonium og andre) oksider, som fungerer i reaksjonen som et reduksjonsmiddel, blåsyre og saltsyre, samt kunstig flytende brensel. Matindustrien bruker den til å omdanne vegetabilske oljer til fast fett.
De kjemiske egenskapene og bruken av hydrogen i ulike prosesser for hydrogenering og hydrogenering av fett, kull, hydrokarboner, oljer og fyringsolje ble bestemt. Det brukes til å produsere edelstener, glødelamper og smi og sveise metallprodukter under påvirkning av en oksygen-hydrogenflamme.
Hydrogenatomet har den elektroniske formelen til det ytre (og eneste) elektronnivå 1 s 1 . På den ene siden, når det gjelder tilstedeværelsen av ett elektron på det ytre elektroniske nivået, ligner hydrogenatomet på alkalimetallatomer. Men akkurat som halogener trenger den bare ett elektron for å fylle det ytre elektroniske nivået, siden det første elektroniske nivået ikke kan inneholde mer enn 2 elektroner. Det viser seg at hydrogen kan plasseres samtidig i både den første og den nest siste (syvende) gruppen i det periodiske systemet, noe som noen ganger gjøres i forskjellige versjoner av det periodiske systemet:
Fra et synspunkt av egenskapene til hydrogen som et enkelt stoff, har det fortsatt mer til felles med halogener. Hydrogen er, som halogener, et ikke-metall og danner diatomiske molekyler (H 2) som dem.
Under normale forhold er hydrogen en gassformig, lavaktiv substans. Den lave aktiviteten til hydrogen forklares av den høye styrken til bindingene mellom hydrogenatomene i molekylet, hvis brudd krever enten sterk oppvarming eller bruk av katalysatorer, eller begge deler.
Interaksjon av hydrogen med enkle stoffer
med metaller
Av metaller reagerer hydrogen kun med alkali- og jordalkalimetaller! Alkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), og jordalkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe II, unntatt beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)
Ved interaksjon med aktive metaller utviser hydrogen oksiderende egenskaper, dvs. senker oksidasjonstilstanden. I dette tilfellet dannes hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaksjonen skjer ved oppvarming:
Det skal bemerkes at interaksjon med aktive metaller er det eneste tilfellet når molekylært hydrogen H2 er et oksidasjonsmiddel.
med ikke-metaller
Av ikke-metaller reagerer hydrogen kun med karbon, nitrogen, oksygen, svovel, selen og halogener!
Karbon skal forstås som grafitt eller amorft karbon, siden diamant er en ekstremt inert allotrop modifikasjon av karbon.
Når det samhandler med ikke-metaller, kan hydrogen bare utføre funksjonen til et reduksjonsmiddel, det vil si at det bare kan øke oksidasjonstilstanden:
Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer
med metalloksider
Hydrogen reagerer ikke med metalloksider som er i aktivitetsserien av metaller opp til aluminium (inklusive), men det er i stand til å redusere mange metalloksider til høyre for aluminium ved oppvarming:
med ikke-metalloksider
Av ikke-metalloksider reagerer hydrogen når det varmes opp med oksidene av nitrogen, halogener og karbon. Av alle interaksjonene mellom hydrogen og ikke-metalloksider, er det spesielt bemerkelsesverdig dets reaksjon med karbonmonoksid CO.
Blandingen av CO og H2 har til og med sitt eget navn - "syntesegass", siden, avhengig av forholdene, kan slike populære industrielle produkter som metanol, formaldehyd og til og med syntetiske hydrokarboner oppnås fra den:
med syrer
Hydrogen reagerer ikke med uorganiske syrer!
Av organiske syrer reagerer hydrogen bare med umettede syrer, så vel som med syrer som inneholder funksjonelle grupper som er i stand til å redusere med hydrogen, spesielt aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.
med salter
Når det gjelder vandige løsninger av salter, forekommer ikke deres interaksjon med hydrogen. Imidlertid, når hydrogen føres over faste salter av noen metaller med middels og lav aktivitet, er deres delvis eller fullstendig reduksjon mulig, for eksempel:
Kjemiske egenskaper til halogener
Halogener er de kjemiske elementene i gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At), samt de enkle stoffene de danner. Her og videre i teksten vil, med mindre annet er angitt, halogener forstås som enkle stoffer.
Alle halogener har en molekylær struktur, som bestemmer de lave smelte- og kokepunktene til disse stoffene. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. formelen deres kan skrives i generell form som Hal 2.
Det bør bemerkes en slik spesifikk fysisk egenskap av jod som dens evne til sublimering eller med andre ord, sublimering. Sublimering, er et fenomen der et stoff i fast tilstand ikke smelter ved oppvarming, men går utenom væskefasen og går umiddelbart over i gassform.
Den elektroniske strukturen til det ytre energinivået til et atom av et hvilket som helst halogen har formen ns 2 np 5, hvor n er nummeret på periodisk systemperiode der halogenet befinner seg. Som du kan se trenger halogenatomene bare ett elektron for å nå det ytre skallet med åtte elektroner. Fra dette er det logisk å anta de overveiende oksiderende egenskapene til frie halogener, noe som bekreftes i praksis. Som kjent avtar elektronegativiteten til ikke-metaller når man beveger seg nedover en undergruppe, og derfor reduseres aktiviteten til halogener i serien:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interaksjon av halogener med enkle stoffer
Alle halogener er svært reaktive stoffer og reagerer med de fleste enkle stoffer. Det skal imidlertid bemerkes at fluor, på grunn av sin ekstremt høye reaktivitet, kan reagere selv med de enkle stoffene som andre halogener ikke kan reagere med. Slike enkle stoffer inkluderer oksygen, karbon (diamant), nitrogen, platina, gull og noen edle gasser (xenon og krypton). De. faktisk, fluor reagerer ikke bare med enkelte edelgasser.
De resterende halogenene, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive enn fluor. De reagerer med nesten alle enkle stoffer bortsett fra oksygen, nitrogen, karbon i form av diamant, platina, gull og edle gasser.
Interaksjon av halogener med ikke-metaller
hydrogen
Når alle halogener interagerer med hydrogen, dannes de hydrogenhalogenider med den generelle formelen HHal. I dette tilfellet begynner reaksjonen av fluor med hydrogen spontant selv i mørket og fortsetter med en eksplosjon i samsvar med ligningen:
Reaksjonen av klor med hydrogen kan initieres av intens ultrafiolett bestråling eller varme. Fortsetter også med eksplosjon:
Brom og jod reagerer med hydrogen bare ved oppvarming, og samtidig er reaksjonen med jod reversibel:
fosfor
Samspillet mellom fluor og fosfor fører til oksidasjon av fosfor til høyeste oksidasjonstilstand (+5). I dette tilfellet dannes fosforpentafluorid:
Når klor og brom interagerer med fosfor, er det mulig å oppnå fosforhalogenider både i oksidasjonstilstanden + 3 og i oksidasjonstilstanden +5, som avhenger av proporsjonene av de reagerende stoffene:
Dessuten, i tilfellet med hvitt fosfor i en atmosfære av fluor, klor eller flytende brom, begynner reaksjonen spontant.
Interaksjonen mellom fosfor og jod kan føre til dannelsen av bare fosfortriodid på grunn av dets betydelig lavere oksidasjonsevne enn andre halogener:
grå
Fluor oksiderer svovel til høyeste oksidasjonstilstand +6, og danner svovelheksafluorid:
Klor og brom reagerer med svovel og danner forbindelser som inneholder svovel i oksidasjonstilstandene +1 og +2, noe som er ekstremt uvanlig for det. Disse interaksjonene er veldig spesifikke, og for å bestå Unified State Exam i kjemi er det ikke nødvendig å skrive ligninger for disse interaksjonene. Derfor er de følgende tre ligningene gitt som referanse:
Samspill mellom halogener og metaller
Som nevnt ovenfor, er fluor i stand til å reagere med alle metaller, selv slike inaktive som platina og gull:
De resterende halogenene reagerer med alle metaller unntatt platina og gull:
Reaksjoner av halogener med komplekse stoffer
Substitusjonsreaksjoner med halogener
Mer aktive halogener, dvs. de kjemiske elementene som er plassert høyere i det periodiske systemet er i stand til å fortrenge mindre aktive halogener fra hydrohalogenidsyrene og metallhalogenidene de danner:
På samme måte fortrenger brom og jod svovel fra løsninger av sulfider og/eller hydrogensulfid:
Klor er et sterkere oksidasjonsmiddel og oksiderer hydrogensulfid i den vandige løsningen ikke til svovel, men til svovelsyre:
Reaksjon av halogener med vann
Vann brenner i fluor med en blå flamme i samsvar med reaksjonsligningen:
Brom og klor reagerer annerledes med vann enn fluor. Hvis fluor fungerte som et oksidasjonsmiddel, er klor og brom uforholdsmessige i vann, og danner en blanding av syrer. I dette tilfellet er reaksjonene reversible:
Samspillet mellom jod og vann skjer i en så ubetydelig grad at det kan neglisjeres og det kan antas at reaksjonen ikke skjer i det hele tatt.
Interaksjon av halogener med alkaliske løsninger
Fluor, når det interagerer med en vandig alkaliløsning, fungerer igjen som et oksidasjonsmiddel:
Evnen til å skrive denne ligningen er ikke nødvendig for å bestå Unified State-eksamenen. Det er nok å vite fakta om muligheten for en slik interaksjon og den oksidative rollen til fluor i denne reaksjonen.
I motsetning til fluor er andre halogener i alkaliløsninger uforholdsmessige, det vil si at de øker og reduserer oksidasjonstilstanden samtidig. Dessuten, i tilfelle av klor og brom, avhengig av temperaturen, er strømning i to forskjellige retninger mulig. Spesielt i kulde fortsetter reaksjonene som følger:
og ved oppvarming:
Jod reagerer med alkalier utelukkende i henhold til det andre alternativet, dvs. med dannelsen av jodat, fordi hypojoditt er ikke stabil ikke bare ved oppvarming, men også ved vanlige temperaturer og til og med i kulde.
La oss se på hva hydrogen er. De kjemiske egenskapene og produksjonen til dette ikke-metallet studeres i uorganisk kjemikurs på skolen. Det er dette elementet som leder Mendeleevs periodiske system, og fortjener derfor en detaljert beskrivelse.
Kort informasjon om åpning av et element
Før vi ser på de fysiske og kjemiske egenskapene til hydrogen, la oss finne ut hvordan dette viktige elementet ble funnet.
Kjemikere som arbeidet i det sekstende og syttende århundre nevnte gjentatte ganger i sine skrifter den brennbare gassen som frigjøres når syrer blir utsatt for aktive metaller. I andre halvdel av det attende århundre klarte G. Cavendish å samle inn og analysere denne gassen, og ga den navnet «brennbar gass».
De fysiske og kjemiske egenskapene til hydrogen ble ikke studert på den tiden. Først på slutten av det attende århundre var A. Lavoisier i stand til å fastslå gjennom analyse at denne gassen kunne oppnås ved å analysere vann. Litt senere begynte han å kalle det nye elementet hydrogen, som oversatt betyr "å føde vann." Hydrogen skylder sitt moderne russiske navn til M. F. Solovyov.
Å være i naturen
De kjemiske egenskapene til hydrogen kan kun analyseres basert på dets forekomst i naturen. Dette elementet er tilstede i hydro- og litosfæren, og er også en del av mineraler: naturgass, torv, olje, kull, oljeskifer. Det er vanskelig å forestille seg en voksen som ikke ville vite at hydrogen er en del av vann.
I tillegg finnes dette ikke-metallet i dyrekropper i form av nukleinsyrer, proteiner, karbohydrater og fett. På planeten vår finnes dette elementet i fri form ganske sjelden, kanskje bare i naturlig og vulkansk gass.
I form av plasma utgjør hydrogen omtrent halvparten av massen av stjerner og Solen, og er også en del av den interstellare gassen. For eksempel, i fri form, så vel som i form av metan og ammoniakk, er dette ikke-metallet tilstede i kometer og til og med noen planeter.
Fysiske egenskaper
Før vi vurderer de kjemiske egenskapene til hydrogen, merker vi at under normale forhold er det et gassformig stoff som er lettere enn luft, og har flere isotopiske former. Det er nesten uløselig i vann og har høy varmeledningsevne. Protium, som har et massetall på 1, regnes som den letteste formen. Tritium, som har radioaktive egenskaper, dannes i naturen fra atmosfærisk nitrogen når nevroner utsetter det for UV-stråler.
Funksjoner av strukturen til molekylet
For å vurdere de kjemiske egenskapene til hydrogen og reaksjonene som er karakteristiske for det, la oss dvele ved egenskapene til strukturen. Dette diatomiske molekylet inneholder en kovalent ikke-polar kjemisk binding. Dannelsen av atomært hydrogen er mulig gjennom samspillet mellom aktive metaller og sure løsninger. Men i denne formen kan dette ikke-metallet bare eksistere i en kort periode, det rekombineres nesten umiddelbart til en molekylær form.
Kjemiske egenskaper
La oss vurdere de kjemiske egenskapene til hydrogen. I de fleste av forbindelsene som dette kjemiske elementet danner, viser det en oksidasjonstilstand på +1, noe som gjør det likt aktive (alkali)metaller. De viktigste kjemiske egenskapene til hydrogen som karakteriserer det som et metall:
- interaksjon med oksygen for å danne vann;
- reaksjon med halogener, ledsaget av dannelsen av hydrogenhalogenid;
- produserer hydrogensulfid ved å kombinere med svovel.
Nedenfor er ligningen for reaksjoner som karakteriserer de kjemiske egenskapene til hydrogen. Vær oppmerksom på at som et ikke-metall (med oksidasjonstilstand -1) virker det bare i reaksjon med aktive metaller, og danner tilsvarende hydrider med dem.
Hydrogen ved vanlige temperaturer reagerer inaktivt med andre stoffer, så de fleste reaksjoner skjer først etter forvarming.
La oss dvele mer detaljert på noen av de kjemiske interaksjonene til elementet som leder Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer.
Reaksjonen av vanndannelse er ledsaget av frigjøring av 285.937 kJ energi. Ved forhøyede temperaturer (mer enn 550 grader Celsius) er denne prosessen ledsaget av en sterk eksplosjon.
Blant de kjemiske egenskapene til hydrogengass som har funnet betydelig anvendelse i industrien, er dens interaksjon med metalloksider av interesse. Det er gjennom katalytisk hydrogenering at metalloksider i moderne industri behandles, for eksempel isoleres rent metall fra jernbelegg (blandet jernoksid). Denne metoden muliggjør effektiv resirkulering av skrapmetall.
Ammoniakksyntese, som involverer interaksjon av hydrogen med luftnitrogen, er også etterspurt i den moderne kjemiske industrien. Blant betingelsene for denne kjemiske interaksjonen noterer vi trykk og temperatur.
Konklusjon
Det er hydrogen som er et lavaktivt kjemisk stoff under normale forhold. Når temperaturen stiger, øker aktiviteten betydelig. Dette stoffet er etterspurt i organisk syntese. For eksempel kan hydrogenering redusere ketoner til sekundære alkoholer og omdanne aldehyder til primære alkoholer. I tillegg er det ved hydrogenering mulig å omdanne umettede hydrokarboner av etylen- og acetylenklassen til mettede forbindelser av metanserien. Hydrogen regnes med rette som et enkelt stoff som etterspørres i moderne kjemisk produksjon.
Hydrogen ble oppdaget i andre halvdel av 1700-tallet av den engelske vitenskapsmannen innen fysikk og kjemi G. Cavendish. Han klarte å isolere stoffet i sin rene tilstand, begynte å studere det og beskrev dets egenskaper.
Dette er historien om oppdagelsen av hydrogen. Under forsøkene slo forskeren fast at det er en brennbar gass, hvis forbrenning i luften produserer vann. Dette førte til bestemmelsen av den kvalitative sammensetningen av vann.
Hva er hydrogen
Den franske kjemikeren A. Lavoisier annonserte først hydrogen som et enkelt stoff i 1784, siden han bestemte at molekylet inneholder atomer av samme type.
Navnet på det kjemiske elementet på latin høres ut som hydrogenium (les "hydrogenium"), som betyr "vanngivende." Navnet refererer til forbrenningsreaksjonen som produserer vann.
Kjennetegn på hydrogen
Betegnelse på hydrogen N. Mendeleev tildelte det første atomnummeret til dette kjemiske elementet, og plasserte det i hovedundergruppen til den første gruppen og den første perioden og betinget i hovedundergruppen til den syvende gruppen.
Atomvekten (atommassen) til hydrogen er 1,00797. Molekylvekten til H2 er 2a. e. Molarmassen er numerisk lik den.
Det er representert av tre isotoper som har et spesielt navn: det vanligste protium (H), tungt deuterium (D), radioaktivt tritium (T).
Det er det første elementet som kan deles helt opp i isotoper på en enkel måte. Det er basert på den høye forskjellen i masse av isotoper. Prosessen ble først utført i 1933. Dette forklares med at det først i 1932 ble oppdaget en isotop med masse 2.
Fysiske egenskaper
Under normale forhold er det enkle stoffet hydrogen i form av diatomiske molekyler en gass, fargeløs, smakløs og luktfri. Lite løselig i vann og andre løsemidler.
Krystallisasjonstemperatur - 259,2 o C, kokepunkt - 252,8 o C. Diameteren til hydrogenmolekyler er så liten at de har evnen til å sakte diffundere gjennom en rekke materialer (gummi, glass, metaller). Denne egenskapen brukes når det er nødvendig å rense hydrogen fra gassformige urenheter. Når n. u. hydrogen har en tetthet på 0,09 kg/m3.
Er det mulig å omdanne hydrogen til et metall analogt med elementene i den første gruppen? Forskere har funnet ut at hydrogen, under forhold når trykket nærmer seg 2 millioner atmosfærer, begynner å absorbere infrarøde stråler, noe som indikerer polariseringen av molekylene til stoffet. Kanskje, ved enda høyere trykk, vil hydrogen bli et metall.
Dette er interessant: det er en antagelse om at på de gigantiske planetene, Jupiter og Saturn, finnes hydrogen i form av et metall. Det antas at metallisk fast hydrogen også er tilstede i jordens kjerne, på grunn av det ultrahøye trykket som skapes av jordkappen.
Kjemiske egenskaper
Både enkle og komplekse stoffer inngår kjemisk interaksjon med hydrogen. Men den lave aktiviteten til hydrogen må økes ved å skape passende forhold - øke temperaturen, bruke katalysatorer, etc.
Ved oppvarming reagerer enkle stoffer som oksygen (O 2), klor (Cl 2), nitrogen (N 2), svovel (S) med hydrogen.
Hvis du tenner rent hydrogen i enden av et gassutløpsrør i luft, vil det brenne jevnt, men knapt merkbart. Hvis du plasserer gassutløpsrøret i en atmosfære av rent oksygen, vil forbrenningen fortsette med dannelse av vanndråper på karets vegger, som et resultat av reaksjonen:
Forbrenningen av vann er ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme. Det er en eksoterm sammensatt reaksjon der hydrogen oksideres av oksygen for å danne oksidet H 2 O. Det er også en redoksreaksjon der hydrogen oksideres og oksygen reduseres.
Reaksjonen med Cl 2 skjer på samme måte for å danne hydrogenklorid.
Samspillet mellom nitrogen og hydrogen krever høy temperatur og høyt trykk, samt tilstedeværelse av en katalysator. Resultatet er ammoniakk.
Som et resultat av reaksjonen med svovel dannes hydrogensulfid, hvis gjenkjennelse lettes av den karakteristiske lukten av råtne egg.
Oksydasjonstilstanden til hydrogen i disse reaksjonene er +1, og i hydridene beskrevet nedenfor - 1.
Ved reaksjon med noen metaller dannes det hydrider, for eksempel natriumhydrid - NaH. Noen av disse komplekse forbindelsene brukes som drivstoff for raketter, så vel som i termonukleær kraft.
Hydrogen reagerer også med stoffer fra komplekskategorien. For eksempel med kobber(II)oksid, formel CuO. For å utføre reaksjonen føres kobberhydrogen over oppvarmet pulverisert kobber(II)oksid. Under interaksjonen endrer reagenset farge og blir rødbrun, og vanndråper legger seg på de kalde veggene i reagensrøret.
Hydrogen oksideres under reaksjonen, og danner vann, og kobber reduseres fra oksid til et enkelt stoff (Cu).
Bruksområder
Hydrogen er av stor betydning for mennesker og brukes på en rekke områder:
- I kjemisk produksjon er det råvarer, i andre næringer er det drivstoff. Petrokjemiske og oljeraffineringsbedrifter kan ikke klare seg uten hydrogen.
- I elkraftindustrien fungerer dette enkle stoffet som et kjølemiddel.
- I jernholdig og ikke-jernholdig metallurgi spiller hydrogen rollen som et reduksjonsmiddel.
- Dette bidrar til å skape et inert miljø når du pakker produkter.
- Farmasøytisk industri - bruker hydrogen som reagens i produksjonen av hydrogenperoksid.
- Værballonger er fylt med denne lette gassen.
- Dette elementet er også kjent som en drivstoffredusering for rakettmotorer.
Forskere spår enstemmig at hydrogendrivstoff vil ta ledelsen i energisektoren.
Kvittering i industrien
I industrien produseres hydrogen ved elektrolyse, som utsettes for klorider eller hydroksider av alkalimetaller oppløst i vann. Det er også mulig å få hydrogen direkte fra vann ved hjelp av denne metoden.
Omdannelsen av koks eller metan med vanndamp brukes til disse formålene. Nedbryting av metan ved høye temperaturer gir også hydrogen. Flytendegjøring av koksovnsgass ved fraksjoneringsmetoden brukes også til industriell produksjon av hydrogen.
Fås i laboratoriet
I laboratoriet brukes et Kipp-apparat for å produsere hydrogen.
Reagensene er salt- eller svovelsyre og sink. Reaksjonen gir hydrogen.
Finne hydrogen i naturen
Hydrogen er mer vanlig enn noe annet grunnstoff i universet. Hovedtyngden av stjerner, inkludert solen, og andre kosmiske kropper er hydrogen.
I jordskorpen er det bare 0,15 %. Det er tilstede i mange mineraler, i alle organiske stoffer, så vel som i vann, som dekker 3/4 av overflaten på planeten vår.
Spor av rent hydrogen kan finnes i den øvre atmosfæren. Det finnes også i en rekke brennbare naturgasser.
Gassformig hydrogen er det minst tette, og flytende hydrogen er det tetteste stoffet på planeten vår. Ved hjelp av hydrogen kan du endre klangfargen på stemmen din hvis du inhalerer den og snakker mens du puster ut.
Den kraftigste hydrogenbomben er basert på spaltningen av det letteste atomet.