Jednadžba vode s vodikom i kisikom. Kisik i njegova svojstva

30.11.2023

Kemijska svojstva vodika

U normalnim uvjetima, molekularni vodik je relativno malo aktivan, izravno se spaja samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom, a na svjetlu s klorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima.

Vodik reagira s jednostavnim i složenim tvarima:

- Interakcija vodika s metalima dovodi do stvaranja složenih tvari - hidrida, u čijim je kemijskim formulama atom metala uvijek na prvom mjestu:

Na visokoj temperaturi, vodik reagira izravno s nekim metalima(alkalne, zemnoalkalne i druge), tvoreći bijele kristalne tvari - metalne hidride (Li H, Na H, KH, CaH 2, itd.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metalni hidridi se lako razgrađuju vodom u odgovarajuće lužine i vodik:

ca H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

- Kada vodik međudjeluje s nemetalima nastaju hlapljivi spojevi vodika. U kemijskoj formuli hlapljivog spoja vodika, atom vodika može biti na prvom ili drugom mjestu, ovisno o njegovom položaju u PSHE (vidi ploču na slajdu):

1). S kisikom Vodik stvara vodu:

Video "Izgaranje vodika"

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Na normalnim temperaturama reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550°C - uz eksploziju (smjesa 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 naziva se eksplozivan plin) .

Video "Eksplozija detonirajućeg plina"

Video "Priprema i eksplozija eksplozivne smjese"

2). S halogenima Vodik tvori halogenovodike, na primjer:

H2 + Cl2 = 2HCl

U isto vrijeme, vodik eksplodira s fluorom (čak iu mraku i na - 252°C), reagira s klorom i bromom samo kada se osvijetli ili zagrije, a s jodom samo kada se zagrije.

3). S dušikom Vodik reagira u amonijak:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima.

4). Kada se zagrijava, vodik snažno reagira sa sumporom:

H 2 + S = H 2 S (vodikov sulfid),

mnogo teže sa selenom i telurom.

5). S čistim ugljikom Vodik može reagirati bez katalizatora samo na visokim temperaturama:

2H 2 + C (amorfni) = CH 4 (metan)

- Vodik prolazi reakciju supstitucije s metalnim oksidima , u ovom slučaju voda se stvara u proizvodima i metal se reducira. Vodik - pokazuje svojstva redukcijskog sredstva:

Koristi se vodik za obnavljanje mnogih metala, budući da oduzima kisik njihovim oksidima:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, itd.

Primjene vodika

Video "Korištenje vodika"

Trenutno se vodik proizvodi u ogromnim količinama. Vrlo velik dio koristi se u sintezi amonijaka, hidrogenaciji masti te u hidrogenaciji ugljena, ulja i ugljikovodika. Osim toga, vodik se koristi za sintezu klorovodične kiseline, metilnog alkohola, cijanovodične kiseline, u zavarivanju i kovanju metala, kao iu proizvodnji žarulja sa žarnom niti i dragog kamenja. Vodik se prodaje u cilindrima pod tlakom većim od 150 atm. Obojeni su tamnozelenom bojom i imaju crveni natpis "Hidrogen".

Vodik se koristi za pretvaranje tekućih masti u krute masti (hidrogenacija), čime se dobiva tekuće gorivo hidrogeniranjem ugljena i loživog ulja. U metalurgiji se vodik koristi kao redukcijsko sredstvo za okside ili kloride za proizvodnju metala i nemetala (germanija, silicija, galija, cirkonija, hafnija, molibdena, volframa itd.).

Praktična upotreba vodika je raznolika: obično se koristi za punjenje balona sa sondama, u kemijskoj industriji služi kao sirovina za proizvodnju mnogih vrlo važnih proizvoda (amonijak, itd.), u prehrambenoj industriji - za proizvodnju krutih masti iz biljnih ulja itd. Visoka temperatura (do 2600 °C), dobivena izgaranjem vodika u kisiku, koristi se za taljenje vatrostalnih metala, kvarca i dr. Tekući vodik jedno je od najučinkovitijih mlaznih goriva. Godišnja globalna potrošnja vodika premašuje milijun tona.

SIMULATORI

broj 2. Vodik

ZADACI ZADATAKA

Zadatak br. 1
Napišite jednadžbe reakcija međudjelovanja vodika sa sljedećim tvarima: F 2, Ca, Al 2 O 3, živin (II) oksid, volframov (VI) oksid. Imenujte reakcijske produkte, navedite vrste reakcija.

Zadatak br. 2
Provedite transformacije prema shemi:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Zadatak br. 3.
Izračunajte masu vode koja se može dobiti spaljivanjem 8 g vodika?

Oznaka - H (vodik);
Latinski naziv - Hydrogenium;
Razdoblje - I;
Grupa - 1 (Ia);
Atomska masa - 1,00794;
Atomski broj - 1;
Atomski polumjer = 53 pm;
Kovalentni polumjer = 32 pm;
Raspodjela elektrona - 1s 1;
temperatura taljenja = -259,14°C;
vrelište = -252,87°C;
Elektronegativnost (prema Paulingu/prema Alpredu i Rochowu) = 2,02/-;
Oksidacijsko stanje: +1; 0; -1;
Gustoća (br.) = 0,0000899 g/cm 3 ;
Molarni volumen = 14,1 cm3/mol.

Binarni spojevi vodika s kisikom:

Vodik ("rađanje vode") otkrio je engleski znanstvenik G. Cavendish 1766. godine. To je najjednostavniji element u prirodi - atom vodika ima jezgru i jedan elektron, što je vjerojatno razlog zašto je vodik najzastupljeniji element u Svemiru (na koji se odnosi više od polovice mase većine zvijezda).

Za vodik možemo reći da je "špula mala, ali skupa." Unatoč svojoj "jednostavnosti", vodik daje energiju svim živim bićima na Zemlji - na Suncu se odvija kontinuirana termonuklearna reakcija tijekom koje se iz četiri atoma vodika formira jedan atom helija, a taj proces prati oslobađanje ogromne količine energije (za više detalja pogledajte Nuklearna fuzija).

U zemljinoj kori maseni udio vodika iznosi samo 0,15%. U međuvremenu, velika većina (95%) svih kemijskih tvari poznatih na Zemlji sadrži jedan ili više atoma vodika.

U spojevima s nemetalima (HCl, H 2 O, CH 4 ...), vodik predaje svoj jedini elektron više elektronegativnih elemenata, pokazujući oksidacijsko stanje +1 (češće), tvoreći samo kovalentne veze (vidi Kovalentna veza).

U spojevima s metalima (NaH, CaH 2 ...), vodik, naprotiv, prihvaća još jedan elektron u svoju jedinu s-orbitalu, pokušavajući tako dovršiti svoj elektronski sloj, pokazujući oksidacijsko stanje -1 (rjeđe), često tvoreći ionsku vezu (vidi Ionska veza), jer razlika u elektronegativnosti atoma vodika i atoma metala može biti prilično velika.

H 2

U plinovitom stanju, vodik postoji u obliku dvoatomnih molekula, tvoreći nepolarnu kovalentnu vezu.

Molekule vodika imaju:

velika mobilnost;
velika snaga;
niska polarizabilnost;
male veličine i težine.

Svojstva plinovitog vodika:

najlakši plin u prirodi, bez boje i mirisa;
slabo topljiv u vodi i organskim otapalima;
otapa se u malim količinama u tekućim i čvrstim metalima (osobito platini i paladiju);
teško se pretvara u tekućinu (zbog niske polarizabilnosti);
ima najveću toplinsku vodljivost od svih poznatih plinova;
kada se zagrijava, reagira s mnogim nemetalima, pokazujući svojstva redukcijskog sredstva;
na sobnoj temperaturi reagira s fluorom (dolazi do eksplozije): H 2 + F 2 = 2HF;
reagira s metalima stvarajući hidride, pokazujući oksidirajuća svojstva: H 2 + Ca = CaH 2 ;

U spojevima, vodik pokazuje svoja redukcijska svojstva mnogo jače nego svoja oksidacijska svojstva. Vodik je najsnažniji redukcijski agens nakon ugljena, aluminija i kalcija. Reducirajuća svojstva vodika naširoko se koriste u industriji za dobivanje metala i nemetala (jednostavnih tvari) iz oksida i galida.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Reakcije vodika s jednostavnim tvarima

Vodik prihvaća elektron, igrajući ulogu redukcijsko sredstvo, u reakcijama:

S kisik(pri paljenju ili u prisutnosti katalizatora), u omjeru 2:1 (vodik:kisik) nastaje eksplozivni detonirajući plin: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ.
S siva(kada se zagrije na 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
S klor(pri paljenju ili zračenju UV zrakama): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
S fluor: H20 +F2 = 2H +1 F
S dušik(pri zagrijavanju u prisutnosti katalizatora ili pri visokom tlaku): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Vodik donira elektron, igrajući ulogu oksidacijsko sredstvo, u reakcijama sa alkalni I zemno alkalna metali uz stvaranje metalnih hidrida – soli sličnih ionskih spojeva koji sadrže hidridne ione H – to su nestabilne bijele kristalne tvari.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Nije tipično da vodik pokazuje oksidacijsko stanje od -1. Kada reagiraju s vodom, hidridi se raspadaju, reducirajući vodu do vodika. Reakcija kalcijevog hidrida s vodom je sljedeća:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Reakcije vodika sa složenim tvarima

na visokim temperaturama vodik reducira mnoge metalne okside: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
metilni alkohol se dobiva reakcijom vodika s ugljikovim monoksidom (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
U reakcijama hidrogenacije, vodik reagira s mnogim organskim tvarima.

Jednadžbe kemijskih reakcija vodika i njegovih spojeva detaljnije su obrađene na stranici “Vodik i njegovi spojevi - jednadžbe kemijskih reakcija s vodikom”.

Primjene vodika

u nuklearnoj energetici koriste se izotopi vodika - deuterij i tricij;
u kemijskoj industriji vodik se koristi za sintezu mnogih organskih tvari, amonijaka, klorovodika;
u prehrambenoj industriji vodik se koristi u proizvodnji krutih masti kroz hidrogenaciju biljnih ulja;
za zavarivanje i rezanje metala koristi se visoka temperatura izgaranja vodika u kisiku (2600°C);
u proizvodnji nekih metala vodik se koristi kao redukcijsko sredstvo (vidi gore);
budući da je vodik laki plin, koristi se u aeronautici kao punilo za balone, aerostate i zračne brodove;
Vodik se koristi kao gorivo pomiješan s CO.

U posljednje vrijeme znanstvenici veliku pozornost posvećuju potrazi za alternativnim izvorima obnovljive energije. Jedno od obećavajućih područja je "vodikova" energija, u kojoj se kao gorivo koristi vodik, čiji je produkt izgaranja obična voda.

Metode dobivanja vodika

Industrijske metode za proizvodnju vodika:

konverzija metana (katalitička redukcija vodene pare) s vodenom parom na visokoj temperaturi (800°C) na nikalnom katalizatoru: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
konverzija ugljičnog monoksida s vodenom parom (t=500°C) na Fe 2 O 3 katalizatoru: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
toplinska razgradnja metana: CH 4 = C + 2H 2;
rasplinjavanje krutih goriva (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
elektroliza vode (vrlo skupa metoda kojom se dobiva vrlo čisti vodik): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratorijske metode za proizvodnju vodika:

djelovanje na metale (obično cink) solnom ili razrijeđenom sumpornom kiselinom: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
interakcija vodene pare s vrućim željeznim piljevinama: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Vodik H je najčešći element u Svemiru (oko 75% mase), a na Zemlji je deveti po zastupljenosti. Najvažniji prirodni spoj vodika je voda.
Vodik zauzima prvo mjesto u periodnom sustavu (Z = 1). Ima najjednostavniju atomsku strukturu: jezgru atoma čini 1 proton, okružen elektronskim oblakom koji se sastoji od 1 elektrona.
U nekim uvjetima vodik pokazuje metalna svojstva (donira elektron), dok u drugim pokazuje nemetalna svojstva (prima elektron).
Izotopi vodika koji se nalaze u prirodi su: 1H - protij (jezgra se sastoji od jednog protona), 2H - deuterij (D - jezgra se sastoji od jednog protona i jednog neutrona), 3H - tricij (T - jezgra se sastoji od jednog protona i dva neutroni).

Jednostavna tvar vodik

Molekula vodika sastoji se od dva atoma povezana kovalentnom nepolarnom vezom.
Fizička svojstva. Vodik je plin bez boje, mirisa, okusa i neotrovan. Molekula vodika nije polarna. Stoga su sile međumolekularnog međudjelovanja u plinovitom vodiku male. To se očituje niskim vrelištem (-252,6 0C) i talištem (-259,2 0C).
Vodik je lakši od zraka, D (po zraku) = 0,069; slabo topljiv u vodi (2 volumena H2 otopi se u 100 volumena H2O). Stoga se vodik, kada se proizvodi u laboratoriju, može prikupiti metodama istiskivanja zraka ili vode.

Proizvodnja vodika

U laboratoriju:

1. Učinak razrijeđenih kiselina na metale:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Međudjelovanje alkalijskih i osnovnih metala s vodom:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2

3. Hidroliza hidrida: metalni hidridi se lako razgrađuju vodom da bi se dobila odgovarajuća lužina i vodik:
NaH +H 2 O → NaOH + H 2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

4. Učinak lužina na cink ili aluminij ili silicij:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H2O → K2 +H2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza vode. Da bi se povećala električna vodljivost vode, dodaje joj se elektrolit, na primjer NaOH, H 2 SO 4 ili Na 2 SO 4. Na katodi nastaju 2 volumena vodika, a na anodi 1 volumen kisika.
2H 2 O → 2H 2 +O 2

Industrijska proizvodnja vodika

1. Pretvorba metana s parom, Ni 800 °C (najjeftinije):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Ukupno:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vodena para kroz vrući koks na 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Nastali ugljični monoksid (IV) apsorbira voda i tako nastaje 50% industrijskog vodika.

3. Zagrijavanjem metana na 350°C u prisutnosti katalizatora željeza ili nikla:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza vodenih otopina KCl ili NaCl kao nusprodukta:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Kemijska svojstva vodika

U spojevima je vodik uvijek jednovalentan. Karakterizira ga oksidacijsko stanje +1, ali u metalnim hidridima ono je jednako -1.
Molekula vodika sastoji se od dva atoma. Pojava veze između njih objašnjava se stvaranjem generaliziranog para elektrona H:H ili H 2
Zahvaljujući ovoj generalizaciji elektrona, molekula H 2 je energetski stabilnija od svojih pojedinačnih atoma. Za razbijanje 1 mola molekule vodika na atome potrebno je utrošiti 436 kJ energije: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
To objašnjava relativno nisku aktivnost molekularnog vodika pri uobičajenim temperaturama.
S mnogim nemetalima, vodik tvori plinovite spojeve kao što su RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Gradi halogenide s halogenima:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Istodobno eksplodira s fluorom, s klorom i bromom reagira samo pri osvjetljavanju ili zagrijavanju, a s jodom samo pri zagrijavanju.

2) s kisikom:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
s oslobađanjem topline. Na normalnim temperaturama reakcija se odvija sporo, iznad 550°C eksplodira. Mješavina 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 naziva se detonirajući plin.

3) Kada se zagrije, snažno reagira sa sumporom (mnogo teže sa selenom i telurijem):
H 2 + S → H 2 S (vodikov sulfid),

4) S dušikom uz stvaranje amonijaka samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) S ugljikom na visokim temperaturama:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Gradi hidride s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima (vodik je oksidacijsko sredstvo):
H 2 + 2Li → 2LiH
u metalnim hidridima vodikov ion je negativno nabijen (oksidacijsko stanje -1), odnosno Na + H hidrid - građen slično Na + Cl kloridu -

Sa složenim tvarima:

7) S metalnim oksidima (koriste se za redukciju metala):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) s ugljikovim monoksidom (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Sinteza – plin (mješavina vodika i ugljičnog monoksida) ima važnu praktičnu važnost, jer ovisno o temperaturi, tlaku i katalizatoru nastaju različiti organski spojevi, npr. HCHO, CH 3 OH i drugi.

9) Nezasićeni ugljikovodici reagiraju s vodikom, postajući zasićeni:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

Postoje stvari u našem svakodnevnom životu koje su toliko uobičajene da gotovo svaka osoba zna za njih. Na primjer, svi znaju da je voda tekućina, lako je dostupna i ne gori, stoga može ugasiti vatru. No jeste li se ikada zapitali zašto je to tako?

Izvor slike: pixabay.com

Voda se sastoji od atoma vodika i kisika. Oba ova elementa podržavaju izgaranje. Dakle, na temelju opće logike (ne znanstvene), slijedi da bi i voda trebala gorjeti, zar ne? Međutim, to se ne događa.

Kada dolazi do izgaranja?

Izgaranje je kemijski proces u kojem se molekule i atomi spajaju kako bi oslobodili energiju u obliku topline i svjetlosti. Da biste nešto spalili, potrebne su vam dvije stvari - gorivo kao izvor izgaranja (na primjer, list papira, komad drveta itd.) i oksidans (kisik sadržan u zemljinoj atmosferi je glavni oksidans). Također nam je potrebna toplina potrebna za postizanje temperature paljenja tvari kako bi započeo proces izgaranja.

Izvor slike auclip.ru

Na primjer, razmotrite proces spaljivanja papira pomoću šibica. Papir će u ovom slučaju biti gorivo, plinoviti kisik koji se nalazi u zraku djelovat će kao oksidacijsko sredstvo, a temperatura paljenja postići će se gorućom šibicom.

Struktura kemijskog sastava vode

Izvor slike: water-service.com.ua

Voda se sastoji od dva atoma vodika i jednog atoma kisika. Njegova kemijska formula je H2O. Sada je zanimljivo primijetiti da su dva sastojka vode doista zapaljive tvari.

Zašto je vodik zapaljiva tvar?

Atomi vodika imaju samo jedan elektron i stoga se lako spajaju s drugim elementima. Vodik se u prirodi u pravilu pojavljuje u obliku plina čije se molekule sastoje od dva atoma. Ovaj je plin vrlo reaktivan i brzo oksidira u prisutnosti oksidirajućeg sredstva, što ga čini zapaljivim.

Izvor slike: myshared.ru

Sagorijevanjem vodika oslobađa se velika količina energije pa se često koristi u ukapljenom obliku za lansiranje letjelica u svemir.

Kisik podržava izgaranje

Kao što je ranije spomenuto, svako izgaranje zahtijeva oksidans. Postoje mnoga kemijska oksidirajuća sredstva, uključujući kisik, ozon, vodikov peroksid, fluor itd. Kisik je glavni oksidans koji se nalazi u izobilju u Zemljinoj atmosferi. Obično je primarni oksidans u većini požara. Zato je za održavanje vatre nužan stalan dotok kisika.

Voda gasi vatru

Voda može ugasiti vatru iz više razloga, a jedan od njih je taj što je nezapaljiva tekućina, unatoč tome što se sastoji od dva elementa koji bi zasebno mogli stvoriti vatreni pakao.

Voda je najčešće sredstvo za gašenje požara. Izvor slike: pixabay.com

Kao što smo ranije rekli, vodik je vrlo zapaljiv, sve što mu treba je oksidacijsko sredstvo i temperatura paljenja da započne reakcija. Budući da je kisik najčešći oksidans na Zemlji, on se brzo spaja s atomima vodika, oslobađajući velike količine svjetlosti i topline, te nastaju molekule vode. Evo kako se to događa:

Napominjemo da je mješavina vodika s malom količinom kisika ili zraka eksplozivna i naziva se detonirajući plin, izuzetno brzo izgara uz jak prasak, što se percipira kao eksplozija. Katastrofa zračnog broda Hindenburg u New Jerseyu 1937. odnijela je desetke života kao rezultat paljenja vodika koji je ispunio oplatu zračnog broda. Lako zapaljivost vodika i njegova eksplozivnost u kombinaciji s kisikom glavni je razlog što vodu ne dobivamo kemijski u laboratorijima.

10.1.Vodik

Naziv "vodik" odnosi se i na kemijski element i na jednostavnu tvar. Element vodik sastoji se od atoma vodika. Jednostavna tvar vodik sastoji se od molekula vodika.

a) Kemijski element vodik

U prirodnom nizu elemenata redni broj vodika je 1. U sustavu elemenata vodik je u prvoj periodi u skupini IA ili VIIA.

Vodik je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji. Molni udio atoma vodika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje (zajedničkim nazivom zemljina kora) je 0,17. Nalazi se u vodi, mnogim mineralima, nafti, prirodnom plinu, biljkama i životinjama. Prosječno ljudsko tijelo sadrži oko 7 kilograma vodika.

Postoje tri izotopa vodika:
a) laki vodik – protij,
b) teški vodik – deuterij(D),
c) superteški vodik – tricij(T).

Tricij je nestabilan (radioaktivan) izotop, pa ga praktički nema u prirodi. Deuterij je stabilan, ali ima ga vrlo malo: w D = 0,015% (od mase cjelokupnog zemaljskog vodika). Stoga se atomska masa vodika vrlo malo razlikuje od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom vodika

Iz prethodnih odjeljaka tečaja kemije već znate sljedeće karakteristike atoma vodika:

Valentne sposobnosti atoma vodika određene su prisutnošću jednog elektrona u jednoj valentnoj orbitali. Visoka energija ionizacije čini da atom vodika nije sklon predati elektron, a ne previsoka energija afiniteta za elektron dovodi do blage tendencije da ga prihvati. Posljedično, u kemijskim sustavima stvaranje H kationa je nemoguće, a spojevi s H anionom nisu vrlo stabilni. Stoga će atom vodika najvjerojatnije formirati kovalentnu vezu s drugim atomima zbog svog jednog nesparenog elektrona. I u slučaju nastanka aniona i u slučaju nastanka kovalentne veze atom vodika je jednovalentan.
U jednostavnoj tvari, oksidacijsko stanje atoma vodika je nula; u većini spojeva vodik ima oksidacijsko stanje +I, a samo u hidridima najmanje elektronegativnih elemenata vodik ima oksidacijsko stanje –I.
Informacije o valentnim sposobnostima atoma vodika dane su u tablici 28. Valentno stanje atoma vodika vezanog jednom kovalentnom vezom na bilo koji atom označeno je u tablici simbolom "H-".

Tablica 28.Valentne mogućnosti atoma vodika

Valentno stanje		Primjeri kemikalija
	ja 0 – ja	HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4Cl, H2SO4, NaHCO3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Molekula vodika

Dvoatomna molekula vodika H2 nastaje kada se atomi vodika povežu jedinom za njih mogućom kovalentnom vezom. Veza se stvara mehanizmom razmjene. Prema načinu na koji se elektronski oblaci preklapaju, to je s-veza (Sl. 10.1 A). Budući da su atomi isti, veza je nepolarna.

Međuatomska udaljenost (točnije, ravnotežna međuatomska udaljenost, jer atomi vibriraju) u molekuli vodika r(H–H) = 0,74 A (Slika 10.1 V), što je znatno manje od zbroja orbitalnih polumjera (1,06 A). Posljedično, elektronski oblaci vezanih atoma duboko se preklapaju (Sl. 10.1 b), a veza u molekuli vodika je jaka. Na to ukazuje i prilično visoka vrijednost energije vezanja (454 kJ/mol).
Ako oblik molekule karakteriziramo graničnom površinom (slično graničnoj površini elektronskog oblaka), tada možemo reći da molekula vodika ima oblik blago deformirane (izdužene) lopte (sl. 10.1). G).

d) Vodik (tvar)

U normalnim uvjetima vodik je plin bez boje i mirisa. U malim količinama je netoksičan. Čvrsti vodik se tali na 14 K (–259 °C), a tekući vodik vrije na 20 K (–253 °C). Niska tališta i vrelišta, vrlo mali temperaturni raspon za postojanje tekućeg vodika (samo 6 °C), kao i male vrijednosti molarnih toplina taljenja (0,117 kJ/mol) i isparavanja (0,903 kJ/mol). ) pokazuju da su međumolekularne veze u vodiku vrlo slabe.
Gustoća vodika r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Za usporedbu: prosječna gustoća zraka je 1,29 g/l. Odnosno, vodik je 14,5 puta "lakši" od zraka. Praktički je netopljiv u vodi.
Na sobnoj temperaturi vodik je neaktivan, ali kada se zagrije, reagira s mnogim tvarima. U tim reakcijama atomi vodika mogu ili povećati ili smanjiti svoje oksidacijsko stanje: H 2 + 2 e– = 2N –I, N 2 – 2 e– = 2N +I.
U prvom slučaju, vodik je oksidacijsko sredstvo, na primjer, u reakcijama s natrijem ili kalcijem: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Ali redukcijska svojstva vodika su karakterističnija: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Kada se zagrijava, vodik se oksidira ne samo kisikom, već i nekim drugim nemetalima, na primjer, fluorom, klorom, sumporom, pa čak i dušikom.
U laboratoriju se kao rezultat reakcije proizvodi vodik

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Umjesto cinka mogu se koristiti željezo, aluminij i neki drugi metali, a umjesto sumporne kiseline mogu se koristiti neke druge razrijeđene kiseline. Dobiveni vodik skuplja se u epruvetu istiskivanjem vode (vidi sl. 10.2 b) ili jednostavno u preokrenutu tikvicu (Sl. 10.2 A).

U industriji se vodik proizvodi u velikim količinama iz prirodnog plina (uglavnom metana) reakcijom s vodenom parom na 800 °C u prisutnosti nikalnog katalizatora:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

ili tretirati ugljen vodenom parom na visokoj temperaturi:

2H2O + C = 2H2 + CO2. ( t)

Čisti vodik dobiva se iz vode razgradnjom električnom strujom (elektrolizom):

2H2O = 2H2 + O2 (elektroliza).

e) Vodikovi spojevi

Hidridi (binarni spojevi koji sadrže vodik) dijele se u dvije glavne vrste:
a) hlapljiv (molekularni) hidridi,
b) soli slični (ionski) hidridi.
Elementi skupina IVA – VIIA i bor tvore molekularne hidride. Od njih su stabilni samo hidridi elemenata koji tvore nemetale:

B2H6; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; BOK
S izuzetkom vode, svi ovi spojevi su plinovite tvari na sobnoj temperaturi, otuda i njihovo ime - "hlapljivi hidridi".
Neki od elemenata koji tvore nemetale također se nalaze u složenijim hidridima. Na primjer, ugljik tvori spojeve s općim formulama C n H 2 n+2 , C n H 2 n, C n H 2 n–2 i drugi, gdje n mogu biti vrlo veliki (ti se spojevi proučavaju u organskoj kemiji).
Ionski hidridi uključuju hidride alkalijskih, zemnoalkalijskih elemenata i magnezija. Kristali ovih hidrida sastoje se od aniona H i kationa metala u najvišem oksidacijskom stanju Me ili Me 2 (ovisno o skupini sustava elemenata).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

I ionski i gotovo svi molekularni hidridi (osim H 2 O i HF) su redukcijski agensi, ali ionski hidridi pokazuju mnogo jača redukcijska svojstva od molekularnih.
Osim hidrida, vodik ulazi u sastav hidroksida i nekih soli. Sa svojstvima ovih složenijih vodikovih spojeva upoznat ćete se u sljedećim poglavljima.
Glavni potrošači vodika proizvedenog u industriji su pogoni za proizvodnju amonijaka i dušičnih gnojiva, gdje se amonijak dobiva izravno iz dušika i vodika:

N2 +3H22NH3 ( R, t, Pt – katalizator).

Vodik se koristi u velikim količinama za proizvodnju metilnog alkohola (metanola) reakcijom 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalizator), kao i u proizvodnji klorovodika koji se dobiva izravno iz klora i vodika:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Ponekad se vodik koristi u metalurgiji kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji čistih metala, na primjer: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Od kojih se čestica sastoji jezgra a) protija, b) deuterija, c) tricija?
2. Usporedite energiju ionizacije atoma vodika s energijom ionizacije atoma drugih elemenata. Kojem je elementu po ovom svojstvu najbliži vodik?
3. Učinite isto za energiju afiniteta prema elektronu
4. Usporedite smjer polarizacije kovalentne veze i stupanj oksidacije vodika u spojevima: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Napiši najjednostavniju, molekularnu, strukturnu i prostornu formulu vodika. Koji se najčešće koristi?
6. Često kažu: “Vodik je lakši od zraka.” Što to znači? U kojim se slučajevima ovaj izraz može shvatiti doslovno, au kojim ne?
7. Sastavite strukturne formule kalijevih i kalcijevih hidrida, te amonijaka, sumporovodika i bromovodika.
8. Poznavajući molarne topline taljenja i isparavanja vodika, odredite vrijednosti odgovarajućih specifičnih veličina.
9. Za svaku od četiri reakcije koje prikazuju osnovna kemijska svojstva vodika izradite elektronsku vagu. Označite oksidirajuća i redukcijska sredstva.
10. Odredite laboratorijskom metodom masu cinka potrebnu za proizvodnju 4,48 litara vodika.
11. Odredite masu i volumen vodika koji se može dobiti iz 30 m 3 smjese metana i vodene pare, uzetih u volumnom omjeru 1:2, uz iskorištenje od 80%.
12. Sastavite jednadžbe reakcija koje se odvijaju pri međudjelovanju vodika a) s fluorom, b) sa sumporom.
13. Reakcijske sheme u nastavku ilustriraju osnovna kemijska svojstva ionskih hidrida:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Ovdje je M litij, natrij, kalij, rubidij ili cezij. Zapišite jednadžbe za odgovarajuće reakcije ako je M natrij. Ilustrirajte kemijska svojstva kalcijevog hidrida pomoću jednadžbi reakcija.
14. Koristeći metodu ravnoteže elektrona, izradite jednadžbe za sljedeće reakcije koje ilustriraju redukcijska svojstva nekih molekularnih hidrida:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Kisik

Kao i kod vodika, riječ "kisik" naziv je i kemijskog elementa i jednostavne tvari. Osim jednostavne stvari" kisik"(dioksigen) kemijski element kisik tvori još jednu jednostavnu tvar zvanu " ozon"(trikisik). To su alotropske modifikacije kisika. Tvar kisik sastoji se od molekula kisika O 2 , a tvar ozon sastoji se od molekula ozona O 3 .

a) Kemijski element kisik

U prirodnom nizu elemenata redni broj kisika je 8. U sustavu elemenata kisik se nalazi u drugoj periodi u VIA skupini.
Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji. U zemljinoj kori svaki drugi atom je atom kisika, odnosno molarni udio kisika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje iznosi oko 50%. Kisik (tvar) je sastavni dio zraka. Volumni udio kisika u zraku je 21%. Kisik (element) se nalazi u vodi, mnogim mineralima te biljkama i životinjama. Ljudsko tijelo sadrži prosječno 43 kg kisika.
Prirodni kisik sastoji se od tri izotopa (16 O, 17 O i 18 O), od kojih je najlakši izotop 16 O, stoga je atomska masa kisika blizu 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom kisika

Znate sljedeće karakteristike atoma kisika.

Tablica 29.Valentne mogućnosti atoma kisika

Valentno stanje		Primjeri kemikalija
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II – ja 0 +ja +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 OD 2
		NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Ovi se oksidi također mogu smatrati ionskim spojevima.
** Atomi kisika u molekuli nisu u ovom valentnom stanju; ovo je samo primjer tvari s oksidacijskim stanjem atoma kisika jednakim nuli
Visoka energija ionizacije (kao kod vodika) sprječava stvaranje jednostavnog kationa iz atoma kisika. Energija afiniteta prema elektronu je prilično visoka (gotovo dvostruko veća od energije vodika), što daje veću sklonost atomu kisika da dobije elektrone i sposobnost stvaranja O 2A aniona. Ali energija afiniteta prema elektronu atoma kisika još uvijek je niža od energije atoma halogena, pa čak i drugih elemenata skupine VIA. Stoga anioni kisika ( oksidni ioni) postoje samo u spojevima kisika s elementima čiji atomi vrlo lako otpuštaju elektrone.
Dijeljenjem dva nesparena elektrona, atom kisika može formirati dvije kovalentne veze. Dva usamljena para elektrona, zbog nemogućnosti ekscitacije, mogu stupiti samo u donor-akceptorsku interakciju. Dakle, bez uzimanja u obzir višestrukosti veze i hibridizacije, atom kisika može biti u jednom od pet valentnih stanja (tablica 29).
Najtipičnije valentno stanje za atom kisika je W k = 2, odnosno stvaranje dviju kovalentnih veza zbog dva nesparena elektrona.
Vrlo visoka elektronegativnost atoma kisika (veća samo za fluor) dovodi do toga da u većini svojih spojeva kisik ima oksidacijsko stanje –II. Postoje tvari u kojima kisik pokazuje druga oksidacijska stanja, neka od njih su navedena u tablici 29 kao primjeri, a usporedna stabilnost prikazana je na sl. 10.3.

c) Molekula kisika

Eksperimentalno je utvrđeno da dvoatomna molekula kisika O 2 sadrži dva nesparena elektrona. Metodom valentne veze ne može se objasniti ova elektronska struktura ove molekule. Međutim, veza u molekuli kisika po svojstvima je bliska kovalentnoj. Molekula kisika je nepolarna. Međuatomska udaljenost ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) manja je od udaljenosti između atoma povezanih jednostrukom vezom. Molarna energija vezanja je dosta visoka i iznosi 498 kJ/mol.

d) Kisik (tvar)

U normalnim uvjetima kisik je plin bez boje i mirisa. Kruti kisik se tali na 55 K (–218 °C), a tekući kisik vrije na 90 K (–183 °C).
Međumolekularne veze u krutom i tekućem kisiku su nešto jače nego u vodiku, što dokazuje veći temperaturni raspon postojanja tekućeg kisika (36 °C) i veće molarne topline taljenja (0,446 kJ/mol) i isparavanja (6,83 kJ /mol).
Kisik je slabo topljiv u vodi: pri 0 °C samo se 5 volumena kisika (plina!) otapa u 100 volumena vode (tekućine!).
Velika sklonost atoma kisika da dobiju elektrone i visoka elektronegativnost dovode do činjenice da kisik pokazuje samo oksidacijska svojstva. Ova svojstva posebno dolaze do izražaja pri visokim temperaturama.
Kisik reagira s mnogim metalima: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetali: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
i složene tvari: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Najčešće se kao rezultat takvih reakcija dobivaju različiti oksidi (vidi Poglavlje II § 5), ali aktivni alkalijski metali, na primjer natrij, kada se spali, pretvaraju se u perokside:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Strukturna formula dobivenog natrijevog peroksida je (Na) 2 (O-O).
Tinjajući iver stavljen u kisik zapalio se. Ovo je prikladan i jednostavan način otkrivanja čistog kisika.
U industriji se kisik dobiva iz zraka rektifikacijom (kompleksnom destilacijom), au laboratoriju - podvrgavanjem toplinskom razgradnjom određenih spojeva koji sadrže kisik, na primjer:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – katalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
a uz to i katalitičkom razgradnjom vodikovog peroksida na sobnoj temperaturi: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizator).
Čisti kisik se koristi u industriji za intenziviranje onih procesa u kojima dolazi do oksidacije i za stvaranje visokotemperaturnog plamena. U raketnoj tehnici tekući kisik se koristi kao oksidans.
Kisik je od velike važnosti za održavanje života biljaka, životinja i ljudi. U normalnim uvjetima, osoba ima dovoljno kisika u zraku za disanje. Ali u uvjetima kada nema dovoljno zraka ili ga uopće nema (u zrakoplovima, tijekom ronilačkih radova, u svemirskim brodovima itd.), za disanje se pripremaju posebne plinske smjese koje sadrže kisik. Kisik se također koristi u medicini za bolesti koje uzrokuju otežano disanje.

e) Ozon i njegove molekule

Ozon O 3 je druga alotropska modifikacija kisika.
Troatomna molekula ozona ima kutnu strukturu u sredini između dvije strukture predstavljene sljedećim formulama:

Ozon je tamnoplavi plin oštrog mirisa. Zbog jakog oksidacijskog djelovanja otrovan je. Ozon je jedan i pol puta “teži” od kisika i nešto bolje topiv u vodi od kisika.
Ozon nastaje u atmosferi iz kisika tijekom električnih pražnjenja munje:

3O 2 = 2O 3 ().

Pri normalnim temperaturama ozon se polako pretvara u kisik, a zagrijavanjem se taj proces odvija eksplozivno.
Ozon se nalazi u takozvanom "ozonskom omotaču" zemljine atmosfere, štiteći sav život na Zemlji od štetnog djelovanja sunčevog zračenja.
U nekim gradovima umjesto klora koristi se ozon za dezinfekciju (dezinfekciju) vode za piće.

Nacrtajte strukturne formule sljedećih tvari: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Imenuj te tvari. Opišite valentna stanja atoma kisika u tim spojevima.
Odredite valenciju i oksidacijsko stanje svakog atoma kisika.
2. Napravite jednadžbe za reakcije gorenja litija, magnezija, aluminija, silicija, crvenog fosfora i selena u kisiku (atomi selena oksidiraju se do stupnja oksidacije +IV, atomi ostalih elemenata oksidiraju se do najvišeg stupnja oksidacije). Kojim klasama oksida pripadaju produkti ovih reakcija?
3. Koliko se litara ozona može dobiti (u normalnim uvjetima) a) iz 9 litara kisika, b) iz 8 g kisika?

Voda je najzastupljenija tvar u zemljinoj kori. Masa vode na Zemlji procjenjuje se na 10 18 tona. Voda je osnova hidrosfere našeg planeta; osim toga, sadržana je u atmosferi, u obliku leda tvori Zemljine polarne kape i visokoplaninske ledenjake, a također je dio raznih stijena. Maseni udio vode u ljudskom tijelu je oko 70%.
Voda je jedina tvar koja ima svoja posebna imena u sva tri agregatna stanja.

Elektronska struktura molekule vode (Sl. 10.4 A) smo detaljno proučili ranije (vidi § 7.10).
Zbog polariteta O–H veza i kutnog oblika, molekula vode je električni dipol.

Za karakterizaciju polariteta električnog dipola potrebna je fizička veličina nazvana " električni moment električnog dipola" ili jednostavno" dipolni trenutak".

U kemiji se dipolni moment mjeri u debyjima: 1 D = 3,34. 10 – 30 sati. m

U molekuli vode postoje dvije polarne kovalentne veze, odnosno dva električna dipola od kojih svaki ima svoj dipolni moment (u). Ukupni dipolni moment molekule jednak je vektorskom zbroju ta dva momenta (sl. 10.5):

(H2O) = ,

Gdje q 1 i q 2 – parcijalni naboji (+) na atomima vodika, i i – međuatomski O – H razmaci u molekuli. Jer q 1 = q 2 = q, i onda

U tablici su dati eksperimentalno određeni dipolni momenti molekule vode i nekih drugih molekula.

Tablica 30.Dipolni momenti nekih polarnih molekula

Molekula	Molekula	Molekula

S obzirom na dipolnu prirodu molekule vode, ona se često shematski prikazuje na sljedeći način:
Čista voda je bezbojna tekućina bez okusa i mirisa. U tablici su navedena neka osnovna fizikalna svojstva vode.

Tablica 31.Neka fizička svojstva vode

Velike vrijednosti molarne topline taljenja i isparavanja (za red veličine veće od onih kod vodika i kisika) pokazuju da su molekule vode, kako u krutoj tako iu tekućoj tvari, prilično čvrsto povezane. Ove veze se nazivaju " vodikove veze".

ELEKTRIČNI DIPOL, DIPOLNI MOMENT, POLARITET VEZE, POLARITET MOLEKULE.
Koliko valentnih elektrona atoma kisika sudjeluje u stvaranju veza u molekuli vode?
2. Kada se koje orbitale preklapaju, nastaju veze između vodika i kisika u molekuli vode?
3. Napravite dijagram nastanka veza u molekuli vodikovog peroksida H 2 O 2. Što možete reći o prostornoj strukturi ove molekule?
4. Međuatomske udaljenosti u molekulama HF, HCl i HBr jednake su 0,92; 1.28 i 1.41. Pomoću tablice dipolnih momenata izračunajte i usporedite parcijalne naboje na atomima vodika u tim molekulama.
5. Međuatomske udaljenosti S – H u molekuli sumporovodika iznose 1,34, a kut između veza je 92°. Odredite vrijednosti parcijalnih naboja na atomima sumpora i vodika. Što možete reći o hibridizaciji valentnih orbitala atoma sumpora?

10.4. Vodikova veza

Kao što već znate, zbog značajne razlike u elektronegativnosti vodika i kisika (2,10 i 3,50), atom vodika u molekuli vode dobiva veliki pozitivni parcijalni naboj ( q h = 0,33 e), a atom kisika ima još veći negativni parcijalni naboj ( q h = –0,66 e). Prisjetimo se također da atom kisika ima dva usamljena para elektrona po sp 3-hibridni AO. Atom vodika jedne molekule vode privlači atom kisika druge molekule, a, osim toga, poluprazni 1s-AO atoma vodika djelomično prihvaća par elektrona atoma kisika. Kao rezultat tih međudjelovanja među molekulama nastaje posebna vrsta međumolekularne veze – vodikova veza.
U slučaju vode, stvaranje vodikove veze može se shematski prikazati na sljedeći način:

U posljednjoj strukturnoj formuli tri točke (točkasta linija, ne elektroni!) označavaju vodikovu vezu.

Vodikove veze ne postoje samo između molekula vode. Formira se ako su ispunjena dva uvjeta:
1) molekula ima visoko polarnu H–E vezu (E je simbol atoma prilično elektronegativnog elementa),
2) molekula sadrži atom E s velikim negativnim parcijalnim nabojem i usamljenim parom elektrona.
Element E može biti fluor, kisik i dušik. Vodikove veze su znatno slabije ako je E klor ili sumpor.
Primjeri tvari s vodikovom vezom između molekula: vodikov fluorid, čvrsti ili tekući amonijak, etilni alkohol i mnogi drugi.

U tekućem fluorovodiku njegove su molekule povezane vodikovim vezama u prilično dugačke lance, a u tekućem i krutom amonijaku stvaraju se trodimenzionalne mreže.
U smislu čvrstoće, vodikova veza je posrednik između kemijske veze i drugih vrsta međumolekulskih veza. Molarna energija vodikove veze obično se kreće od 5 do 50 kJ/mol.
U čvrstoj vodi (tj. kristalima leda), svi atomi vodika su vodikovom vezom vezani za atome kisika, pri čemu svaki atom kisika tvori dvije vodikove veze (koristeći oba usamljena para elektrona). Ova struktura čini led "labavijim" u usporedbi s tekućom vodom, gdje su neke od vodikovih veza prekinute, pa se molekule mogu "spakirati" malo čvršće. Ova značajka strukture leda objašnjava zašto, za razliku od većine drugih tvari, voda u krutom stanju ima manju gustoću nego u tekućem stanju. Voda svoju najveću gustoću postiže na 4 °C - na ovoj temperaturi dolazi do kidanja dosta vodikovih veza, a toplinsko širenje još nema jak utjecaj na gustoću.
Vodikove veze vrlo su važne u našim životima. Zamislimo na trenutak da su se vodikove veze prestale stvarati. Evo nekih posljedica:

voda na sobnoj temperaturi postala bi plinovita jer bi joj vrelište palo na oko -80 °C;
sve vodene površine bi se počele lediti od dna, budući da bi gustoća leda bila veća od gustoće tekuće vode;
Dvostruka spirala DNK i još mnogo toga prestalo bi postojati.

Navedeni primjeri dovoljni su da shvatimo da bi u tom slučaju priroda na našem planetu postala potpuno drugačija.

VODIKOVA VEZA, UVJETI NJENOG NASTANKA.
Formula etilnog alkohola je CH3 – CH2 – O – H. Između kojih atoma različitih molekula ove tvari nastaju vodikove veze? Napiši strukturne formule koje ilustriraju njihov nastanak.
2. Vodikove veze ne postoje samo u pojedinačnim tvarima, već iu otopinama. Prikažite strukturnim formulama kako nastaju vodikove veze u vodenoj otopini a) amonijaka, b) fluorovodika, c) etanola (etilnog alkohola). = 2H20.
Obje ove reakcije odvijaju se u vodi stalno i istom brzinom, stoga u vodi postoji ravnoteža: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ova ravnoteža se zove ravnoteža autoprotolize voda.

Izravna reakcija ovog reverzibilnog procesa je endotermna, dakle, kada se zagrijava, autoprotoliza se povećava, ali na sobnoj temperaturi ravnoteža se pomiče ulijevo, odnosno koncentracija H 3 O i OH iona je zanemariva. Čemu su jednaki?
Prema zakonu djelovanja mase

Ali zbog činjenice da je broj izreagiranih molekula vode beznačajan u usporedbi s ukupnim brojem molekula vode, možemo pretpostaviti da se koncentracija vode tijekom autoprotolize praktički ne mijenja, a 2 = const Tako niska koncentracija suprotno nabijenih iona u čistoj vodi objašnjava zašto ova tekućina, iako slabo, ipak provodi električnu struju.

AUTOPROTOLIZA VODE, KONSTANTA AUTOPROTOLIZE (IONSKI PRODUKT) VODE.
Ionski produkt tekućeg amonijaka (vrelište –33 °C) je 2·10 –28. Napišite jednadžbu za autoprotolizu amonijaka. Odredite koncentraciju amonijevih iona u čistom tekućem amonijaku. Koja tvar ima veću električnu vodljivost, voda ili tekući amonijak?

1. Proizvodnja vodika i njegovo izgaranje (reducirajuća svojstva).
2. Dobivanje kisika i gorenje tvari u njemu (oksidacijska svojstva).