Wodór w przyrodzie (0,9% w skorupie ziemskiej). Właściwości fizyczne i chemiczne wodoru

Wodór jest specjalnym pierwiastkiem, który zajmuje jednocześnie dwie komórki w układzie okresowym Mendelejewa. Znajduje się w dwóch grupach elementów o przeciwnych właściwościach, a ta cecha czyni go wyjątkowym. Wodór jest prostą substancją i część integralna wiele złożonych związków, jest pierwiastkiem organogennym i biogennym. Warto zapoznać się szczegółowo z jego głównymi cechami i właściwościami.

Wodór w układzie okresowym Mendelejewa

Główne cechy wodoru wskazane w:

• numer seryjny elementu to 1 (jest taka sama liczba protonów i elektronów);
• masa atomowa wynosi 1,00795;
• wodór ma trzy izotopy, z których każdy ma specjalne właściwości;
• dzięki zawartości tylko jednego elektronu wodór może wykazywać właściwości redukujące i utleniające, a po oddaniu elektronu wodór ma wolny orbital, który bierze udział w składzie wiązania chemiczne zgodnie z mechanizmem dawcy-akceptora;
• wodór jest lekkim pierwiastkiem o niskiej gęstości;
• wodór jest silnym środkiem redukującym, otwiera grupę metale alkaliczne w pierwszej grupie głównej podgrupy;
• gdy wodór reaguje z metalami i innymi silnymi środkami redukującymi, przyjmuje ich elektron i staje się środkiem utleniającym. Takie związki nazywane są wodorkami. Zgodnie ze wskazaną cechą wodór warunkowo należy do grupy halogenów (w tabeli podano powyżej fluor w nawiasach), z którymi ma podobieństwa.

Wodór jako prosta substancja

Wodór to gaz, którego cząsteczka składa się z dwóch. Substancja ta została odkryta w 1766 roku przez brytyjskiego naukowca Henry'ego Cavendisha. Udowodnił, że wodór jest gazem, który wybucha, gdy wchodzi w interakcję z tlenem. Po zbadaniu wodoru chemicy odkryli, że jest to najlżejsza ze wszystkich znanych człowiekowi substancji.

Inny naukowiec, Lavoisier, nadał pierwiastkowi nazwę „hydrogenium”, co po łacinie oznacza „rodzić wodę”. W 1781 Henry Cavendish udowodnił, że woda jest kombinacją tlenu i wodoru. Innymi słowy, woda jest produktem reakcji wodoru z tlenem. Właściwości palne wodoru były znane nawet starożytnym naukowcom: odpowiednie zapisy pozostawił Paracelsus, który żył w XVI wieku.

Wodór cząsteczkowy jest naturalnie występującym związkiem gazowym powszechnym w przyrodzie, który składa się z dwóch atomów i gdy powstaje płonąca drzazga. Cząsteczka wodoru może rozpadać się na atomy, które zamieniają się w jądra helu, ponieważ są one w stanie uczestniczyć w reakcje jądrowe. Takie procesy regularnie zachodzą w kosmosie i na Słońcu.

Wodór i jego właściwości fizyczne

Wodór ma następujące parametry fizyczne:

• wrze w -252,76 °C;
• topi się w -259,14 °C; *we wskazanych granicach temperatur wodór jest cieczą bezwonną, bezbarwną;
• wodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie;
• wodór może teoretycznie przejść w stan metaliczny, gdy jest zapewniony specjalne warunki (niskie temperatury i wysokie ciśnienie)
• czysty wodór jest substancją wybuchową i palną;
• wodór jest w stanie dyfundować przez grubość metali, dlatego dobrze się w nich rozpuszcza;
• wodór jest 14,5 razy lżejszy od powietrza;
• w wysokie ciśnienie można otrzymać podobne do śniegu kryształy stałego wodoru.

Właściwości chemiczne wodoru

Metody laboratoryjne:

• oddziaływanie rozcieńczonych kwasów z metale aktywne oraz metale o średniej aktywności;
• hydroliza wodorków metali;
• reakcja z wodą metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych.

Związki wodoru:

Halogenki wodoru; lotne związki wodorowe niemetali; wodorki; wodorotlenki; wodorotlenek wodoru (woda); nadtlenek wodoru; związki organiczne (białka, tłuszcze, węglowodany, witaminy, lipidy, olejki eteryczne, hormony). Kliknij, aby zobaczyć bezpieczne eksperymenty dotyczące badania właściwości białek, tłuszczów i węglowodanów.

Aby zebrać powstały wodór, musisz odwrócić probówkę do góry nogami. Wodór nie może być zbierany jak dwutlenek węgla, ponieważ jest znacznie lżejszy od powietrza. Wodór szybko odparowuje, a zmieszany z powietrzem (lub w dużej akumulacji) eksploduje. Dlatego konieczne jest odwrócenie rury. Natychmiast po napełnieniu tubę zamyka się gumowym korkiem.

Aby sprawdzić czystość wodoru, należy przyłożyć zapaloną zapałkę do szyjki probówki. Jeśli pojawi się głuchy i cichy trzask, gaz jest czysty, a zanieczyszczenia powietrza minimalne. Jeśli trzask jest głośny i gwiżdżący, to gaz w probówce jest brudny, zawiera dużą część obcych składników.

Uwaga! Nie próbuj samodzielnie powtarzać tych eksperymentów!

Atom wodoru w porównaniu z atomami innych pierwiastków ma najprostszą budowę: składa się z jednego protonu.

generowanie jądro atomowe, oraz jeden elektron znajdujący się na orbicie ls. Wyjątkowość atomu wodoru polega na tym, że jego jedyny elektron walencyjny znajduje się bezpośrednio w polu działania jądra atomowego, ponieważ nie jest osłonięty innymi elektronami. To zapewnia mu określone właściwości. On może w reakcje chemiczne oddaj swój elektron, tworząc kation H + (jak atomy metali alkalicznych) lub dodaj elektron od partnera, aby utworzyć anion H- (jak atomy halogenu). Dlatego wodór w układzie okresowym częściej umieszczany jest w grupie IA, czasami w grupie VIIA, ale istnieją warianty tablic, w których wodór nie należy do żadnej z grup układu okresowego.

Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H2. Wodór jest najlżejszym ze wszystkich gazów. Ze względu na niepolarność i wysoką wytrzymałość cząsteczki H2 (E St\u003d 436 kJ / mol) w normalnych warunkach wodór aktywnie oddziałuje tylko z fluorem, a po oświetleniu również z chlorem i bromem. Po podgrzaniu reaguje z wieloma niemetalami, chlorem, bromem, tlenem, siarką wykazując właściwości redukujące oraz oddziałując z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych, jest środkiem utleniającym i tworzy wodorki tych metali:

Spośród wszystkich organogenów wodór ma najniższą względną elektroujemność (0E0 = 2,1), dlatego w związkach naturalnych wodór zawsze wykazuje stopień utlenienia +1. Z punktu widzenia termodynamiki chemicznej wodór w żywych układach zawierających wodę nie może tworzyć ani wodoru cząsteczkowego (Н 2), ani jonu wodorkowego (Н~). Wodór cząsteczkowy w normalne warunki jest nieaktywny chemicznie i jednocześnie bardzo lotny, dlatego nie może być zatrzymywany przez organizm i uczestniczyć w metabolizmie. Jon wodorkowy jest niezwykle aktywny chemicznie i natychmiast oddziałuje nawet z bardzo małą ilością wody, tworząc wodór cząsteczkowy. Dlatego wodór w organizmie występuje albo w postaci związków z innymi organogenami, albo w postaci kationu H +.

Wodór z elementami organogennymi tworzy jedynie wiązania kowalencyjne. W zależności od stopnia polaryzacji wiązania te są ułożone w następującej kolejności:

Ta seria jest bardzo ważna dla chemii związki naturalne, ponieważ polarność tych wiązań i ich polaryzowalność z góry determinują kwasowe właściwości związków, tj. dysocjację z utworzeniem protonu.

właściwości kwasowe. W zależności od charakteru tworzącego się pierwiastka Połączenie X-N, istnieją 4 rodzaje kwasów:

kwasy OH (kwasy karboksylowe, fenole, alkohole);

kwasy SH (tiole);

kwasy NH (amidy, imidy, aminy);

Kwasy CH (węglowodory i ich pochodne).

Biorąc pod uwagę wysoką polaryzowalność Połączenia S-H da się zrobić następny rząd kwasy według zdolności do dysocjacji:

Stężenie kationów wodorowych w środowisku wodnym określa jego kwasowość, którą wyraża się wartością pH pH = -lg (rozdz. 7.5). Większość środowisk fizjologicznych organizmu ma odczyn zbliżony do obojętnego (pH = 5,0-7,5), tylko w soku żołądkowym pH = 1,0-2,0. Zapewnia to z jednej strony działanie przeciwdrobnoustrojowe, zabijając wiele mikroorganizmów wprowadzonych do żołądka wraz z pożywieniem; z drugiej strony, środowisko kwaśne działa katalitycznie w hydrolizie białek, polisacharydów i innych biosubstratów, przyczyniając się do produkcji niezbędnych metabolitów.

właściwości redoks. Ze względu na wysoką gęstość ładunku dodatniego kation wodorowy jest dość silnym środkiem utleniającym (f° = 0 V), utleniającym metale aktywne i średnioaktywne podczas interakcji z kwasami i wodą:

W układach żywych nie ma tak silnych reduktorów, a moc utleniająca kationów wodoru w środowisku obojętnym (pH = 7) jest znacznie zmniejszona (f° = -0,42 V). Dlatego w organizmie kation wodorowy nie wykazuje właściwości utleniających, ale aktywnie uczestniczy w reakcjach redoks, przyczyniając się do konwersji substancji wyjściowych w produkty reakcji:

We wszystkich podanych przykładach atomy wodoru nie zmieniły swojego stopnia utlenienia +1.

Właściwości redukujące są charakterystyczne dla wodoru cząsteczkowego, a zwłaszcza atomowego, tj. wodoru w momencie uwolnienia bezpośrednio do medium reakcyjnego, a także dla jonu wodorkowego:

Jednak takich reduktorów (H2 lub H-) nie ma w organizmach żywych, a zatem nie ma takich reakcji. Opinia spotykana w literaturze, w tym w podręcznikach, że wodór jest nośnikiem właściwości redukujących związków organicznych, nie odpowiada rzeczywistości; Tak więc w żywych układach zredukowana forma koenzymu dehydrogenazy, w której to atomy węgla, a nie atomy wodoru, są dawcami biosubstratów (rozdz. 9.3.3), działa jako reduktor biosubstratów.

właściwości kompleksujące. Ze względu na obecność wolnego orbitalu atomowego w kationie wodorowym oraz silne działanie polaryzacyjne samego kationu H+ jest aktywnym jonem kompleksującym. Tak więc w środowisku wodnym kation wodorowy tworzy jon hydroniowy H3O +, aw obecności amoniaku jon amonowy NH4:

Skłonność do tworzenia współpracowników. Wysoce polarne atomy wodoru Połączenia O-H a N-H tworzą wiązania wodorowe (rozdz. 3.1). Siła wiązania wodorowego (od 10 do 100 kJ/mol) zależy od wielkości zlokalizowanych ładunków i długości wiązania wodorowego, czyli od odległości między atomami pierwiastków elektroujemnych biorących udział w jego powstawaniu. Dla aminokwasów, węglowodanów, białek, kwasy nukleinowe charakterystyczne są następujące długości wiązań wodorowych, pm:

Dzięki wiązaniom wodorowym między substratem a enzymem powstają odwracalne oddziaływania międzycząsteczkowe, między poszczególnymi grupami w polimerach naturalnych, które determinują ich struktury drugorzędowe, trzeciorzędowe i czwartorzędowe (rozdziały 21.4, 23.4). Wiązanie wodorowe odgrywa wiodącą rolę we właściwościach wody jako rozpuszczalnika i odczynnika.

Woda i jej właściwości. Woda jest najważniejszym związkiem wodoru. Wszystkie reakcje chemiczne w organizmie zachodzą tylko w środowisku wodnym, życie bez wody jest niemożliwe. Woda jako rozpuszczalnik została omówiona w rozdz. 6.1.

Właściwości kwasowo-zasadowe. Woda jako odczynnik z punktu widzenia właściwości kwasowo-zasadowych to prawdziwy amfolit (rozdział 8.1). Przejawia się to zarówno w hydrolizie soli (sekcja 8.3.1), jak iw dysocjacji kwasów i zasad w środowisku wodnym (sekcja 8.3.2).

Charakterystyka ilościowa kwasowość środowiska wodne jest wartość PH pH.

Woda jako odczynnik kwasowo-zasadowy bierze udział w reakcjach hydrolizy biosubstratów. Na przykład hydroliza adenozynotrójfosforanu służy jako źródło zmagazynowanej energii dla organizmu, hydroliza enzymatyczna zbędnych białek służy do uzyskania aminokwasów, które są materiałem wyjściowym do syntezy niezbędnych białek. Jednocześnie kationy H+ lub aniony OH– są katalizatorami kwasowo-zasadowymi reakcji hydrolizy biosubstratów (rozdziały 21.4, 23.4).

właściwości redoks. W cząsteczce wody zarówno wodór, jak i tlen znajdują się w stabilnym stanie utlenienia. Dlatego woda nie wykazuje wyraźnych właściwości redoks. Reakcje redoks są możliwe, gdy woda oddziałuje tylko z bardzo aktywnymi czynnikami redukującymi lub bardzo aktywnymi utleniaczami lub w warunkach silnej aktywacji odczynników.

Woda może być środkiem utleniającym z powodu kationów wodoru podczas interakcji z silnymi środkami redukującymi, takimi jak metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych lub ich wodorki:

Na wysokie temperatury możliwa jest interakcja wody z mniej aktywnymi środkami redukującymi:

W żywych systemach ich składnik wodny nigdy nie działa jako środek utleniający, ponieważ prowadziłoby to do zniszczenia tych systemów z powodu tworzenia i nieodwracalnego usuwania wodoru cząsteczkowego z organizmów.

Woda może działać jako środek redukujący dzięki atomom tlenu, na przykład podczas interakcji z tak silnym środkiem utleniającym, jak fluor:

Pod wpływem światła iz udziałem chlorofilu w roślinach przebiega proces fotosyntezy z wytworzeniem O2 z wody (rozdz. 9.3.6):

Oprócz bezpośredniego udziału w przemianach redoks woda i produkty jej dysocjacji H+ i OH- biorą udział jako ośrodek, który przyczynia się do zachodzenia wielu reakcji redoks ze względu na swoją wysoką polarność (=79) oraz udział jonów tworzonych przez to w przemianach substancji wyjściowych w końcowe (rozdział 9.1).

właściwości kompleksujące. Ze względu na obecność dwóch niewspólnych par elektronów przy atomie tlenu, cząsteczka wody jest dość aktywnym ligandem jednokleszczowym, który tworzy złożony jon oksoniowy H 3 0 + z kationem wodorowym i dość stabilne kompleksy wodne z kationami metali w roztworach wodnych , na przykład [Ca(H20)6]2+, [Fe(H20)6]3+, 2+. W tych jonach kompleksowych cząsteczki węzłowe są dość mocno związane kowalencyjnie ze środkami kompleksującymi. Kationy metali alkalicznych nie tworzą kompleksów wodnych, ale tworzą kationy uwodnione pod wpływem sił elektrostatycznych. Czas ustalone życie cząsteczki wody w otoczkach hydratacyjnych tych kationów nie przekraczają 0,1 s, a ich skład pod względem liczby cząsteczek wody może się łatwo zmieniać.

Skłonność do tworzenia współpracowników. Ze względu na wysoką polarność, która sprzyja oddziaływaniu elektrostatycznemu i tworzeniu wiązań wodorowych, cząsteczki wody nawet w czystej wodzie (rozdz. 6.1) tworzą asocjaty międzycząsteczkowe różniące się budową, liczbą cząsteczek i czasem ich osiadania w asocjatach , a także życie samych współpracowników. W ten sposób, czysta woda to otwarty kompleks dynamiczny system. Pod wpływem czynników zewnętrznych: promieniowania radioaktywnego, ultrafioletowego i laserowego, fal sprężystych, temperatury, ciśnienia, pól elektrycznych, magnetycznych i elektromagnetycznych ze źródeł sztucznych i naturalnych (przestrzeń, Słońce, Ziemia, obiekty żywe) – woda zmienia swoje właściwości strukturalne i informacyjne , a co za tym idzie, zmieniają się jego funkcje biologiczne i fizjologiczne.

Oprócz samoasocjacji cząsteczki wody uwadniają jony, cząsteczki polarne i makrocząsteczki, tworząc wokół nich powłoki hydratacyjne, stabilizując je w ten sposób w roztworze i ułatwiając ich rozpuszczanie (sekcja 6.1). Substancje, których cząsteczki są niepolarne i stosunkowo małe, mogą tylko nieznacznie rozpuszczać się w wodzie, wypełniając puste przestrzenie swoich związków o określonej strukturze. W tym przypadku w wyniku oddziaływania hydrofobowego molekuły niepolarne strukturyzują otaczającą je powłokę hydratacyjną, zamieniając ją w ustrukturyzowany skojarzenie, zwykle o strukturze lodowatej, wewnątrz której znajduje się ta niepolarna cząsteczka.

W organizmach żywych można wyróżnić dwie kategorie wody - „związaną” i „wolną”, ta ostatnia najwyraźniej znajduje się tylko w płynie międzykomórkowym (rozdz. 6.1). woda związana, z kolei dzieli się na wodę „ustrukturyzowaną” (silnie związaną) i „zdestrukturyzowaną” (słabo związaną lub luźną). Prawdopodobnie wszystkie powyższe czynniki zewnętrzne wpływają na stan wody w organizmie, zmieniając proporcje: woda „ustrukturyzowana”/„zdestrukturyzowana” i „związana”/„wolna” oraz jej parametry strukturalne i dynamiczne. Przejawia się to w zmianach stanu fizjologicznego organizmu. Możliwe, że woda wewnątrzkomórkowa podlega ciągłym, regulowanym, głównie przez białka, pulsującym przejściom ze stanu „ustrukturyzowanego” do „zdestrukturyzowanego”. Te przejścia są połączone z wydalaniem zużytych metabolitów (żużli) z komórki i wchłanianiem niezbędnych substancji. Z nowoczesny punkt wzroku woda bierze udział w tworzeniu pojedynczej struktury wewnątrzkomórkowej, dzięki czemu osiąga się porządek procesów życiowych. Dlatego według symbolicznego wyrażenia A. Szent-Gyorgyi woda w ciele jest „matrycą życia”.

Woda w naturze. Woda jest najważniejszą i najbardziej rozpowszechnioną substancją na Ziemi. Powierzchnia Globus 75% pokryte wodą. Objętość Oceanu Światowego wynosi 1,4 mld km 3 . Taka sama ilość wody znajduje się w minerałach w postaci wody krystalizacyjnej. Atmosfera zawiera 13 tys. km 3 wody. Jednocześnie zasoby słodkiej wody nadającej się do picia i potrzeb domowych są dość ograniczone (objętość wszystkich zbiorników słodkowodnych wynosi 200 tys. Km 3). Świeża woda, stosowany w życiu codziennym, zawiera różne zanieczyszczenia od 0,05 do 1 g/l, najczęściej są to sole: wodorowęglany, chlorki, siarczany, w tym rozpuszczalne sole wapnia i magnezu, których obecność powoduje twardość wody (pkt 14.3). Obecnie bezpieczeństwo zasoby wodne i sprzątanie Ścieki są najbardziej palącymi kwestiami środowiskowymi.

W zwykłej wodzie jest około 0,02% ciężkiej wody D2O (D - deuter). Gromadzi się podczas parowania lub elektrolizy zwykłej wody. Ciężka woda jest toksyczna. Ciężka woda służy do badania ruchu wody w organizmach żywych. Przy jego pomocy stwierdzono, że prędkość ruchu wody w tkankach niektórych roślin sięga 14 m/h, a woda pita przez człowieka całkowicie rozprowadza się po jego narządach i tkankach w ciągu 2 godzin i jest całkowicie usuwana z organizmu dopiero po dwóch tygodniach. Żywe organizmy zawierają od 50 do 93% wody, która jest nieodzownym uczestnikiem wszystkich procesów życiowych. Życie jest niemożliwe bez wody. Przy średniej długości życia 70 lat osoba spożywa około 70 ton wody z jedzeniem i piciem.

W naukowym i praktyka medyczna popularne woda destylowana- bezbarwna, przezroczysta ciecz, bezwonna i bez smaku, pH = 5,2-6,8. Jest to preparat farmakopealny do przygotowania wielu postaci dawkowania.

Woda do wstrzykiwań(woda pirogenna) - również preparat farmakopealny. Ta woda nie zawiera substancji pirogennych. Pirogeny - substancje pochodzenia bakteryjnego - metabolity lub produkty przemiany materii bakterii, które po dostaniu się do organizmu powodują dreszcze, gorączkę, bóle głowy i upośledzenie czynności układu krążenia. Woda apirogenna jest przygotowywana przez podwójną destylację węzła (bidestylat) w warunkach aseptycznych i używana w ciągu 24 godzin.

Na zakończenie tej sekcji należy podkreślić cechy wodoru jako pierwiastka biogennego. W żywych układach wodór zawsze wykazuje stopień utlenienia +1 i występuje albo jako polarne wiązanie kowalencyjne z innymi pierwiastkami biogennymi, albo jako kation H +. Kation wodorowy jest nośnikiem o właściwościach kwasowych i aktywnym czynnikiem kompleksującym, który oddziałuje z wolnymi parami elektronowymi atomów innych organogenów. Z punktu widzenia właściwości redoks wodór związany w warunkach organizmu nie wykazuje właściwości ani czynnika utleniającego, ani redukującego, jednak kation wodorowy aktywnie uczestniczy w wielu reakcjach redoks, nie zmieniając swojego stopnia utlenienia, ale przyczyniając się do konwersji biosubstratów w produkty reakcji. Wodór związany z pierwiastkami elektroujemnymi tworzy wiązania wodorowe.

Najobficiej występującym pierwiastkiem we wszechświecie jest wodór. W materii gwiazd ma postać jąder - protonów - i jest materiałem do procesów termojądrowych. Prawie połowa masy Słońca składa się również z cząsteczek H2. Jego zawartość w skorupie ziemskiej sięga 0,15%, a w składzie oleju występują atomy, gazu ziemnego, woda. Wraz z tlenem, azotem i węglem jest pierwiastkiem organogennym, który wchodzi w skład wszystkich żywych organizmów na Ziemi. W naszym artykule przestudiujemy fizyczne i Właściwości chemiczne wodór, określamy główne obszary jego zastosowania w przemyśle oraz jego znaczenie w przyrodzie.

Pozycja w układzie okresowym pierwiastków chemicznych Mendelejewa

Pierwszym elementem otwierającym układ okresowy pierwiastków jest wodór. Jego masa atomowa wynosi 1,0079. Posiada dwa izotopy stabilne (prot i deuter) i jeden izotop promieniotwórczy (tryt). Właściwości fizyczne określone przez miejsce niemetalu w tabeli pierwiastki chemiczne. W normalnych warunkach wodór (jego wzór to H 2) jest gazem prawie 15 razy lżejszym od powietrza. Struktura atomu pierwiastka jest wyjątkowa: składa się tylko z jądra i jednego elektronu. Cząsteczka substancji jest dwuatomowa, zawarte w niej cząsteczki są połączone kowalencyjnym niepolarnym wiązaniem. Jego energochłonność jest dość wysoka – 431 kJ. Wyjaśnia to niską aktywność chemiczną związku w normalnych warunkach. Formuła elektronowa wodoru to: H:H.

Substancja ma cała linia właściwości, które nie mają odpowiedników wśród innych niemetali. Rozważmy niektóre z nich.

Rozpuszczalność i przewodność cieplna

Metale najlepiej przewodzą ciepło, ale wodór zbliża się do nich pod względem przewodności cieplnej. Wyjaśnienie tego zjawiska leży w samym wysoka prędkość ruch termiczny cząsteczek światła substancji, dlatego w atmosferze wodoru ogrzany obiekt ochładza się 6 razy szybciej niż w powietrzu. Związek może dobrze rozpuszczać się w metalach, np. jedna objętość palladu może wchłonąć prawie 900 objętości wodoru. Metale mogą wchodzić w reakcje chemiczne z H2, w których przejawiają się utleniające właściwości wodoru. W tym przypadku powstają wodorki:

2Na + H2 \u003d 2 NaH.

W tej reakcji atomy pierwiastka przyjmują elektrony z cząstek metalu, zamieniając się w aniony o jednostkowym ładunku ujemnym. Prosta substancja H2 w tym przypadku jest środkiem utleniającym, co zwykle nie jest dla niej typowe.

Wodór jako reduktor

To, co łączy metale i wodór, to nie tylko wysoka przewodność cieplna, ale także zdolność ich atomów do procesy chemiczne oddają własne elektrony, czyli utleniają się. Na przykład zasadowe tlenki reagują z wodorem. Reakcja redoks kończy się uwolnieniem czystego metalu i powstaniem cząsteczek wody:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O.

Oddziaływanie substancji z tlenem podczas ogrzewania prowadzi również do produkcji cząsteczek wody. Proces jest egzotermiczny i towarzyszy mu uwolnienie duża liczba energia cieplna. Jeśli mieszanina gazów H 2 i O 2 reaguje w stosunku 2: 1, nazywa się to, ponieważ wybucha po zapaleniu:

2H2 + O2 \u003d 2H2O.

Woda jest i odgrywa ważną rolę w tworzeniu ziemskiej hydrosfery, klimatu i pogody. Zapewnia obieg pierwiastków w przyrodzie, wspomaga wszystkie procesy życiowe organizmów - mieszkańców naszej planety.

Interakcja z niemetalami

Najważniejszymi właściwościami chemicznymi wodoru są jego reakcje z pierwiastkami niemetalicznymi. Na normalne warunki są wystarczająco obojętne chemicznie, więc substancja może reagować tylko z halogenami, na przykład z fluorem lub chlorem, które są najbardziej aktywne spośród wszystkich niemetali. Tak więc mieszanina fluoru i wodoru eksploduje w ciemności lub na zimno, a z chlorem - po podgrzaniu lub w świetle. Produktami reakcji będą halogenki wodoru, których roztwory wodne są znane jako kwasy fluorkowe i chlorkowe. C oddziałuje w temperaturze 450-500 stopni, pod ciśnieniem 30-100 MPa oraz w obecności katalizatora:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat 2NH₃.

Rozważane właściwości chemiczne wodoru mają bardzo ważne dla przemysłu. Na przykład możesz uzyskać cenny produkt chemiczny - amoniak. Jest głównym surowcem do produkcji kwaśnych azotanów i nawozów azotowych: mocznika, saletry amonowej.

materia organiczna

Pomiędzy węglem a wodorem prowadzi do produkcji najprostszego węglowodoru - metanu:

C + 2H2 = CH4.

Substancja jest najważniejszym składnikiem substancji naturalnej i jest wykorzystywana jako cenny rodzaj paliwa i surowca dla przemysłu syntezy organicznej.

W chemii związków węgla pierwiastek jest zawarty w ogromnej liczbie substancji: alkany, alkeny, węglowodany, alkohole itp. Znanych jest wiele reakcji związków organicznych z cząsteczkami H2. Noszą Nazwa zwyczajowa uwodornienie lub uwodornienie. Tak więc aldehydy można redukować wodorem do alkoholi, nienasyconych węglowodorów - do alkanów. Na przykład etylen przekształca się w etan:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Ważny wartość praktyczna posiadają takie właściwości chemiczne wodoru jak np. uwodornienie olejów płynnych: słonecznikowego, kukurydzianego, rzepakowego. Prowadzi to do produkcji tłuszczu stałego – smalcu, który wykorzystywany jest do produkcji gliceryny, mydła, stearyny, odmiany durum margaryna. Dla ulepszenia wygląd zewnętrzny oraz smakowitość dodaje się do niego produkt spożywczy, mleko, tłuszcze zwierzęce, cukier, witaminy.

W naszym artykule zbadaliśmy właściwości wodoru i poznaliśmy jego rolę w przyrodzie i życiu człowieka.

DEFINICJA

Wodór- pierwszy element układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew. Symbolem jest N.

Masa atomowa - 1 w nocy Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H 2.

Elektroniczna Konfiguracja atom wodoru - 1s 1. Wodór należy do rodziny pierwiastków s. W swoich związkach wykazuje stany utlenienia -1, 0, +1. Naturalny wodór składa się z dwóch stabilnych izotopów - protu 1H (99,98%) i deuteru 2H (D) (0,015%) - oraz radioaktywnego izotopu trytu 3H (T) (ilości śladowe, okres półtrwania - 12,5 roku).

Właściwości chemiczne wodoru

W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy wykazuje stosunkowo niską reaktywność, co tłumaczy się wysoką siłą wiązania w cząsteczce. Po podgrzaniu oddziałuje z prawie wszystkimi prostymi substancjami utworzonymi przez elementy głównych podgrup (z wyjątkiem Gazy szlachetne, B, Si, P, Al). W reakcjach chemicznych może działać zarówno jako środek redukujący (częściej) jak i utleniający (rzadziej).

Manifestuje się wodór właściwości środka redukującego(H 2 0 -2e → 2H +) w następujących reakcjach:

1. Reakcje oddziaływania z substancjami prostymi - niemetalami. Reaguje wodór z halogenami ponadto reakcja oddziaływania z fluorem w normalnych warunkach, w ciemności, z wybuchem, z chlorem - pod wpływem oświetlenia (lub napromieniowania UV) za pomocą mechanizmu łańcuchowego, z bromem i jodem tylko po podgrzaniu; tlen(mieszanina tlenu i wodoru w stosunku objętościowym 2:1 nazywana jest „gazem wybuchowym”), szary, azot oraz węgiel:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H2 + O2 \u003d 2H2O + Q (t);

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

3H2 + N2↔2NH3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C CH 4 (t, p, kat).

2. Reakcje interakcji z substancjami złożonymi. Reaguje wodór z tlenkami metali o niskiej aktywności, i jest w stanie redukować tylko metale znajdujące się w szeregu aktywności na prawo od cynku:

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

Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O (t);

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

Reaguje wodór z tlenkami niemetali:

H2 + CO2↔ CO + H2O (t);

2H2 + CO ↔ CH3OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr2O3).

Wodór wchodzi w reakcje uwodornienia z związki organiczne klasa cykloalkanów, alkenów, arenów, aldehydów i ketonów itp. Wszystkie te reakcje przeprowadza się pod wpływem ogrzewania, pod ciśnieniem, jako katalizatory stosuje się platynę lub nikiel:

CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3-CH3;

C6H6 + 3H2↔ C6H12;

C3H6 + H2↔ C3H8;

CH3CHO + H2↔CH3-CH2-OH;

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

Wodór jako środek utleniający(H 2 + 2e → 2H -) działa w reakcjach z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych. W tym przypadku powstają wodorki - krystaliczne związki jonowe, w których wodór wykazuje stopień utlenienia -1.

2Na + H2 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Właściwości fizyczne wodoru

Wodór to lekki, bezbarwny gaz, bezwonny, o gęstości w i.n.o. - 0,09 g/l, 14,5 razy lżejszy od powietrza, t beli = -252,8C, t pl = - 259,2C. Wodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych, jest dobrze rozpuszczalny w niektórych metalach: niklu, palladu, platynie.

Według współczesnej kosmochemii wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie. Główna forma istnienia wodoru w przestrzeń kosmiczna są pojedynczymi atomami. Wodór jest 9. najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi. Główna ilość wodoru na Ziemi jest w stanie związanym - w składzie wody, ropy naftowej, gazu ziemnego, węgla itp. W postaci prostej substancji wodór występuje rzadko - w składzie gazów wulkanicznych.

Zdobywanie wodoru

Istnieją laboratoryjne i przemysłowe metody wytwarzania wodoru. Metody laboratoryjne obejmują oddziaływanie metali z kwasami (1), a także oddziaływanie glinu z wodnymi roztworami zasad (2). Wśród przemysłowych metod wytwarzania wodoru ważną rolę odgrywa elektroliza wodnych roztworów zasad i soli (3) oraz konwersja metanu (4):

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

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na +3H2 (2);

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

CH4 + H2O CO + H2 (4).

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenie	Gdy 23,8 g metalicznej cyny oddziaływało z nadmiarem kwasu solnego, uwolnił się wodór w ilości wystarczającej do otrzymania 12,8 g metalicznej miedzi Określ stopień utlenienia cyny w otrzymanym związku.
Rozwiązanie	Na podstawie struktury elektronowej atomu cyny (...5s 2 5p 2) można stwierdzić, że cynę charakteryzują dwa stopnie utlenienia - +2, +4. Na tej podstawie skomponujemy równania możliwych reakcji: Sn + 2HCl = H2 + SnCI2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCI4 (2); CuO + H2 \u003d Cu + H2O (3). Znajdź ilość substancji miedziowej: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8/64 \u003d 0,2 mol. Zgodnie z równaniem 3 ilość substancji wodorowej: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Znając masę cyny, znajdujemy jej ilość substancji: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Porównajmy ilości substancji cyny i wodoru według równań 1 i 2 oraz według stanu problemu: v1 (Sn): v1 (H2) = 1:1 (równanie 1); v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (równanie 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (warunek problemowy). Dlatego cyna reaguje z kwasem solnym zgodnie z równaniem 1, a stopień utlenienia cyny wynosi +2.
Odpowiadać	Stopień utlenienia cyny wynosi +2.

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenie	Gaz uwolniony w wyniku działania 2,0 g cynku na 18,7 ml 14,6% kwasu chlorowodorowego (gęstość roztworu 1,07 g/ml) przepuszcza się przez ogrzewanie nad 4,0 g tlenku miedzi (II). Jaka jest masa powstałej stałej mieszaniny?
Rozwiązanie	Kiedy cynk działa na kwas chlorowodorowy uwalnia się wodór: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (1), który po podgrzaniu redukuje tlenek miedzi (II) do miedzi (2): CuO + H2 \u003d Cu + H2O. Znajdź ilość substancji w pierwszej reakcji: 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 mola; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Cynk ma niedobór, więc ilość uwolnionego wodoru wynosi: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. W drugiej reakcji wodór jest niedobór, ponieważ: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. W wyniku reakcji 0,031 mola CuO zamieni się w 0,031 mola Cu, a ubytek masy wyniesie: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Masa stałej mieszaniny CuO z Cu po przejściu wodoru będzie wynosić: 4,0-0,5 = 3,5 g
Odpowiadać	Masa stałej mieszaniny CuO z Cu wynosi 3,5 g.

Wodór (kalka kreślarska z łac. Hydrogenium - hydro = "woda", gen = "generująca"; hydrogenium - "generująca woda"; oznaczona symbolem H) - pierwszy element układu okresowego pierwiastków. Szeroko rozpowszechniony w przyrodzie. Kationem (i jądrem) najpowszechniejszego izotopu wodoru 1H jest proton. Właściwości jądra 1H umożliwiają szerokie zastosowanie spektroskopii NMR w analizie substancji organicznych.

Trzy izotopy wodoru mają swoje nazwy: 1H - prot (H), 2H - deuter (D) i 3H - tryt (radioaktywny) (T).

Prosta substancja wodór - H 2 - jest jasnym, bezbarwnym gazem. W mieszaninie z powietrzem lub tlenem jest palny i wybuchowy. Nietoksyczny. Rozpuśćmy się w etanolu i kilku metalach: żelazie, niklu, palladu, platynie.

Fabuła

Uwalnianie palnego gazu podczas oddziaływania kwasów i metali zaobserwowano w XVI i XVII wiek u zarania formowania się chemii jako nauki. Michaił Wasiljewicz Łomonosow również bezpośrednio wskazał na jego izolację, ale już na pewno zdał sobie sprawę, że to nie był flogiston. Angielski fizyk i chemik Henry Cavendish badał ten gaz w 1766 roku i nazwał go „palnym powietrzem”. Podczas spalania „palne powietrze” wytwarzało wodę, ale przestrzeganie przez Cavendisha teorii flogistonu uniemożliwiło mu wyciągnięcie właściwych wniosków. Francuski chemik Antoine Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem za pomocą specjalnych gazometrów przeprowadzili w 1783 roku syntezę wody, a następnie jej analizę, rozkładając parę wodną rozgrzanym do czerwoności żelazem. W ten sposób ustalił, że „powietrze palne” jest częścią wody i można z niej uzyskać.

pochodzenie nazwy

Lavoisier nadał wodorowi nazwę hydrogen (z innej greckiej ὕδωρ - woda i γεννάω - ja rodzim) - „rodzić wodę”. Rosyjska nazwa „wodór” została zaproponowana przez chemika M.F. Solovyova w 1824 r. - przez analogię do „tlenu” M.V. Lomonosova.

Rozpowszechnienie

We wszechświecie
Wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie. Stanowi około 92% wszystkich atomów (8% to atomy helu, udział wszystkich pozostałych pierwiastków łącznie jest mniejszy niż 0,1%). Zatem głównym jest wodór składnik gwiazdy i gaz międzygwiezdny. W warunkach temperatur gwiazdowych (np. temperatura powierzchni Słońca wynosi ~6000 °C) wodór występuje w postaci plazmy, w przestrzeni międzygwiazdowej pierwiastek ten istnieje w postaci pojedynczych cząsteczek, atomów i jonów i może tworzą chmury molekularne, które różnią się znacznie wielkością, gęstością i temperaturą.

Skorupa ziemska i organizmy żywe
Udział masowy wodoru w skorupie ziemskiej wynosi 1% - jest to dziesiąty najczęstszy pierwiastek. Jednak o jego roli w przyrodzie decyduje nie masa, ale liczba atomów, których udział wśród innych pierwiastków wynosi 17% (drugie miejsce po tlenie, którego udział atomów wynosi ~52%). Dlatego też znaczenie wodoru w procesach chemicznych zachodzących na Ziemi jest prawie tak duże jak tlenu. W przeciwieństwie do tlenu, który istnieje na Ziemi zarówno w stanie związanym, jak i wolnym, prawie cały wodór na Ziemi ma postać związków; w atmosferze znajduje się tylko bardzo mała ilość wodoru w postaci prostej substancji (0,00005% objętości).
Wodór jest składnikiem prawie wszystkich substancji organicznych i jest obecny we wszystkich żywych komórkach. W żywych komórkach, pod względem liczby atomów, wodór stanowi prawie 50%.

Paragon fiskalny

Przemysłowe metody pozyskiwania proste substancje zależą od postaci, w jakiej odpowiedni pierwiastek jest w naturze, czyli jaki może być surowiec do jego produkcji. W ten sposób uzyskuje się tlen dostępny w stanie wolnym w sposób fizyczny- uwolnienie z ciekłego powietrza. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymywania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jednym ze sposobów wytwarzania wodoru jest reakcja rozkładu wody pod wpływem prądu elektrycznego.
Główną przemysłową metodą produkcji wodoru jest reakcja z wodą metanu, który jest częścią gazu ziemnego. Odbywa się w wysokiej temperaturze:
CH4 + 2H2O \u003d CO2 + 4H2 −165 kJ

Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, wykorzystywaną niekiedy w przemyśle, jest rozkład wody za pomocą prądu elektrycznego. Wodór jest zwykle wytwarzany w laboratorium w reakcji cynku z kwasem solnym.