Happi ja sen ominaisuudet. Hapen yhdisteet vedyn kanssa. Vedyn fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Vetyatomilla on elektroninen kaava ulkoinen (ja vain) elektroninen taso 1 s 1. Toisaalta vetyatomi on samankaltainen kuin alkalimetallien atomit, koska ulkoinen elektronitaso sisältää yhden elektronin. Halogeenien tavoin hänellä ei kuitenkaan ole vain yhtä elektronia ulkoisen elektronisen tason täyttämiseksi, koska ensimmäisellä elektronitasolla voi olla enintään 2 elektronia. On käynyt ilmi, että vety voidaan sijoittaa samanaikaisesti jaksollisen järjestelmän ensimmäiseen ja viimeiseen (seitsemänteen) ryhmään, mikä joskus tehdään eri vaihtoehtoja jaksollinen järjestelmä:

Mitä tulee vedyn ominaisuuksiin yksinkertaisena aineena, sillä on edelleen enemmän yhteistä halogeenien kanssa. Vety, kuten halogeenit, on ei-metalli ja muodostaa niiden kaltaisia ​​kaksiatomisia molekyylejä (H 2).

Normaalioloissa vety on kaasumainen, matala-aktiivinen aine. Vedyn alhainen aktiivisuus selittyy molekyylin vetyatomien välisen sidoksen suurella lujuudella, joka vaatii joko voimakasta lämmitystä tai katalyyttien käyttöä tai molempia samanaikaisesti sen hajottamiseksi.

Vedyn vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

metallien kanssa

Metalleista vety reagoi vain alkali- ja maa -alkalimetallien kanssa! Alkalimetalleihin kuuluvat pääryhmän metallit Ryhmä I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja maa -alkalimetalleille - ryhmän II pääryhmän metallit, paitsi beryllium ja magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Vuorovaikutuksessa aktiivisten metallien kanssa vedyllä on hapettavia ominaisuuksia, ts. alentaa sen hapetustilaa. Tässä tapauksessa muodostuu alkali- ja maa -alkalimetallien hydridejä, joilla on ioninen rakenne. Tämä reaktio tapahtuu kuumentamalla:

On huomattava, että vuorovaikutus aktiivisten metallien kanssa on ainoa tapaus, jossa molekyylivety H2 on hapettava aine.

ei-metallien kanssa

Ei-metalleista vety reagoi vain hiilen, typen, hapen, rikin, seleenin ja halogeenien kanssa!

Hiili on ymmärrettävä grafiitiksi tai amorfiseksi hiileksi, koska timantti on erittäin inertti hiilen allotrooppinen muunnos.

Vuorovaikutuksessa ei-metallien kanssa vety voi suorittaa vain pelkistimen tehtävän, eli vain lisätä sen hapetustilaa:

Vedyn vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa

metallioksidien kanssa

Vety ei reagoi metallioksidien kanssa, jotka ovat metallin aktiivisuusalueella aina alumiiniin asti (mukaan lukien), mutta se pystyy vähentämään monia metallioksideja alumiinin oikealla puolella kuumennettaessa:

muiden kuin metallien oksidien kanssa

Epämetallien oksideista vety reagoi kuumennettaessa typen oksidien, halogeenien ja hiilen kanssa. Kaikista vedyn vuorovaikutuksista muiden kuin metallien oksidien kanssa on kiinnitettävä erityistä huomiota sen reaktioon hiilimonoksidin CO kanssa.

CO: n ja H2: n seoksella on jopa oma nimensä - "synteesikaasu", koska olosuhteista riippuen siitä voidaan saada sellaisia ​​suosittuja teollisuustuotteita kuin metanoli, formaldehydi ja jopa synteettiset hiilivedyt:

happojen kanssa

Vety ei reagoi epäorgaanisten happojen kanssa!

Orgaanisista hapoista vety reagoi vain tyydyttymättömien happojen kanssa sekä happojen kanssa, jotka sisältävät funktionaalisia ryhmiä, jotka voidaan pelkistää vedyllä, erityisesti aldehydi-, keto- tai nitroryhmillä.

suolojen kanssa

Suolojen vesiliuoksissa niiden vuorovaikutusta vedyn kanssa ei tapahdu. Kuitenkin, kun vetyä johdetaan joidenkin keskipitkän ja alhaisen aktiivisuuden omaavien metallien kiinteiden suolojen yli, niiden pelkistys on mahdollista osittain tai kokonaan, esimerkiksi:

Halogeenien kemialliset ominaisuudet

Ryhmän VIIA (F, Cl, Br, I, At) kemiallisia alkuaineita sekä niiden muodostamia yksinkertaisia ​​aineita kutsutaan halogeeneiksi. Tässä ja edelleen tekstissä, ellei toisin mainita, halogeeneilla tarkoitamme vain yksinkertaisia ​​aineita.

Kaikilla halogeeneilla on molekyylirakenne, mikä johtaa näiden aineiden alhaisiin sulamis- ja kiehumispisteisiin. Halogeenimolekyylit ovat kaksiatomisia, ts. niiden kaava voidaan kirjoittaa yleisnäkymä kuten Hal 2.

On huomattava, että jodin erityinen fyysinen ominaisuus on sen kyky sublimaatio tai toisin sanoen sublimaatio. Sublimaatio, kutsutaan ilmiöksi, jossa kiinteässä tilassa oleva aine ei sulaa kuumennettaessa, mutta ohittaen nestefaasin siirtyy välittömästi kaasumaiseen tilaan.

Minkä tahansa halogeenin atomin ulkoisen energiatason elektroninen rakenne on muoto ns 2 np 5, jossa n on jaksollisen järjestelmän jakson numero, jossa halogeeni sijaitsee. Kuten näette, kahdeksan elektronin ulkokuoreen asti halogeeniatomeista puuttuu vain yksi elektroni. Tästä on loogista olettaa vapaiden halogeenien pääasiallisesti hapettavat ominaisuudet, mikä myös vahvistetaan käytännössä. Kuten tiedätte, epämetallien elektronegatiivisuus pienenee alaryhmää alaspäin liikuttaessa, ja siksi halogeenien aktiivisuus vähenee seuraavassa järjestyksessä:

F 2> Cl 2> Br 2> I 2

Halogeenien vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

Kaikki halogeenit ovat erittäin reaktiivisia ja reagoivat useimpien yksinkertaisten aineiden kanssa. On kuitenkin huomattava, että fluori voi erittäin korkean reaktiivisuutensa vuoksi reagoida jopa niiden yksinkertaisten aineiden kanssa, joiden kanssa muut halogeenit eivät pysty reagoimaan. Näitä yksinkertaisia ​​aineita ovat happi, hiili (timantti), typpi, platina, kulta ja jotkut jalokaasut (ksenoni ja kryptoni). Nuo. itse asiassa, fluori ei reagoi vain joidenkin jalokaasujen kanssa.

Loput halogeenit, ts. kloori, bromi ja jodi ovat myös vaikuttavia aineita, mutta vähemmän aktiivisia kuin fluori. Ne reagoivat lähes kaikkien yksinkertaisten aineiden kanssa, lukuun ottamatta happea, typpeä, hiiltä timantin, platinan, kullan ja jalokaasujen muodossa.

Halogeenien vuorovaikutus ei-metallien kanssa

vety

Kun kaikki halogeenit reagoivat vedyn kanssa, vetyhalogenidit kanssa yleinen kaava HHal. Samaan aikaan fluorin reaktio vedyn kanssa alkaa spontaanisti jopa pimeässä ja etenee räjähdyksellä yhtälön mukaisesti:

Kloorin reaktio vedyn kanssa voidaan aloittaa voimakkaalla ultraviolettisäteilyllä tai kuumentamalla. Jatkuu myös räjähdyksellä:

Bromi ja jodi reagoivat vedyn kanssa vain kuumennettaessa, ja samalla reaktio jodin kanssa on palautuva:

fosfori

Fluorin vuorovaikutus fosforin kanssa johtaa fosforin hapetukseen korkeimpaan hapetustilaan (+5). Tässä tapauksessa fosforipentafluoridia muodostuu:

Kun kloori ja bromi ovat vuorovaikutuksessa fosforin kanssa, on mahdollista saada fosforihalogenideja sekä + 3- että +5 -hapetustilassa, mikä riippuu reagoivien aineiden osuuksista:

Tässä tapauksessa, kun kyseessä on valkoinen fosfori fluori-, kloori- tai nestemäisen bromin ilmakehässä, reaktio alkaa spontaanisti.

Fosforin vuorovaikutus jodin kanssa voi johtaa vain fosforitriodidin muodostumiseen, koska hapettumiskyky on huomattavasti pienempi kuin muiden halogeenien:

harmaa

Fluori hapettaa rikin korkeimpaan hapetustilaan +6 muodostaen rikkiheksafluoridia:

Kloori ja bromi reagoivat rikin kanssa muodostaen yhdisteitä, jotka sisältävät rikkiä erittäin epätavallisissa hapettumistiloissa +1 ja +2. Nämä vuorovaikutukset ovat hyvin erityisiä, ja kokeen läpäiseminen kemia, kyky kirjoittaa näiden vuorovaikutusten yhtälöt ei ole tarpeen. Siksi seuraavat kolme yhtälöä on annettu vain tiedottamista varten:

Halogeenien vuorovaikutus metallien kanssa

Kuten edellä mainittiin, fluori kykenee reagoimaan kaikkien metallien kanssa, myös sellaisten inaktiivisten kuin platina ja kulta:

Loput halogeenit reagoivat kaikkien metallien kanssa paitsi platina ja kulta:

Halogeenien reaktiot monimutkaisten aineiden kanssa

Korvausreaktiot halogeenien kanssa

Aktiivisempia halogeeneja, ts. joiden kemialliset elementit sijaitsevat jaksollisessa taulukossa korkeammalla, pystyvät syrjäyttämään vähemmän aktiivisia halogeeneja niiden muodostamista halogeenihapoista ja metallihalogenideista:

Samoin bromi ja jodi syrjäyttävät rikin sulfidi- ja / tai rikkivetyliuoksista:

Kloori on voimakkaampi hapettava aine ja hapettaa rikkivetyä vesiliuoksessaan rikkiä, mutta rikkihapoksi:

Halogeenien vuorovaikutus veden kanssa

Vesi palaa fluorissa sinisellä liekillä reaktioyhtälön mukaisesti:

Bromi ja kloori reagoivat veden kanssa eri tavalla kuin fluori. Jos fluori toimi hapettimena, kloori ja bromi ovat suhteettomia vedessä muodostaen happojen seoksen. Tässä tapauksessa reaktiot ovat palautuvia:

Jodin vuorovaikutus veden kanssa tapahtuu niin vähäisessä määrin, että se voidaan jättää huomiotta ja voidaan olettaa, että reaktio ei etene lainkaan.

Halogeenien vuorovaikutus alkaliliuoksien kanssa

Fluori, kun se on vuorovaikutuksessa emäksen vesiliuoksen kanssa, toimii jälleen hapettimena:

Tämän yhtälön kirjoittamista ei vaadita kokeen läpäisemiseksi. Riittää tietää tosiasia tällaisen vuorovaikutuksen mahdollisuudesta ja fluorin hapettava rooli tässä reaktiossa.

Toisin kuin fluori, muut alkaliliuoksissa olevat halogeenit ovat suhteettomia, toisin sanoen ne samanaikaisesti lisäävät ja vähentävät hapettumistilaansa. Tässä tapauksessa kloorin ja bromin tapauksessa virtaus on mahdollista lämpötilasta riippuen kahteen eri suuntaan. Erityisesti kylmässä reaktiot etenevät seuraavasti:

ja lämmitettäessä:

Jodi reagoi alkalien kanssa yksinomaan toisen vaihtoehdon mukaisesti, ts. jodaatin muodostumisen vuoksi, koska hypojodiitti ei ole vakaa paitsi lämmitettäessä myös normaaleissa lämpötiloissa ja jopa kylmässä.

Vety H on maailmankaikkeuden runsain alkuaine (noin 75% massasta), maapallolla - yhdeksäs yleisin. Tärkein luonnollinen vetyyhdiste on vesi.
Vety on ensimmäisenä jaksollisessa taulukossa (Z = 1). Sillä on yksinkertaisin atomirakenne: atomin ydin - 1 protoni, jota ympäröi elektronipilvi ja joka koostuu 1 elektronista.
Joissakin olosuhteissa vedyllä on metallisia ominaisuuksia (luopuu elektronista), toisissa - ei -metallisia (hyväksyy elektronin).
Vedyn isotooppeja löytyy luonnosta: 1H - protium (ydin koostuu yhdestä protonista), 2H - deuterium (D - ydin koostuu yhdestä protonista ja yhdestä neutronista), 3H - tritium (T - ydin koostuu yhdestä protonista ja kaksi neutronia).

Yksinkertainen aine vety

Vetymolekyyli koostuu kahdesta atomista, jotka on liitetty toisiinsa kovalenttisella ei-polaarisella sidoksella.
Fyysiset ominaisuudet. Vety on väritön, hajuton, mauton, myrkytön kaasu. Vetymolekyyli ei ole polaarinen. Siksi molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimat kaasumaisessa vedyssä ovat pieniä. Tämä ilmenee alhaiset lämpötilat kiehuu (-252,6 0С) ja sulaa (-259,2 0С).
Vety on ilmaa kevyempää, D (ilmalla) = 0,069; liukenee heikosti veteen (100 tilavuutta H2O liuottaa 2 tilavuutta H2: ta). Siksi vety, kun se on tuotettu laboratoriossa, voidaan kerätä ilman tai veden syrjäytysmenetelmillä.

Vedyn tuotanto

Laboratoriossa:

1. laimeiden happojen vaikutus metalleihin:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Alkalisten ja u-metallit vedellä:
Ca + 2H 2O → Ca (OH) 2 + H2

3. Hydridien hydrolyysi: metallihydridit hajoavat helposti vedessä muodostaen vastaavan alkalin ja vedyn:
NaH + H20 → NaOH + H2
CaH2 + 2H20 = Ca (OH) 2 + 2H2

4. Alkalien vaikutus sinkkiin, alumiiniin tai piiin:
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Veden elektrolyysi. Veden sähkönjohtavuuden lisäämiseksi siihen lisätään elektrolyyttiä, esimerkiksi NaOH, H 2SO 4 tai Na 2 SO 4. Katodissa muodostuu 2 tilavuutta vetyä, anodissa - 1 tilavuus happea.
2H 2O → 2H 2 + 02

Vedyn teollinen tuotanto

1. Metaanin muuntaminen höyryllä, Ni 800 ° C (halvin):
CH 4 + H 2 → CO + 3 H 2
CO + H20 → CO 2 + H 2

Yhteensä:
CH 4 + 2 H 2 → 4 H 2 + CO 2

2. Vesihöyry punaisen kuuman koksin läpi 1000 ° C: ssa:
C + H20 → CO + H2
CO + H20 → CO 2 + H 2

Tuloksena oleva hiilimonoksidi (IV) imeytyy veteen, jolloin saadaan 50% teollista vetyä.

3. Metaanin lämmittäminen 350 ° C: seen rauta- tai nikkelikatalyytin läsnä ollessa:
CH4 → C + 2H2

4. Elektrolysoimalla KCl: n tai NaCl: n vesiliuokset sivutuotteena:
2Н 2 О + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Vedyn kemialliset ominaisuudet

• Yhdisteissä vety on aina yksiarvoinen. Sille on ominaista hapetustila +1, mutta metallihydrideissä se on -1.
• Vetymolekyyli koostuu kahdesta atomista. Sidoksen syntyminen niiden välille selittyy yleistyneen elektroniparin H: H tai H 2 muodostumisella
• Tästä elektronien yleistyksestä johtuen H2 -molekyyli on energisesti vakaampi kuin yksittäiset atominsa. Molekyylin hajottamiseksi atomiksi 1 moolissa vetyä on käytettävä 436 kJ: n energiaa: Н 2 = 2Н, ∆H ° = 436 kJ / mol
• Tämä selittää molekyylivedyn suhteellisen alhaisen aktiivisuuden tavallisissa lämpötiloissa.
• Monien ei-metallien kanssa vety muodostaa kaasumaisia ​​yhdisteitä, kuten RH4, RH3, RH2, RH.

1) Muodostaa halogeenivetyjä halogeenien kanssa:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Samaan aikaan se räjähtää fluorin kanssa, reagoi kloorin ja bromin kanssa vain valaistuna tai lämmitettynä ja jodin kanssa vain kuumennettaessa.

2) hapen kanssa:
2H 2 + O2 → 2H 2O
lämmön vapautumisen kanssa. Tavallisissa lämpötiloissa reaktio etenee hitaasti, yli 550 ° C - räjähdyksellä. Seosta, jossa on 2 tilavuutta H 2 ja 1 tilavuus O 2, kutsutaan räjähtäväksi kaasuksi.

3) Kuumennettaessa se reagoi voimakkaasti rikin kanssa (paljon vaikeampaa seleenin ja telluurin kanssa):
H 2 + S → H 2 S (rikkivety),

4) Typpi, jossa muodostuu ammoniakkia vain katalyyttiin ja korkeissa lämpötiloissa ja paineissa:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) Hiilellä korkeissa lämpötiloissa:
2H 2 + C → CH4 (metaani)

6) Muodostaa hydridejä alkali- ja maa -alkalimetallien kanssa (vety on hapettava aine):
Н 2 + 2Li → 2LiH
metallihydridien vetyioni on negatiivisesti varautunut (hapetustila -1), eli hydridi Na + H - on rakennettu kuten kloridi Na + Cl -

Monimutkaisilla aineilla:

7) Metallioksidien kanssa (käytetään metallien pelkistämiseen):
CuO + H2 → Cu + H20
Fe 3O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2O

8) hiilimonoksidilla (II):
CO + 2H 2 → CH 3OH
Synteesi - kaasu (vedyn ja hiilimonoksidi) on tärkeä käytännön merkitys, mk, lämpötilasta, paineesta ja katalyytistä riippuen muodostuu erilaisia ​​orgaanisia yhdisteitä, esimerkiksi HCHO, CH30H ja muita.

9) Tyydyttymättömät hiilivedyt reagoivat vedyn kanssa ja muuttuvat tyydyttyneiksi:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n + 2.

10.1 Vety

Nimi "vety" viittaa sekä kemialliseen alkuaineeseen että yksinkertaiseen aineeseen. Elementti vety koostuu vetyatomeista. Yksinkertainen aine vety koostuu vetymolekyyleistä.

a) Kemiallinen alkuaine vety

Luonnollisessa elementtisarjassa vedyn järjestysluku on 1. Alkuainejärjestelmässä vety on ensimmäisellä jaksolla IA- tai VIIA -ryhmässä.

Vety on yksi maapallon runsaimmista alkuaineista. Vetyatomien molaarinen osuus maan ilmakehässä, hydrosfäärissä ja litosfäärissä (yhdessä tätä kutsutaan maankuoreksi) on 0,17. Sitä löytyy vedestä, monista mineraaleista, maaöljystä, maakaasusta, kasveista ja eläimistä. Ihmiskeho sisältää keskimäärin noin 7 kiloa vetyä.

Vedyn isotooppeja on kolme:
a) kevyt vety - protium,
b) raskas vety - deuterium(D),
c) erittäin raskas vety - tritium(T).

Tritium on epävakaa (radioaktiivinen) isotooppi, joten sitä ei käytännössä esiinny luonnossa. Deuterium on vakaa, mutta hyvin vähän: w D = 0,015% (kaiken maanpäällisen vedyn massasta). Siksi vedyn atomimassa eroaa hyvin vähän 1D: stä (1,00794 D).

b) Vetyatomi

Alkaen edelliset luvut tiedät jo seuraavat vetyatomin ominaisuudet:

Vetyatomin valenssiominaisuudet määräytyvät yhden elektronin läsnä ollessa yhdellä valenssikierroksella. Korkea ionisaatioenergia tekee vetyatomista taipumattoman luopumaan elektronista, ja ei liian korkea affiniteettienergia elektronia kohtaan johtaa lievään taipumukseen hyväksyä se. Näin ollen kemiallisissa järjestelmissä H -kationin muodostuminen on mahdotonta, eivätkä H -anionia sisältävät yhdisteet ole kovin stabiileja. Siten vetyatomille ominaisinta on kovalenttisen sidoksen muodostuminen muiden atomien kanssa sen yhden parittoman elektronin vuoksi. Ja anionin muodostumisen ja kovalenttisen sidoksen muodostumisen tapauksessa vetyatomi on yksiarvoinen.
Yksinkertaisessa aineessa vetyatomien hapetustila on nolla, useimmissa yhdisteissä vedyn hapetustila on + I, ja vain vedyn vähiten elektronegatiivisten alkuaineiden hydridien hapetustila on –I.
Tietoja vetyatomin valenssikyvyistä on esitetty taulukossa 28. Yhden kovalenttisen sidoksen mihin tahansa atomiin sitoutuneen vetyatomin valenssitila on merkitty taulukkoon symbolilla "H-".

Taulukko 28.Vetyatomin valenssikyky

Valenssitila				Esimerkkejä kemikaaleista
			Minä 0 - minä	HCl, H20, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHC03, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Vetymolekyyli

Kaksiatominen vetymolekyyli H2 muodostuu, kun vetyatomeja sitoo ainoa mahdollinen kovalenttinen sidos. Sidos muodostuu vaihtomekanismista. Muuten elektronipilvet limittyvät, tämä on s-sidos (kuva 10.1 a). Koska atomit ovat samat, sidos on ei-polaarinen.

Interatominen etäisyys (tarkemmin sanottuna tasapainoinen atomien välinen etäisyys, koska atomit värisevät) vetymolekyylissä r(H - H) = 0,74 A (kuva 10.1 v), joka on paljon pienempi kuin kiertoradan summa (1,06 A). Näin ollen sitoutuneiden atomien elektronipilvet ovat päällekkäin (kuva 10.1 b), ja sidos vetymolekyylissä on vahva. Tämän todistaa myös sitomisenergian melko suuri arvo (454 kJ / mol).
Jos luonnehdimme molekyylin muodon rajapinnan mukaan (samanlainen kuin elektronipilven rajapinta), voimme sanoa, että vetymolekyylillä on hieman epämuodostunut (pitkänomainen) pallo (kuva 10.1) G).

d) Vety (aine)

Normaalioloissa vety on väritön ja hajuton kaasu. Ei suuria määriä se on myrkytön. Kiinteä vety sulaa 14 K: ssa (–259 ° C) ja nestemäinen vety 20 K: ssa (–253 ° C). Alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet, hyvin pieni lämpötila -alue nestemäisen vedyn olemassaololle (vain 6 ° C), sekä pienet fuusiolämpöarvot (0,117 kJ / mol) ja höyrystyminen (0,903 kJ / mol) osoittavat, että molekyylien väliset sidokset vedyssä ovat erittäin heikkoja.
Vedyn tiheys r (H 2) = (2 g / mol) :( 22,4 l / mol) = 0,0893 g / l. Vertailun vuoksi: ilman keskimääräinen tiheys on 1,29 g / l. Eli vety on 14,5 kertaa kevyempi kuin ilma. Se on käytännössä liukenematon veteen.
Klo huonelämpötila vety ei ole aktiivinen, mutta kuumennettaessa se reagoi monien aineiden kanssa. Näissä reaktioissa vetyatomit voivat sekä lisätä että vähentää hapettumistilaansa: Н 2 + 2 e- = 2Н –I, Н 2–2 e- = 2H + I.
Ensimmäisessä tapauksessa vety on hapettava aine esimerkiksi reaktioissa natriumin tai kalsiumin kanssa: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Mutta vedyn pelkistävät ominaisuudet ovat luonteenomaisempia: O 2 + 2H 2 = 2H 2O, ( t)
CuO + H2 = Cu + H20. ( t)
Kuumennettaessa vetyä hapettavat paitsi happi myös muut epämetallit, esimerkiksi fluori, kloori, rikki ja jopa typpi.
Laboratoriossa vetyä saadaan reaktion seurauksena

Zn + H 2SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Sinkin sijasta voidaan käyttää rautaa, alumiinia ja joitakin muita metalleja, ja rikkihapon sijasta voidaan käyttää joitain muita laimeita happoja. Tuloksena oleva vety kerätään koeputkeen veden syrjäyttämismenetelmällä (katso kuva 10.2) b) tai yksinkertaisesti käänteiseen pulloon (kuva 10.2 a).

Teollisuudessa vetyä saadaan suuria määriä maakaasusta (pääasiassa metaanista) vuorovaikutuksessa vesihöyryn kanssa 800 ° C: ssa nikkelikatalyytin läsnä ollessa:

CH4 + 2H 2 = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

tai hiiltä käsitellään korkeassa lämpötilassa vesihöyryllä:

2H20 + C = 2H2 + CO 2. ( t)

Puhdasta vetyä saadaan vedestä hajottamalla se sähköisku(altistuu elektrolyysille):

2H20 = 2H2 + 02 (elektrolyysi).

e) Vetyyhdisteet

Hydridit (binääriset yhdisteet, jotka sisältävät vetyä) on jaettu kahteen päätyyppiin:
a) haihtuva (molekyyli) hydridit,
b) suolan kaltaiset (ioniset) hydridit.
Ryhmien elementit IVA - VIIA ja boori muodostavat molekyylihydridejä. Näistä vain epämetalleja muodostavien alkuaineiden hydridit ovat stabiileja:

B2H6; CH4; NH3; H20; HF
SiH4; PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2 Te; HEI
Vettä lukuun ottamatta kaikki nämä yhdisteet ovat kaasumaisia ​​aineita huoneenlämmössä, joten niiden nimi on "haihtuvat hydridit".
Joitakin epämetalleja muodostavia alkuaineita löytyy myös monimutkaisemmista hydrideistä. Esimerkiksi hiili muodostaa yhdisteitä, joilla on yleiset kaavat C n H 2 n+2, C n H 2 n, C. n H 2 n–2 ja muut, missä n voi olla hyvin suuri (näitä yhdisteitä tutkitaan orgaanisella kemialla).
Ionihydridit sisältävät alkali-, maa -alkuaine- ja magnesiumhydridit. Näiden hydridien kiteet koostuvat H -anioneista ja metallikationeista korkeimmassa hapetustilassa Me tai Me 2 (riippuen alkuaineiden ryhmästä).

LiH
Ei	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Sekä ioniset että melkein kaikki molekyylihydridit (paitsi H20 ja HF) ovat pelkistäviä aineita, mutta ionihydridien pelkistävät ominaisuudet ovat paljon vahvempia kuin molekyylipitoiset.
Hydridien lisäksi vety on osa hydroksideja ja joitakin suoloja. Näiden monimutkaisempien vetyyhdisteiden ominaisuuksista opit seuraavissa luvuissa.
Teollisuudessa tuotetun vedyn pääkuluttajat ovat ammoniakkitehtaat ja typpilannoitteet jossa ammoniakkia saadaan suoraan typestä ja vedystä:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt - katalyytti).

Suuria määriä vetyä käytetään metyylialkoholin (metanolin) saamiseen reaktiolla 2H 2 + CO = CH30H ( t, ZnO - katalyytti) sekä kloorivedyn tuotannossa, joka saadaan suoraan kloorista ja vedystä:

H2 + Cl2 = 2HCI.

Joskus metallurgiassa käytetään vetyä pelkistävänä aineena puhtaiden metallien valmistuksessa, esimerkiksi: Fe 2 O 3 + 3 H 2 = 2 Fe + 3 H 2 O.

1. Mitä hiukkasia ovat a) protiumin, b) deuteriumin, c) tritiumin ytimet?
2. Vertaa vetyatomin ionisaatioenergiaa muiden alkuaineiden atomien ionisaatioenergiaan. Mikä alkuaine on vetyä lähinnä tätä ominaisuutta?
3. Tee sama elektronien affiniteettienergian suhteen
4. Vertaa kovalenttisen sidoksen polarisaatiosuuntaa ja vedyn hapetustilaa yhdisteissä: a) BeH2, CH4, NH3, H20, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Kirjoita vedyn yksinkertaisin, molekyyli-, rakenne- ja tilakaava. Kumpaa käytetään yleisimmin?
6. Usein sanotaan: "Vety on ilmaa kevyempää." Mitä tämä tarkoittaa? Milloin tämä ilmaisu voidaan ottaa kirjaimellisesti ja milloin ei?
7. Tee kalium- ja kalsiumhydridien sekä ammoniakin, rikkivedyn ja vetybromidin rakennekaavat.
8. Tietäen fuusion ja vedyn höyrystymisen moolilämmöt, määritä vastaavien erityismäärien arvot.
9.Luo sähköinen vaaka jokaiselle neljästä vedyn peruskemiallisia ominaisuuksia kuvaavasta reaktiosta. Huomaa hapettavat ja pelkistävät aineet.
10. Määritä sinkin massa, joka tarvitaan 4,48 litran vedyn saamiseksi laboratoriossa.
11. Määritä vedyn massa ja tilavuus, joka voidaan saada 30 m 3: n metaanin ja vesihöyryn seoksesta, tilavuussuhteessa 1: 2, saannolla 80%.
12. Tee yhtälöt reaktioista, jotka tapahtuvat vedyn a) fluorin ja b) vuorovaikutuksessa rikin kanssa.
13. Seuraavat reaktiokaaviot kuvaavat ionisten hydridien tärkeimpiä kemiallisia ominaisuuksia:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20MOH + H2; d) MH + HCl (p) MCl + H2
Tässä M on litium, natrium, kalium, rubidium tai cesium. Kirjoita vastaavien reaktioiden yhtälöt, jos M on natrium. Havainnollista kalsiumhydridin kemiallisia ominaisuuksia reaktioyhtälöillä.
14. Kirjoita seuraavien reaktioiden yhtälöt käyttäen elektronista tasapainomenetelmää, joka kuvaa joidenkin molekyylihydridien pelkistäviä ominaisuuksia:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Happi

Kuten vedyn tapauksessa, sana "happi" on sekä kemiallisen elementin että yksinkertaisen aineen nimi. Yksinkertaisen aineen lisäksi " happi"(dioxygen) kemiallinen alkuaine happi muodostaa toisen yksinkertaisen aineen, jota kutsutaan " otsoni"(triohappi). Nämä ovat hapen allotrooppisia modifikaatioita. Aine happi koostuu happimolekyyleistä O 2 ja otsoni koostuu otsonin O 3 molekyyleistä.

a) Kemiallinen alkuaine happi

Luonnollisessa elementtisarjassa hapen järjestysluku on 8. Alkuainejärjestelmässä happi on toisella jaksolla VIA -ryhmässä.
Happi on maapallon runsain alkuaine. Maankuoressa jokainen toinen atomi on happiatomi eli maapallon ilmakehän, hydrosfäärin ja litosfäärin hapen molaarinen osuus on noin 50%. Happi (aine) - komponentti ilmaa. Hapen tilavuusosuus ilmassa on 21%. Happi (alkuaine) on osa vettä, monia mineraaleja sekä kasveja ja eläimiä. Ihmiskeho sisältää keskimäärin 43 kg happea.
Luonnollinen happi koostuu kolmesta isotoopista (16 O, 17 O ja 18 O.), joista kevyin isotooppi 16 O. on runsain, joten hapen atomimassa on lähellä 16 D (15.9994 D).

b) Happiatomi

Tunnet seuraavat happiatomin ominaisuudet.

Taulukko 29.Happiatomivalenssi

Valenssitila				Esimerkkejä kemikaaleista
				Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *
			–II - minä 0 + Minä + II	H 2O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O 2 ** O 2 F 2 2
				NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 Na2O2, K202, Ca02, Ba02
				Li20, Na2O, MgO, CaO, BaO, FeO, La203

* Näitä oksideja voidaan pitää myös ioniyhdisteinä.
** Molekyylin happiatomit eivät ole tietyssä valenssitilassa; tämä on vain esimerkki aineesta, jonka happiatomien hapetustila on nolla
Korkea ionisaatioenergia (kuten vety) sulkee pois yksinkertaisen kationin muodostumisen happiatomista. Elektronien affiniteettienergia on melko korkea (lähes kaksi kertaa vedyn energiaa), mikä antaa suuremman taipumuksen happiatomille kiinnittää elektroneja ja kyvyn muodostaa O 2A -anioneja. Mutta elektronien affiniteetin energia happiatomiin on edelleen pienempi kuin halogeeniatomien ja jopa muiden ryhmän VIA alkuaineiden. Siksi happianionit ( oksidi -ioneja) ovat vain happiyhdisteissä, joissa on alkuaineita, joiden atomit luovuttavat elektroneja erittäin helposti.
Yhdistämällä kaksi paritonta elektronia, happiatomi voi muodostaa kaksi kovalenttista sidosta. Koska viritys on mahdotonta, kaksi yksinäistä elektroniparia voi päästä vain luovuttaja-vastaanottaja-vuorovaikutukseen. Siten, ottamatta huomioon sidoksen ja hybridisaation moninaisuutta, happiatomi voi olla yhdessä viidestä valenssitilasta (taulukko 29).
Tyypillisin happiatomille on valenssitila kanssa W k = 2, eli kahden kovalenttisen sidoksen muodostuminen kahden parittoman elektronin vuoksi.
Happiatomin erittäin suuri elektronegatiivisuus (suurempi - vain fluorin osalta) johtaa siihen, että useimmissa sen yhdisteissä hapen hapetustila on –II. On aineita, joissa hapella on muita hapetustilan arvoja, joista osa on esitetty taulukossa 29 esimerkkinä, ja vertailukelpoisuus on esitetty kuviossa. 10.3.

c) Hapen molekyyli

Kokeellisesti on todettu, että kaksiatominen happimolekyyli 02 sisältää kaksi paritonta elektronia. Käyttämällä valenssisidosten menetelmää tämän molekyylin tällaista elektronista rakennetta ei voida selittää. Siitä huolimatta happimolekyylin sidos on ominaisuuksiltaan lähellä kovalenttia. Hapen molekyyli on ei-polaarinen. Interatominen etäisyys ( r o - o = 1,21 A = 121 nm) on pienempi kuin yksinkertaisen sidoksen yhdistämien atomien välinen etäisyys. Moolisidosenergia on melko korkea ja on 498 kJ / mol.

d) Happi (aine)

Normaalioloissa happi on väritön ja hajuton kaasu. Kiinteä happi sulaa 55 K (–218 ° C) lämpötilassa ja nestemäinen happi kiehuu 90 K (–183 ° C) lämpötilassa.
Molekyylien väliset sidokset kiinteässä ja nestemäisessä hapessa ovat jonkin verran vahvempia kuin vedyssä, mistä on osoituksena laajempi lämpötila -alue nestemäisen hapen olemassaololle (36 ° C) ja korkeampi kuin vedyn, molaariset fuusiolämpötilat (0,446 kJ / mol) ja höyrystyminen (6, 83 kJ / mol).
Happi liukenee vähäisessä määrin veteen: 0 ° C: ssa vain 5 tilavuutta happea (kaasua!) Liuotetaan 100 tilavuuteen vettä (nestettä!).
Hapen atomien suuri taipumus kiinnittää elektroneja ja suuri elektronegatiivisuus johtavat siihen, että hapella on vain hapettavia ominaisuuksia. Nämä ominaisuudet ovat erityisen voimakkaita korkeissa lämpötiloissa.
Happi reagoi monien metallien kanssa: 2Ca + O2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe3O4 ( t);
ei-metallit: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5 0 2 = P 4 O 10,
ja monimutkaiset aineet: CH4 + 2O 2 = CO 2 + 2 H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Useimmiten tällaisten reaktioiden tuloksena saadaan erilaisia ​​oksideja (katso II luvun 5 kohta), mutta aktiiviset alkalimetallit, esimerkiksi natrium, muutetaan polttamalla peroksideiksi:

2Na + O2 = Na2O2.

Saadun natriumperoksidin (Na) 2 (O-O) rakennekaava.
Haiseva sirpale, joka on sijoitettu happiin, syttyy. Se on kätevä ja helppo tapa havaita puhdas happi.
Teollisuudessa happea saadaan ilmasta puhdistamalla (monimutkaisella tislauksella) ja laboratoriossa altistamalla jotkut happea sisältävät yhdisteet lämpöhajoamiselle, esimerkiksi:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + 02 (200 ° C);
2KCl03 = 2KCI + 3O2 (150 ° C, Mn02 - katalyytti);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
ja lisäksi vetyperoksidin katalyyttinen hajoaminen huoneenlämpötilassa: 2H202 = 2H20 + O2 (Mn02 -katalyytti).
Puhdasta happea käytetään teollisuudessa tehostamaan niitä prosesseja, joissa hapettuminen tapahtuu, ja korkean lämpötilan liekin luomiseksi. Rakettityössä nestemäistä happea käytetään hapettimena.
Hapella on suuri merkitys kasvien, eläinten ja ihmisten elämän ylläpitämisessä. Normaaleissa olosuhteissa ihmisellä on riittävästi happea hengittääkseen. Mutta olosuhteissa, joissa ilmaa ei ole tarpeeksi tai se puuttuu kokonaan (lentokoneissa, sukellustoiminnan aikana, avaruusaluksia jne.), erityinen kaasuseokset sisältää happea. Happea käytetään myös lääketieteessä sairauksiin, jotka aiheuttavat hengitysvaikeuksia.

e) Otsoni ja sen molekyylit

Otsoni O 3 on hapen toinen allotrooppinen muunnos.
Kolmiatomisella otsonimolekyylillä on kulmarakenne, kahden rakenteen välinen keskikohta, joka esitetään seuraavilla kaavoilla:

Otsoni on tummansininen kaasu, jolla on pistävä haju. Vahvan hapettavan aktiivisuutensa vuoksi se on myrkyllistä. Otsoni on puolitoista kertaa "raskaampaa" kuin happi ja hieman enemmän kuin happi, liukenemme veteen.
Otsonia muodostuu ilmakehästä hapesta salaman sähköpurkausten aikana:

3O 2 = 2O 3 ().

Normaalilämpötilassa otsoni muuttuu hitaasti hapeksi, ja kuumennettaessa tämä prosessi etenee räjähdyksellä.
Otsoni sisältyy maapallon niin kutsuttuun "otsonikerrokseen", joka suojaa kaikkea maapallon elämää auringon säteilyn haitallisilta vaikutuksilta.
Joissakin kaupungeissa otsonia käytetään kloorin sijasta juomaveden desinfiointiin (puhdistamiseen).

Piirrä seuraavien aineiden rakennekaavat: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba (OH) 2. Nimeä nämä aineet. Kuvaile happiatomien valenssitiloja näissä yhdisteissä.
Määritä kunkin happiatomin valenssi- ja hapetustila.
2. Tee litiumin, magnesiumin, alumiinin, piin, punaisen fosforin ja seleenin happireaktioiden yhtälöt (seleeniatomit hapetetaan hapetustilaan + IV, muiden alkuaineiden atomit korkeimpaan hapetustilaan). Mihin oksidiluokkiin nämä reaktiotuotteet kuuluvat?
3. Kuinka monta litraa otsonia voidaan saada (normaaleissa olosuhteissa) a) yhdeksästä litrasta happea, b) 8 grammasta happea?

Vesi on maankuoren runsain aine. Maan veden massan arvioidaan olevan 10 18 tonnia. Vesi on planeettamme hydrosfäärin perusta, lisäksi se sisältyy ilmakehään, jään muodossa muodostaa maapallon napahatut ja alppijäätiköt, ja se on myös osa erilaisia ​​kiviä. Veden massaosuus ihmiskehossa on noin 70%.
Vesi on ainoa aine, jolla on omat erityisnimet kaikissa kolmessa aggregaatiotilassa.

Vesimolekyylin elektroninen rakenne (kuva 10.4 a) olemme tutkineet yksityiskohtaisemmin aikaisemmin (ks. § 7.10).
O -H -sidosten napaisuuden ja kulmaisen muodon vuoksi vesimolekyyli on sähköinen dipoli.

Sähköisen dipolin napaisuuden kuvaamiseksi fyysinen määrä, jota kutsutaan " sähköisen dipolin sähköinen hetki " tai yksinkertaisesti " dipolin hetki ".

Kemiassa dipolimomentti mitataan Debyesissä: 1 D = 3,34. 10–30 Cl. m

Vesimolekyylissä on kaksi napaista kovalenttista sidosta, eli kaksi sähköistä dipolia, joista jokaisella on oma dipolimomentti (ja). Molekyylin kokonaisdipolimomentti on yhtä suuri kuin näiden kahden momentin vektorisumma (kuva 10.5):

(H20) = ,

missä q 1 ja q 2 - osittaiset varaukset (+) vetyatomeilla ja - atomien väliset O -H -etäisyydet molekyylissä. Koska q 1 = q 2 = q, a, siis

Taulukossa on esitetty vesimolekyylin ja joidenkin muiden molekyylien kokeellisesti määritetyt dipolimomentit.

Taulukko 30.Joidenkin polaaristen molekyylien dipolimomentit

Molekyyli		Molekyyli		Molekyyli

Kun otetaan huomioon vesimolekyylin dipoliluonne, se kuvataan usein kaavamaisesti seuraavasti:
Puhdas vesi- väritön neste, mauton ja hajuton. Jotkut veden tärkeimmistä fysikaalisista ominaisuuksista on esitetty taulukossa.

Taulukko 31.Jotkut veden fysikaaliset ominaisuudet

Suuret fuusio- ja höyrystymislämpöarvot (suuruusluokkaa korkeammat kuin vedyn ja hapen) osoittavat, että vesimolekyylit sekä kiinteässä että nestemäisessä aineessa ovat melko tiukasti sidoksissa toisiinsa. Näitä yhteyksiä kutsutaan " vetysidokset ".

SÄHKÖDIPOLI, DIPOLI -HETKI, SIDONTAPAINAISUUS, MOLEKUULIPOLARITEETTI.
Kuinka monta happiatomin valenssielektronia osallistuu sidosten muodostumiseen vesimolekyylissä?
2.Jos joiden orbitaalien päällekkäisyydet muodostavat sidoksia vedyn ja hapen välillä vesimolekyylissä?
3. Tee kaavio sidosten muodostumisesta vetyperoksidimolekyylissä H 2 O 2. Mitä voit sanoa tämän molekyylin tilarakenteesta?
4. Atomien väliset etäisyydet HF-, HCl- ja HBr -molekyyleissä ovat vastaavasti 0,92; 1,28 ja 1,41. Laske ja vertaa dipolimomenttitaulukon avulla näiden molekyylien vetyatomien osamaksuja.
5. Atomien väliset etäisyydet S - H rikkivetymolekyylissä ovat 1,34 ja sidosten välinen kulma on 92 °. Määritä rikki- ja vetyatomien osamaksujen arvot. Mitä voit sanoa rikkiatomin valenssi -orbitaalien hybridisaatiosta?

10.4. Vetysidos

Kuten tiedätte, koska vedyn ja hapen elektronegatiivisuudessa (2.10 ja 3.50) on merkittävä ero, vesimolekyylin vetyatomilla on suuri positiivinen osavaraus ( q h = 0,33 e), ja happiatomilla on vielä suurempi negatiivinen osavaraus ( q h = -0,66 e). Muista myös, että happiatomissa on kaksi yksinäistä elektroniparia per sp 3-hybridi AO. Yhden vesimolekyylin vetyatomi vetää puoleensa toisen molekyylin happiatomiin, ja lisäksi vetyatomin puolityhjä 1s-AO hyväksyy osittain happiatomin elektroniparin. Näiden molekyylien välisen vuorovaikutuksen seurauksena erityinen laji molekyylien väliset sidokset - vetysidos.
Veden tapauksessa vedysidos voidaan esittää kaavamaisesti seuraavasti:

Viimeisessä rakennekaavassa kolme pistettä (katkoviiva, ei elektroneja!) Näytä vety sidos.

Vetysidos ei ole vain vesimolekyylien välillä. Se muodostuu, jos kaksi ehtoa täyttyvät:
1) molekyylissä on voimakkaasti polaarinen N -E -sidos (E on riittävän elektronegatiivisen alkuaineen atomin symboli),
2) molekyylissä on E -atomi, jolla on suuri negatiivinen varaus ja yksinäinen elektronipari.
Elementti E voi olla fluori, happi ja typpi. Vetysidokset ovat paljon heikompia, jos E on kloori tai rikki.
Esimerkkejä aineista, joilla on vetysidos molekyylien välillä: fluorivety, kiinteä tai nestemäinen ammoniakki, etyylialkoholi ja monet muut.

Nestemäisessä fluorivetyssä sen molekyylit ovat sidoksissa vetysidoksilla melko pitkissä ketjuissa, ja kolmiulotteiset verkot muodostuvat nestemäiseen ja kiinteään ammoniakkiin.
Lujuudeltaan vetysidos on välituote kemiallisen sidoksen ja muun tyyppisten molekyylien välisen sidoksen välillä. Vetysidoksen molaarinen energia vaihtelee yleensä välillä 5 - 50 kJ / mol.
Kiinteässä vedessä (eli jääkiteissä) kaikki vetyatomit ovat sidottuja vetyatomeihin happiatomeihin, jolloin jokainen happiatomi muodostaa kaksi vetysidosta (käyttäen molempia yksinäisiä elektronipareja). Tämä rakenne tekee jään "löysemmäksi" verrattuna nestemäiseen veteen, jossa osa vetysidoksista katkeaa ja molekyylit kykenevät "pakkautumaan" hieman tiheämmin. Tämä jään rakenteen ominaisuus selittää, miksi toisin kuin useimmat muut aineet, kiinteässä tilassa olevan veden tiheys on pienempi kuin nesteen. Vesi saavuttaa suurimman tiheytensä 4 ° C: ssa - tässä lämpötilassa paljon vetysidoksia katkeaa, eikä lämpölaajenemisella ole kovin suurta vaikutusta tiheyteen.
Vetysidokset ovat erittäin tärkeitä elämässämme. Kuvitellaanpa hetki, että vetysidokset ovat lakanneet muodostumasta. Tässä muutamia seurauksia:

• huoneenlämpöinen vesi muuttuu kaasumaiseksi, koska sen kiehumispiste laskee noin -80 ° C: seen;
• kaikki säiliöt jäätyvät pohjasta, koska jään tiheys olisi suurempi kuin nestemäisen veden tiheys;
• DNA: n kaksoiskierre lakkaa olemasta ja paljon muuta.

Annetut esimerkit riittävät ymmärtämään, että tässä tapauksessa luonto planeetallamme muuttuisi täysin erilaiseksi.

VETYSIDONTA, MUODOSTUKSEN EHDOT.
Etyylialkoholin kaava on CH3 -CH2 -O -H. Minkä tämän aineen eri molekyylien atomien välille muodostuu vetysidoksia? Laadi rakennekaavoja havainnollistamaan niiden muodostumista.
2. Vetysidoksia ei ole vain yksittäisissä aineissa, vaan myös liuoksissa. Osoita rakennekaavojen avulla, kuinka vetysidokset muodostuvat a) ammoniakin, b) fluorivety, c) etanolin (etyylialkoholin) vesiliuoksessa. = 2H 2O.
Molemmat reaktiot tapahtuvat vedessä jatkuvasti ja yhtä nopeasti, joten vedessä on tasapaino: 2H 2 O AH 3 O + OH.
Tätä tasapainoa kutsutaan autoprotolyysin tasapaino vettä.

Tämän palautuvan prosessin suora reaktio on endoterminen, joten kuumennettaessa autoprotolyysi lisääntyy, mutta huoneenlämpötilassa tasapaino siirtyy vasemmalle, eli H 3O- ja OH -ionien pitoisuus on vähäinen. Mitä ne ovat tasavertaisia?
Toimivan joukon lain mukaan

Mutta koska reagoivien vesimolekyylien määrä on merkityksetön verrattuna vesimolekyylien kokonaismäärään, voidaan olettaa, että vesipitoisuus autoprotolyysin aikana käytännössä ei muutu, ja 2 = const Näin alhainen vastakkain varautuneiden ionien pitoisuus puhtaassa vedessä selittää, miksi tämä neste, vaikkakin huonosti, johtaa edelleen sähkövirtaa.

VEDEN AUTOPROTOLYYSI, VEDEN AUTOPROTOLYYSI (IONINEN TUOTE).
Nestemäisen ammoniakin (kiehumispiste –33 ° C) ionituote on 2,10–28. Laadi yhtälö ammoniakin autoprotolyysille. Määritä ammoniumionien pitoisuus puhtaassa nestemäisessä ammoniakissa. Millä aineista on suurin sähkönjohtavuus, vesi tai nestemäinen ammoniakki?

1. Vedyn saaminen ja sen palaminen (pelkistävät ominaisuudet).
2. Hapen saaminen ja siinä olevien aineiden palaminen (hapettavat ominaisuudet).

Tunnetuin ja parhaiten tutkittu happiyhdiste on sen oksidi H20 - vesi. Puhdas vesi on väritön läpinäkyvä neste, hajuton ja mauton. Paksussa kerroksessa se on sinertävänvihreä.

Vettä esiintyy kolmessa aggregaatiotilassa: kiinteä - jää, neste ja kaasumainen - vesihöyry.

Kaikista nestemäisistä ja kiinteistä aineista vedessä on suurin erityinen lämpö... Tästä syystä vesi on lämmönvaraaja eri organismeissa.

Normaalipaineessa jään sulamispiste on 0 0 C (273 0 K), veden kiehumispiste +100 0 C (373 0 K). Nämä ovat epätavallisen korkeita arvoja. Lämpötilassa T 0 +4 0 C veden tiheys on alhainen 1 g / ml. Tämän lämpötilan ylä- tai alapuolella veden tiheys on alle 1 g / ml. Tämä ominaisuus erottaa veden kaikista muista aineista, joiden tiheys kasvaa pienentyessä t 0. Kun vesi siirtyy nestemäisestä tilastaan ​​kiinteään tilaan, tilavuus kasvaa: jokaista 92 nestemäisen veden tilavuutta kohden muodostuu 100 tilavuutta jäätä. Tilavuuden kasvaessa tiheys pienenee, joten koska vesi on kevyempää, jää kelluu aina pintaan.

Veden rakennetta koskevat tutkimukset ovat osoittaneet, että vesimolekyyli on rakennettu kolmion muotoiseksi, jonka yläosassa on elektronegatiivinen happiatomi ja emästen kulmissa vety. Sidoskulma on 104, 27. Vesimolekyyli on polaarinen - elektronitiheys siirtyy happiatomiin. Tällainen polaarinen molekyyli voi olla vuorovaikutuksessa toisen molekyylin kanssa muodostaen monimutkaisempia aggregaatteja sekä dipolien vuorovaikutuksen että vetysidosten muodostumisen kautta. Tätä ilmiötä kutsutaan veden yhdistämiseksi. Vesimolekyylien assosiaatio määräytyy pääasiassa vetysidosten muodostumisen välillä. Höyrytilassa olevan veden molekyylipaino on 18 ja vastaa sen yksinkertaisinta kaavaa - H20. Muissa tapauksissa veden molekyylipaino on kahdeksantoista (18) monikerta.

Molekyylin napaisuus ja pieni koko johtavat siihen, että sillä on vahvat kosteuttavat ominaisuudet.

Veden dielektrisyysvakio on niin korkea (81), että sillä on voimakas ionisoiva vaikutus siihen liuenneisiin aineisiin aiheuttaen happojen, suolojen ja emästen hajoamisen.

Vesimolekyyli pystyy sitoutumaan erilaisiin ioneihin muodostaen hydraatteja. Näille yhdisteille on ominaista erityinen rakenne, joka muistuttaa monimutkaisia ​​yhdisteitä.

Yksi tärkeimmistä lisätuotteista on hydronium -ioni - H 3O, joka muodostuu H + -ionin lisäämisen seurauksena happiatomin yksinäiseen elektronipariin.

Tämän lisäyksen seurauksena syntynyt hydroniumioni saa varauksen +1.

H + + H20H3O +

Tällainen prosessi on mahdollista järjestelmissä, jotka sisältävät aineita, jotka hajottavat vetyionin.

Vesi, sekä kylmässä että kuumennettaessa, on aktiivisesti vuorovaikutuksessa monien metallien kanssa ja seisoo toimintalinjassa vedyn asti. Näissä reaktioissa muodostuu vastaavia oksideja tai hydroksideja ja syrjäytetään vety:

2 Fe + 3 HOH = Fe 2 O 3 + 3 H 2

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H

Vesi liittyy melko aktiivisesti pää- ja happoja oksideja muodostaen vastaavat hydroksidit:

CaO + H20 = Ca (OH) 2 - emäs

P 2 O 5 + 3 H 2 = 2 H 3 PO 4 - happo

Näissä tapauksissa kiinnittynyttä vettä kutsutaan perustuslailliseksi (toisin kuin kiteytyminen kiteisissä hydraateissa).

Vesi reagoi halogeenien kanssa, jolloin muodostuu happojen seos:

H 2 + HOH HCl + HClO

Veden tärkein ominaisuus on sen liukenemisvoima.

Vesi on yleisin liuotin luonnossa ja tekniikassa. Suurin osa kemiallisista reaktioista tapahtuu vedessä. Mutta ehkä tärkeimmät ovat biologiset ja biokemialliset prosessit esiintyy kasvi- ja eläinorganismeissa, joihin liittyy proteiineja, rasvoja, hiilihydraatteja ja muita aineita vesiympäristö organismi.

Toinen vedyn ja hapen yhdiste on vetyperoksidi H202.

Rakennekaava H - O - O - H, molekyylipaino - 34.

Latinalainen nimi Hydrogenii peroxydum.

Tämän aineen löysi vuonna 1818 ranskalainen tiedemies Louis-Jacques Thénard, joka tutki eri mineraalihappojen vaikutusta bariumperoksidiin (BaO 2). Luonnossa vetyperoksidia muodostuu hapetuksen aikana. Kätevin ja modernilla tavalla H202: n saaminen on elektrolyyttinen menetelmä, jota käytetään teollisuudessa. Lähtöaineina käytetään rikkihappoa tai ammoniumsulfaattia.

Nykyaikaisilla fysikaalis-kemiallisilla menetelmillä on todettu, että vetyperoksidin molemmat happiatomit on kytketty suoraan toisiinsa ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen avulla. sidokset vety- ja happiatomien välillä (johtuen yhteisten elektronien siirtymisestä happea kohti) ovat polaarisia. Siksi H202 -molekyyli on myös polaarinen. H2O2 -molekyylien välille muodostuu vetysidos, mikä johtaa niiden yhteyteen 210 kJ O -O -sidosenergian kanssa, mikä on huomattavasti vähemmän kuin H -O -sidoksen energia (470 kJ).

Vetyperoksidiliuos- kirkas, väritön neste, hajuton tai heikko erikoinen haju, lievästi hapan reaktio. Se hajoaa nopeasti altistuessaan valolle, kuumennettaessa, joutuessaan kosketuksiin alkalien, hapettavien ja pelkistävien aineiden kanssa, vapauttaen happea. Reaktio tapahtuu: H202 = H20 + O

H202 -molekyylien heikko stabiilisuus johtuu O -O -sidoksen hauraudesta.

Säilytä sitä tummassa lasiastiassa ja viileässä paikassa. Kun vetyperoksidin väkevät liuokset vaikuttavat ihoon, muodostuu palovammoja ja palovamma sattuu.

KÄYTTÖ: lääketieteessä 3% vetyperoksidiliuosta käytetään hemostaattisena aineena, desinfiointiaineena ja hajunpoistoaineena huuhteluun ja huuhteluun stomatiitin, kurkkukipun, gynekologisten sairauksien jne.

Kosketuksessa katalaasientsyymin kanssa (verestä, mädästä, kudoksista) atomihappo toimii vapautumishetkellä. H202: n vaikutus on lyhytaikainen. Lääkkeen arvo on se, että sen hajoamistuotteet ovat vaarattomia kudoksille.

HYDROPERIT on monimutkainen vetyperoksidin yhdiste urean kanssa. Vetyperoksidipitoisuus on noin 35%. Käytä nimellä antiseptinen vetyperoksidin sijasta.

Yksi H202: n tärkeimmistä kemiallisista ominaisuuksista on sen hapetusominaisuudet. Hapen hapetustila H202: ssa on -1, ts. on väliarvo hapen hapetustilan välillä vedessä (-2) ja molekyylipitoisessa hapessa (0). Siksi vetyperoksidilla on sekä hapettavan että pelkistävän aineen, so. esittelee redox -kaksinaisuutta. On huomattava, että H202: n hapettavat ominaisuudet ovat paljon voimakkaampia kuin pelkistävät ja ne ilmenevät happamissa, emäksisissä ja neutraaleissa väliaineissa. Esimerkiksi:

2 KI + H 2SO 4 + H 2 02 = I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 I - - 2ē → I 2 0 1 - v -l

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 - ok -l

2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O

Vahvien hapettimien vaikutuksesta H202: lla on pelkistäviä ominaisuuksia:

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4 H 2 O 2 - ok -l

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 - v -l

2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 02 + 10 H +

Johtopäätökset:

1. Happi on maapallon runsain alkuaine.

Luonnossa happea esiintyy kahdessa allotrooppisessa muunnoksessa: 02 - dioksi tai "tavallinen happi" ja O 3 - tri -happi (otsoni).

2. allotropia- erilaisten yksinkertaisten aineiden muodostuminen yhdestä elementistä.

3. Hapen allotrooppiset muutokset: happi ja otsoni.

4. Happiyhdisteet vedyn kanssa - vesi ja vetyperoksidi .

5. Vettä esiintyy kolmessa aggregaatiotilassa: kiinteässä - jäässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa - vesihöyryssä.

6. Lämpötilassa T 0 +4 0 C veden tiheys on 1 g / ml.

7. Vesimolekyyli on rakennettu kolmion muotoon, jonka kärjessä on elektronegatiivinen happiatomi, ja emästen kulmissa on vetyä.

8. Sidoskulma on 104, 27

9. Vesimolekyyli on polaarinen - elektronitiheys siirtyy kohti happiatomia.

12. Rikki. Rikin karakterisointi sen aseman perusteella jaksollisessa järjestelmässä atomin rakenteen teorian kannalta, mahdolliset hapetustilat, fyysiset ominaisuudet, jakelu luonnossa, biologinen rooli, tuotantomenetelmät, kemialliset ominaisuudet. ... Rikin ja sen yhdisteiden käyttö lääketieteessä ja kansantaloudessa.

RIKKI:

A) oleminen luonnossa

B) biologinen rooli

C) käyttö lääketieteessä

Rikki on luonnossa yleistä ja esiintyy sekä vapaassa tilassa (luontainen rikki) että yhdisteiden muodossa - FeSe (pyriitti), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 jne. erilaisia ​​yhteyksiä sisältyvät luonnonhiileihin, öljyihin ja maakaasuihin.

Rikki on yksi elämän prosessien kannalta tärkeistä elementeistä, koska se on osa proteiiniaineita. Rikkipitoisuus ihmiskehossa on 0,25%. Se on osa aminohappoja: kysteiini, glutationi, metioniini jne.

Erityisesti paljon rikkiä on hiusten, sarvien, villan proteiineissa. Lisäksi rikki on osa kehon biologisesti aktiiviset aineet: vitamiinit ja hormonit (esim. insuliini).

Rikkiä esiintyy yhdisteiden muodossa hermokudoksessa, rustossa, luissa ja sapessa. Hän osallistuu kehon redoksiprosesseihin.

Rikin puutteen vuoksi kehossa on luiden haurautta ja haurautta, hiustenlähtöä.

Rikkiä löytyy karviaisista, rypäleistä, omenoista, kaalista, sipulista, ruista, herneistä, ohrasta, tattarista ja vehnästä.

Ennätyksen haltijat: 190 herneitä, 244% soijaa.

Happi on maapallon runsain alkuaine. Yhdessä typen ja pienen määrän muiden kaasujen kanssa vapaa happi muodostaa maapallon ilmakehän. Sen pitoisuus ilmassa on 20,95 tilavuusprosenttia tai 23,15 painoprosenttia. Maankuoressa 58% atomeista on sitoutuneita happiatomeja (47% massasta). Happi on osa vettä (sitoutuneen hapen varannot hydrosfäärissä ovat erittäin suuria), kiviä, monia mineraaleja ja suoloja, sitä on rasvoissa, proteiineissa ja hiilihydraateissa, jotka muodostavat eläviä organismeja. Lähes kaikki maapallon vapaa happi syntyi ja säilyy fotosynteesin seurauksena.

Fyysiset ominaisuudet.

Happi on väritön, mauton ja hajuton kaasu, hieman raskaampaa kuin ilma. Olemme liukoisia veteen (31 ml happea liukenee 1 litraan vettä 20 asteen lämpötilassa), mutta silti paremmin kuin muut ilmakehän kaasut, joten vesi on rikastettu hapella. Hapen tiheys normaaliolosuhteissa on 1,429 g / l. -1830 ° C: n lämpötilassa ja 101,325 kPa: n paineessa happi muuttuu nestemäiseksi. Nestemäisellä hapella on sinertävä väri, se vetää magneettikenttään ja -218,7 ° C: ssa muodostaa sinisiä kiteitä.

Luonnollisessa hapessa on kolme isotooppia O 16, O 17, O 18.

Allotropia- kyky kemiallinen elementti esiintyy kahden tai useamman yksinkertaisen aineen muodossa, jotka eroavat vain molekyylien atomien lukumäärästä tai rakenteesta.

Otsoni O 3 - esiintyy ylemmät kerrokset ilmakehä 20-25 km: n korkeudessa maan pinnasta ja muodostaa niin sanotun "otsonikerroksen", joka suojaa maapalloa tuhoisilta ultraviolettisäteily Aurinko; vaalean violetti, myrkyllinen suurina määrinä kaasua, jolla on erityinen, pistävä, mutta miellyttävä haju. Sulamispiste on -192,7 0 С, kiehumispiste on -111,9 0 С. Veteen liukenemme paremmin kuin happi.

Otsoni - voimakas hapettava aine... Sen oksidatiivinen aktiivisuus perustuu molekyylin kykyyn hajota, jolloin vapautuu atomihappoa:

Se hapettaa monia yksinkertaisia ​​ja monimutkaisia ​​aineita. Muodostaa otsonideja joidenkin metallien, esimerkiksi kaliumotsonidin, kanssa:

K + O 3 = KO 3

Otsonia saadaan erikoislaitteista - otsonisaattoreista. Niissä sähköpurkauksen vaikutuksesta molekulaarinen happi muuttuu otsoniksi:

Samanlainen reaktio tapahtuu salamanpurkausten vaikutuksesta.

Otsonin käyttö johtuu sen vahvoista hapettavista ominaisuuksista: sitä käytetään kankaiden valkaisuun ja desinfiointiin juomavesi, lääketieteessä desinfiointiaineena.

Suurten määrien otsonin hengittäminen on haitallista: ärsyttää silmien ja hengityselinten limakalvoja.

Kemiallisia ominaisuuksia.

Kemiallisissa reaktioissa muiden alkuaineiden (paitsi fluorin) atomien kanssa hapella on yksinomaan hapettavia ominaisuuksia

Tärkein kemiallinen ominaisuus on kyky muodostaa oksideja lähes kaikkien alkuaineiden kanssa. Samaan aikaan happi reagoi suoraan useimpien aineiden kanssa, erityisesti kuumennettaessa.

Näiden reaktioiden seurauksena muodostuu yleensä oksideja, harvemmin - peroksideja:

2Са + О 2 = 2СаО

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O2 = Na2O2

Happi ei ole suoraan vuorovaikutuksessa halogeenien, kullan, platinan kanssa, niiden oksidit saadaan epäsuorasti. Kuumennettaessa rikki, hiili ja fosfori palavat hapessa.

Hapen vuorovaikutus typen kanssa alkaa vain 1200 0 C: n lämpötilassa tai sähköpurkauksessa:

N2 + 02 = 2NO

Vetyllä happi muodostaa vettä:

2H 2 + 02 = 2H 2O

Tämän reaktion aikana vapautuu merkittävä määrä lämpöä.

Seos, jossa on kaksi tilavuutta vetyä ja yksi happi, räjähtää syttyessään; sitä kutsutaan räjähtäväksi kaasuksi.

Monet metallit, jotka ovat kosketuksissa ilmakehän hapen kanssa, altistuvat tuhoutumiselle - korroosiolle. Jotkut metallit normaalissa olosuhteissa hapettuvat vain pinnalta (esimerkiksi alumiini, kromi). Tuloksena oleva oksidikalvo estää vuorovaikutuksen.

4Al + 3O 2 = 2Al 2O 3

Monimutkaiset aineet tietyt ehdot myös vuorovaikutuksessa hapen kanssa. Tässä tapauksessa muodostuu oksideja ja joissakin tapauksissa oksideja ja yksinkertaisia ​​aineita.

CH4 + 2O 2 = CO 2 + 2 H 2O

H2S + O2 = 2S02 + 2H20

4NН 3 + ЗО 2 = 2N 2 + 6Н 2 О

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H20

Kun se on vuorovaikutuksessa monimutkaisten aineiden kanssa, happi toimii hapettimena. Hapen hapettava aktiivisuus perustuu sen tärkeään ominaisuuteen - kykyyn ylläpitää palaminen aineita.

Vedyn kanssa happi muodostaa myös yhdisteen - vetyperoksidin Н 2 О 2 - värittömän läpinäkyvän nesteen, jolla on palava supistava maku ja joka liukenee helposti veteen. Kemiallisesti vetyperoksidi on erittäin mielenkiintoinen yhdiste. Sen alhainen vakaus on ominaista: seisten hajoaa hitaasti veteen ja happiin:

H202 = H20 + 02

Valo, lämpö, ​​alkalien läsnäolo, kosketus hapettavien tai pelkistävien aineiden kanssa nopeuttavat hajoamisprosessia. Hapen hapetustila vetyperoksidissa = - 1, ts. sillä on väliarvo hapen hapetustilan välillä vedessä (-2) ja molekyylipitoisessa hapessa (0); siksi vetyperoksidilla on redoksidualiteetti. Vetyperoksidin hapettavat ominaisuudet ovat paljon voimakkaampia kuin pelkistävät, ja ne ilmenevät happamissa, emäksisissä ja neutraaleissa väliaineissa.

H202 + 2KI + H2S04 = K2S04 + I2 + 2H20