Atom vodonika ima elektronsku formulu vanjskog (i jedinog) nivoa elektrona 1 s 1 . S jedne strane, u smislu prisustva jednog elektrona na vanjskom elektronskom nivou, atom vodonika je sličan atomima alkalnog metala. Međutim, baš kao i halogeni, potreban mu je samo jedan elektron da popuni vanjski elektronski nivo, budući da prvi elektronski nivo ne može sadržavati više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodonik može istovremeno smjestiti i u prvu i u pretposljednju (sedmu) grupu periodnog sistema, što se ponekad radi u različitim verzijama periodnog sistema:

Sa stanovišta svojstava vodonika kao jednostavne supstance, on još uvek ima više zajedničkog sa halogenima. Vodik je, kao i halogeni, nemetal i formira dvoatomske molekule (H 2) poput njih.

U normalnim uslovima, vodonik je gasovita, niskoaktivna supstanca. Niska aktivnost vodika objašnjava se visokom čvrstoćom veza između atoma vodika u molekuli, za čije razbijanje je potrebno ili snažno zagrijavanje, ili korištenje katalizatora, ili oboje.

Interakcija vodika sa jednostavnim supstancama

sa metalima

Od metala, vodonik reaguje samo sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima! Alkalni metali obuhvataju metale glavne podgrupe I grupe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a zemnoalkalne metale glavne podgrupe II grupe, osim berilija i magnezijuma (Ca, Sr, Ba, Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidirajuća svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U ovom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se javlja kada se zagrije:

Treba napomenuti da je interakcija sa aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodonik H2 oksidant.

sa nemetalima

Od nemetala, vodonik reaguje samo sa ugljenikom, azotom, kiseonikom, sumporom, selenom i halogenima!

Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant izuzetno inertna alotropna modifikacija ugljika.

Kada je u interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog agensa, odnosno samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Interakcija vodika sa složenim supstancama

sa metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključivo), međutim, sposoban je reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrijava:

sa nemetalnim oksidima

Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrije s oksidima dušika, halogenima i ugljikom. Od svih interakcija vodika s oksidima nemetala, posebno se ističe njegova reakcija s ugljičnim monoksidom CO.

Mješavina CO i H2 čak ima i svoje ime - "sintetski plin", jer se, ovisno o uvjetima, iz nje mogu dobiti popularni industrijski proizvodi poput metanola, formaldehida, pa čak i sintetičkih ugljikovodika:

sa kiselinama

Vodonik ne reaguje sa neorganskim kiselinama!

Od organskih kiselina, vodik reagira samo s nezasićenim kiselinama, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne grupe koje se mogu reducirati s vodikom, posebno aldehidne, keto ili nitro grupe.

sa solima

U slučaju vodenih rastvora soli ne dolazi do njihove interakcije sa vodonikom. Međutim, kada se vodik propušta preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Hemijska svojstva halogena

Halogeni su hemijski elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne supstance koje formiraju. Ovdje i dalje u tekstu, osim ako nije drugačije navedeno, halogeni će se shvatiti kao jednostavne tvari.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, koja određuje niske tačke topljenja i ključanja ovih supstanci. Molekuli halogena su dvoatomni, tj. njihova formula se može zapisati u opštem obliku kao Hal 2.

Treba napomenuti tako specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. Sublimacija, je pojava u kojoj se supstanca u čvrstom stanju ne topi kada se zagreje, već, zaobilazeći tečnu fazu, odmah prelazi u gasovito stanje.

Elektronska struktura vanjskog energetskog nivoa atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sistema u kojem se halogen nalazi. Kao što možete vidjeti, atomima halogena potreban je samo jedan elektron da dođu do vanjskog omotača od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidirajuća svojstva slobodnih halogena, što se i potvrđuje u praksi. Kao što je poznato, elektronegativnost nemetala opada kada se kreće niz podgrupu, pa se stoga aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama

Svi halogeni su vrlo reaktivne tvari i reagiraju s većinom jednostavnih tvari. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). One. zapravo, fluor ne reaguje samo sa nekim plemenitim gasovima.

Preostali halogeni, tj. hlor, brom i jod su takođe aktivne supstance, ali manje aktivne od fluora. Reaguju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.

Interakcija halogena sa nemetalima

vodonik

Kada svi halogeni stupe u interakciju sa vodonikom, nastaju vodonik halogenidi sa opštom formulom HHal. U ovom slučaju, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak i u mraku i nastavlja se eksplozijom u skladu s jednadžbom:

Reakcija hlora sa vodonikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili toplotom. Takođe nastavlja sa eksplozijom:

Brom i jod reaguju sa vodikom samo kada se zagreju, a u isto vreme reakcija sa jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora sa fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacionog stanja (+5). U ovom slučaju nastaje fosfor pentafluorid:

Kada klor i brom interaguju sa fosforom, moguće je dobiti fosforne halogenide i u oksidacionom stanju +3 i u oksidacionom stanju +5, što zavisi od proporcija reagujućih supstanci:

Štaviše, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, hlora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfornog triodida zbog njegove znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacionog stanja +6, formirajući sumpor heksafluorid:

Klor i brom reaguju sa sumporom, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u oksidacionim stanjima +1 i +2, koji su za njega izuzetno neuobičajeni. Ove interakcije su vrlo specifične, a za polaganje Jedinstvenog državnog ispita iz hemije nije potrebna sposobnost pisanja jednačina za ove interakcije. Stoga su sljedeće tri jednadžbe date radije za referencu:

Interakcija halogena sa metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor je sposoban reagirati sa svim metalima, čak i neaktivnim poput platine i zlata:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim supstancama

Reakcije supstitucije sa halogenima

Aktivniji halogeni, tj. hemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sistemu su sposobni da istisnu manje aktivne halogene iz halogenovodoničnih kiselina i metalnih halogenida koje stvaraju:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz rastvora sulfida i/ili vodonik sulfida:

Klor je jači oksidant i oksidira sumporovodik u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:

Reakcija halogena sa vodom

Voda gori u fluoru s plavim plamenom u skladu s jednačinom reakcije:

Brom i hlor drugačije reaguju sa vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, tvoreći mješavinu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Interakcija joda sa vodom odvija se u toliko neznatnom stepenu da se može zanemariti i može se pretpostaviti da do reakcije uopšte nema.

Interakcija halogena sa alkalnim rastvorima

Fluor, kada je u interakciji s vodenom otopinom alkalija, opet djeluje kao oksidant:

Sposobnost pisanja ove jednačine nije potrebna za polaganje Jedinstvenog državnog ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativnoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, ostali halogeni u alkalnim otopinama su nesrazmjerni, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoje oksidacijsko stanje. Štoviše, u slučaju hlora i broma, ovisno o temperaturi, moguć je protok u dva različita smjera. Konkretno, na hladnoći se reakcije odvijaju na sljedeći način:

i kada se zagreje:

Jod sa alkalijama reaguje isključivo po drugoj opciji, tj. sa stvaranjem jodata, jer hipojodit nije stabilan ne samo kada se zagreje, već i na uobičajenim temperaturama, pa čak i na hladnoći.

Vodonik je jednostavna supstanca H2 (dihonik, diprocijum, laki vodonik).

Brief karakteristika vodonika:

• Nemetalni.
• Bezbojan gas, teško se rastvara u tečnost.
• Slabo rastvorljiv u vodi.
• Bolje se rastvara u organskim rastvaračima.
• Hemisorpcija metala: gvožđe, nikl, platina, paladijum.
• Snažan redukcijski agens.
• Interagira (na visokim temperaturama) sa nemetalima, metalima, metalnim oksidima.
• Atomski vodonik H0, dobijen termičkom razgradnjom H2, ima najveću redukcionu sposobnost.
• Izotopi vodonika:
  • 1 H - protij
  • 2 H - deuterijum (D)
  • 3 H - tricij (T)
• Relativna molekulska težina = 2,016
• Relativna gustina čvrstog vodonika (t=-260°C) = 0,08667
• Relativna gustina tečnog vodonika (t=-253°C) = 0,07108
• Nadpritisak (br.) = 0,08988 g/l
• temperatura topljenja = -259,19°C
• tačka ključanja = -252,87°C
• Volumetrijski koeficijent rastvorljivosti vodonika:
  • (t=0°C) = 2,15;
  • (t=20°C) = 1,82;
  • (t=60°C) = 1,60;

1. Termička razgradnja vodonika(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Interakcija vodonika sa nemetali:

• H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
• H 2 +Cl 2 = 2HCl (kada se spali ili izloži svjetlosti na sobnoj temperaturi):
  • Cl 2 = 2Cl 0
  • Cl 0 +H 2 = HCl+H 0
  • H 0 +Cl 2 = HCl+Cl 0
• H 2 +Br 2 = 2HBr (t=350-500°C, platinasti katalizator)
• H 2 +I 2 = 2HI (t=350-500°C, platinasti katalizator)
• H 2 +O 2 = 2H 2 O:
  • H 2 + O 2 = 2OH 0
  • OH 0 +H 2 = H 2 O+H 0
  • H 0 +O 2 = OH 0 +O 0
  • O 0 +H 2 = OH 0 +H 0
• H 2 +S = H 2 S (t=150..200°C)
• 3H 2 +N 2 = 2NH 3 (t=500°C, željezni katalizator)
• 2H 2 +C (koks) = CH 4 (t=600°C, platinasti katalizator)
• H 2 +2C (koks) = C 2 H 2 (t=1500..2000°C)
• H 2 +2C(koks)+N2 = 2HCN (t više od 1800°C)

3. Interakcija vodonika sa složene supstance:

• 4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t više od 570°C)
• H 2 +Ag 2 SO 4 = 2Ag+H 2 SO 4 (t više od 200°C)
• 4H 2 +2Na 2 SO 4 = Na 2 S + 4H 2 O (t = 550-600°C, katalizator Fe 2 O 3)
• 3H 2 +2BCl 3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
• H 2 +2EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl (t = 270°C)
• 4H 2 +CO 2 = CH 4 +2H 2 O (t = 200°C, CuO 2 katalizator)
• H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t preko 2200°C)
• H 2 +BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t do 0°C, rastvor)

4. Učešće vodonika u redoks reakcije:

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

Jedinjenja vodonika

D 2 - dideuterijum:

• Teški vodonik.
• Bezbojan gas, teško se rastvara u tečnost.
• Dideuterijum je sadržan u prirodnom vodoniku od 0,012-0,016% (težinski).
• U plinskoj mješavini dideuterijuma i protijuma dolazi do izmjene izotopa na visokim temperaturama.
• Slabo rastvorljiv u običnoj i teškoj vodi.
• Sa običnom vodom izmjena izotopa je zanemarljiva.
• Hemijska svojstva su slična lakom vodiku, ali dideuterijum je manje reaktivan.
• Relativna molekulska težina = 4,028
• Relativna gustina tečnog dideuterijuma (t=-253°C) = 0,17
• temperatura topljenja = -254,5°C
• tačka ključanja = -249,49°C

T 2 - ditirij:

• Superteški vodonik.
• Bezbojni radioaktivni gas.
• Poluživot 12,34 godine.
• Ditricijum u prirodi nastaje kao rezultat bombardovanja 14 N jezgara neutronima iz kosmičkog zračenja; tragovi ditirijuma pronađeni su u prirodnim vodama.
• Ditricij se proizvodi u nuklearnom reaktoru bombardiranjem litija sporim neutronima.
• Relativna molekulska težina = 6,032
• temperatura topljenja = -252,52°C
• tačka ključanja = -248,12°C

HD - deuterijum vodonik:

• Bezbojni gas.
• Ne rastvara se u vodi.
• Hemijska svojstva slična H2.
• Relativna molekulska težina = 3,022
• Relativna gustina čvrstog deuterijum vodonika (t=-257°C) = 0,146
• Nadtlak (br.) = 0,135 g/l
• temperatura topljenja = -256,5°C
• tačka ključanja = -251,02°C

Vodikovi oksidi

H 2 O - voda:

• Bezbojna tečnost.
• Prema izotopskom sastavu kiseonika, voda se sastoji od H 2 16 O sa primesama H 2 18 O i H 2 17 O
• Prema izotopskom sastavu vodonika, voda se sastoji od 1 H 2 O sa primjesom HDO.
• Tečna voda prolazi kroz protolizu (H 3 O + i OH -):
  • H3O+ (oksonijum kation) je najjača kiselina u vodenom rastvoru;
  • OH - (hidroksid ion) je najjača baza u vodenom rastvoru;
  • Voda je najslabiji konjugirani protolit.
• Uz mnoge tvari, voda stvara kristalne hidrate.
• Voda je hemijski aktivna supstanca.
• Voda je univerzalni tečni rastvarač za neorganska jedinjenja.
• Relativna molekulska težina vode = 18,02
• Relativna gustina čvrste vode (led) (t=0°C) = 0,917
• Relativna gustina tečne vode:
  • (t=0°C) = 0,999841
  • (t=20°C) = 0,998203
  • (t=25°C) = 0,997044
  • (t=50°C) = 0,97180
  • (t=100°C) = 0,95835
• gustina (n.s.) = 0,8652 g/l
• tačka topljenja = 0°C
• tačka ključanja = 100°C
• Jonski proizvod vode (25°C) = 1,008·10 -14

1. Termička razgradnja vode:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (iznad 1000°C)

D 2 O - deuterijum oksid:

• Teška voda.
• Bezbojna higroskopna tečnost.
• Viskoznost je veća od viskoznosti vode.
• Miješa se sa običnom vodom u neograničenim količinama.
• Izotopska izmjena proizvodi polutešku vodu HDO.
• Snaga rastvarača je niža od one obične vode.
• Hemijska svojstva deuterijum oksida su slična hemijskim svojstvima vode, ali sve reakcije se odvijaju sporije.
• Teška voda je prisutna u prirodnoj vodi (maseni odnos prema običnoj vodi 1:5500).
• Deuterijum oksid se dobija ponovljenom elektrolizom prirodne vode, u kojoj se teška voda akumulira u ostatku elektrolita.
• Relativna molekulska težina teške vode = 20,03
• Relativna gustina tečne teške vode (t=11,6°C) = 1,1071
• Relativna gustina tečne teške vode (t=25°C) = 1,1042
• temperatura topljenja = 3,813°C
• tačka ključanja = 101,43°C

T 2 O - tricijum oksid:

• Super teška voda.
• Bezbojna tečnost.
• Viskoznost je veća, a moć rastvaranja niža od one obične i teške vode.
• Miješa se sa običnom i teškom vodom u neograničenim količinama.
• Izotopska izmjena sa običnom i teškom vodom dovodi do stvaranja HTO, DTO.
• Hemijska svojstva superteške vode su slična hemijskim svojstvima vode, ali sve reakcije se odvijaju čak i sporije nego u teškoj vodi.
• Tragovi tricijum oksida nalaze se u prirodnoj vodi i atmosferi.
• Superteška voda se dobija propuštanjem tricijuma preko vrućeg bakrenog oksida CuO.
• Relativna molekulska težina superteške vode = 22,03
• tačka topljenja = 4,5°C

Ima svoju specifičnu poziciju u periodnom sistemu, što odražava svojstva koje ispoljava i govori o njegovoj elektronskoj strukturi. Međutim, među svima njima postoji jedan poseban atom koji zauzima dvije ćelije odjednom. Nalazi se u dvije grupe elemenata koji su potpuno suprotni po svojim svojstvima. Ovo je vodonik. Takve karakteristike ga čine jedinstvenim.

Vodik nije samo element, već i jednostavna tvar, kao i sastavni dio mnogih složenih spojeva, biogeni i organogeni element. Stoga, razmotrimo njegove karakteristike i svojstva detaljnije.

Vodonik kao hemijski element

Vodonik je element prve grupe glavne podgrupe, kao i sedme grupe glavne podgrupe u prvom sporednom periodu. Ovaj period se sastoji od samo dva atoma: helijuma i elementa koji razmatramo. Hajde da opišemo glavne karakteristike položaja vodonika u periodnom sistemu.

1. Atomski broj vodika je 1, broj elektrona je isti i, shodno tome, broj protona je isti. Atomska masa - 1,00795. Postoje tri izotopa ovog elementa s masenim brojevima 1, 2, 3. Međutim, svojstva svakog od njih su vrlo različita, jer je povećanje mase čak i za jedan za vodonik odmah dvostruko.
2. Činjenica da sadrži samo jedan elektron na svojoj vanjskoj površini omogućava mu da uspješno pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva. Osim toga, nakon doniranja elektrona, on ostaje sa slobodnom orbitalom, koja učestvuje u formiranju hemijskih veza prema mehanizmu donor-akceptor.
3. Vodik je jak redukcijski agens. Stoga se njegovo glavno mjesto smatra prvom grupom glavne podgrupe, gdje prednjače najaktivniji metali - alkalni.
4. Međutim, kada je u interakciji s jakim redukcijskim agensima, kao što su metali, može biti i oksidacijsko sredstvo, prihvatajući elektron. Ova jedinjenja se nazivaju hidridi. Po ovoj osobini predvodi podgrupu halogena sa kojima je sličan.
5. Zbog svoje vrlo male atomske mase, vodonik se smatra najlakšim elementom. Osim toga, njegova gustina je također vrlo mala, tako da je također mjerilo za lakoću.

Dakle, očito je da je atom vodika potpuno jedinstven element, za razliku od svih ostalih elemenata. Samim tim i njegova svojstva su posebna, a nastaju jednostavne i složene supstance veoma važne. Razmotrimo ih dalje.

Jednostavna supstanca

Ako govorimo o ovom elementu kao molekulu, onda moramo reći da je dvoatomski. Odnosno, vodonik (jednostavna supstanca) je gas. Njegova empirijska formula će biti zapisana kao H2, a grafička formula će biti napisana kroz jednosigma H-H odnos. Mehanizam stvaranja veze između atoma je kovalentni nepolaran.

1. Parna reforma metana.
2. Gasifikacija uglja - proces uključuje zagrijavanje uglja na 1000 0 C, što rezultira stvaranjem vodonika i uglja s visokim udjelom ugljika.
3. Elektroliza. Ova metoda se može koristiti samo za vodene otopine različitih soli, jer taline ne dovode do pražnjenja vode na katodi.

Laboratorijske metode za proizvodnju vodonika:

1. Hidroliza metalnih hidrida.
2. Utjecaj razrijeđenih kiselina na aktivne metale i srednju aktivnost.
3. Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala sa vodom.

Da biste prikupili proizvedeni vodonik, morate držati epruvetu naopako. Uostalom, ovaj plin se ne može prikupiti na isti način kao, na primjer, ugljični dioksid. Ovo je vodonik, mnogo je lakši od vazduha. Brzo isparava, au velikim količinama eksplodira kada se pomiješa sa zrakom. Stoga epruvetu treba preokrenuti. Nakon punjenja, mora se zatvoriti gumenim čepom.

Da biste provjerili čistoću prikupljenog vodonika, treba prinijeti upaljenu šibicu na vrat. Ako je pljesak tup i tih, to znači da je plin čist, sa minimalnim nečistoćama zraka. Ako je glasan i zviždi, prljav je, sa velikim udjelom stranih komponenti.

Područja upotrebe

Kada se sagori vodonik, oslobađa se tako velika količina energije (topline) da se ovaj plin smatra najisplativijim gorivom. Štaviše, ekološki je prihvatljiv. Međutim, do danas je njegova primjena u ovoj oblasti ograničena. To je zbog loše osmišljenih i neriješenih problema sinteze čistog vodonika, koji bi bio pogodan za korištenje kao gorivo u reaktorima, motorima i prijenosnim uređajima, kao i kotlovima za grijanje stambenih objekata.

Uostalom, metode za proizvodnju ovog plina su prilično skupe, pa je prvo potrebno razviti posebnu metodu sinteze. Onaj koji će vam omogućiti da dobijete proizvod u velikim količinama i uz minimalne troškove.

Postoji nekoliko glavnih područja u kojima se koristi plin koji razmatramo.

1. Hemijske sinteze. Hidrogenacija se koristi za proizvodnju sapuna, margarina i plastike. Uz učešće vodonika sintetiziraju se metanol i amonijak, kao i druga jedinjenja.
2. U prehrambenoj industriji - kao aditiv E949.
3. Vazduhoplovna industrija (raketna nauka, proizvodnja aviona).
4. Elektroprivreda.
5. Meteorologija.
6. Ekološki prihvatljivo gorivo.

Očigledno, vodonik je važan onoliko koliko ga ima u izobilju u prirodi. Različita jedinjenja koja ona formira igraju još veću ulogu.

Jedinjenja vodonika

To su složene tvari koje sadrže atome vodika. Postoji nekoliko glavnih vrsta takvih supstanci.

1. Halogenidi vodonika. Opšta formula je HHal. Od posebnog značaja među njima je hlorovodonik. To je plin koji se rastvara u vodi i formira otopinu hlorovodonične kiseline. Ova kiselina se široko koristi u gotovo svim kemijskim sintezama. Štaviše, i organski i neorganski. Hlorovodonik je spoj empirijske formule HCL i jedan je od najvećih proizvedenih u našoj zemlji godišnje. Halogenidi vodonika takođe uključuju jodid vodonik, fluorovodonik i bromovodonik. Svi oni formiraju odgovarajuće kiseline.
2. Isparljivi Gotovo svi su prilično otrovni plinovi. Na primjer, sumporovodik, metan, silan, fosfin i drugi. Istovremeno su veoma zapaljive.
3. Hidridi su jedinjenja sa metalima. Spadaju u klasu soli.
4. Hidroksidi: baze, kiseline i amfoterna jedinjenja. Oni nužno sadrže atome vodika, jedan ili više. Primjer: NaOH, K 2, H 2 SO 4 i drugi.
5. Vodonik hidroksid. Ovo jedinjenje je poznatije kao voda. Drugo ime je vodonik oksid. Empirijska formula izgleda ovako - H 2 O.
6. Vodikov peroksid. Ovo je jako oksidaciono sredstvo, čija je formula H 2 O 2.
7. Brojna organska jedinjenja: ugljovodonici, proteini, masti, lipidi, vitamini, hormoni, eterična ulja i dr.

Očigledno je da je raznolikost spojeva elementa koji razmatramo veoma velika. Ovo još jednom potvrđuje njen veliki značaj za prirodu i ljude, kao i za sva živa bića.

- ovo je najbolji rastvarač

Kao što je gore spomenuto, uobičajeno ime za ovu supstancu je voda. Sastoji se od dva atoma vodika i jednog kisika, povezanih kovalentnim polarnim vezama. Molekul vode je dipol, što objašnjava mnoga svojstva koja pokazuje. Konkretno, to je univerzalni rastvarač.

Gotovo svi hemijski procesi odvijaju se u vodenoj sredini. Unutarnje reakcije plastičnog i energetskog metabolizma u živim organizmima također se provode pomoću vodikovog oksida.

Voda se s pravom smatra najvažnijom supstancom na planeti. Poznato je da nijedan živi organizam ne može živjeti bez njega. Na Zemlji može postojati u tri agregatna stanja:

• tekućina;
• plin (para);
• čvrsta (led).

Ovisno o izotopu vodika koji je uključen u molekulu, razlikuju se tri vrste vode.

1. Lagani ili protium. Izotop sa masenim brojem 1. Formula - H 2 O. Ovo je uobičajeni oblik koji koriste svi organizmi.
2. Deuterijum ili teški, njegova formula je D 2 O. Sadrži izotop 2 H.
3. Super teški ili tricij. Formula izgleda kao T 3 O, izotop - 3 H.

Rezerve svježe protiumske vode na planeti su veoma važne. Već postoji nedostatak istog u mnogim zemljama. Razvijaju se metode za prečišćavanje slane vode za proizvodnju vode za piće.

Vodikov peroksid je univerzalni lijek

Ovo jedinjenje, kao što je već spomenuto, odlično je oksidacijsko sredstvo. Međutim, sa jakim predstavnicima može se ponašati i kao restaurator. Osim toga, ima izražen baktericidni učinak.

Drugi naziv za ovo jedinjenje je peroksid. U ovom obliku se koristi u medicini. 3% otopina kristalnog hidrata predmetnog spoja je medicinski lijek koji se koristi za liječenje malih rana u svrhu njihove dezinfekcije. Međutim, dokazano je da to produžava vrijeme zacjeljivanja rane.

Vodikov peroksid se također koristi u raketnom gorivu, u industriji za dezinfekciju i izbjeljivanje, te kao sredstvo za pjenjenje za proizvodnju odgovarajućih materijala (pjena, na primjer). Osim toga, peroksid pomaže u čišćenju akvarija, izbjeljivanju kose i izbjeljivanju zuba. Međutim, uzrokuje štetu tkivima, pa ga stručnjaci ne preporučuju za ove svrhe.

U periodnom sistemu vodonik se nalazi u dvije grupe elemenata koji su potpuno suprotni po svojim svojstvima. Ova karakteristika ga čini potpuno jedinstvenim. Vodik nije samo element ili supstanca, već je i sastavni dio mnogih složenih spojeva, organogeni i biogeni element. Stoga, pogledajmo njegova svojstva i karakteristike detaljnije.

Oslobađanje zapaljivog gasa tokom interakcije metala i kiselina primećeno je još u 16. veku, odnosno tokom formiranja hemije kao nauke. Čuveni engleski naučnik Henry Cavendish proučavao je supstancu počevši od 1766. godine i dao joj naziv "zapaljivi zrak". Sagorevanjem, ovaj gas je proizvodio vodu. Nažalost, naučnikova privrženost teoriji flogistona (hipotetička "ultrafina materija") spriječila ga je da dođe do pravih zaključaka.

Francuski hemičar i prirodnjak A. Lavoisier, zajedno sa inženjerom J. Meunierom i uz pomoć specijalnih gasometara, sintetizovao je vodu 1783. godine, a zatim je analizirao kroz razlaganje vodene pare vrelim gvožđem. Tako su naučnici uspjeli doći do pravih zaključaka. Otkrili su da "zapaljivi zrak" nije samo dio vode, već se može dobiti i iz nje.

Godine 1787. Lavoisier je sugerirao da je plin koji se proučava bio jednostavna supstanca i da je, prema tome, jedan od primarnih kemijskih elemenata. Nazvao ga je hidrogenom (od grčkih riječi hydor - voda + gennao - rađam), odnosno "rađanje vode".

Ruski naziv "vodonik" predložio je 1824. hemičar M. Solovjev. Određivanje sastava vode označilo je kraj „teorije flogistona“. Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće ustanovljeno je da je atom vodonika vrlo lagan (u poređenju sa atomima drugih elemenata) i njegova masa je uzeta kao osnovna jedinica za poređenje atomskih masa, koja je dobila vrijednost jednaku 1.

Fizička svojstva

Vodonik je najlakša supstanca poznata nauci (14,4 puta je lakša od vazduha), njegova gustina je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ovaj materijal se topi (učvršćuje) i ključa (ukapljuje), respektivno, na -259,1 °C i -252,8 °C (samo helijum ima niže temperature ključanja i topljenja).

Kritična temperatura vodonika je izuzetno niska (-240 °C). Iz tog razloga, njegovo ukapljivanje je prilično složen i skup proces. Kritični pritisak supstance je 12,8 kgf/cm², a kritična gustina je 0,0312 g/cm³. Od svih gasova, vodonik ima najveću toplotnu provodljivost: na 1 atm i 0 °C ona je jednaka 0,174 W/(mxK).

Specifični toplotni kapacitet supstance pod istim uslovima je 14,208 kJ/(kgxK) ili 3,394 cal/(rx°C). Ovaj element je slabo rastvorljiv u vodi (oko 0,0182 ml/g na 1 atm i 20 °C), ali je dobro rastvorljiv u većini metala (Ni, Pt, Pa i drugi), posebno u paladijumu (oko 850 zapremina po zapremini Pd) .

Potonje svojstvo povezano je s njegovom sposobnošću difuzije, a difuzija kroz ugljičnu leguru (na primjer, čelik) može biti popraćena uništenjem legure zbog interakcije vodika s ugljikom (ovaj proces se naziva dekarbonizacija). U tečnom stanju, supstanca je veoma lagana (gustina - 0,0708 g/cm³ pri t° = -253 °C) i tečna (viskozitet - 13,8 spoise pod istim uslovima).

U mnogim jedinjenjima, ovaj element pokazuje valenciju +1 (oksidacijsko stanje), poput natrijuma i drugih alkalnih metala. Obično se smatra analogom ovih metala. Shodno tome, on vodi grupu I periodnog sistema. U metalnim hidridima, jon vodonika pokazuje negativan naboj (oksidaciono stanje je -1), odnosno Na+H- ima strukturu sličnu Na+Cl-hloridu. U skladu sa ovim i nekim drugim činjenicama (sličnost fizičkih svojstava elementa „H“ i halogena, sposobnost zamene halogenima u organskim jedinjenjima), vodonik je klasifikovan u VII grupu periodnog sistema.

U normalnim uslovima, molekularni vodonik ima nisku aktivnost, direktno se kombinujući samo sa najaktivnijim od nemetala (sa fluorom i hlorom, sa poslednjim na svetlosti). Zauzvrat, kada se zagrije, stupa u interakciju s mnogim kemijskim elementima.

Atomski vodonik ima povećanu hemijsku aktivnost (u poređenju sa molekularnim vodonikom). Sa kiseonikom formira vodu prema formuli:

N₂ + ½O₂ = N₂O,

oslobađajući 285,937 kJ/mol toplote ili 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). U normalnim temperaturnim uslovima, reakcija se odvija prilično sporo, a na t° >= 550 °C je nekontrolisana. Granice eksplozivnosti smeše vodonika i kiseonika po zapremini su 4-94% H₂, a mešavine vodonika i vazduha 4-74% H₂ (mešavina dve zapremine H₂ i jedne zapremine O₂ naziva se detonirajući gas).

Ovaj element se koristi za redukciju većine metala, jer uklanja kisik iz oksida:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O, itd.

Vodik tvori vodikove halogenide s različitim halogenima, na primjer:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Međutim, kada reagira s fluorom, vodik eksplodira (to se događa i u mraku, na -252 °C), s bromom i hlorom reagira samo kada se zagrije ili osvijetli, a s jodom - samo kada se zagrije. Prilikom interakcije s dušikom nastaje amonijak, ali samo na katalizatoru, pri povišenim pritiscima i temperaturama:

ZN₂ + N₂ = 2NN₃.

Kada se zagrije, vodik aktivno reagira sa sumporom:

H₂ + S = H₂S (vodonik sulfid),

i mnogo teže sa telurom ili selenom. Vodik reagira s čistim ugljikom bez katalizatora, ali na visokim temperaturama:

2H₂ + C (amorfni) = CH₄ (metan).

Ova supstanca direktno reaguje sa nekim od metala (alkalijski, zemnoalkalni i drugi), formirajući hidride, na primer:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Interakcije između vodonika i ugljičnog monoksida (II) su od velike praktične važnosti. U tom slučaju, u zavisnosti od pritiska, temperature i katalizatora, nastaju različita organska jedinjenja: HCHO, CH₃OH, itd. Nezasićeni ugljovodonici tokom reakcije postaju zasićeni, na primer:

S n N₂ n + N₂ = S n N₂ n ₊₂.

Vodonik i njegovi spojevi igraju izuzetnu ulogu u hemiji. Određuje kisela svojstva tzv. protonske kiseline, ima tendenciju da formira vodonične veze sa različitim elementima, koje imaju značajan uticaj na svojstva mnogih neorganskih i organskih jedinjenja.

Proizvodnja vodonika

Glavne vrste sirovina za industrijsku proizvodnju ovog elementa su plinovi za preradu nafte, prirodni zapaljivi i koksni plinovi. Također se dobiva iz vode elektrolizom (na mjestima gdje je električna energija dostupna). Jedna od najvažnijih metoda za proizvodnju materijala iz prirodnog plina je katalitička interakcija ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (tzv. konverzija). Na primjer:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Sintetizovani ugljen monoksid (II) prolazi kroz konverziju:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Vodik proizveden iz prirodnog gasa je najjeftiniji.

Za elektrolizu vode koristi se jednosmjerna struja koja se propušta kroz otopinu NaOH ili KOH (kiseline se ne koriste da bi se izbjegla korozija opreme). U laboratorijskim uslovima materijal se dobija elektrolizom vode ili kao rezultat reakcije između hlorovodonične kiseline i cinka. Međutim, češće se koristi gotov tvornički materijal u cilindrima.

Ovaj element je izolovan od gasova prerade nafte i koksnog gasa uklanjanjem svih ostalih komponenti gasne mešavine, jer se prilikom dubokog hlađenja lakše pretvaraju u tečnost.

Ovaj materijal se počeo industrijski proizvoditi krajem 18. stoljeća. Tada se koristio za punjenje balona. Trenutno se vodonik široko koristi u industriji, uglavnom u hemijskoj industriji, za proizvodnju amonijaka.

Masovni potrošači supstance su proizvođači metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i mnogih drugih proizvoda. Dobivaju se sintezom iz ugljičnog monoksida (II) i vodonika. Vodonik se koristi za hidrogenaciju teških i čvrstih tečnih goriva, masti i dr., za sintezu HCl, hidrotretman naftnih derivata, kao i u rezanju/zavarivanju metala. Najvažniji elementi za nuklearnu energiju su njeni izotopi - tricij i deuterijum.

Biološka uloga vodonika

Oko 10% mase živih organizama (u prosjeku) dolazi od ovog elementa. Dio je vode i najvažnijih grupa prirodnih spojeva, uključujući proteine, nukleinske kiseline, lipide i ugljikohidrate. Za šta se koristi?

Ovaj materijal igra odlučujuću ulogu: u održavanju prostorne strukture proteina (kvaternarne), u implementaciji principa komplementarnosti nukleinskih kiselina (tj. u implementaciji i skladištenju genetskih informacija), i općenito u „prepoznavanju“ na molekularnom nivo.

Jon vodonika H+ učestvuje u važnim dinamičkim reakcijama/procesima u organizmu. Uključujući: u biološku oksidaciju koja daje energiju živim ćelijama, u reakcijama biosinteze, u fotosintezi u biljkama, u fotosintezi bakterija i fiksaciji dušika, u održavanju acido-bazne ravnoteže i homeostaze, u procesima membranskog transporta. Zajedno s ugljikom i kisikom, čini funkcionalnu i strukturnu osnovu životnih pojava.

Vodonik je gas, nalazi se na prvom mestu u periodnom sistemu. Ime ovog elementa, široko rasprostranjenog u prirodi, prevedeno je s latinskog kao "generacija vode". Koja fizička i hemijska svojstva vodonika znamo?

Vodik: opće informacije

U normalnim uslovima, vodonik nema ukus, miris, boju.

Rice. 1. Formula vodonika.

Budući da atom ima jedan elektronski energetski nivo, koji može sadržavati najviše dva elektrona, tada za stabilno stanje atom može ili prihvatiti jedan elektron (oksidacijsko stanje -1) ili odustati od jednog elektrona (oksidacijsko stanje +1), pokazujući konstantna valencija I Zbog toga se simbol elementa vodonik nalazi ne samo u grupi IA (glavna podgrupa grupe I) zajedno sa alkalnim metalima, već i u grupi VIIA (glavna podgrupa grupe VII) zajedno sa halogenima . Atomima halogena takođe nedostaje jedan elektron da popune spoljašnji nivo, i oni su, kao i vodonik, nemetali. Vodik pokazuje pozitivno oksidaciono stanje u jedinjenjima gde je povezan sa više elektronegativnih nemetalnih elemenata i negativno oksidaciono stanje u jedinjenjima sa metalima.

Rice. 2. Lokacija vodonika u periodnom sistemu.

Vodonik ima tri izotopa, od kojih svaki ima svoje ime: protij, deuterijum, tricijum. Količina potonjeg na Zemlji je zanemarljiva.

Hemijska svojstva vodonika

U jednostavnoj supstanci H2, veza između atoma je jaka (energija veze 436 kJ/mol), stoga je aktivnost molekularnog vodonika niska. U normalnim uslovima, on reaguje samo sa veoma reaktivnim metalima, a jedini nemetal sa kojim reaguje vodonik je fluor:

F 2 +H 2 =2HF (fluorovodonik)

Vodik reaguje sa drugim jednostavnim (metali i nemetali) i složenim (oksidi, nespecificirana organska jedinjenja) supstancama bilo pri zračenju i povišenoj temperaturi, ili u prisustvu katalizatora.

Vodik sagorijeva u kisiku, oslobađajući značajnu količinu topline:

2H 2 +O 2 =2H 2 O

Smjesa vodonika i kisika (2 zapremine vodonika i 1 zapremina kiseonika) snažno eksplodira kada se zapali i stoga se naziva detonirajući gas. Prilikom rada sa vodonikom morate se pridržavati sigurnosnih propisa.

Rice. 3. Eksplozivni gas.

U prisustvu katalizatora, plin može reagirati s dušikom:

3H 2 +N 2 =2NH 3

– ova reakcija na povišenim temperaturama i pritiscima proizvodi amonijak u industriji.

Na visokim temperaturama, vodonik može reagirati sa sumporom, selenom i telurom. a pri interakciji sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima dolazi do stvaranja hidrida: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 152.