komponimet e oksigjenit dhe hidrogjenit. Kapitulli IV substanca të thjeshta dhe komplekse. hidrogjeni dhe oksigjeni

Hidrogjeni në tabelën periodike ndodhet në numrin një, në grupet I dhe VII menjëherë. Simboli i hidrogjenit është H (lat. Hydrogenium). Është një gaz shumë i lehtë, pa ngjyrë dhe pa erë. Ekzistojnë tre izotope të hidrogjenit: 1H - protium, 2H - deuterium dhe 3H - tritium (radioaktiv). Ajri ose oksigjeni në reaksion me hidrogjen të thjeshtë H2 është shumë i ndezshëm dhe gjithashtu shpërthyes. Hidrogjeni nuk lëshon produkte toksike. Është i tretshëm në etanol dhe një numër metalesh (veçanërisht në nëngrupin anësor).

Prevalenca e hidrogjenit në Tokë

Ashtu si oksigjeni, hidrogjeni ka një rëndësi të madhe. Por, ndryshe nga oksigjeni, pothuajse i gjithë hidrogjeni është brenda formë e lidhur me substanca të tjera. Në gjendje të lirë, është vetëm në atmosferë, por sasia e tij atje është jashtëzakonisht e papërfillshme. Hidrogjeni është një përbërës i pothuajse të gjitha përbërjeve organike dhe organizmave të gjallë. Më shpesh shfaqet në formën e një oksidi - uji.

Vetitë fiziko-kimike

Hidrogjeni nuk është aktiv dhe kur nxehet ose në prani të katalizatorëve, ai reagon me pothuajse të gjithë elementët kimikë të thjeshtë dhe kompleks.

Reagimi i hidrogjenit me elementë të thjeshtë kimikë

Në temperatura të larta, hidrogjeni reagon me oksigjen, squfur, klor dhe azot. do të mësoni se çfarë eksperimentesh me gazrat mund të bëni në shtëpi.

Përvojë në ndërveprimin e hidrogjenit me oksigjenin në laborator

Le të marrim hidrogjenin e pastër, i cili vjen përmes tubit të daljes së gazit, dhe t'i vëmë zjarrin. Do të digjet me një flakë mezi të dukshme. Nëse vendosni një tub hidrogjeni në një enë, ai do të vazhdojë të digjet dhe pikat e ujit formohen në mure. Ky oksigjen ka reaguar me hidrogjenin:

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Kur hidrogjeni digjet, gjenerohet shumë energji termike. Temperatura e kombinimit të oksigjenit dhe hidrogjenit arrin 2000 °C. Oksigjeni oksidoi hidrogjenin, prandaj ky reaksion quhet reaksion oksidimi.

Në kushte normale (pa ngrohje), reagimi vazhdon ngadalë. Dhe në temperatura mbi 550 ° C, ndodh një shpërthim (formohet i ashtuquajturi gaz shpërthyes). Në të kaluarën, hidrogjeni përdorej shpesh në balona, por për shkak të formimit të gazit shpërthyes, ka pasur shumë fatkeqësi. Integriteti i topit u prish dhe ndodhi një shpërthim: hidrogjeni reagoi me oksigjen. Prandaj, tani përdoret helium, i cili nxehet periodikisht nga një flakë.

Klori reagon me hidrogjenin dhe formon klorur hidrogjeni (vetëm në prani të dritës dhe nxehtësisë). Reagimi kimik i hidrogjenit dhe klorit duket si ky:

H2 + Cl2 = 2HCl

Një fakt interesant: reagimi i fluorit me hidrogjen shkakton një shpërthim edhe në errësirë ​​dhe në temperatura nën 0 ° C.

Ndërveprimi i azotit me hidrogjenin mund të ndodhë vetëm kur nxehet dhe në prani të një katalizatori. Ky reagim prodhon amoniak. Ekuacioni i reagimit:

ЗН2 + N2 = 2НН3

Reagimi i squfurit dhe hidrogjenit ndodh me formimin e gazit - sulfid hidrogjeni. Si rezultat, ndihet era e vezëve të kalbura:

H2 + S = H2S

Në metale, hidrogjeni jo vetëm që shpërndahet, por gjithashtu mund të reagojë me to. Si rezultat, formohen komponime që quhen hidride. Disa hidride përdoren si lëndë djegëse në raketa. Ata gjithashtu prodhojnë energji bërthamore.

Reagimi me elemente kimike komplekse

Për shembull, hidrogjeni me oksid bakri. Merrni një tub hidrogjeni dhe kaloni përmes pluhurit të oksidit të bakrit. I gjithë reagimi ndodh në ngrohje. Pluhuri i zi i bakrit do të kthehet në kafe-të kuqe (ngjyra e bakrit të thjeshtë). Pikat e lëngut do të shfaqen gjithashtu në pjesët e pa ngrohura të balonës - kjo është formuar.

Reaksion kimik:

CuO + H2 = Cu + H2O

Siç mund ta shihni, hidrogjeni reagoi me oksid dhe reduktoi bakrin.

Reagimet e rikuperimit

Nëse një substancë heq një oksid gjatë reaksionit, ai është një agjent reduktues. Në shembullin e reaksionit të oksidit të bakrit me ne shohim se hidrogjeni ishte agjenti reduktues. Ai gjithashtu reagon me disa okside të tjera si HgO, MoO3 dhe PbO. Në çdo reagim, nëse njëri nga elementët është një agjent oksidues, tjetri do të jetë një agjent reduktues.

Të gjitha përbërjet e hidrogjenit

Përbërjet e hidrogjenit me jometale- shumë e paqëndrueshme dhe gazet helmuese(p.sh. sulfidi i hidrogjenit, silani, metani).

Halidet e hidrogjenit Kloruri i hidrogjenit është më i përdoruri. Kur tretet, formon acid klorhidrik. Në këtë grup bëjnë pjesë edhe: fluori i hidrogjenit, jodidi i hidrogjenit dhe bromidi i hidrogjenit. Të gjitha këto komponime formojnë acidet përkatëse si rezultat.

Peroksid hidrogjeni (formula kimikeН2О2) shfaq vetitë më të forta oksiduese.

Hidroksidet e hidrogjenit ose ujë H2O.

hidridet janë komponime me metale.

Hidroksidet janë acide, baza dhe komponime të tjera që përmbajnë hidrogjen.

komponimet organike: proteinat, yndyrnat, lipidet, hormonet dhe të tjera.

Hidrogjeni H është elementi më i zakonshëm në Univers (rreth 75% në masë), në Tokë është elementi i nëntë më i zakonshëm. Përbërja më e rëndësishme natyrore e hidrogjenit është uji.
Hidrogjeni zë vendin e parë në sistemi periodik(Z = 1). Ka strukturën më të thjeshtë të një atomi: bërthama e një atomi është 1 proton, i rrethuar nga një re elektronike e përbërë nga 1 elektron.
Në disa kushte, hidrogjeni shfaq veti metalike (dhuron një elektron), në të tjera - jo metalike (pranon një elektron).
Izotopet e hidrogjenit gjenden në natyrë: 1H - protium (bërthama përbëhet nga një proton), 2H - deuterium (D - bërthama përbëhet nga një proton dhe një neutron), 3H - tritium (T - bërthama përbëhet nga një proton dhe dy neutronet).

Substanca e thjeshtë hidrogjen

Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome të lidhura nga një lidhje kovalente jopolare.
Vetitë fizike. Hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë, jo toksik, pa erë dhe pa shije. Molekula e hidrogjenit nuk është polare. Prandaj, forcat e bashkëveprimit ndërmolekular në hidrogjenin e gaztë janë të vogla. Kjo manifestohet në temperaturat e ulëta zierje (-252,6 0С) dhe shkrirje (-259,2 0С).
Hidrogjeni është më i lehtë se ajri, D (në ajër) = 0,069; pak i tretshëm në ujë (2 vëllime H2 treten në 100 vëllime H2O). Prandaj, hidrogjeni, kur prodhohet në laborator, mund të mblidhet me metoda të zhvendosjes së ajrit ose ujit.

Marrja e hidrogjenit

Në laborator:

1. Veprimi i acideve të holluara në metale:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Ndërveprimi i alkalineve dhe metalet sh-z me ujë:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hidroliza e hidrideve: hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji me formimin e alkalit dhe hidrogjenit përkatës:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Veprimi i alkaleve mbi zink ose alumin ose silic:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza e ujit. Për rritje Përçueshmëria elektrike ujë, atij i shtohet një elektrolit, për shembull, NaOH, H2SO4 ose Na2SO4. Në katodë, formohen 2 vëllime hidrogjeni, në anodë - 1 vëllim oksigjen.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Prodhimi industrial i hidrogjenit

1. Shndërrimi i metanit me avull, Ni 800 °C (më i liri):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Në total:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Avujt e ujit përmes koksit të nxehtë në 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Monoksidi i karbonit (IV) që rezulton thithet nga uji, në këtë mënyrë fitohet 50% e hidrogjenit industrial.

3. Duke ngrohur metanin në 350°C në prani të një katalizatori hekuri ose nikeli:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza tretësirat ujore KCl ose NaCl si nënprodukt:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Vetitë kimike të hidrogjenit

• Në komponimet, hidrogjeni është gjithmonë njëvalent. Ka një gjendje oksidimi +1, por në hidridet e metaleve është -1.
• Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome. Shfaqja e një lidhjeje midis tyre shpjegohet me formimin e një çifti të përgjithësuar elektronesh H: H ose H 2
• Për shkak të këtij përgjithësimi të elektroneve, molekula H 2 është energjikisht më e qëndrueshme se atomet e saj individuale. Për të thyer një molekulë në atome në 1 mol hidrogjen, është e nevojshme të shpenzoni një energji prej 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Kjo shpjegon aktivitetin relativisht të ulët të hidrogjenit molekular në temperaturë të zakonshme.
• Me shumë jometale, hidrogjeni formon komponime të gazta si RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Në të njëjtën kohë, ai shpërthen me fluor, reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jod vetëm kur nxehet.

2) Me oksigjen:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
me çlirimin e nxehtësisë. Në temperatura të zakonshme, reagimi vazhdon ngadalë, mbi 550 ° C - me një shpërthim. Një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 quhet gaz shpërthyes.

3) Kur nxehet, ai reagon fuqishëm me squfurin (shumë më i vështirë me selenin dhe telurin):
H 2 + S → H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

4) Me azot me formimin e amoniakut vetëm në katalizator dhe në temperatura dhe presione të ngritura:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Me karbon në temperatura të larta:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Formon hidride me metale alkaline dhe alkaline tokësore (hidrogjeni është një agjent oksidues):
H 2 + 2Li → 2LiH
në hidridet metalike, joni i hidrogjenit është i ngarkuar negativisht (gjendja e oksidimit -1), domethënë, hidridi Na + H - është i ndërtuar si kloruri Na + Cl -

Me substanca komplekse:

7) Me okside metalike (përdoret për të rivendosur metalet):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) me monoksid karboni (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza - gaz (një përzierje e hidrogjenit dhe oksid karboni) ka një të rëndësishme vlerë praktike, sepse në varësi të temperaturës, presionit dhe katalizatorit, të ndryshme komponimet organike, të tilla si HCHO, CH 3 OH dhe të tjerët.

9) Hidrokarburet e pangopura reagojnë me hidrogjenin, duke u shndërruar në të ngopura:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

PËRKUFIZIM

Hidrogjeni- elementi i parë i Tabelës Periodike elementet kimike DI. Mendelejevi. Simboli është N.

Masa atomike - 1 e mëngjesit. Molekula e hidrogjenit është diatomike - H2.

Konfigurimi elektronik i atomit të hidrogjenit është 1s 1. Hidrogjeni i përket familjes së elementeve s. Në përbërjet e tij, ai shfaq gjendje oksidimi -1, 0, +1. Hidrogjeni natyror përbëhet nga dy izotope të qëndrueshme - protium 1 H (99,98%) dhe deuterium 2 H (D) (0,015%) - dhe izotopi radioaktiv tritium 3 H (T) (sasi gjurmë, gjysma e jetës - 12,5 vjet).

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në kushte normale, hidrogjeni molekular shfaq një reaktivitet relativisht të ulët, i cili shpjegohet nga forca e lartë e lidhjes në molekulë. Kur nxehet, ai ndërvepron me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta të formuara nga elementët e nëngrupeve kryesore (me përjashtim të gazeve fisnike, B, Si, P, Al). NË reaksionet kimike mund të veprojë si një agjent reduktues (më shpesh) dhe një agjent oksidues (më rrallë).

Hidrogjeni manifestohet vetitë e agjentit reduktues(H 2 0 -2e → 2H +) në reaksionet e mëposhtme:

1. Reaksionet e bashkëveprimit me substanca të thjeshta - jometale. Hidrogjeni reagon me halogjene, për më tepër, reagimi i ndërveprimit me fluorin në kushte normale, në errësirë, me një shpërthim, me klorin - nën ndriçim (ose rrezatim UV) nga një mekanizëm zinxhir, me brom dhe jod vetëm kur nxehet; oksigjen(një përzierje e oksigjenit dhe hidrogjenit në një raport vëllimi 2:1 quhet "gaz shpërthyes"), gri, nitrogjenit Dhe karbonit:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S \u003d H 2 S (t \u003d 150 - 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Reaksionet e bashkëveprimit me substancat komplekse. Hidrogjeni reagon me oksidet e metaleve me pak aktiv, dhe është në gjendje të reduktojë vetëm metalet që janë në serinë e aktivitetit në të djathtë të zinkut:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).

Hidrogjeni reagon me okside jometale:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Hidrogjeni hyn në reaksione hidrogjenizimi me komponime organike të klasës së cikloalkaneve, alkeneve, areneve, aldehideve dhe ketoneve, etj. Të gjitha këto reaksione kryhen nën ngrohje, nën presion, platini ose nikeli përdoret si katalizator:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH (OH) -CH 3.

Hidrogjeni si agjent oksidues(H 2 + 2e → 2H -) vepron në reaksione me metale alkaline dhe toka alkaline. Në këtë rast, formohen hidride - komponime jonike kristalore në të cilat hidrogjeni shfaq një gjendje oksidimi prej -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Vetitë fizike të hidrogjenit

Hidrogjeni është një gaz i lehtë pa ngjyrë, pa erë, me dendësi në n.o. - 0,09 g / l, 14,5 herë më e lehtë se ajri, t bale = -252,8C, t pl = - 259,2C. Hidrogjeni është pak i tretshëm në ujë dhe tretës organikë, është shumë i tretshëm në disa metale: nikel, paladium, platin.

Sipas kozmokimisë moderne, hidrogjeni është elementi më i bollshëm në univers. Forma kryesore e ekzistencës së hidrogjenit në hapësirë ​​kozmike janë atome individuale. Hidrogjeni është elementi i 9-të më i bollshëm në Tokë. Sasia kryesore e hidrogjenit në Tokë është në gjendje të lidhur - në përbërjen e ujit, vajit, gazit natyror, qymyr i fortë etj. Në formën e një substance të thjeshtë, hidrogjeni gjendet rrallë - në përbërjen e gazeve vullkanike.

Marrja e hidrogjenit

Ekzistojnë metoda laboratorike dhe industriale për prodhimin e hidrogjenit. Metodat laboratorike përfshijnë bashkëveprimin e metaleve me acidet (1), si dhe ndërveprimin e aluminit me tretësirat ujore të alkaleve (2). Ndër metodat industriale për prodhimin e hidrogjenit rol të madh luani elektrolizën e tretësirave ujore të alkaleve dhe kripërave (3) dhe shndërrimin e metanit (4):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H2 (2);

2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Detyrë	Kur 23,8 g kallaj metalik ndërvepruan me një tepricë të acidit klorhidrik, u lirua hidrogjen, në një sasi të mjaftueshme për të marrë 12,8 g bakër metalik.Përcaktoni shkallën e oksidimit të kallajit në përbërjen që rezulton.
Zgjidhje	I bazuar strukturë elektronike atomi i kallajit (...5s 2 5p 2) mund të konkludojmë se kallaji karakterizohet nga dy gjendje oksidimi - +2, +4. Bazuar në këtë, ne do të përpilojmë ekuacionet e reaksioneve të mundshme: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2); CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (3). Gjeni sasinë e substancës së bakrit: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Sipas ekuacionit 3, sasia e substancës së hidrogjenit: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Duke ditur masën e kallajit, gjejmë sasinë e substancës së tij: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Le të krahasojmë sasitë e substancave të kallajit dhe hidrogjenit sipas ekuacioneve 1 dhe 2 dhe sipas gjendjes së problemit: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (ekuacioni 1); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1: 2 (ekuacioni 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (gjendja problematike). Prandaj, kallaji ndërvepron me acid klorhidrik sipas ekuacionit 1 dhe gjendja e oksidimit të kallajit është +2.
Përgjigju	Gjendja e oksidimit të kallajit është +2.

SHEMBULL 2

Detyrë	Gazi i çliruar nga veprimi i 2,0 g zinku për 18,7 ml acid klorhidrik 14,6% (densiteti i tretësirës 1,07 g/ml) kalohet duke ngrohur mbi 4,0 g oksid bakri (II). Sa është masa e përzierjes së ngurtë që rezulton?
Zgjidhje	Kur zinku reagon me acid klorhidrik, hidrogjeni lirohet: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (1), i cili, kur nxehet, redukton oksidin e bakrit (II) në bakër (2): CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. Gjeni sasinë e substancave në reagimin e parë: m (p-ra Hcl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCl) = 20.0. 0,146 = 2,92 g; v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Zinku ka mungesë, kështu që sasia e hidrogjenit të çliruar është: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. Në reagimin e dytë, hidrogjeni është i mangët sepse: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. Si rezultat i reaksionit, 0.031 mol CuO do të kthehet në 0.031 mol Cu, dhe humbja e masës do të jetë: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Masa e përzierjes së ngurtë të CuO me Cu pas kalimit të hidrogjenit do të jetë: 4,0-0,5 = 3,5 g
Përgjigju	Masa e përzierjes së ngurtë të CuO me Cu është 3,5 g.

Metodat industriale për marrjen e substancave të thjeshta varen nga forma në të cilën gjendet elementi përkatës në natyrë, domethënë nga cila mund të jetë lënda e parë për prodhimin e tij. Pra, përftohet oksigjeni, i disponueshëm në gjendje të lirë në mënyrë fizike- çlirimi nga ajri i lëngshëm. Hidrogjeni, nga ana tjetër, është pothuajse i gjithë në formën e komponimeve, prandaj, për ta marrë atë, metodat kimike. Në veçanti, mund të përdoren reaksionet e dekompozimit. Një nga mënyrat për të prodhuar hidrogjen është reaksioni i dekompozimit të ujit nga rryma elektrike.

bazë mënyrë industriale Prodhimi i hidrogjenit - reagimi me ujin e metanit, i cili është pjesë e gazit natyror. Ajo kryhet në temperaturë të lartë(është e lehtë të verifikohet se kur metani kalohet edhe përmes ujit të vluar, nuk ndodh asnjë reagim):

CH 4 + 2H 2 0 \u003d CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

Në laborator, për të marrë substanca të thjeshta, jo domosdoshmërisht përdoren lëndë të para natyrore, por zgjidhen ato substanca fillestare nga të cilat është më e lehtë të izolohet lënda e nevojshme. Për shembull, në laborator, oksigjeni nuk merret nga ajri. E njëjta gjë vlen edhe për prodhimin e hidrogjenit. Një nga metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit, i cili ndonjëherë përdoret në industri, është zbërthimi i ujit nga rryma elektrike.

Hidrogjeni zakonisht prodhohet në laborator duke reaguar zinkun me acid klorhidrik.

Në industri

1.Elektroliza e tretësirave ujore të kripërave:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Kalimi i avullit të ujit mbi koksin e nxehtë në përafërsisht 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Nga gazi natyror.

Shndërrimi i avullit: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Oksidimi katalitik i oksigjenit: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Plasaritja dhe reformimi i hidrokarbureve në procesin e përpunimit të naftës.

Në laborator

1.Veprimi i acideve të holluara në metale. Për të kryer një reagim të tillë, zinku dhe acidi klorhidrik përdoren më shpesh:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Ndërveprimi i kalciumit me ujin:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hidroliza e hidrideve:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Veprimi i alkaleve në zink ose alumin:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Me ndihmën e elektrolizës. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të alkaleve ose acideve, hidrogjeni lirohet në katodë, për shembull:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Bioreaktor për prodhimin e hidrogjenit

Vetitë fizike

Hidrogjeni i gaztë mund të ekzistojë në dy forma (modifikime) - në formën e orto - dhe para-hidrogjenit.

Në molekulën e ortohidrogjenit (mp −259,10 °C, bp −252,56 °C), rrotullimet bërthamore drejtohen në të njëjtën mënyrë (paralele), ndërsa në parahidrogjen (mp −259,32 °C, t bp −252,89 °C) - e kundërta. me njëri-tjetrin (antiparalel).

Format alotropike të hidrogjenit mund të ndahen me adsorbim në karbonin aktiv në temperaturën e azotit të lëngët. Në temperatura shumë të ulëta, ekuilibri midis ortohidrogjenit dhe parahidrogjenit zhvendoset pothuajse tërësisht drejt këtij të fundit. Në 80 K, raporti i pamjes është afërsisht 1:1. Parahidrogjeni i desorbuar, kur nxehet, shndërrohet në ortohidrogjen deri në formimin e një ekuilibri në temperatura e dhomës përzierjet (ortho-para: 75:25). Pa një katalizator, transformimi ndodh ngadalë, gjë që bën të mundur studimin e vetive të formave individuale alotropike. Molekula e hidrogjenit është diatomike - H2. Në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Hidrogjeni është gazi më i lehtë, dendësia e tij është shumë herë më e vogël se ajo e ajrit. Natyrisht, sa më e vogël të jetë masa e molekulave, aq më e lartë është shpejtësia e tyre në të njëjtën temperaturë. Ashtu si më të lehtat, molekulat e hidrogjenit lëvizin më shpejt se molekulatçdo gaz tjetër dhe kështu mund të transferojë nxehtësinë më shpejt nga një trup në tjetrin. Nga kjo rrjedh se hidrogjeni ka përçueshmërinë termike më të lartë midis substanca të gazta. Përçueshmëria e tij termike është rreth shtatë herë më e lartë se ajo e ajrit.

Vetitë kimike

Molekulat e hidrogjenit H2 janë mjaft të forta, dhe në mënyrë që hidrogjeni të reagojë, duhet të shpenzohet shumë energji: H 2 \u003d 2H - 432 kJ. Prandaj, në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon vetëm me metale shumë aktive, për shembull, me kalciumi, duke formuar hidridin e kalciumit: Ca + H 2 \u003d CaH 2 dhe me të vetmin jometal - fluorin, duke formuar fluorid hidrogjeni: F 2 + H 2 \u003d 2HF Me shumicën e metaleve dhe jometaleve, hidrogjeni reagon në temperatura të ngritura ose nën ndikime të tjera, si ndriçimi. Mund të "marrë" oksigjenin nga disa okside, për shembull: CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 0 Ekuacioni i shkruar pasqyron reagimin e reduktimit. Reaksionet e reduktimit quhen procese, si rezultat i të cilave oksigjeni merret nga përbërësi; Substancat që largojnë oksigjenin quhen agjentë reduktues (ato vetë oksidohen). Më tej, do të jepet një përkufizim tjetër i koncepteve të "oksidimit" dhe "reduktimit". POR këtë përkufizim, historikisht i pari, ruan rëndësinë e tij në kohën e sotme, veçanërisht në kiminë organike. Reaksioni i reduktimit është i kundërt i reaksionit të oksidimit. Të dyja këto reaksione zhvillohen gjithmonë njëkohësisht si një proces: kur një substancë oksidohet (reduktohet), tjetra domosdoshmërisht reduktohet (oksidohet) në të njëjtën kohë.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Format me halogjene halogjenet e hidrogjenit:

F 2 + H 2 → 2 HF, reaksioni vazhdon me një shpërthim në errësirë ​​dhe në çdo temperaturë, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reaksioni vazhdon me një shpërthim, vetëm në dritë.

Ai ndërvepron me blozën në ngrohje të fortë:

C + 2H 2 → CH 4

Ndërveprimi me metalet alkaline dhe alkaline tokësore

Hidrogjeni formohet me metale aktive hidridet:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

hidridet- substanca të kripura, të ngurta, që hidrolizohen lehtësisht:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Ndërveprimi me oksidet e metaleve (zakonisht elementet d)

Oksidet reduktohen në metale:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hidrogjenizimi i përbërjeve organike

Nën veprimin e hidrogjenit mbi hidrokarburet e pangopura në prani të një katalizatori nikel dhe temperaturë të ngritur, ndodh reaksioni hidrogjenizimi:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Hidrogjeni redukton aldehidet në alkoole:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Gjeokimia e hidrogjenit

Hidrogjeni - bazë material ndërtimor universi. Ky është elementi më i zakonshëm, dhe të gjithë elementët formohen prej tij si rezultat i reaksioneve termonukleare dhe bërthamore.

Hidrogjeni i lirë H 2 është relativisht i rrallë në gazrat tokësorë, por në formën e ujit ai merr një pjesë jashtëzakonisht të rëndësishme në proceset gjeokimike.

Hidrogjeni mund të jetë i pranishëm në minerale në formën e jonit të amonit, jonit hidroksil dhe ujit kristalor.

Hidrogjeni prodhohet vazhdimisht në atmosferë si rezultat i dekompozimit të ujit. rrezatim diellor. Ai migron në atmosferën e sipërme dhe arratiset në hapësirë.

Aplikacion

• Energjia e hidrogjenit

Hidrogjeni atomik përdoret për saldimin atomik me hidrogjen.

NË Industria ushqimore hidrogjeni është regjistruar si aditiv ushqimor E949 si gaz ambalazhi.

Karakteristikat e qarkullimit

Hidrogjeni, kur përzihet me ajrin, formon një përzierje shpërthyese - të ashtuquajturin gaz shpërthyes. Ky gaz është më shpërthyes kur raporti vëllimor i hidrogjenit dhe oksigjenit është 2:1, ose hidrogjeni dhe ajri është afërsisht 2:5, pasi ajri përmban afërsisht 21% oksigjen. Hidrogjeni është gjithashtu i ndezshëm. Hidrogjeni i lëngshëm mund të shkaktojë ngrirje të rëndë nëse bie në kontakt me lëkurën.

Përqendrimet shpërthyese të hidrogjenit me oksigjen ndodhin nga 4% në 96% të vëllimit. Kur përzihet me ajër nga 4% në 75 (74)% në vëllim.

Përdorimi i hidrogjenit

NË industria kimike hidrogjeni përdoret në prodhimin e amoniakut, sapunit dhe plastikës. Në industrinë ushqimore, duke përdorur hidrogjen nga lëngu vajra bimore bëni margarinë. Hidrogjeni është shumë i lehtë dhe gjithmonë ngrihet në ajër. Pasi aeroplanët dhe Balona mbushur me hidrogjen. Por në vitet '30. Shekulli 20 pati disa aksidente të tmerrshme kur avionët shpërthyen dhe u dogjën. Në ditët e sotme, aeroplanët janë të mbushur me gaz helium. Hidrogjeni përdoret gjithashtu si karburant raketash. Një ditë, hidrogjeni mund të përdoret gjerësisht si lëndë djegëse për makina dhe kamionë. Motorët me hidrogjen nuk ndotin mjedisi dhe lëshojnë vetëm avuj uji (megjithatë, vetë prodhimi i hidrogjenit çon në njëfarë ndotjeje mjedisore). Dielli ynë përbëhet kryesisht nga hidrogjeni. Nxehtësia diellore dhe drita janë rezultat i sekretimit energjinë bërthamore nga shkrirja e bërthamave të hidrogjenit.

Përdorimi i hidrogjenit si lëndë djegëse (efikasiteti ekonomik)

Karakteristika më e rëndësishme e substancave që përdoren si lëndë djegëse është nxehtësia e djegies së tyre. Nga kursi i kimisë së përgjithshme, dihet se reaksioni i bashkëveprimit të hidrogjenit me oksigjenin ndodh me çlirimin e nxehtësisë. Nëse marrim 1 mol H 2 (2 g) dhe 0,5 mol O 2 (16 g) në kushte standarde dhe të fillojë një reaksion, pastaj sipas ekuacionit

H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O

pas përfundimit të reaksionit, formohet 1 mol H 2 O (18 g) me një çlirim energjie prej 285.8 kJ / mol (për krahasim: nxehtësia e djegies së acetilenit është 1300 kJ / mol, propani - 2200 kJ / mol) . 1 m³ hidrogjen peshon 89,8 g (44,9 mol). Prandaj, për të marrë 1 m³ hidrogjen, do të shpenzohen 12832.4 kJ energji. Duke marrë parasysh faktin se 1 kWh = 3600 kJ, marrim 3,56 kWh energji elektrike. Duke ditur tarifën për 1 kWh energji elektrike dhe koston e 1 m³ gaz, mund të konkludojmë se këshillohet kalimi në karburant hidrogjen.

Për shembull, një model eksperimental i gjeneratës së tretë Honda FCX me një rezervuar hidrogjeni 156 litra (që përmban 3,12 kg hidrogjen me një presion prej 25 MPa) udhëton 355 km. Prandaj, 123.8 kWh merret nga 3.12 kg H2. Në 100 km konsumi i energjisë do të jetë 36.97 kWh. Duke ditur koston e energjisë elektrike, koston e gazit ose benzinës, konsumin e tyre për një makinë për 100 km, është e lehtë të llogaritet efekti negativ ekonomik i kalimit të makinave në karburant hidrogjeni. Le të themi (Rusi 2008), 10 cent për kWh energji elektrike çon në faktin se 1 m³ hidrogjen çon në një çmim prej 35.6 cent, dhe duke marrë parasysh efikasitetin e dekompozimit të ujit prej 40-45 cent, e njëjta sasi kWh. nga djegia e benzinës kushton 12832.4 kJ/42000 kJ/0.7 kg/l*80 cent/l=34 cent me çmime me pakicë, ndërsa për hidrogjenin kemi llogaritur variantin ideal, pa marrë parasysh transportin, amortizimin e pajisjeve etj. Për metanin me një energji djegieje prej rreth 39 MJ për m³, rezultati do të jetë dy deri në katër herë më i ulët për shkak të ndryshimit në çmim (1m³ për Ukrainën kushton 179 dollarë dhe për Evropën 350 dollarë). Kjo do të thotë, sasia ekuivalente e metanit do të kushtojë 10-20 cent.

Megjithatë, nuk duhet të harrojmë se kur djegim hidrogjen, marrim uje i paster nga e cila është nxjerrë. Kjo është, ne kemi një të rinovueshme magazinier energji pa dëmtim të mjedisit, ndryshe nga gazi apo benzina, të cilat janë burimet kryesore të energjisë.

Php në linjën 377 Paralajmërim: kërkohet (http://www..php): dështoi në hapjen e transmetimit: nuk mund të gjendej asnjë mbështjellës i përshtatshëm në /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php në linjën 377 Fatal gabim: Kërkoj(): Kërkohet hapja e dështuar "http://www..php" (include_path="..php on line 377

Në sistemin periodik, hidrogjeni ndodhet në dy grupe elementesh që janë absolutisht të kundërta në vetitë e tyre. Kjo veçori e bëjnë atë krejtësisht unik. Hidrogjeni nuk është vetëm një element apo substancë, por edhe a pjesë integrale shumë komponime komplekse, elemente organogjene dhe biogjene. Prandaj, ne i konsiderojmë vetitë dhe karakteristikat e tij në më shumë detaje.

Lëshimi i gazit të djegshëm gjatë bashkëveprimit të metaleve dhe acideve u vu re që në shekullin e 16-të, domethënë gjatë formimit të kimisë si shkencë. Shkencëtari i famshëm anglez Henry Cavendish studioi substancën duke filluar nga viti 1766 dhe i dha emrin "ajri i djegshëm". Kur digjej, ky gaz prodhonte ujë. Fatkeqësisht, aderimi i shkencëtarit në teorinë e phlogiston (“materie hiperfine” hipotetike) e pengoi atë të arrinte në përfundimet e duhura.

Kimisti dhe natyralisti francez A. Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier dhe me ndihmën e gazometrave specialë, në vitin 1783 kryen sintezën e ujit, dhe më pas analizën e tij duke zbërthyer avujt e ujit me hekur të nxehtë. Kështu, shkencëtarët arritën të arrinin në përfundimet e duhura. Ata zbuluan se "ajri i djegshëm" nuk është vetëm pjesë e ujit, por edhe mund të merret prej tij.

Në 1787, Lavoisier sugjeroi se gazi në studim ishte një substancë e thjeshtë dhe, në përputhje me rrethanat, i referohet numrit të elementeve kimike parësore. Ai e quajti hidrogjen (nga fjalët greke hydor - ujë + gennao - lind), domethënë "lindja e ujit".

Emri rus "hidrogjen" u propozua në 1824 nga kimisti M. Solovyov. Përcaktimi i përbërjes së ujit shënoi fundin e "teorisë së phlogiston". Në fund të shekujve 18 dhe 19, u zbulua se atomi i hidrogjenit është shumë i lehtë (në krahasim me atomet e elementeve të tjerë) dhe masa e tij u mor si njësia kryesore për krahasimin e masave atomike, duke marrë një vlerë të barabartë me 1.

Vetitë fizike

Hidrogjeni është më i lehtë nga të gjithë të njohura për shkencën substanca (është 14,4 herë më e lehtë se ajri), dendësia e saj është 0,0899 g / l (1 atm, 0 ° C). Ky material shkrihet (ngurtësohet) dhe vlon (lëngizohet), përkatësisht në -259,1 ° C dhe -252,8 ° C (vetëm heliumi ka temperatura më të ulëta të vlimit dhe shkrirjes).

Temperatura kritike e hidrogjenit është jashtëzakonisht e ulët (-240 °C). Për këtë arsye, lëngëzimi i tij është një proces mjaft i ndërlikuar dhe i kushtueshëm. Presioni kritik i një substance është 12,8 kgf / cm², dhe densiteti kritik është 0,0312 g / cm³. Ndër të gjithë gazrat, hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike: në 1 atm dhe 0 ° C, është 0,174 W / (mxK).

Kapaciteti specifik i nxehtësisë i një substance në të njëjtat kushte është 14,208 kJ / (kgxK) ose 3,394 cal / (gh ° C). Ky element është pak i tretshëm në ujë (rreth 0,0182 ml / g në 1 atm dhe 20 ° C), por mirë - në shumicën e metaleve (Ni, Pt, Pa dhe të tjerët), veçanërisht në paladium (rreth 850 vëllime për vëllim Pd ) .

Vetia e fundit lidhet me aftësinë e tij për t'u shpërndarë, ndërsa difuzioni përmes një aliazh karboni (për shembull, çeliku) mund të shoqërohet me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (ky proces quhet dekarbonizim). NË gjendje e lëngët substanca është shumë e lehtë (dendësia - 0,0708 g / cm³ në t ° \u003d -253 ° C) dhe e lëngshme (viskoziteti - 13,8 spoise në të njëjtat kushte).

Në shumë komponime, ky element shfaq një valencë +1 (gjendje oksidimi), e ngjashme me natriumin dhe metalet e tjera alkaline. Zakonisht konsiderohet si një analog i këtyre metaleve. Prandaj, ai kryeson grupin I të sistemit Mendeleev. Në hidridet metalike, joni i hidrogjenit shfaq një ngarkesë negative (gjendja e oksidimit është -1), domethënë Na + H- ka një strukturë të ngjashme me klorurin Na + Cl-. Në përputhje me këtë dhe disa fakte të tjera (afërsia e vetive fizike të elementit "H" dhe halogjeneve, aftësia për ta zëvendësuar atë me halogjene në përbërjet organike), hidrogjeni klasifikohet si Grupi VII Sistemet e Mendelejevit.

Në kushte normale, hidrogjeni molekular ka aktivitet i ulët, duke u lidhur drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktive (me fluorin dhe klorin, me këtë të fundit - në dritë). Nga ana tjetër, kur nxehet, ai ndërvepron me shumë elementë kimikë.

Hidrogjeni atomik ka një aktivitet kimik të rritur (krahasuar me hidrogjenin molekular). Me oksigjen, formon ujë sipas formulës:

Н2 + ½О2 = Н2О,

duke çliruar 285,937 kJ/mol nxehtësie ose 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Në të zakonshme kushtet e temperaturës reagimi vazhdon mjaft ngadalë, dhe në t ° >= 550 ° C - në mënyrë të pakontrolluar. Kufijtë e shpërthimit të një përzierjeje hidrogjen + oksigjen për nga vëllimi janë 4–94% H2, dhe përzierjet e hidrogjenit + ajrit janë 4–74% H2 (një përzierje e dy vëllimeve të H2 dhe një vëllimi të O2 quhet gaz shpërthyes).

Ky element përdoret për të reduktuar shumicën e metaleve, pasi merr oksigjen nga oksidet:

Fe₃O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О,

CuO + H2 = Cu + H2O etj.

Me halogjene të ndryshme, hidrogjeni formon halogjenet e hidrogjenit, për shembull:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Sidoqoftë, kur reagon me fluorin, hidrogjeni shpërthen (kjo ndodh edhe në errësirë, në -252 ° C), reagon me bromin dhe klorin vetëm kur nxehet ose ndriçohet, dhe me jod - vetëm kur nxehet. Kur ndërvepron me azotin, formohet amoniaku, por vetëm në një katalizator, me presione të ngritura dhe temperatura:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Kur nxehet, hidrogjeni reagon në mënyrë aktive me squfurin:

H2 + S = H2S (sulfidi i hidrogjenit),

dhe shumë më e vështirë - me telurium ose selen. Hidrogjeni reagon me karbon të pastër pa katalizator, por në temperatura të larta:

2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).

Kjo substancë reagon drejtpërdrejt me disa prej metaleve (alkali, tokë alkaline dhe të tjera), duke formuar hidride, për shembull:

Н2 + 2Li = 2LiH.

Me rëndësi jo të vogël praktike janë ndërveprimet e hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit (II). Në këtë rast, në varësi të presionit, temperaturës dhe katalizatorit, formohen përbërje të ndryshme organike: HCHO, CH3OH, etj. Hidrokarburet e pangopura gjatë reaksionit kthehen në të ngopura, p.sh.

С n Н2 n + Н2 = С n Н2 n ₊2.

Hidrogjeni dhe komponimet e tij luajnë një rol të jashtëzakonshëm në kimi. Ajo kushtëzon vetitë e acidit të ashtuquajturat. acidet protike priren të krijojnë lidhje hidrogjenore me elementë të ndryshëm, të cilët kanë një efekt të rëndësishëm në vetitë e shumë përbërjeve inorganike dhe organike.

Marrja e hidrogjenit

Llojet kryesore të lëndëve të para për prodhimit industrial të këtij elementi janë gazrat e rafinimit të naftës, të djegshëm natyrorë dhe gazrat e furrës së koksit. Përftohet edhe nga uji me elektrolizë (në vende me energji elektrike të përballueshme). Nje nga metodat thelbësore Prodhimi i materialit nga gazi natyror konsiderohet të jetë ndërveprimi katalitik i hidrokarbureve, kryesisht metanit, me avujt e ujit (i ashtuquajturi shndërrim). Për shembull:

CH4 + H2O = CO + ZH2.

Oksidimi jo i plotë i hidrokarbureve me oksigjen:

CH4 + ½O2 \u003d CO + 2H2.

Monoksidi i karbonit i sintetizuar (II) i nënshtrohet shndërrimit:

CO + H2O = CO2 + H2.

Hidrogjeni i prodhuar nga gazi natyror është më i liri.

Për elektrolizën e ujit përdoret rryma e drejtpërdrejtë, e cila kalon përmes një tretësire të NaOH ose KOH (acidet nuk përdoren për të shmangur korrozionin e pajisjes). Në kushte laboratorike, materiali fitohet nga elektroliza e ujit ose si rezultat i reaksionit midis acidit klorhidrik dhe zinkut. Sidoqoftë, më shpesh përdoret materiali i gatshëm i fabrikës në cilindra.

Nga gazrat e rafinerisë dhe gazi i furrës së koksit elementi i dhënë izolohen duke hequr të gjithë përbërësit e tjerë të përzierjes së gazit, pasi ato lëngzohen më lehtë me ftohje të thellë.

Industrialisht, ky material filloi të merrej përsëri në fundi i XVIII shekulli. Pastaj u përdor për të mbushur balona. Në ky moment hidrogjeni përdoret gjerësisht në industri, kryesisht në industrinë kimike, për prodhimin e amoniakut.

Konsumatorët në masë të substancës janë prodhues të metilit dhe alkooleve të tjera, benzinës sintetike dhe shumë produkteve të tjera. Ato përftohen nga sinteza nga monoksidi i karbonit (II) dhe hidrogjeni. Hidrogjeni përdoret për hidrogjenizimin e lëndëve djegëse të rënda dhe të ngurta të lëngshme, yndyrat, etj., për sintezën e HCl, hidrotrajtimin e produkteve të naftës, si dhe në prerjen/saldimin e metaleve. Elementet thelbësore për energjinë bërthamore janë izotopet e tij - tritiumi dhe deuteriumi.

Roli biologjik i hidrogjenit

Rreth 10% e masës së organizmave të gjallë (mesatarisht) bie mbi këtë element. Është pjesë e ujit dhe grupeve më të rëndësishme të përbërjeve natyrore, duke përfshirë proteinat, acidet nukleike, lipidet, karbohidratet. Çfarë shërben?

Ky material luan një rol vendimtar: në ruajtjen e strukturës hapësinore të proteinave (kuaternare), në zbatimin e parimit të komplementaritetit të acideve nukleike (d.m.th., në zbatimin dhe ruajtjen e informacionit gjenetik), në përgjithësi, në "njohjen" në molekular. niveli.

Joni i hidrogjenit H+ merr pjesë në reaksione/procese të rëndësishme dinamike në trup. Përfshirë: në oksidimin biologjik, i cili u siguron qelizave të gjalla energji, në reaksionet e biosintezës, në fotosintezën në bimë, në fotosintezën bakteriale dhe fiksimin e azotit, në ruajtjen ekuilibri acido-bazik dhe homeostaza, në proceset e transportit membranor. Së bashku me karbonin dhe oksigjenin, ai formon një funksional dhe bazë strukturore dukuritë e jetës.