Pradedant nagrinėti vandenilio chemines ir fizines savybes, reikia pažymėti, kad įprastoje būsenoje šis cheminis elementas yra dujinės formos. Bespalvės vandenilio dujos yra bekvapės ir beskonės. Pirmą kartą šis cheminis elementas vandeniliu buvo pavadintas po to, kai mokslininkas A. Lavoisier atliko eksperimentus su vandeniu, pagal kurių rezultatus pasaulio mokslas sužinojo, kad vanduo yra daugiakomponentis skystis, kuriam priklauso ir Vandenilis. Šis įvykis įvyko 1787 m., tačiau dar gerokai prieš tą datą vandenilis mokslininkams buvo žinomas pavadinimu „degiosios dujos“.
Vandenilis gamtoje
Mokslininkų teigimu, vandenilis randamas žemės plutoje ir vandenyje (apie 11,2 % viso vandens tūrio). Šios dujos yra daugelio mineralų, kuriuos žmonija šimtmečius išgauna iš žemės gelmių, dalis. Iš dalies vandenilio savybės būdingos naftai, gamtinėms dujoms ir moliui, gyvūnų ir augalų organizmams. Tačiau gryna forma, ty nesusijusios su kitais periodinės lentelės cheminiais elementais, šios dujos gamtoje yra labai retos. Šios dujos gali išsiveržti į žemės paviršių ugnikalnio išsiveržimų metu. Laisvo vandenilio atmosferoje yra nedideli kiekiai.
Cheminės vandenilio savybės
Kadangi vandenilio cheminės savybės nėra vienodos, šis cheminis elementas priklauso ir Mendelejevo sistemos I grupei, ir VII sistemos grupei. Būdamas pirmosios grupės atstovas, vandenilis iš tikrųjų yra šarminis metalas, kurio oksidacijos laipsnis yra +1 daugumoje junginių, kuriuose jis yra. Toks pat valentingumas būdingas natriui ir kitiems šarminiams metalams. Atsižvelgiant į šias chemines savybes, vandenilis laikomas elementu, panašiu į šiuos metalus.
Jei mes kalbame apie metalų hidridus, tai vandenilio jonas turi neigiamą valentiškumą - jo oksidacijos būsena yra -1. Na + H- yra sudarytas taip pat, kaip Na + Cl- chloridas. Šis faktas yra priežastis, dėl kurios vandenilis buvo priskirtas Mendelejevo sistemos VII grupei. Vandenilis, būdamas molekulės būsenoje, su sąlyga, kad jis yra įprastoje aplinkoje, yra neaktyvus ir gali jungtis tik su nemetalais, kurie jam yra aktyvesni. Tokie metalai apima fluorą, esant šviesai, vandenilis susijungia su chloru. Kai vandenilis kaitinamas, jis tampa aktyvesnis, reaguodamas su daugeliu periodinės Mendelejevo sistemos elementų.
Atominis vandenilis pasižymi aktyvesnėmis cheminėmis savybėmis nei molekulinis vandenilis. Deguonies molekulės sudaro vandenį – H2 + 1/2O2 = H2O. Kai vandenilis sąveikauja su halogenais, susidaro vandenilio halogenidai H2 + Cl2 = 2HCl, o vandenilis patenka į šią reakciją nesant šviesos ir esant pakankamai aukštai neigiamai temperatūrai - iki -252 ° C. Vandenilio cheminės savybės leidžia jį panaudoti daugelio metalų redukcijai, nes reaguodamas vandenilis sugeria deguonį iš metalų oksidų, pavyzdžiui, CuO + H2 = Cu + H2O. Vandenilis dalyvauja amoniako susidaryme, sąveikaudamas su azotu reakcijoje 3H2 + N2 = 2NH3, tačiau su sąlyga, kad naudojamas katalizatorius, padidinama temperatūra ir slėgis.
Energinga reakcija įvyksta, kai vandenilis sąveikauja su siera reakcijoje H2 + S = H2S, todėl susidaro vandenilio sulfidas. Vandenilio sąveika su telūru ir selenu yra šiek tiek mažiau aktyvi. Jei katalizatoriaus nėra, tada jis reaguoja su gryna anglimi, vandeniliu tik tada, kai susidaro aukšta temperatūra. 2H2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas). Vandenilio aktyvumo su kai kuriais šarmais ir kitais metalais procese gaunami hidridai, pavyzdžiui, H2 + 2Li = 2LiH.
Vandenilio fizinės savybės
Vandenilis yra labai lengva cheminė medžiaga. Bent jau mokslininkai tvirtina, kad šiuo metu nėra lengvesnės medžiagos už vandenilį. Jo masė 14,4 karto lengvesnė už orą, tankis 0,0899 g/l 0°C temperatūroje. Esant -259,1 ° C temperatūrai, vandenilis gali ištirpti - tai labai kritinė temperatūra, kuri nėra būdinga daugumos cheminių junginių transformacijai iš vienos būsenos į kitą. Tik toks elementas kaip helis šiuo atžvilgiu viršija fizines vandenilio savybes. Vandenilį suskystinti sunku, nes jo kritinė temperatūra yra (-240°C). Vandenilis yra labiausiai šilumą gaminančios dujos iš visų žmonijai žinomų. Visos aukščiau aprašytos savybės yra svarbiausios fizinės vandenilio savybės, kurias žmogus naudoja konkretiems tikslams. Taip pat šios savybės yra aktualiausios šiuolaikiniam mokslui.
Vandenilis H yra cheminis elementas, vienas labiausiai paplitusių mūsų visatoje. Vandenilio, kaip elemento, masė medžiagų sudėtyje yra 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 amžiuje. 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 metu atiduoda vieną elektroną. septinta - visiškai užpildžius valentinį apvalkalą, tai yra, neigiamą dalelę, kuri ją apibūdina kaip panašią į halogenus.
Elemento elektroninės struktūros ypatumai
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 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 laipsnių 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. Ta, kuri užpildyta CO 2, žemę pasieks greičiau nei bet kas, 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 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:
- Terminis metano skilimas esant katalizatoriui iki jo sudedamųjų dalių paprastų medžiagų (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 yra susiūtas vandeniliniais ryšiais, kurie yra silpnesni nei kovalentiniai ar joniniai, tačiau dėl to, kad jų yra daug, jie daro 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 cilindrą pumpuojamos maždaug 150 atmosferų slėgiu. 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. Vandenilis taip pat dalyvauja (hafnis, germanis, galis, silicis, molibdenas, volframas, cirkonis ir kt.) iš oksidų, veikdamas reakcijoje 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 bei hidrinimo procesuose. Jo pagalba gaminami brangakmeniai, kaitrinės lempos, deguonies-vandenilio liepsnos įtakoje kalami ir virinami metalo gaminiai.
Pažiūrėkime, kas yra vandenilis. Šio nemetalo cheminės savybės ir gamyba mokomasi neorganinės chemijos kurse mokykloje. Būtent šis elementas vadovauja Mendelejevo periodinei 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 ir 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 halogenido susidarymo;
- sieros vandenilio gamyba, kai jis derinamas su siera.
Žemiau yra reakcijos lygtis, apibūdinanti vandenilio chemines savybes. Atkreipiame dėmesį į tai, kad kaip nemetalas (oksidacijos laipsnis -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 (sumaišytas geležies oksidas). Šis metodas leidžia efektyviai apdoroti metalo laužą.
Amoniako sintezė, susijusi su vandenilio sąveika su atmosferos azotu, taip pat yra paklausa 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 yra paprasta medžiaga H 2 (divandenilis, diprotis, lengvasis vandenilis).
Trumpai vandenilio apibūdinimas:
- Nemetaliniai.
- Bespalvės dujos, kurios sunkiai suskystėja.
- Blogai tirpsta vandenyje.
- Geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose.
- Chemisorbuojami metalai: geležis, nikelis, platina, paladis.
- Stiprus reduktorius.
- Sąveikauja (aukštoje temperatūroje) su nemetalais, metalais, metalų oksidais.
- Atominis vandenilis H 0, gautas terminio H 2 skaidymo būdu, turi didžiausią redukavimo savybę.
- Vandenilio izotopai:
- 1 H - protium
- 2H – deuteris (D)
- 3H – tritis (T)
- Santykinė molekulinė masė = 2,016
- Santykinis kieto vandenilio tankis (t=-260°C) = 0,08667
- Santykinis skysto vandenilio tankis (t=-253°C) = 0,07108
- Viršslėgis (n.o.) = 0,08988 g/l
- lydymosi temperatūra = -259,19°C
- virimo temperatūra = -252,87°C
- Vandenilio tūrinis tirpumo koeficientas:
- (t = 0 °C) = 2,15;
- (t = 20 °C) = 1,82;
- (t = 60 °C) = 1,60;
1. Terminis vandenilio skilimas(t = 2000–3500 °C):
H 2 ↔ 2H 0
2. Vandenilio sąveika su nemetalai:
- H2 +F2 = 2HF (t = -250...+20°C)
- H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (degant arba veikiant šviesai kambario temperatūroje):
- Cl 2 \u003d 2Cl 0
- Cl 0 + H 2 \u003d HCl + H 0
- H 0 + Cl 2 \u003d HCl + Cl 0
- H 2 +Br 2 \u003d 2HBr (t \u003d 350-500 °C, platinos katalizatorius)
- H 2 + I 2 \u003d 2HI (t \u003d 350-500 ° C, platinos katalizatorius)
- H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O:
- H 2 + O 2 \u003d 2OH 0
- OH 0 + H 2 \u003d H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 \u003d OH 0 + O 0
- O 0 + H 2 \u003d OH 0 + H 0
- H2 +S = H2S (t = 150...200°C)
- 3H 2 +N 2 \u003d 2NH 3 (t \u003d 500 ° C, geležies katalizatorius)
- 2H 2 + C (koksas) \u003d CH 4 (t \u003d 600 ° C, platinos katalizatorius)
- H 2 +2C (koksas) = C 2 H 2 (t = 1500...2000°C)
- H 2 + 2C (koksas) + N 2 \u003d 2HCN (t virš 1800 ° C)
3. Vandenilio sąveika su sudėtingos medžiagos:
- 4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O (t daugiau nei 570 ° C)
- H 2 + Ag 2 SO 4 \u003d 2Ag + H 2 SO 4 (t virš 200 ° C)
- 4H 2 + 2Na 2 SO 4 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (t \u003d 550-600 ° C, Fe 2 O 3 katalizatorius)
- 3H 2 + 2BCl 3 \u003d 2B + 6HCl (t \u003d 800-1200 ° C)
- H 2 + 2EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl (t \u003d 270 ° C)
- 4H 2 +CO 2 \u003d CH 4 + 2H 2 O (t \u003d 200 °C, CuO 2 katalizatorius)
- H 2 + CaC 2 \u003d Ca + C 2 H 2 (t virš 2200 ° C)
- H 2 + BaH 2 \u003d Ba (H 2) 2 (t iki 0 ° C, tirpalas)
4. Vandenilio dalyvavimas redokso reakcijos:
- 2H 0 (Zn, skied. HCl) + KNO 3 \u003d KNO 2 + H 2 O
- 8H 0 (Al, koncentr. KOH) + KNO 3 = NH3 + KOH + 2H 2 O
- 2H 0 (Zn, skied. HCl) + EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl
- 2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S \u003d 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
- 2H 0 (Zn, mat. H 2 SO 4) + C 2 N 2 \u003d 2HCN
Vandenilio junginiai
D 2 – dideuteris:
- Sunkusis vandenilis.
- Bespalvės dujos, kurios sunkiai suskystėja.
- Natūraliame vandenilyje dideuterio yra 0,012–0,016% (pagal masę).
- Diduterio ir protiumo dujų mišinyje izotopų mainai vyksta aukštoje temperatūroje.
- Blogai tirpsta paprastame ir sunkiajame vandenyje.
- Su paprastu vandeniu izotopų mainai yra nereikšmingi.
- Cheminės savybės yra panašios į lengvąjį vandenilį, tačiau dideuteris yra mažiau reaktyvus.
- Santykinė molekulinė masė = 4,028
- Santykinis skysto dideuterio tankis (t=-253°C) = 0,17
- lydymosi temperatūra = -254,5°C
- virimo temperatūra = -249,49°C
T 2 – ditritis:
- Itin sunkus vandenilis.
- Bespalvės radioaktyviosios dujos.
- Pusinės eliminacijos laikas yra 12,34 metų.
- Gamtoje ditritis susidaro dėl kosminės spinduliuotės neutronų bombardavimo 14 N branduolių, o natūraliuose vandenyse rasta ditričio pėdsakų.
- Ditritis gaminamas branduoliniame reaktoriuje, bombarduojant litį lėtais neutronais.
- Santykinė molekulinė masė = 6,032
- lydymosi temperatūra = -252,52°C
- virimo temperatūra = -248,12°C
HD – deuteriovandenilis:
- bespalvės dujos.
- Netirpsta vandenyje.
- Cheminės savybės panašios į H 2 .
- Santykinė molekulinė masė = 3,022
- Santykinis kieto deuteriovandenilio tankis (t=-257°C) = 0,146
- Viršslėgis (n.o.) = 0,135 g/l
- lydymosi temperatūra = -256,5°C
- virimo temperatūra = -251,02°C
Vandenilio oksidai
H 2 O - vanduo:
- Bespalvis skystis.
- Pagal deguonies izotopinę sudėtį vandenį sudaro H 2 16 O su priemaišomis H 2 18 O ir H 2 17 O
- Pagal vandenilio izotopinę sudėtį vandenį sudaro 1 H 2 O su HDO priemaiša.
- Skystas vanduo yra protolizuojamas (H 3 O + ir OH -):
- H 3 O + (oksonio katijonas) yra stipriausia rūgštis vandeniniame tirpale;
- OH – (hidroksido jonas) yra stipriausia bazė vandeniniame tirpale;
- Vanduo yra silpniausias konjuguotas protolitas.
- Su daugeliu medžiagų vanduo sudaro kristalinius hidratus.
- Vanduo yra chemiškai aktyvi medžiaga.
- Vanduo yra universalus skystas neorganinių junginių tirpiklis.
- Santykinė vandens molekulinė masė = 18,02
- Santykinis kieto vandens (ledo) tankis (t=0°C) = 0,917
- Santykinis skysto vandens tankis:
- (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
- tankis (n.o.) = 0,8652 g/l
- lydymosi temperatūra = 0°C
- virimo temperatūra = 100°C
- Joninis vandens produktas (25°C) = 1,008 10 -14
1. Terminis vandens skilimas:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (virš 1000 °C)
D 2 O – deuterio oksidas:
- Sunkus vanduo.
- Bespalvis higroskopinis skystis.
- Klampumas yra didesnis nei vandens.
- Maišomas su paprastu vandeniu neribotais kiekiais.
- Izotopų mainai gamina pusiau sunkų vandenį HDO.
- Tirpimo galia yra mažesnė nei paprasto vandens.
- Deuterio oksido cheminės savybės yra panašios į vandens, tačiau visos reakcijos vyksta lėčiau.
- Sunkusis vanduo yra natūraliame vandenyje (masės santykis su paprastu vandeniu 1:5500).
- Deuterio oksidas gaunamas pakartotinai elektrolizuojant natūralų vandenį, kurio metu elektrolito likučiuose kaupiasi sunkusis vanduo.
- Sunkiojo vandens santykinė molekulinė masė = 20,03
- Santykinis skysto sunkiojo vandens tankis (t=11,6°C) = 1,1071
- Santykinis skysto sunkiojo vandens tankis (t=25°C) = 1,1042
- lydymosi temperatūra = 3,813°C
- virimo temperatūra = 101,43°C
T 2 O - tričio oksidas:
- Super sunkus vanduo.
- Bespalvis skystis.
- Klampumas yra didesnis, o tirpimo galia mažesnė nei paprasto ir sunkaus vandens.
- Neribotais kiekiais maišosi su įprastu ir sunkiu vandeniu.
- Izotopų pasikeitimas su paprastu ir sunkiu vandeniu sukelia HTO, DTO susidarymą.
- Supersunkaus vandens cheminės savybės yra panašios į vandens, tačiau visos reakcijos vyksta dar lėčiau nei sunkiajame vandenyje.
- Natūraliame vandenyje ir atmosferoje randama tričio oksido pėdsakų.
- Itin sunkus vanduo gaunamas leidžiant tritį per karštą vario oksidą CuO.
- Santykinė supersunkaus vandens molekulinė masė = 22,03
- lydymosi temperatūra = 4,5°C
Vandenilis H yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje (apie 75% masės), Žemėje jis yra devintas pagal dažnumą elementas. Svarbiausias natūralus vandenilio junginys yra vanduo.
Vandenilis periodinėje lentelėje užima pirmą vietą (Z = 1). Ji turi paprasčiausią atomo struktūrą: atomo branduolį sudaro 1 protonas, jį supa elektronų debesis, susidedantis iš 1 elektrono.
Tam tikromis sąlygomis vandenilis pasižymi metalinėmis savybėmis (dovanoja elektroną), kitomis – nemetalinėmis (priima elektroną).
Vandenilio izotopai randami gamtoje: 1H - protis (branduolys susideda iš vieno protono), 2H - deuteris (D - branduolį sudaro vienas protonas ir vienas neutronas), 3H - tritis (T - branduolį sudaro vienas protonas ir du neutronai).
Paprasta medžiaga vandenilis
Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų nepoliniu kovalentiniu ryšiu.
fizines savybes. Vandenilis yra bespalvės, netoksiškos, bekvapės ir beskonės dujos. Vandenilio molekulė nėra polinė. Todėl tarpmolekulinės sąveikos jėgos dujiniame vandenilyje yra mažos. Tai pasireiškia žema virimo temperatūra (-252,6 0С) ir lydymosi temperatūra (-259,2 0С).
Vandenilis yra lengvesnis už orą, D (ore) = 0,069; mažai tirpsta vandenyje (2 tūriai H2 ištirpsta 100 tūrių H2O). Todėl vandenilis, gaminamas laboratorijoje, gali būti renkamas oro arba vandens išstūmimo metodais.
Vandenilio gavimas
Laboratorijoje:
1. Praskiestų rūgščių poveikis metalams:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H 2
2. Šarminių ir šarminių metalų sąveika su vandeniu:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3. Hidridų hidrolizė: metalų hidridus lengvai skaido vanduo, susidaro atitinkamas šarmas ir vandenilis:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2
4. Šarmų poveikis cinkui, aliuminiui arba siliciui:
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Vandens elektrolizė. Norint padidinti vandens elektrinį laidumą, į jį pridedamas elektrolitas, pavyzdžiui, NaOH, H 2 SO 4 arba Na 2 SO 4. Prie katodo susidaro 2 tūriai vandenilio, prie anodo - 1 tūris deguonies.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Pramoninė vandenilio gamyba
1. Metano pavertimas garais, Ni 800 °C (pigiausias):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Iš viso:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Vandens garai per karštą koksą 1000 o C temperatūroje:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Susidariusį anglies monoksidą (IV) sugeria vanduo, tokiu būdu gaunama 50% pramoninio vandenilio.
3. Kaitinant metaną iki 350°C, esant geležies arba nikelio katalizatoriui:
CH4 → C + 2H 2
4. KCl arba NaCl kaip šalutinio produkto vandeninių tirpalų elektrolizė:
2H 2O + 2NaCl → Cl 2 + H2 + 2NaOH
Cheminės vandenilio savybės
- Junginiuose vandenilis visada yra vienavalentis. Jo oksidacijos laipsnis yra +1, o metalų hidriduose - -1.
- Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų. Ryšio tarp jų atsiradimas paaiškinamas apibendrintos elektronų poros H susidarymu: H arba H 2
- Dėl šio elektronų apibendrinimo H 2 molekulė yra energetiškai stabilesnė nei atskiri jos atomai. Norint suskaidyti molekulę į atomus 1 molyje vandenilio, reikia išleisti 436 kJ energiją: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- Tai paaiškina santykinai mažą molekulinio vandenilio aktyvumą įprastoje temperatūroje.
- Su daugeliu nemetalų vandenilis sudaro dujinius junginius, tokius kaip RN 4, RN 3, RN 2, RN.
1) Su halogenais sudaro vandenilio halogenidus:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Tuo pačiu metu jis sprogsta su fluoru, su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas.
2) Su deguonimi:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
su šilumos išsiskyrimu. Esant įprastoms temperatūroms, reakcija vyksta lėtai, virš 550 ° C - su sprogimu. Mišinys iš 2 tūrių H 2 ir 1 tūrio O 2 vadinamas sprogiosiomis dujomis.
3) Kaitinamas, jis energingai reaguoja su siera (daug sunkiau su selenu ir telūru):
H 2 + S → H 2 S (vandenilio sulfidas),
4) Su azotu, kai amoniakas susidaro tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai ir slėgiui:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Su anglimi esant aukštai temperatūrai:
2H 2 + C → CH 4 (metanas)
6) Su šarminiais ir šarminiais žemės metalais sudaro hidridus (vandenilis yra oksidatorius):
H2 + 2Li → 2LiH
metalo hidriduose vandenilio jonas yra neigiamai įkrautas (oksidacijos būsena -1), tai yra, hidridas Na + H - yra sudarytas kaip chloridas Na + Cl -
Su sudėtingomis medžiagomis:
7) Su metalų oksidais (naudojami metalams atkurti):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O
8) su anglies monoksidu (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sintezė – dujos (vandenilio ir anglies monoksido mišinys) turi didelę praktinę reikšmę, nes, priklausomai nuo temperatūros, slėgio ir katalizatoriaus, susidaro įvairūs organiniai junginiai, pavyzdžiui, HCHO, CH 3 OH ir kt.
9) Nesotieji angliavandeniliai reaguoja su vandeniliu, virsdami sočiaisiais:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
