Vandenilis – kas tai yra medžiaga? Cheminės ir fizikinės vandenilio savybės. Cheminės vandenilio savybės: savybės ir taikymas Vandenilio chemija kviečia phtml
Pažiūrėkime, kas yra vandenilis. Šio nemetalo cheminės savybės ir gamyba mokomasi neorganinės chemijos kurse mokykloje. Būtent šis elementas vadovauja periodinei Mendelejevo sistemai, todėl nusipelno išsamaus aprašymo.
Trumpa informacija apie elemento atidarymą
Prieš nagrinėdami fizines ir chemines vandenilio savybes, išsiaiškinkime, kaip buvo rastas šis svarbus elementas.
Chemikai, dirbę XVI–XVII amžiuje, savo raštuose ne kartą minėjo degiąsias dujas, kurios išsiskiria rūgštims veikiant aktyviais metalais. XVIII amžiaus antroje pusėje G. Cavendishas sugebėjo surinkti ir išanalizuoti šias dujas, suteikdamas joms pavadinimą „degiosios dujos“.
Fizinės ir cheminės vandenilio savybės tuo metu nebuvo tiriamos. Tik XVIII amžiaus pabaigoje A. Lavoisier pavyko analizės būdu nustatyti, kad šias dujas galima gauti analizuojant vandenį. Kiek vėliau naująjį elementą jis pradėjo vadinti vandeniliu, o tai reiškia „vandens gimdymą“. Vandenilis savo šiuolaikinį rusišką pavadinimą skolingas M. F. Solovjovui.
Buvimas gamtoje
Cheminės vandenilio savybės gali būti analizuojamos tik remiantis jo gausa gamtoje. Šis elementas yra hidro- ir litosferoje, taip pat yra mineralų dalis: gamtinės ir susijusios dujos, durpės, nafta, anglis, naftingieji skalūnai. Sunku įsivaizduoti suaugusį žmogų, kuris nežinotų, kad vandenilis yra neatsiejama vandens dalis.
Be to, šis nemetalas randamas gyvūnų organizmuose 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, amoniako pavidalu, šio nemetalo yra kometose ir net kai kuriose planetose.
Fizinės savybės
Prieš nagrinėdami vandenilio chemines savybes, pažymime, kad normaliomis sąlygomis tai yra dujinė medžiaga, lengvesnė už orą, turinti keletą izotopinių formų. Jis beveik netirpsta vandenyje ir turi didelį šilumos laidumą. Protium, kurio masės skaičius yra 1, laikomas lengviausia forma. Radioaktyviųjų savybių turintis tritis gamtoje susidaro iš atmosferos azoto, kai neuronai jį veikia UV spinduliais.
Molekulės sandaros ypatumai
Norėdami panagrinėti vandenilio chemines savybes, jam būdingas reakcijas, apsistokime ties jo struktūros ypatumais. Ši dviatomė molekulė turi kovalentinį nepolinį cheminį ryšį. Aktyviems metalams sąveikaujant su rūgščių tirpalais galimas atominio vandenilio susidarymas. Tačiau tokioje formoje šis nemetalas gali egzistuoti tik nereikšmingą laiką, beveik iš karto rekombinuojasi į molekulinę formą.
Cheminės savybės
Apsvarstykite chemines vandenilio savybes. Daugumoje junginių, kuriuos sudaro šis cheminis elementas, jo oksidacijos būsena yra +1, todėl jis panašus į aktyvius (šarminius) metalus. Pagrindinės vandenilio cheminės savybės, apibūdinančios jį kaip metalą:
- sąveika su deguonimi susidaro vanduo;
- reakcija su halogenais, lydima vandenilio halogeno susidarymo;
- sieros vandenilio gamyba, kai ji derinama su siera.
Žemiau yra reakcijos lygtis, apibūdinanti vandenilio chemines savybes. Atkreipiame dėmesį į tai, kad kaip nemetalas (oksidacijos būsena -1), jis veikia tik reaguodamas su aktyviais metalais, sudarydamas su jais atitinkamus hidridus.
Įprastoje temperatūroje vandenilis aktyviai nesąveikauja su kitomis medžiagomis, todėl dauguma reakcijų vyksta tik pakaitinus.
Išsamiau pakalbėkime apie kai kurias chemines sąveikas elemento, kuris vadovauja periodinei Mendelejevo cheminių elementų sistemai.
Vandens susidarymo reakciją lydi 285,937 kJ energijos išsiskyrimas. Esant aukštesnei temperatūrai (daugiau nei 550 laipsnių Celsijaus), šį procesą lydi stiprus sprogimas.
Tarp tų cheminių dujinio vandenilio savybių, kurios buvo plačiai pritaikytos pramonėje, įdomi jo sąveika su metalų oksidais. Šiuolaikinėje pramonėje metalų oksidai yra apdorojami katalizinio hidrinimo būdu, pavyzdžiui, grynas metalas išskiriamas iš geležies nuosėdų (mišrus geležies oksidas). Šis metodas leidžia efektyviai apdoroti metalo laužą.
Amoniako sintezė, apimanti vandenilio sąveiką su atmosferos azotu, taip pat yra paklausi šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Tarp šios cheminės sąveikos sąlygų pažymime slėgį ir temperatūrą.
Išvada
Tai vandenilis, kuris normaliomis sąlygomis yra neaktyvi cheminė medžiaga. Kylant temperatūrai jo aktyvumas žymiai padidėja. Ši medžiaga yra paklausa organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, hidrinant ketonus galima redukuoti į antrinius alkoholius, o aldehidus paversti pirminiais alkoholiais. Be to, hidrinant, etileno ir acetileno klasių nesotieji angliavandeniliai gali būti paverčiami sočiaisiais metano serijos junginiais. Vandenilis pagrįstai laikomas paprasta medžiaga, kuri yra paklausi šiuolaikinėje chemijos gamyboje.
Vandenilis H yra cheminis elementas, vienas labiausiai paplitusių mūsų visatoje. Vandenilio, kaip elemento medžiagų sudėtyje, masė sudaro 75% viso kito tipo atomų kiekio. Jis įtrauktas į svarbiausią ir gyvybiškai svarbų ryšį planetoje – vandenį. Išskirtinis vandenilio bruožas yra ir tai, kad jis yra pirmasis elementas periodinėje D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistemoje.
Atradimas ir tyrinėjimas
Pirmosios nuorodos į vandenilį Paracelso raštuose datuojamos XVI a. Tačiau jo izoliaciją nuo oro dujų mišinio ir degių savybių tyrimą jau XVII amžiuje atliko mokslininkas Lemery. Vandenilį nuodugniai ištyrė anglų chemikas, fizikas ir gamtininkas, kuris eksperimentiškai įrodė, kad vandenilio masė yra mažiausia, palyginti su kitomis dujomis. Vėlesniuose mokslo vystymosi etapuose su juo dirbo daug mokslininkų, ypač Lavoisier, kuris jį pavadino „vandens gimdymu“.
Būdinga pagal pareigas PSCE
Elementas, atidarantis periodinę D. I. Mendelejevo lentelę, yra vandenilis. Fizinės ir cheminės atomo savybės rodo tam tikrą dvilypumą, nes vandenilis tuo pačiu metu priskiriamas pirmajai grupei, pagrindiniam pogrupiui, jei jis elgiasi kaip metalas ir cheminės reakcijos procese atiduoda vieną elektroną. septinta - visiškai užpildžius valentinį apvalkalą, tai yra, neigiamą dalelę, kuri ją apibūdina kaip panašią į halogenus.
Elemento elektroninės struktūros ypatybės
Sudėtingų medžiagų, į kurias jis įtrauktas, ir paprasčiausios medžiagos H 2 savybes pirmiausia lemia elektroninė vandenilio konfigūracija. Dalelė turi vieną elektroną, kurio Z= (-1), kuris sukasi savo orbita aplink branduolį, kuriame yra vienas protonas, kurio masė vienetinė ir teigiamas krūvis (+1). Jo elektroninė konfigūracija parašyta kaip 1s 1, o tai reiškia vienos neigiamos dalelės buvimą pačioje pirmoje ir vienintelėje vandenilio s orbitoje.
Kai elektronas atsiskiria arba atiduodamas, o šio elemento atomas turi tokią savybę, kad yra susijęs su metalais, gaunamas katijonas. Tiesą sakant, vandenilio jonas yra teigiama elementarioji dalelė. Todėl vandenilis, kuriame nėra elektrono, tiesiog vadinamas protonu.
Fizinės savybės
Trumpai apibūdinant vandenilį, tai bespalvės, mažai tirpios dujos, kurių santykinė atominė masė yra 2, 14,5 karto lengvesnės už orą, suskystinimo temperatūra –252,8 laipsnio Celsijaus.
Iš patirties galima lengvai pastebėti, kad H2 yra lengviausias. Norėdami tai padaryti, pakanka užpildyti tris kamuoliukus įvairiomis medžiagomis - vandeniliu, anglies dioksidu, paprastu oru - ir vienu metu paleisti juos iš rankos. Tas, kuris užpildytas CO 2, greičiau nei bet kas pasieks žemę, po to kris pripūstas oro mišinio, o turintis H 2 pakils iki lubų.
Maža vandenilio dalelių masė ir dydis pateisina jo gebėjimą prasiskverbti per įvairias medžiagas. To paties rutulio pavyzdyje tai nesunku patikrinti, po poros dienų jis pats išsikraus, nes dujos tiesiog praeis per gumą. Taip pat vandenilis gali kauptis kai kurių metalų (paladžio ar platinos) struktūroje, o kylant temperatūrai iš jo išgaruoti.
Mažo vandenilio tirpumo savybė naudojama laboratorinėje praktikoje, norint jį išskirti vandenilio išstūmimo metodu (toliau pateiktoje lentelėje pateikiami pagrindiniai parametrai) nustato jo taikymo sritį ir gamybos būdus.
| Paprastos medžiagos atomo ar molekulės parametras | Reikšmė |
| Atominė masė (molinė masė) | 1,008 g/mol |
| Elektroninė konfigūracija | 1s 1 |
| Kristalinė ląstelė | Šešiakampis |
| Šilumos laidumas | (300 K) 0,1815 W/(m K) |
| Tankis ties n. y. | 0,08987 g/l |
| Virimo temperatūra | -252,76°C |
| Savitoji degimo šiluma | 120,9 10 6 J/kg |
| Lydymosi temperatūra | -259,2°C |
| Tirpumas vandenyje | 18,8 ml/l |
Izotopinė sudėtis
Kaip ir daugelis kitų periodinės cheminių elementų sistemos atstovų, vandenilis turi keletą natūralių izotopų, tai yra atomų, kurių branduolyje yra tiek pat protonų, bet skirtingą neutronų skaičių – daleles, kurių įkrovimas nulinis ir masės vienetas. Panašių savybių turinčių atomų pavyzdžiai yra deguonis, anglis, chloras, bromas ir kiti, įskaitant radioaktyvius.
Fizinės vandenilio 1 H savybės, labiausiai paplitusios iš šios grupės atstovų, labai skiriasi nuo tų pačių analogų savybių. Visų pirma skiriasi medžiagų, į kurias jos įtrauktos, savybės. Taigi, yra paprastas ir deuteruotas vanduo, kurio sudėtyje vietoj vandenilio atomo su vienu protonu yra deuterio 2 H - jo izotopas su dviem elementariomis dalelėmis: teigiama ir neįkrauta. Šis izotopas yra dvigubai sunkesnis už paprastą vandenilį, o tai paaiškina esminį jų sudarytų junginių savybių skirtumą. Gamtoje deuteris yra 3200 kartų retesnis nei vandenilis. Trečiasis atstovas yra tritis 3 H, jo branduolyje yra du neutronai ir vienas protonas.
Gavimo ir išskyrimo būdai
Laboratoriniai ir pramoniniai metodai labai skiriasi. Taigi nedideliais kiekiais dujos daugiausia gaunamos per reakcijas, kuriose dalyvauja mineralai, o didelio masto gamyboje labiau naudojama organinė sintezė.
Laboratorijoje naudojamos šios cheminės sąveikos:
Pramonės tikslais dujos gaunamos tokiais būdais kaip:
- Terminis metano skilimas esant katalizatoriui iki jo sudedamųjų dalių paprastosios medžiagos (350 laipsnių pasiekia tokio rodiklio reikšmę kaip temperatūra) - vandenilį H 2 ir anglies C.
- Garų vandens praleidimas per koksą 1000 laipsnių Celsijaus temperatūroje, susidarant anglies dioksidui CO 2 ir H 2 (labiausiai paplitęs metodas).
- Dujinio metano pavertimas nikelio katalizatoriumi, kai temperatūra siekia 800 laipsnių.
- Vandenilis yra kalio arba natrio chloridų vandeninių tirpalų elektrolizės šalutinis produktas.
Cheminė sąveika: bendrosios nuostatos
Vandenilio fizinės savybės daugiausia paaiškina jo elgesį reakcijos procesuose su vienu ar kitu junginiu. Vandenilio valentingumas yra 1, nes periodinėje lentelėje jis yra pirmoje grupėje, o oksidacijos laipsnis rodo kitą. Visuose junginiuose, išskyrus hidridus, vandenilis s.o. = (1+), tokiose molekulėse kaip XH, XH2, XH3 - (1-).
Vandenilio dujų molekulė, susidariusi sukūrus apibendrintą elektronų porą, susideda iš dviejų atomų ir yra gana stabili energetiškai, todėl normaliomis sąlygomis ji yra šiek tiek inertiška ir, pasikeitus normalioms sąlygoms, patenka į reakcijas. Priklausomai nuo vandenilio oksidacijos laipsnio kitų medžiagų sudėtyje, jis gali veikti ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius.
Medžiagos, su kuriomis reaguoja ir susidaro vandenilis
Elementų sąveika formuojant sudėtingas medžiagas (dažnai aukštesnėje temperatūroje):
- Šarminis ir šarminis žemės metalas + vandenilis = hidridas.
- Halogenas + H 2 = vandenilio halogenidas.
- Siera + vandenilis = vandenilio sulfidas.
- Deguonis + H 2 = vanduo.
- Anglis + vandenilis = metanas.
- Azotas + H 2 = amoniakas.
Sąveika su sudėtingomis medžiagomis:
- Sintezės dujų gavimas iš anglies monoksido ir vandenilio.
- Metalų atgavimas iš jų oksidų naudojant H 2 .
- Nesočiųjų alifatinių angliavandenilių prisotinimas vandeniliu.
vandenilinė jungtis
Vandenilio fizinės savybės yra tokios, kad, kai jis yra sujungtas su elektronegatyviu elementu, jis leidžia sudaryti specialų ryšį su tuo pačiu atomu iš kaimyninių molekulių, turinčių nepasidalijusias elektronų poras (pavyzdžiui, deguonies, azoto ir fluoro). Aiškiausias pavyzdys, kuriuo remiantis geriau apsvarstyti tokį reiškinį, yra vanduo. Galima sakyti, kad jis susiūtas vandeniliniais ryšiais, kurie yra silpnesni nei kovalentiniai ar joniniai, tačiau dėl to, kad jų yra daug, jie turi didelę įtaką medžiagos savybėms. Iš esmės vandenilio jungtis yra elektrostatinė sąveika, kuri sujungia vandens molekules į dimerus ir polimerus, todėl kyla aukšta virimo temperatūra.
Vandenilis mineralinių junginių sudėtyje
Visuose yra protonas – atomo, pavyzdžiui, vandenilio, katijonas. Medžiaga, kurios rūgšties liekanos oksidacijos laipsnis yra didesnis nei (-1), vadinama daugiabaziu junginiu. Jame yra keli vandenilio atomai, todėl disociacija vandeniniuose tirpaluose yra daugiapakopė. Kiekvienas paskesnis protonas vis sunkiau atsiskiria nuo likusios rūgšties. Pagal kiekybinį vandenilių kiekį terpėje nustatomas jos rūgštingumas.
Taikymas žmogaus veikloje
Balionai su medžiaga, taip pat indai su kitomis suskystintomis dujomis, pavyzdžiui, deguonimi, turi specifinę išvaizdą. Jie nudažyti tamsiai žaliai su ryškiai raudonu užrašu „Hydrogen“. Dujos į balioną pumpuojamos esant maždaug 150 atmosferų slėgiui. Vandenilio fizinės savybės, ypač dujinės agregacijos būsenos lengvumas, naudojamos balionams, balionams ir pan., sumaišytam su heliu, užpildyti.
Vandenilis, kurio fizines ir chemines savybes žmonės išmoko naudoti prieš daugelį metų, šiuo metu naudojamas daugelyje pramonės šakų. Didžioji jo dalis skiriama amoniako gamybai. Taip pat vandenilis dalyvauja (hafnis, germanis, galis, silicis, molibdenas, volframas, cirkonis ir kt.) iš oksidų, reakcijoje veikiančių kaip reduktorius, vandenilio cianido ir druskos rūgštys, taip pat dirbtinis skystasis kuras. Maisto pramonė jį naudoja augaliniams aliejams paversti kietais riebalais.
Nustatėme vandenilio chemines savybes ir panaudojimą įvairiuose riebalų, anglių, angliavandenilių, alyvų ir mazuto hidrinimo ir hidrinimo procesuose. Jo pagalba gaminami brangakmeniai, kaitrinės lempos, deguonies-vandenilio liepsnos įtakoje kalami ir virinami metalo gaminiai.
Vandenilį XVIII amžiaus antroje pusėje atrado anglų mokslininkas fizikos ir chemijos srityje G. Cavendishas. Jis sugebėjo išskirti gryną medžiagą, pradėjo ją tyrinėti ir apibūdino jos savybes.
Tokia yra vandenilio atradimo istorija. Eksperimentų metu mokslininkas nustatė, kad tai yra degios dujos, kurioms degant ore gaunamas vanduo. Tai leido nustatyti kokybinę vandens sudėtį.
Kas yra vandenilis
Vandenilį, kaip paprastą medžiagą, 1784 m. pirmą kartą paskelbė prancūzų chemikas A. Lavoisier, nes jis nustatė, kad jo molekulėje yra to paties tipo atomų.
Cheminio elemento pavadinimas lotyniškai skamba kaip hydrogenium (skaitykite „hydrogenium“), o tai reiškia „vandens gimdymas“. Pavadinimas nurodo degimo reakciją, kurios metu susidaro vanduo.
Vandenilio apibūdinimas
Vandenilio žymėjimas N. Mendelejevas šiam cheminiam elementui suteikė pirmąjį eilės numerį, įtraukdamas jį į pirmosios grupės pagrindinį pogrupį ir pirmąjį periodą bei sąlyginai į septintos grupės pagrindinį pogrupį.
Vandenilio atominė masė (atominė masė) yra 1,00797. H 2 molekulinė masė yra 2 a. e. Molinė masė skaičiais lygi jai.
Jį atstovauja trys izotopai, turintys specialų pavadinimą: labiausiai paplitęs protis (H), sunkusis deuteris (D) ir radioaktyvusis tritis (T).
Tai pirmasis elementas, kurį paprastai galima visiškai atskirti į izotopus. Jis pagrįstas dideliu izotopų masės skirtumu. Šis procesas pirmą kartą buvo atliktas 1933 m. Tai paaiškinama tuo, kad tik 1932 metais buvo aptiktas 2 masės izotopas.
Fizinės savybės
Įprastomis sąlygomis paprasta medžiaga vandenilis dviatomių molekulių pavidalu yra bespalvės dujos, neturinčios skonio ir kvapo. Šiek tiek tirpsta vandenyje ir kituose tirpikliuose.
Kristalizacijos temperatūra - 259,2 o C, virimo temperatūra - 252,8 o C. Vandenilio molekulių skersmuo yra toks mažas, kad jos gali lėtai sklisti per daugybę medžiagų (gumos, stiklo, metalų). Ši savybė naudojama, kai reikia išvalyti vandenilį nuo dujinių priemaišų. Prie n. y. vandenilio tankis yra 0,09 kg/m3.
Ar galima vandenilį paversti metalu pagal analogiją su elementais, esančiais pirmoje grupėje? Mokslininkai nustatė, kad vandenilis, esant sąlygoms, kai slėgis artėja prie 2 milijonų atmosferų, pradeda sugerti infraraudonuosius spindulius, o tai rodo medžiagos molekulių poliarizaciją. Galbūt esant dar didesniam slėgiui, vandenilis taps metalu.
Tai yra įdomu: Yra prielaida, kad milžiniškose planetose Jupiteris ir Saturnas vandenilis yra metalo pavidalu. Daroma prielaida, kad metalinio kieto vandenilio yra ir žemės šerdies sudėtyje dėl žemės mantijos sukuriamo itin didelio slėgio.
Cheminės savybės
Tiek paprastos, tiek sudėtingos medžiagos chemiškai sąveikauja su vandeniliu. Bet mažą vandenilio aktyvumą reikia didinti sukuriant atitinkamas sąlygas – keliant temperatūrą, naudojant katalizatorius ir pan.
Kaitinant, su vandeniliu reaguoja paprastos medžiagos, tokios kaip deguonis (O 2), chloras (Cl 2), azotas (N 2), siera (S).
Jei padegsite gryną vandenilį dujų vamzdžio gale ore, jis degs tolygiai, bet vos pastebimai. Tačiau jei dujų išleidimo vamzdis dedamas į gryno deguonies atmosferą, degimas tęsis ir ant indo sienelių susidarys vandens lašai dėl reakcijos:
Vandens degimą lydi didelis šilumos kiekis. Tai egzoterminė junginio reakcija, kurios metu vandenilis oksiduojamas deguonimi ir susidaro oksidas H 2 O. Tai taip pat redokso reakcija, kurios metu oksiduojamas vandenilis ir redukuojamas deguonis.
Panašiai reakcija su Cl2 vyksta susidarant vandenilio chloridui.
Azoto sąveika su vandeniliu reikalauja aukštos temperatūros ir aukšto slėgio, taip pat katalizatoriaus buvimo. Rezultatas yra amoniakas.
Dėl reakcijos su siera susidaro vandenilio sulfidas, kurio atpažinimas palengvina būdingą supuvusių kiaušinių kvapą.
Vandenilio oksidacijos būsena šiose reakcijose yra +1, o toliau aprašytuose hidriduose - 1.
Reaguojant su kai kuriais metalais susidaro hidridai, pavyzdžiui, natrio hidridas - NaH. Kai kurie iš šių sudėtingų junginių naudojami kaip raketų kuras, taip pat kaip branduolių sintezės energija.
Vandenilis taip pat reaguoja su sudėtingos kategorijos medžiagomis. Pavyzdžiui, su vario (II) oksidu, formulė CuO. Reakcijai atlikti vario vandenilis perleidžiamas per įkaitintą vario (II) oksido miltelius. Sąveikos metu reagentas keičia spalvą ir tampa raudonai rudas, o vandens lašeliai nusėda ant šaltų mėgintuvėlio sienelių.
Reakcijos metu vandenilis oksiduojamas ir susidaro vanduo, o varis iš oksido redukuojamas į paprastą medžiagą (Cu).
Naudojimo sritys
Vandenilis yra labai svarbus žmonėms ir naudojamas įvairiose srityse:
- Chemijos pramonėje tai žaliavos, kitose – kuras. Neapsieikite be vandenilio ir naftos chemijos bei naftos perdirbimo įmonių.
- Elektros energijos pramonėje ši paprasta medžiaga veikia kaip aušinimo priemonė.
- Juodųjų ir spalvotųjų metalų metalurgijoje vandenilis atlieka reduktorius.
- Taip pakuojant gaminius sukuriama inertiška aplinka.
- Farmacijos pramonė vandenilį naudoja kaip reagentą vandenilio peroksido gamyboje.
- Šiomis šviesiomis dujomis pripildyti meteorologiniai zondai.
- Šis elementas taip pat žinomas kaip degalų mažinimo agentas raketų varikliams.
Mokslininkai vieningai prognozuoja, kad vandenilinis kuras bus energetikos sektoriaus lyderis.
Priėmimas pramonėje
Pramonėje vandenilis gaunamas elektrolizės būdu, kuris yra veikiamas vandenyje ištirpusių šarminių metalų chloridų arba hidroksidų. Vandenilį tokiu būdu galima gauti ir tiesiai iš vandens.
Šiuo tikslu naudojamas kokso arba metano pavertimas garais. Skildamas metanas aukštesnėje temperatūroje, taip pat susidaro vandenilis. Koksavimo krosnių dujų suskystinimas frakciniu metodu taip pat naudojamas pramoninei vandenilio gamybai.
Gaunama laboratorijoje
Laboratorijoje vandeniliui gaminti naudojamas Kipp aparatas.
Vandenilio chlorido arba sieros rūgštis ir cinkas veikia kaip reagentai. Dėl reakcijos susidaro vandenilis.
Vandenilio radimas gamtoje
Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas visatoje. Didžioji dalis žvaigždžių, įskaitant Saulę ir kitus kosminius kūnus, yra vandenilis.
Žemės plutoje jo yra tik 0,15%. Jo yra daugelyje mineralų, visose organinėse medžiagose, taip pat vandenyje, kuris dengia 3/4 mūsų planetos paviršiaus.
Viršutiniuose atmosferos sluoksniuose galima rasti gryno vandenilio pėdsakų. Jis taip pat randamas daugelyje degiųjų gamtinių dujų.
Dujinis vandenilis yra ploniausias, o skystas vandenilis yra tankiausia medžiaga mūsų planetoje. Vandenilio pagalba galite pakeisti balso tembrą, jei jį įkvepiate, ir kalbėkite iškvėpdami.
Galingiausia vandenilio bomba yra paremta lengviausio atomo padalijimu.
Vandenilio atomas turi išorinio (ir vienintelio) elektroninio lygio 1 elektroninę formulę s vienas . Viena vertus, dėl vieno elektrono buvimo išoriniame elektroniniame lygyje vandenilio atomas yra panašus į šarminių metalų atomus. Tačiau, kaip ir halogenams, išoriniam elektroniniam nivelyrui užpildyti trūksta tik vieno elektrono, nes pirmame elektroniniame lygmenyje gali būti ne daugiau kaip 2 elektronai. Pasirodo, vandenilis vienu metu gali būti dedamas į pirmąją ir priešpaskutinę (septintąją) periodinės lentelės grupę, o tai kartais daroma įvairiose periodinės sistemos versijose:
Vandenilio, kaip paprastos medžiagos, savybių požiūriu jis vis dėlto turi daugiau bendro su halogenais. Vandenilis, kaip ir halogenai, yra nemetalas ir panašiai į juos sudaro dviatomes molekules (H 2).
Įprastomis sąlygomis vandenilis yra dujinė, neaktyvi medžiaga. Mažas vandenilio aktyvumas paaiškinamas dideliu ryšiu tarp molekulėje esančių vandenilio atomų, todėl norint jį nutraukti reikia arba stipriai kaitinti, arba naudoti katalizatorius, arba abu tuo pačiu metu.
Vandenilio sąveika su paprastomis medžiagomis
su metalais
Iš metalų vandenilis reaguoja tik su šarminėmis ir šarminėmis žemėmis! Šarminiams metalams priskiriami I grupės pagrindinio pogrupio metalai (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), o šarminiai žemės metalai – II grupės pagrindinio pogrupio metalai, išskyrus berilį ir magnį (Ca, Sr, Ba). , Ra)
Sąveikaujant su aktyviais metalais vandenilis pasižymi oksidacinėmis savybėmis, t.y. sumažina jo oksidacijos būseną. Tokiu atveju susidaro šarminių ir šarminių žemės metalų hidridai, kurie turi joninę struktūrą. Reakcija vyksta kaitinant:
Pažymėtina, kad sąveika su aktyviais metalais yra vienintelis atvejis, kai molekulinis vandenilis H2 yra oksidatorius.
su nemetalais
Iš nemetalų vandenilis reaguoja tik su anglimi, azotu, deguonimi, siera, selenu ir halogenais!
Anglis turėtų būti suprantama kaip grafitas arba amorfinė anglis, nes deimantas yra itin inertiška alotropinė anglies modifikacija.
Sąveikaujant su nemetalais, vandenilis gali atlikti tik reduktorius, tai yra, gali tik padidinti jo oksidacijos būseną:
Vandenilio sąveika su sudėtingomis medžiagomis
su metalo oksidais
Vandenilis nereaguoja su metalų oksidais, kurie yra metalų aktyvumo serijoje iki aliuminio (imtinai), tačiau kaitinant jis gali redukuoti daugelį metalų oksidų į dešinę nuo aliuminio:
su nemetalų oksidais
Iš nemetalų oksidų vandenilis kaitinant reaguoja su azoto oksidais, halogenais ir anglies oksidais. Iš visų vandenilio sąveikų su nemetalų oksidais ypač reikėtų atkreipti dėmesį į jo reakciją su anglies monoksidu CO.
CO ir H 2 mišinys netgi turi savo pavadinimą - „sintezės dujos“, nes, priklausomai nuo sąlygų, iš jo galima gauti tokius paklausius pramonės produktus kaip metanolis, formaldehidas ir net sintetiniai angliavandeniliai:
su rūgštimis
Vandenilis nereaguoja su neorganinėmis rūgštimis!
Iš organinių rūgščių vandenilis reaguoja tik su nesočiosiomis rūgštimis, taip pat su rūgštimis, turinčiomis funkcines grupes, kurias vandenilis gali redukuoti, ypač aldehido, keto arba nitro grupėmis.
su druskomis
Vandeninių druskų tirpalų atveju jų sąveika su vandeniliu nevyksta. Tačiau, kai vandenilis perduodamas per kietąsias kai kurių vidutinio ir mažo aktyvumo metalų druskas, galimas dalinis arba visiškas jų redukavimas, pavyzdžiui:
Cheminės halogenų savybės
Halogenai yra VIIA grupės cheminiai elementai (F, Cl, Br, I, At), taip pat paprastos medžiagos, kurias jie sudaro. Toliau, jei nenurodyta kitaip, halogenai bus suprantami kaip paprastos medžiagos.
Visi halogenai turi molekulinę struktūrą, kuri lemia žemą šių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūrą. Halogeno molekulės yra dviatomės, t.y. jų formulę galima parašyti bendra forma kaip Hal 2 .
Reikėtų pažymėti tokią specifinę fizinę jodo savybę kaip jo gebėjimas sublimacija arba, kitaip tariant, sublimacija. sublimacija, jie vadina reiškinį, kai kietoje būsenoje esanti medžiaga kaitinama netirpsta, o, aplenkdama skystąją fazę, iš karto pereina į dujinę būseną.
Bet kurio halogeno atomo išorinės energijos lygio elektroninė struktūra yra ns 2 np 5, kur n yra periodinės lentelės, kurioje yra halogenas, periodo numeris. Kaip matote, aštuonių elektronų išoriniame halogeno atomų apvalkale trūksta tik vieno elektrono. Iš to logiška daryti prielaidą, kad laisvųjų halogenų daugiausia oksiduojasi savybės, kurios taip pat patvirtinamos praktikoje. Kaip žinote, nemetalų elektronegatyvumas mažėja judant pogrupiu žemyn, todėl halogenų aktyvumas mažėja serijoje:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Halogenų sąveika su paprastomis medžiagomis
Visi halogenai yra labai reaktyvūs ir reaguoja su daugeliu paprastų medžiagų. Tačiau reikia pastebėti, kad fluoras dėl itin didelio reaktyvumo gali reaguoti net su tomis paprastomis medžiagomis, su kuriomis negali reaguoti kiti halogenai. Tokios paprastos medžiagos yra deguonis, anglis (deimantas), azotas, platina, auksas ir kai kurios tauriosios dujos (ksenonas ir kriptonas). Tie. iš tikrųjų, fluoras reaguoja ne tik su kai kuriomis tauriosiomis dujomis.
Likę halogenai, t.y. chloras, bromas ir jodas taip pat yra aktyvios medžiagos, bet mažiau aktyvios nei fluoras. Jie reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus deguonį, azotą, anglį deimantų, platinos, aukso ir tauriųjų dujų pavidalu.
Halogenų sąveika su nemetalais
vandenilis
Visi halogenai reaguoja su vandeniliu ir susidaro vandenilio halogenidai su bendra formule HHal. Tuo pačiu metu fluoro reakcija su vandeniliu prasideda spontaniškai net tamsoje ir vyksta sprogimu pagal lygtį:
Chloro reakcija su vandeniliu gali prasidėti intensyviai apšvitinant ultravioletiniais spinduliais arba kaitinant. Taip pat nutekėja sprogus:
Bromas ir jodas reaguoja su vandeniliu tik kaitinant, o tuo pačiu metu reakcija su jodu yra grįžtama:
fosforo
Fluorui sąveikaujant su fosforu, fosforas oksiduojasi iki aukščiausios oksidacijos būsenos (+5). Tokiu atveju susidaro fosforo pentafluoridas:
Kai chloras ir bromas sąveikauja su fosforu, galima gauti fosforo halogenidų tiek +3 oksidacijos būsenoje, tiek +5 oksidacijos būsenoje, kuri priklauso nuo reagentų proporcijų:
Jei baltasis fosforas yra fluoro, chloro ar skysto bromo atmosferoje, reakcija prasideda spontaniškai.
Fosforo sąveika su jodu gali sukelti tik fosforo trijodido susidarymą dėl žymiai mažesnio oksidacinio gebėjimo nei kiti halogenai:
pilka
Fluoras oksiduoja sierą iki aukščiausios oksidacijos būsenos +6, sudarydamas sieros heksafluoridą:
Chloras ir bromas reaguoja su siera, sudarydami junginius, kurių oksidacijos būsenos sieros yra labai neįprastos jai +1 ir +2. Šios sąveikos yra labai specifinės, o norint išlaikyti chemijos egzaminą, mokėti užrašyti šių sąveikų lygtis nebūtina. Todėl šios trys lygtys pateikiamos kaip patarimas:
Halogenų sąveika su metalais
Kaip minėta aukščiau, fluoras gali reaguoti su visais metalais, net ir tokiais neaktyviais kaip platina ir auksas:
Likę halogenai reaguoja su visais metalais, išskyrus platiną ir auksą:
Halogenų reakcijos su sudėtingomis medžiagomis
Pakeitimo reakcijos halogenais
Aktyvesni halogenai, t.y. kurių cheminiai elementai yra aukščiau periodinėje lentelėje, gali išstumti mažiau aktyvius halogenus iš jų susidarančių vandenilio halogenidų ir metalų halogenidų:
Panašiai bromas ir jodas išstumia sierą iš sulfidų ir (arba) vandenilio sulfido tirpalų:
Chloras yra stipresnis oksidatorius ir vandenilio sulfidą vandeniniame tirpale oksiduoja ne iki sieros, o į sieros rūgštį:
Halogenų sąveika su vandeniu
Vanduo dega fluore mėlyna liepsna pagal reakcijos lygtį:
Bromas ir chloras su vandeniu reaguoja kitaip nei fluoras. Jei fluoras veikė kaip oksidatorius, tada chloras ir bromas yra neproporcingi vandenyje, sudarydami rūgščių mišinį. Tokiu atveju reakcijos yra grįžtamos:
Jodo sąveika su vandeniu vyksta iki tokio nereikšmingo laipsnio, kad į jį galima nepaisyti ir manyti, kad reakcija visai nevyksta.
Halogenų sąveika su šarmų tirpalais
Fluoras, sąveikaujant su vandeniniu šarmo tirpalu, vėl veikia kaip oksidatorius:
Norint išlaikyti egzaminą, nereikia mokėti parašyti šios lygties. Pakanka žinoti faktą apie tokios sąveikos galimybę ir fluoro oksidacinį vaidmenį šioje reakcijoje.
Skirtingai nuo fluoro, likę halogenai yra neproporcingi šarminiuose tirpaluose, tai yra, jie vienu metu padidina ir sumažina savo oksidacijos būseną. Tuo pačiu metu chloro ir bromo atveju, priklausomai nuo temperatūros, galimas srautas dviem skirtingomis kryptimis. Visų pirma, esant šalčiui, reakcijos vyksta taip:
ir kai šildomas:
Jodas su šarmais reaguoja išskirtinai pagal antrąjį variantą, t.y. susidarant jodatui, nes hipojoditas yra nestabilus ne tik kaitinant, bet ir įprastoje temperatūroje bei net šaltyje.
APIBRĖŽIMAS
Vandenilis- pirmasis periodinės D.I cheminių elementų sistemos elementas. Mendelejevas. Simbolis yra N.
Atominė masė – 1 a.m.u. Vandenilio molekulė yra dviatomė – H2.
Vandenilio atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 1. Vandenilis priklauso s elementų šeimai. Savo junginiuose jis pasižymi oksidacijos būsenomis -1, 0, +1. Natūralų vandenilį sudaro du stabilūs izotopai - protium 1H (99,98%) ir deuterio 2H (D) (0,015%) - ir radioaktyvus tričio izotopas 3H (T) (pėdsakai, pusinės eliminacijos laikas - 12,5 metų).
Cheminės vandenilio savybės
Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis pasižymi santykinai mažu reaktyvumu, o tai paaiškinama dideliu jungties stiprumu molekulėje. Kaitinamas jis sąveikauja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, kurias sudaro pagrindinių pogrupių elementai (išskyrus inercines dujas, B, Si, P, Al). Cheminėse reakcijose jis gali veikti ir kaip reduktorius (dažniau), ir kaip oksidatorius (rečiau).
Vandenilis pasireiškia redukuojančio agento savybės(H20-2e → 2H+) šiose reakcijose:
1. Sąveikos reakcijos su paprastomis medžiagomis – nemetalais. Vandenilis reaguoja su halogenais, be to, sąveikos su fluoru reakcija normaliomis sąlygomis, tamsoje, su sprogimu, su chloru - apšviečiant (arba UV spinduliuotę) grandininiu mechanizmu, su bromu ir jodu tik kaitinant; deguonies(deguonies ir vandenilio mišinys tūrio santykiu 2:1 vadinamas „sprogiosiomis dujomis“), pilka, azoto ir anglies:
H2 + Hal 2 \u003d 2HHal;
2H2 + O2 \u003d 2H2O + Q (t);
H 2 + S \u003d H 2 S (t \u003d 150 - 300 C);
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);
2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).
2. Sąveikos su sudėtingomis medžiagomis reakcijos. Vandenilis reaguoja su mažai aktyvių metalų oksidais, ir jis gali sumažinti tik metalus, esančius veiklos serijoje į dešinę nuo cinko:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O (t);
Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O (t);
WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).
Vandenilis reaguoja su nemetalų oksidais:
H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);
2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).
Vandenilis patenka į hidrinimo reakcijas su cikloalkanų, alkenų, arenų, aldehidų ir ketonų klasės organiniais junginiais ir kt. Visos šios reakcijos vykdomos kaitinant, esant slėgiui, platina arba nikelis naudojami kaip katalizatoriai:
CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3 -CH3;
C 6 H6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12;
C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;
CH3CHO + H2↔ CH3-CH2-OH;
CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH (OH) -CH 3.
Vandenilis kaip oksidatorius(H 2 + 2e → 2H -) veikia reakcijose su šarminiais ir šarminiais žemės metalais. Tokiu atveju susidaro hidridai - kristaliniai joniniai junginiai, kuriuose vandenilio oksidacijos būsena yra -1.
2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).
Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).
Vandenilio fizinės savybės
Vandenilis yra šviesios bespalvės dujos, bekvapės, tankis n.o. - 0,09 g / l, 14,5 karto lengvesnis už orą, t rulonas = -252,8C, t pl = -259,2C. Vandenilis blogai tirpsta vandenyje ir organiniuose tirpikliuose, gerai tirpsta kai kuriuose metaluose: nikelyje, paladyje, platinoje.
Remiantis šiuolaikine kosmochemija, vandenilis yra gausiausias elementas visatoje. Pagrindinė vandenilio egzistavimo erdvėje forma yra atskiri atomai. Vandenilis yra 9-as pagal gausumą elementas Žemėje. Pagrindinis vandenilio kiekis Žemėje yra surištoje būsenoje - vandens, naftos, gamtinių dujų, anglies ir kt. Paprastos medžiagos pavidalu vandenilis randamas retai - vulkaninių dujų sudėtyje.
Vandenilio gavimas
Yra laboratoriniai ir pramoniniai vandenilio gamybos metodai. Laboratoriniai metodai apima metalų sąveiką su rūgštimis (1), taip pat aliuminio sąveiką su vandeniniais šarmų tirpalais (2). Tarp pramoninių vandenilio gamybos būdų svarbų vaidmenį atlieka vandeninių šarmų ir druskų tirpalų elektrolizė (3) ir metano konversija (4):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na +3 H2 (2);
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);
CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).
Problemų sprendimo pavyzdžiai
1 PAVYZDYS
| Pratimas | Kai 23,8 g metalinio alavo sąveikauja su druskos rūgšties pertekliumi, išsiskyrė vandenilis, kurio pakaktų gauti 12,8 g metalinio vario. Nustatykite alavo oksidacijos laipsnį gautame junginyje. |
| Sprendimas | Remiantis alavo atomo elektronine struktūra (...5s 2 5p 2), galime daryti išvadą, kad alavas pasižymi dviem oksidacijos būsenomis - +2, +4. Remdamiesi tuo, sudarysime galimų reakcijų lygtis: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2); CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (3). Raskite vario medžiagos kiekį: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Pagal 3 lygtį vandenilio medžiagos kiekis: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Žinodami alavo masę, randame jo medžiagos kiekį: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Palyginkime alavo ir vandenilio medžiagų kiekius pagal 1 ir 2 lygtis ir pagal uždavinio sąlygą: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (1 lygtis); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1:2 (2 lygtis); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (problemos sąlyga). Todėl alavas reaguoja su druskos rūgštimi pagal 1 lygtį ir alavo oksidacijos laipsnis yra +2. |
| Atsakymas | Alavo oksidacijos laipsnis yra +2. |
2 PAVYZDYS
| Pratimas | Dujos, išsiskyrusios veikiant 2,0 g cinko 18,7 ml 14,6 % druskos rūgšties (tirpalo tankis 1,07 g/ml), buvo išleistos kaitinant virš 4,0 g vario (II) oksido. Kokia yra gauto kieto mišinio masė? |
| Sprendimas | Kai cinkas reaguoja su druskos rūgštimi, išsiskiria vandenilis: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2 (1), kuris kaitinant redukuoja vario (II) oksidą į varį (2): CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. Raskite medžiagų kiekį pirmoje reakcijoje: m (p-ra Hcl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 g; v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Trūksta cinko, todėl išsiskiria vandenilio kiekis: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. Antroje reakcijoje vandenilio trūksta, nes: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. Dėl reakcijos 0,031 mol CuO virsta 0,031 molio Cu, o masės nuostoliai bus tokie: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Kieto CuO ir Cu mišinio masė po vandenilio bus: 4,0-0,5 = 3,5 g |
| Atsakymas | CuO ir Cu kieto mišinio masė yra 3,5 g. |
