Kemijski spoj koji sadrži vodik. Vodik u prirodi (0,9% u Zemljinoj kori)

Vodik - poseban element, zauzimajući dvije ćelije odjednom u periodnom sustavu Mendeljejeva. Nalazi se u dvije skupine elemenata suprotnih svojstava, a to ga svojstvo čini jedinstvenim. Vodik je jednostavna tvar i sastavni dio puno složene veze, to je organogeni i biogeni element. Vrijedi se detaljno upoznati s njegovim glavnim značajkama i svojstvima.

Vodik u Mendeljejevljevom periodnom sustavu

Glavne značajke vodika navedene su u:

• redni broj elementa je 1 (ima isti broj protona i elektrona);
• atomska masa je 1,00795;
• vodik ima tri izotopa od kojih svaki ima posebna svojstva;
• zbog sadržaja samo jednog elektrona vodik može pokazivati ​​redukcijska i oksidacijska svojstva, a nakon donacije elektrona vodik ima slobodnu orbitalu koja sudjeluje u stvaranju kemijskih veza prema donorsko-akceptorskom mehanizmu;
• vodik je lagani element niske gustoće;
• vodik je jako redukcijsko sredstvo, otvara skupinu alkalijskih metala u prvoj skupini glavne podskupine;
• kada vodik reagira s metalima i drugim jakim redukcijskim agensima, on prihvaća njihov elektron i postaje oksidacijsko sredstvo. Takvi spojevi nazivaju se hidridi. Po naznačeni znak vodik uvjetno pripada skupini halogena (u tablici je naveden iznad fluora u zagradi), s kojima ima sličnosti.

Vodik kao jednostavna tvar

Vodik je plin čija se molekula sastoji od dva. Ovu tvar otkrio je 1766. godine britanski znanstvenik Henry Cavendish. Dokazao je da je vodik plin koji eksplodira u interakciji s kisikom. Nakon proučavanja vodika, kemičari su otkrili da je ova tvar najlakša od svih poznatih čovjeku.

Drugi znanstvenik, Lavoisier, dao je elementu ime "hydrogenium", što na latinskom znači "rađanje vode". Godine 1781. Henry Cavendish dokazao je da je voda kombinacija kisika i vodika. Drugim riječima, voda je produkt reakcije vodika i kisika. Zapaljiva svojstva vodika bila su poznata čak i drevnim znanstvenicima: odgovarajuće zapise ostavio je Paracelsus, koji je živio u 16. stoljeću.

Molekularni vodik prirodni je plinoviti spoj uobičajen u prirodi, koji se sastoji od dva atoma i kada se goruća krhotina pojavi. Molekula vodika može se raspasti na atome koji se pretvaraju u jezgre helija, budući da mogu sudjelovati u nuklearnim reakcijama. Takvi se procesi redovito događaju u svemiru i na Suncu.

Vodik i njegova fizikalna svojstva

Vodik ima sljedeće fizičke parametre:

• vrije na -252,76 °C;
• tali se na -259,14 °C; *unutar navedenih temperaturnih granica vodik je tekućina bez mirisa i boje;
• vodik je slabo topljiv u vodi;
• vodik teoretski može prijeći u metalno stanje pod posebnim uvjetima (niske temperature i visoki tlak);
• čisti vodik je eksplozivna i zapaljiva tvar;
• vodik može difundirati kroz debljinu metala, stoga se dobro otapa u njima;
• vodik je 14,5 puta lakši od zraka;
• na visokotlačni mogu se dobiti snježni kristali čvrstog vodika.

Kemijska svojstva vodika

Laboratorijske metode:

• interakcija razrijeđenih kiselina sa aktivni metali i metali srednje aktivnosti;
• hidroliza metalnih hidrida;
• reakcija s vodom alkalijskih i zemnoalkalijskih metala.

Vodikovi spojevi:

Vodikovi halogenidi; hlapljivi vodikovi spojevi nemetala; hidridi; hidroksidi; vodikov hidroksid (voda); vodikov peroksid; organski spojevi (proteini, masti, ugljikohidrati, vitamini, lipidi, esencijalna ulja, hormoni). Kliknite da biste vidjeli sigurne eksperimente o proučavanju svojstava bjelančevina, masti i ugljikohidrata.

Da biste prikupili dobiveni vodik, morate držati epruvetu okrenutu naopako. Vodik se ne može skupljati kao ugljikov dioksid, jer je mnogo lakši od zraka. Vodik brzo isparava, a pomiješan sa zrakom (ili u velikoj nakupini) eksplodira. Stoga je potrebno preokrenuti cijev. Odmah nakon punjenja tuba se zatvara gumenim čepom.

Za provjeru čistoće vodika potrebno je upaljenu šibicu prinijeti grlu epruvete. Ako se pojavi gluhi i tihi prasak, plin je čist, a nečistoće zraka minimalne. Ako je pucketanje glasno i zvižduće, plin u epruveti je prljav, sadrži veliki udio stranih komponenti.

Pažnja! Ne pokušavajte sami ponoviti ove eksperimente!

Vodik(lat. Hydrogenium), H, kemijski element, prvi po rednom broju u Mendeljejevljevu periodnom sustavu; atomska masa 1,0079. U normalnim uvjetima vodik je plin; nema boju, miris i okus.

Rasprostranjenost vodika u prirodi. Vodik je široko rasprostranjen u prirodi, njegov sadržaj u zemljinoj kori (litosferi i hidrosferi) iznosi 1% po masi, a 16% po broju atoma. Vodik je dio najzastupljenije tvari na Zemlji - vode (11,19 % vodika po masi), u spojevima koji čine ugljen, naftu, prirodne plinove, gline, kao i životinjske i biljne organizme (odnosno u sastavu proteini, nukleinske kiseline, masti, ugljikohidrati itd.). Vodik je iznimno rijedak u slobodnom stanju; nalazi se u malim količinama u vulkanskim i drugim prirodnim plinovima. U atmosferi su prisutne zanemarive količine slobodnog vodika (0,0001% po broju atoma). U svemiru blizu Zemlje, vodik u obliku struje protona tvori unutarnji ("protonski") pojas zračenja Zemlje. Vodik je najrasprostranjeniji element u svemiru. U obliku plazme čini oko polovicu mase Sunca i većine zvijezda, glavninu plinova međuzvjezdanog medija i plinovitih maglica. Vodik je prisutan u atmosferi niza planeta iu kometima u obliku slobodnog H 2 , metana CH 4 , amonijaka NH 3 , vode H 2 O, radikala kao što su CH, NH, OH, SiH, PH itd. Vodik ulazi u obliku fluksa protona u korpuskularno zračenje Sunca i kozmičke zrake.

Izotopi, atom i molekula vodika. Obični vodik sastoji se od mješavine 2 stabilna izotopa: lakog vodika ili protija (1 H) i teškog vodika ili deuterija (2 H ili D). U prirodnim vodikovim spojevima postoji prosječno 6800 atoma 1 H po 1 atomu 2 H. Radioaktivni izotop masenog broja 3 naziva se superteški vodik ili tricij (3 H ili T), s mekim β-zračenjem i vrijeme poluraspada T½ = 12,262 godine. U prirodi tricij nastaje npr. iz atmosferskog dušika pod djelovanjem neutrona kozmičkih zraka; zanemariv je u atmosferi (4·10 -15% od ukupnog broja atoma vodika). Dobiven je izrazito nestabilan izotop 4 H. Maseni brojevi izotopa 1 H, 2 H, 3 H i 4 H, odnosno 1, 2, 3 i 4, pokazuju da jezgra atoma protija sadrži samo jedan proton, deuterij - jedan proton i jedan neutron, tricij - jedan proton i 2 neutrona, 4 H - jedan proton i 3 neutrona. Velika razlika u masama izotopa vodika uzrokuje uočljiviju razliku u njihovim fizikalnim i kemijskim svojstvima nego u slučaju izotopa drugih elemenata.

Atom vodika ima najjednostavniju strukturu među atomima svih ostalih elemenata: sastoji se od jezgre i jednog elektrona. Energija vezanja elektrona s jezgrom (ionizacijski potencijal) je 13,595 eV. Neutralni atom Vodik također može vezati drugi elektron, tvoreći negativni ion H - u ovom slučaju, energija vezanja drugog elektrona s neutralnim atomom (elektronski afinitet) je 0,78 eV. Kvantna mehanika omogućuje izračunavanje svih mogućih energetskih razina atoma vodika i, posljedično, davanje cjelovite interpretacije njegovog atomskog spektra. Atom vodika koristi se kao model atoma u kvantnomehaničkim proračunima energetskih razina drugih, složenijih atoma.

Molekula vodika H 2 sastoji se od dva atoma povezana kovalentom kemijska veza. Energija disocijacije (odnosno raspada na atome) je 4,776 eV. Međuatomska udaljenost u ravnotežnom položaju jezgri je 0,7414Å. Na visoke temperature molekularni Vodik disocira na atome (stupanj disocijacije na 2000°C 0,0013, na 5000°C 0,95). Atomski vodik također nastali u raznim kemijske reakcije(na primjer, djelovanjem Zn na klorovodična kiselina). Međutim, postojanje vodika u atomskom stanju traje samo kratko vrijeme, atomi se rekombiniraju u molekule H 2 .

Fizikalna svojstva vodika. Vodik je najlakši od svih poznatih tvari (14,4 puta lakši od zraka), gustoće 0,0899 g/l pri 0°C i 1 atm. Vodik vrije (ukapljuje) i topi (stvrdnjava) na -252,8°C odnosno -259,1°C (samo helij ima više niske temperature topljenje i vrenje). Kritična temperatura vodika je vrlo niska (-240°C), pa je njegovo ukapljivanje povezano s velikim poteškoćama; kritični tlak 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), kritična gustoća 0,0312 g / cm 3. Vodik ima najveću toplinsku vodljivost od svih plinova, jednaku 0,174 W/(m·K) na 0°S i 1 atm, tj. 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°S). Određena toplina Vodik na 0 ° C i 1 atm C p 14,208 kJ / (kg K), odnosno 3,394 cal / (g ° C). Vodik je slabo topljiv u vodi (0,0182 ml / g na 20 ° C i 1 atm), ali dobro - u mnogim metalima (Ni, Pt, Pa i drugi), posebno u paladiju (850 volumena po 1 volumenu Pd). Topivost vodika u metalima povezana je s njegovom sposobnošću difuzije kroz njih; difuziju kroz leguru ugljika (na primjer, čelik) ponekad prati razaranje legure zbog interakcije vodika s ugljikom (tzv. dekarbonizacija). Tekući vodik je vrlo lagan (gustoća na -253°C 0,0708 g/cm3) i tekući (viskoznost na -253°C 13,8 centipoise).

Kemijska svojstva Vodik. U većini spojeva, vodik pokazuje valenciju (točnije, oksidacijsko stanje) +1, poput natrija i drugih alkalijski metali; obično se smatra analogom ovih metala, naslovne skupine I Mendelejeva sustava. Međutim, u metalnim hidridima vodikov ion je negativno nabijen (oksidacijsko stanje -1), odnosno Na + H - hidrid je građen kao Na + Cl - klorid. Ova i neke druge činjenice (blizina fizikalnih svojstava vodika i halogena, sposobnost halogena da zamijene vodik u organskim spojevima) daju razlog za uključivanje vodika iu skupinu VII periodnog sustava. U normalnim uvjetima, molekularni vodik je relativno neaktivan, spajajući se izravno samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom, a na svjetlu i s klorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima. Atomski vodik ima povećanu kemijsku aktivnost u usporedbi s molekularnim vodikom. Vodik se spaja s kisikom u vodu:

H2 + 1/2 O2 \u003d H2O

uz oslobađanje 285,937 kJ / mol, odnosno 68,3174 kcal / mol topline (pri 25 ° C i 1 atm). Na uobičajenim temperaturama reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550 ° C - uz eksploziju. Granice eksplozivnosti smjese vodik-kisik su (po volumenu) od 4 do 94% H2, a smjese vodik-zrak - od 4 do 74% H2 (smjesa 2 volumena H2 i 1 volumena O 2 naziva se eksplozivan plin). Vodik se koristi za redukciju mnogih metala jer oduzima kisik njihovim oksidima:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, itd.

S halogenima vodik stvara halogenide, na primjer:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Vodik eksplodira s fluorom (čak iu mraku i na -252°C), s klorom i bromom reagira samo pri osvjetljavanju ili zagrijavanju, a s jodom samo pri zagrijavanju. Vodik reagira s dušikom i nastaje amonijak:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima. Kada se zagrijava, vodik snažno reagira sa sumporom:

H 2 + S \u003d H 2 S (vodikov sulfid),

mnogo teže sa selenom i telurom. Vodik može reagirati s čistim ugljikom bez katalizatora samo na visokim temperaturama:

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

Vodik izravno reagira s nekim metalima (alkalijski, zemnoalkalijski i drugi), tvoreći hidride:

H2 + 2Li = 2LiH.

Važno praktična vrijednost imaju reakcije vodika s ugljikovim monoksidom (II), u kojima, ovisno o temperaturi, tlaku i katalizatoru, nastaju različiti organski spojevi, na primjer, HCHO, CH 3 OH i drugi. Nezasićeni ugljikovodici reagiraju s vodikom i postaju zasićeni, na primjer:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Uloga vodika i njegovih spojeva u kemiji iznimno je velika. Vodikovi uvjeti svojstva kiselina takozvane protonske kiseline. Vodik teži stvaranju tzv. vodikove veze s nekim elementima, što ima presudan utjecaj na svojstva mnogih organskih i anorganskih spojeva.

Dobivanje vodika. Glavne vrste sirovina za industrijska proizvodnja Vodik - prirodni zapaljivi plinovi, koksni plin i plinovi rafiniranja nafte. Vodik se također dobiva iz vode elektrolizom (na mjestima s jeftinom strujom). Najvažnije metode za proizvodnju vodika iz prirodni gas su katalitička interakcija ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (pretvorba):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

i nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Nastali ugljikov monoksid (II) također se podvrgava konverziji:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Najjeftiniji je vodik proizveden iz prirodnog plina.

Vodik se izolira iz koksnog plina i rafinerijskih plinova uklanjanjem preostalih komponenti plinske smjese, koje se lakše pretvaraju u tekućinu od vodika, dubokim hlađenjem. Elektroliza vode provodi se istosmjernom strujom, propuštajući je kroz otopinu KOH ili NaOH (kiseline se ne koriste kako bi se izbjegla korozija čelične opreme). Vodik se proizvodi u laboratorijima elektrolizom vode, kao i reakcijom između cinka i klorovodične kiseline. Međutim, češće koriste gotov vodik u cilindrima.

Primjena vodika. Vodik se u industrijskim razmjerima počeo proizvoditi krajem 18. stoljeća za punjenje baloni. Trenutno se vodik široko koristi u kemijska industrija, uglavnom za proizvodnju amonijaka. Veliki potrošač vodika je i proizvodnja metilnih i drugih alkohola, sintetskog benzina i drugih proizvoda dobivenih sintezom iz vodika i ugljikovog monoksida (II). Vodik se koristi za hidrogenaciju krutih i teških tekućih goriva, masti i dr., za sintezu HCl, za hidroobradu naftnih derivata, za zavarivanje i rezanje metala plamenom kisik-vodik (temperatura do 2800°C) i kod zavarivanja atomskim vodikom (do 4000 °C) . Visoko važna primjena Izotopi vodika, deuterij i tricij, pronađeni su u nuklearnoj energetici.

Fenoli

Struktura
Hidroksilna skupina u molekulama organskih spojeva može biti povezana izravno s aromatskom jezgrom ili može biti od nje odvojena jednim ili više ugljikovih atoma. Može se očekivati ​​da će se, ovisno o tome, svojstva tvari značajno razlikovati jedna od druge zbog međusobnog utjecaja skupina atoma (sjetimo se jedne od odredbi Butlerovljeve teorije). Doista, organski spojevi koji sadrže aromatski fenil C 6 H 5 - radikal izravno vezan na hidroksilnu skupinu pokazuju posebna svojstva koja se razlikuju od onih alkohola. Takvi spojevi nazivaju se fenoli.

fenoli - organske tvari čije molekule sadrže fenilni radikal povezan s jednom ili više hidroksilnih skupina.
Kao i alkoholi, fenoli se klasificiraju prema atomičnosti, odnosno prema broju hidroksilnih skupina.Monatomski fenoli sadrže jednu hidroksilnu skupinu u molekuli:

Postoje i drugi poliatomski fenoli koji sadrži tri ili više hidroksilnih skupina u benzenskom prstenu.
Upoznajmo se detaljnije sa strukturom i svojstvima najjednostavnijeg predstavnika ove klase - fenola C6H50H. Naziv ove tvari bio je osnova za naziv cijele klase - fenoli.

Fizička svojstva
Kruta bezbojna kristalna tvar, tºpl = 43 °C, tº bp = °C, oštrog karakterističnog mirisa. Otrovno. Fenol je slabo topljiv u vodi na sobnoj temperaturi. Vodena otopina fenola naziva se karbolna kiselina. U dodiru s kožom izaziva opekline, pa se s fenolom mora pažljivo rukovati.
Struktura molekule fenola
U molekuli fenola, hidroksil je izravno vezan na ugljikov atom benzenske aromatske jezgre.
Prisjetimo se strukture skupina atoma koji tvore molekulu fenola.
Aromatski prsten sastoji se od šest ugljikovih atoma koji tvore pravilan šesterokut zbog sp 2 hibridizacije elektronskih orbitala šest ugljikovih atoma. Ovi atomi su povezani z-vezama. P-elektroni svakog atoma ugljika koji ne sudjeluju u formiranju st-veza, preklapaju se u različite strane ravnine z-veze, tvore dva dijela jednog šest elektrona P-oblak koji prekriva cijeli benzenski prsten (aromatska jezgra). U molekuli benzena C6H6, aromatska jezgra je apsolutno simetrična, jedna elektronska P-oblak ravnomjerno prekriva prsten ugljikovih atoma ispod i iznad ravnine molekule (slika 24). Kovalentna veza između atoma kisika i vodika hidroksilnog radikala je jako polarna, zajednički elektronski oblak O-N spojevi pomaknut prema atomu kisika, na kojem postoji djelomični negativni naboj, a na atomu vodika - djelomični pozitivni naboj. Osim toga, atom kisika u hidroksilnoj skupini ima dva nepodijeljena elektronska para koja pripadaju samo njemu.

U molekuli fenola, hidroksilni radikal stupa u interakciju s aromatskom jezgrom, dok slobodni elektronski parovi atoma kisika stupaju u interakciju s jednim TC oblakom benzenskog prstena, tvoreći jedan elektronički sustav. Ova interakcija nepodijeljenog elektronskih parova a oblaci r-veza nazivaju se konjugacija. Kao rezultat konjugacije slobodnog elektronskog para atoma kisika hidroksilne skupine s elektronički sustav benzenovom prstenu smanjuje se gustoća elektrona na atomu kisika. To smanjenje kompenzira se većom polarizacijom O–N veze, što zauzvrat dovodi do povećanja pozitivnog naboja na atomu vodika. Stoga vodik hidroksilne skupine u molekuli fenola ima "kiseli" karakter.
Logično je pretpostaviti da konjugacija elektrona benzenskog prstena i hidroksilne skupine utječe ne samo na njegova svojstva, već i na reaktivnost benzenskog prstena.
Zapravo, kao što se sjećate, konjugacija slobodnih parova atoma kisika s n-oblakom benzenskog prstena dovodi do preraspodjele gustoće elektrona u njemu. Smanjuje se na atomu ugljika povezanom s OH skupinom (utječe utjecaj elektronskih parova atoma kisika) i raste na atomima ugljika uz njega (tj. položaji 2 i 6, ili orto položaji). Očito, povećanje gustoće elektrona na tim ugljikovim atomima benzenskog prstena dovodi do lokalizacije (koncentracije) negativnog naboja na njima. Pod utjecajem tog naboja dolazi do daljnje preraspodjele gustoće elektrona u aromatskoj jezgri – njegovo pomicanje s 3. i 5. atoma (.meta-položaj) na 4. (orto-položaj). Ti se procesi mogu prikazati shemom:

Dakle, prisutnost hidroksilnog radikala u molekuli fenola dovodi do promjene u n-oblaku benzenskog prstena, povećanja gustoće elektrona na 2, 4 i 6 atoma ugljika (orto-, dara-pozicije) i smanjenje gustoće elektrona na 3. i 5. atomu ugljika (meta položaji).
Lokalizacija elektronske gustoće u orto i para položajima čini ih najvjerojatnijima za napad elektrofilnih čestica u interakciji s drugim tvarima.
Prema tome, utjecaj radikala koji čine molekulu fenola je obostran i određuje njegova karakteristična svojstva.
Kemijska svojstva fenola
Svojstva kiselina
Kao što je već spomenuto, atom vodika hidroksilne skupine fenola ima kiseli karakter. Kisela svojstva fenola su izraženija od vode i alkohola. Za razliku od alkohola i vode, fenol reagira ne samo s alkalijskim metalima, već i s alkalijama pri čemu nastaju fenolati.
Međutim, kiselinska svojstva fenola su manje izražena od anorganskih i karboksilnih kiselina. Tako su, na primjer, kisela svojstva fenola približno 3000 puta manja od onih ugljične kiseline. Stoga se slobodni fenol može izolirati propuštanjem ugljičnog dioksida kroz vodenu otopinu natrijeva fenolata:

Dodavanje klorovodične ili sumporne kiseline u vodenu otopinu natrijeva fenolata također dovodi do stvaranja fenola.
Kvalitativna reakcija na fenol
Fenol reagira sa željeznim(III) kloridom stvarajući intenzivno obojen ljubičasta složena veza.
Ova reakcija omogućuje otkrivanje čak iu vrlo malim količinama. Drugi fenoli koji sadrže jednu ili više hidroksilnih skupina na benzenskom prstenu također daju svijetlu plavo-ljubičastu boju kada reagiraju sa željeznim (III) kloridom.
Reakcije benzenskog prstena
Prisutnost hidroksilnog supstituenta uvelike olakšava tijek reakcija elektrofilne supstitucije u benzenskom prstenu.
1. Bromiranje fenola. Za razliku od benzena, bromiranje fenola ne zahtijeva dodatak katalizatora (željezov(III) bromid).
Osim toga, interakcija s fenolom odvija se selektivno (selektivno): atomi broma šalju se u orto i para položaje, zamjenjujući tamo smještene atome vodika. Selektivnost supstitucije objašnjena je značajkama elektroničke strukture molekule fenola o kojoj smo raspravljali gore. Dakle, kada fenol reagira s bromnom vodom, nastaje bijeli talog 2,4,6-tribromfenola.
Ova reakcija, kao i reakcija sa željezo(III) kloridom, služi za kvalitativno određivanje fenola.

2. Nitriranje fenolom također je lakše od nitriranja benzenom. Reakcija s razrijeđenom dušičnom kiselinom odvija se na sobnoj temperaturi. Kao rezultat, nastaje smjesa orto- i para-izomera nitrofenola:

3. Hidrogenacija aromatskog prstena fenola u prisutnosti katalizatora je jednostavna.
4. Polikondenzacija fenola s aldehidima, posebno s formaldehidom, događa se s stvaranjem produkata reakcije - fenol-formaldehidnih smola i čvrstih polimera.
Interakcija fenola s formaldehidom može se opisati shemom:

Vjerojatno ste primijetili da su u molekuli dimera sačuvani “pokretni” atomi vodika, što znači da se reakcija može nastaviti uz dovoljnu količinu reagensa.
Reakcija polikondenzacije, tj. reakcija dobivanja polimera, koja se odvija uz oslobađanje nusproizvoda niske molekulske mase (vode), može se nastaviti dalje (dok se jedan od reagensa potpuno ne potroši) uz stvaranje velikih makromolekula. Proces se može opisati ukupnom jednadžbom:

Formiranje linearnih molekula događa se na uobičajenoj temperaturi. Provođenje ove reakcije pri zagrijavanju dovodi do činjenice da dobiveni proizvod ima razgranatu strukturu, čvrst je i netopljiv u vodi. Kao rezultat zagrijavanja fenol-formaldehidne smole linearne strukture s viškom aldehida dobivaju se čvrste plastične mase s jedinstvena svojstva. Polimeri na bazi fenol-formaldehidnih smola koriste se za izradu lakova i boja, plastičnih proizvoda koji su otporni na zagrijavanje, hlađenje, vodu, lužine i kiseline, imaju visoka dielektrična svojstva. Od polimera na bazi fenol-formaldehidnih smola najodgovorniji su i važni detalji električni uređaji, kućišta pogonskih jedinica i dijelovi strojeva, polimerne baze tiskanih pločica za radio uređaje.

Ljepila na bazi fenol-formaldehidnih smola mogu pouzdano spojiti dijelove različite prirode, održavajući najveću čvrstoću veze u vrlo širokom rasponu temperatura. Takvo se ljepilo koristi za pričvršćivanje metalne baze rasvjetnih svjetiljki na staklenu žarulju. Sada vam je postalo jasno zašto se fenol i proizvodi na njegovoj osnovi široko koriste (shema 8).

Vodik (paus papir od latinskog: lat. Hydrogenium - hydro = "voda", gen = "stvarajući"; hidrogenij - "stvarajući vodu"; označava se simbolom H) - prvi element periodnog sustava elemenata. Široko rasprostranjen u prirodi. Kation (i jezgra) najčešćeg izotopa vodika 1 H je proton. Svojstva 1H jezgre omogućuju široku primjenu NMR spektroskopije u analizi organska tvar.

Tri izotopa vodika imaju svoja imena: 1H - protij (H), 2H - deuterij (D) i 3H - tricij (radioaktivni) (T).

Jednostavna tvar vodik - H 2 - je lagani bezbojni plin. U smjesi sa zrakom ili kisikom zapaljiv je i eksplozivan. Netoksičan. Otopimo u etanolu i brojne metale: željezo, nikal, paladij, platinu.

Priča

Oslobađanje zapaljivog plina tijekom međudjelovanja kiselina i metala uočeno je u 16. i XVII stoljeća u praskozorje formiranja kemije kao znanosti. Mihail Vasiljevič Lomonosov također je izravno ukazivao na njegovu izolaciju, ali već definitivno shvaćajući da se ne radi o flogistonu. Engleski fizičar i kemičar Henry Cavendish proučavao je ovaj plin 1766. godine i nazvao ga "zapaljivi zrak". Kada je sagorijevao, "zapaljivi zrak" proizvodio je vodu, ali Cavendishovo pridržavanje teorije o flogistonu spriječilo ga je da donese ispravne zaključke. Francuski kemičar Antoine Lavoisier, zajedno s inženjerom J. Meunierom, pomoću posebnih gasometara, 1783. godine izvodi sintezu vode, a potom i njezinu analizu, razlažući vodenu paru užarenim željezom. Tako je utvrdio da je "zapaljivi zrak" dio vode i da se iz nje može dobiti.

porijeklo imena

Lavoisier je vodiku dao ime hydrogène (od drugog grčkog ὕδωρ - voda i γεννάω - rađam) - "rađanje vode". Ruski naziv "vodik" predložio je kemičar M. F. Solovyov 1824. godine - po analogiji s "kisikom" M. V. Lomonosova.

Prevalencija

U Svemiru
Vodik je najrasprostranjeniji element u svemiru. Čini oko 92% svih atoma (8% su atomi helija, udio svih ostalih elemenata zajedno manji je od 0,1%). Dakle, vodik je glavna komponenta zvijezda i međuzvjezdanog plina. U uvjetima zvjezdanih temperatura (npr. površinska temperatura Sunca je ~ 6000 °C) vodik postoji u obliku plazme; u međuzvjezdanom prostoru ovaj element postoji u obliku pojedinačnih molekula, atoma i iona i može tvore molekularne oblake koji se značajno razlikuju po veličini, gustoći i temperaturi.

Zemljina kora i živi organizmi
Maseni udio vodika u zemljinoj kori je 1% - ovo je deseti najčešći element. Međutim, njegova uloga u prirodi nije određena masom, već brojem atoma, čiji je udio među ostalim elementima 17% (drugo mjesto nakon kisika, čiji je udio atoma ~ 52%). Stoga je vrijednost vodika u kemijski procesi koji se javlja na Zemlji velik je gotovo kao kisik. Za razliku od kisika, koji na Zemlji postoji i u vezanom i u slobodnom stanju, praktički sav vodik na Zemlji je u obliku spojeva; samo vrlo mala količina vodika u obliku jednostavne tvari nalazi se u atmosferi (0,00005% po volumenu).
Vodik je sastavni dio gotovo svih organskih tvari i prisutan je u svim živim stanicama. U živim stanicama, po broju atoma, vodik čini gotovo 50%.

Priznanica

Industrijske metode dobivanja jednostavnih tvari ovise o obliku u kojem se odgovarajući element nalazi u prirodi, odnosno što može biti sirovina za njegovu proizvodnju. Dakle, dobiva se kisik, dostupan u slobodnom stanju na fizički način- oslobađanje od tekućeg zraka. Vodik je, s druge strane, gotovo sav u obliku spojeva, stoga, da bi se dobio, kemijske metode. Posebno se mogu koristiti reakcije razgradnje. Jedan od načina dobivanja vodika je reakcija razgradnje vode električnom strujom.
Glavna industrijska metoda za proizvodnju vodika je reakcija metana, koji je dio prirodnog plina, s vodom. Izvodi se na visokoj temperaturi:
CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Jedna od laboratorijskih metoda za dobivanje vodika, koja se ponekad koristi u industriji, je razgradnja vode električnom strujom. Vodik se obično proizvodi u laboratoriju reakcijom cinka s klorovodičnom kiselinom.

DEFINICIJA

Vodik- prvi element Periodni sustav kemijski elementi D.I. Mendeljejev. Simbol je N.

Atomska masa - 1 a.m.u. Molekula vodika je dvoatomna - H 2.

Elektronička konfiguracija atom vodika - 1s 1. Vodik pripada obitelji s-elemenata. U svojim spojevima pokazuje oksidacijska stanja -1, 0, +1. Prirodni vodik sastoji se od dva stabilna izotopa - protija 1 H (99,98%) i deuterija 2 H (D) (0,015%) - i radioaktivnog izotopa tricija 3 H (T) (količine u tragovima, vrijeme poluraspada - 12,5 godina).

Kemijska svojstva vodika

U normalnim uvjetima, molekularni vodik pokazuje relativno nisku reaktivnost, što se objašnjava velikom snagom veze u molekuli. Kada se zagrije, stupa u interakciju s gotovo svim jednostavne tvari koju čine elementi glavnih podskupina (osim plemeniti plinovi, B, Si, P, Al). U kemijskim reakcijama može djelovati i kao redukcijsko sredstvo (češće) i kao oksidacijsko sredstvo (rjeđe).

Vodik se manifestira svojstva redukcijskog sredstva(H 2 0 -2e → 2H +) u sljedećim reakcijama:

1. Reakcije međudjelovanja s jednostavnim tvarima – nemetalima. Vodik reagira s halogenima, štoviše, reakcija interakcije s fluorom u normalnim uvjetima, u mraku, uz eksploziju, s klorom - pod osvjetljenjem (ili UV zračenjem) lančanim mehanizmom, s bromom i jodom samo kada se zagriju; kisik(smjesa kisika i vodika u volumnom omjeru 2:1 naziva se "eksplozivni plin"), siva, dušik i ugljik:

H2 + Hal2 \u003d 2HHal;

2H2 + O2 \u003d 2H20 + Q (t);

H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300C);

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

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Reakcije međudjelovanja sa složenim tvarima. Vodik reagira s oksidima nisko aktivnih metala, i može reducirati samo metale koji su u nizu aktivnosti desno od cinka:

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

Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H20 (t);

WO3 + 3H2 \u003d W + 3H20 (t).

Vodik reagira s oksidima nemetala:

H2 + CO2 ↔ CO + H2O (t);

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

Vodik ulazi u reakcije hidrogeniranja sa organski spojevi klasa cikloalkana, alkena, arena, aldehida i ketona, itd. Sve ove reakcije se provode pod zagrijavanjem, pod pritiskom, platina ili nikal se koriste kao katalizatori:

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.

Vodik kao oksidacijsko sredstvo(H 2 + 2e → 2H -) djeluje u reakcijama s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima. U tom slučaju nastaju hidridi - kristalni ionski spojevi u kojima vodik ima oksidacijsko stanje -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Fizikalna svojstva vodika

Vodik je lagani bezbojni plin, bez mirisa, gustoće na n.o. - 0,09 g / l, 14,5 puta lakši od zraka, t bale = -252,8C, t pl = - 259,2C. Vodik je slabo topljiv u vodi i organskim otapalima, dobro je topiv u nekim metalima: niklu, paladiju, platini.

Prema suvremenoj kozmokemiji, vodik je najzastupljeniji element u svemiru. Glavni oblik postojanja vodika u svemiru su pojedinačni atomi. Vodik je deveti najzastupljeniji element na Zemlji. Glavna količina vodika na Zemlji je u vezanom stanju - u sastavu vode, nafte, prirodnog plina, ugljena itd. U obliku jednostavne tvari, vodik se rijetko nalazi - u sastavu vulkanskih plinova.

Dobivanje vodika

Postoje laboratorijske i industrijske metode za proizvodnju vodika. Laboratorijske metode uključuju interakciju metala s kiselinama (1), kao i interakciju aluminija s vodenim otopinama lužina (2). Među industrijski načini elektroliza vodenih otopina lužina i soli (3) i pretvorba metana (4) imaju važnu ulogu u proizvodnji vodika:

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

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

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

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte	Prilikom interakcije 23,8 g metalnog kositra s viškom klorovodične kiseline, oslobodio se vodik, u količini dovoljnoj da se dobije 12,8 g metalnog bakra.Odredite oksidacijsko stanje kositra u nastalom spoju.
Riješenje	Na temelju elektronske strukture atoma kositra (...5s 2 5p 2) možemo zaključiti da kositar karakteriziraju dva oksidacijska stanja - +2, +4. Na temelju toga sastaviti ćemo jednadžbe mogućih reakcija: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2); CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (3). Odredite količinu bakrene tvari: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Prema jednadžbi 3, količina vodikove tvari: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Znajući masu kositra, nalazimo njegovu količinu tvari: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Usporedimo količine tvari kositra i vodika prema jednadžbama 1 i 2 i prema uvjetu zadatka: vl (Sn): vl (H2) = 1:1 (jednadžba 1); v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (jednadžba 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (stanje problema). Stoga kositar reagira s klorovodičnom kiselinom prema jednadžbi 1 i oksidacijsko stanje kositra je +2.
Odgovor	Oksidacijsko stanje kositra je +2.

PRIMJER 2

Vježbajte	Plin koji se oslobađa djelovanjem 2,0 g cinka na 18,7 ml 14,6%-tne klorovodične kiseline (gustoća otopine 1,07 g/ml) propušten je zagrijavanjem preko 4,0 g bakrova (II) oksida. Kolika je masa nastale čvrste smjese?
Riješenje	Kada cink reagira s klorovodičnom kiselinom, oslobađa se vodik: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (1), koji zagrijavanjem reducira bakrov (II) oksid u bakar (2): CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. Odredite količinu tvari u prvoj reakciji: 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. Nedostaje cink, pa je količina oslobođenog vodika: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. U drugoj reakciji vodik je manjkav jer: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. Kao rezultat reakcije, 0,031 mol CuO će se pretvoriti u 0,031 mol Cu, a gubitak mase će biti: m (SuO) - m (Su) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Masa krute smjese CuO s Cu nakon prolaska vodika bit će: 4,0-0,5 = 3,5 g
Odgovor	Masa čvrste smjese CuO i Cu je 3,5 g.

Atom vodika ima elektronsku formulu vanjske (i jedine) elektronske razine 1 s jedan . S jedne strane, zbog prisutnosti jednog elektrona u vanjskoj elektronskoj razini, atom vodika je sličan atomima alkalijskih metala. Međutim, kao i halogenima, nedostaje mu samo jedan elektron za popunjavanje vanjske elektroničke razine, budući da se na prvoj elektroničkoj razini ne mogu nalaziti više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodik može smjestiti istovremeno i u prvu i u pretposljednju (sedmu) skupinu periodnog sustava, što se ponekad čini u različitim verzijama periodnog sustava:

S gledišta svojstava vodika kao jednostavne tvari, on ipak ima više zajedničkog s halogenima. Vodik je, kao i halogeni, nemetal i slično njima gradi dvoatomne molekule (H 2 ).

U normalnim uvjetima, vodik je plinovita, neaktivna tvar. Niska aktivnost vodika objašnjava se velikom čvrstoćom veze između vodikovih atoma u molekuli, koja zahtijeva ili jako zagrijavanje ili upotrebu katalizatora, ili oboje u isto vrijeme, da bi se razbila.

Međudjelovanje vodika s jednostavnim tvarima

s metalima

Od metala, vodik reagira samo sa alkalijama i zemnoalkalijama! Alkalijski metali su metali glavne podskupine I-ta grupa(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a za zemnoalkalne - metale glavne podskupine II skupine, osim berilija i magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidacijska svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U tom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalijskih metala koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se odvija zagrijavanjem:

Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodik H2 oksidacijsko sredstvo.

s nemetalima

Od nemetala, vodik reagira samo s ugljikom, dušikom, kisikom, sumporom, selenom i halogenima!

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

U interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog sredstva, odnosno može samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Međudjelovanje vodika sa složenim tvarima

s metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključujući), međutim, može reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrije:

s oksidima nemetala

Od oksida nemetala, vodik reagira zagrijavanjem s oksidima dušika, halogena i ugljika. Od svih interakcija vodika s oksidima nemetala, njegova reakcija s ugljični monoksid CO.

Smjesa CO i H 2 ima čak i svoje ime - "sintetski plin", jer se iz nje, ovisno o uvjetima, mogu dobiti tako traženi industrijski proizvodi kao što su metanol, formaldehid, pa čak i sintetski ugljikovodici:

s kiselinama

Vodik ne reagira s anorganskim kiselinama!

Iz organske kiseline vodik reagira samo s nezasićenim, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne skupine koje se mogu reducirati vodikom, posebno aldehidne, keto ili nitro skupine.

sa solima

U slučaju vodenih otopina soli ne dolazi do njihove interakcije s vodikom. Međutim, kada vodik prolazi preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Kemijska svojstva halogena

Halogeni se nazivaju kemijski elementi VIIA skupine (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne tvari koje tvore. U nastavku, osim ako nije drugačije navedeno, halogeni će se shvatiti kao jednostavne tvari.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, što dovodi do niskih tališta i vrelišta ovih tvari. Molekule halogena su dvoatomne, tj. njihova se formula može napisati opći pogled kao Hal 2.

Treba napomenuti takvo specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost da sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. sublimacija, nazivaju pojavu u kojoj se tvar u krutom stanju ne topi zagrijavanjem, već, zaobilazeći tekuću fazu, odmah prelazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura vanjske energetske razine atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sustava u kojem se nalazi halogen. Kao što vidite, samo jedan elektron nedostaje u vanjskoj ljusci od osam elektrona atoma halogena. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidacijska svojstva slobodnih halogena, što se i u praksi potvrđuje. Kao što znate, elektronegativnost nemetala se smanjuje kada se kreće niz podskupinu, pa se stoga aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena s jednostavnim tvarima

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

Preostali halogeni, tj. klor, brom i jod također su aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Reagiraju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim s kisikom, dušikom, ugljikom u obliku dijamanta, platinom, zlatom i plemenitim plinovima.

Interakcija halogena s nemetalima

vodik

Svi halogeni reagiraju s vodikom i nastaju vodikovi halogenidi S opća formula H Hal. Istodobno, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak iu mraku i odvija se eksplozijom u skladu s jednadžbom:

Reakcija klora s vodikom može se započeti intenzivnim ultraljubičasto zračenje odnosno grijanje. Također curi s eksplozijom:

Brom i jod reagiraju s vodikom samo pri zagrijavanju, au isto vrijeme reakcija s jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacijskog stupnja (+5). U ovom slučaju dolazi do stvaranja fosfornog pentafluorida:

Kada klor i brom stupaju u interakciju s fosforom, moguće je dobiti fosforove halogenide i u oksidacijskom stanju + 3 i u oksidacijskom stanju + 5, što ovisi o udjelima reaktanata:

U slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, klora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfor trijodida zbog znatno manje oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacijskog stupnja +6, stvarajući sumporni heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sumporom, tvoreći spojeve koji sadrže sumpor u oksidacijskim stanjima koja su za njega vrlo neuobičajena +1 i +2. Te su interakcije vrlo specifične, a za položivši ispit u kemiji sposobnost zapisivanja jednadžbi tih interakcija nije potrebna. Stoga su sljedeće tri jednadžbe dane radije kao smjernica:

Interakcija halogena s metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor može reagirati sa svim metalima, čak i s neaktivnim kao što su platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim tvarima

Reakcije supstitucije s halogenima

Aktivniji halogeni, tj. čiji se kemijski elementi nalaze više u periodnom sustavu, mogu istisnuti manje aktivne halogene iz halogenovodičnih kiselina i metalnih halogenida koje tvore:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz otopina sulfida i/ili sumporovodika:

Klor je jače oksidacijsko sredstvo i oksidira vodikov sulfid u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:

Interakcija halogena s vodom

Voda gori u fluoru plavim plamenom u skladu s reakcijskom jednadžbom:

Brom i klor drugačije reagiraju s vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada klor i brom u vodi nesrazmjerno stvaraju smjesu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Interakcija joda s vodom odvija se u tako neznatnom stupnju da se može zanemariti i smatrati da se reakcija uopće ne odvija.

Interakcija halogena s otopinama alkalija

Fluor u interakciji sa Vodena otopina lužina opet djeluje kao oksidans:

Sposobnost pisanja ove jednadžbe nije potrebna za polaganje ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidirajućoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, preostali halogeni u otopinama lužina disproporcioniraju, odnosno istodobno povećavaju i smanjuju svoj oksidacijski stupanj. Istodobno, kod klora i broma, ovisno o temperaturi, moguće je strujanje u dva različita smjera. Konkretno, na hladnoći, reakcije se odvijaju na sljedeći način:

a kada se zagrije:

Jod reagira s alkalijama isključivo prema drugoj opciji, tj. uz nastanak jodata, jer hipojodit je nestabilan ne samo kada se zagrijava, već i na običnim temperaturama, pa čak i na hladnoći.