Wasserstoff- das erste chemische Element des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew. Das chemische Element Wasserstoff befindet sich in der ersten Gruppe, der Hauptuntergruppe, der ersten Periode des Periodensystems.

Relative Atommasse von Wasserstoff = 1.

Wasserstoff hat die einfachste Struktur eines Atoms, es besteht aus einem einzelnen Elektron, das sich im Kernraum befindet. Der Kern eines Wasserstoffatoms besteht aus einem Proton.

Das Wasserstoffatom kann bei chemischen Reaktionen ein Elektron abgeben und hinzufügen, wodurch zwei Arten von Ionen gebildet werden:

H0 + 1² → H1− H0 – 1² → H1+.

Wasserstoff ist das am häufigsten vorkommende Element im Universum. Es macht etwa 88,6 % aller Atome aus (etwa 11,3 % sind Heliumatome, der Anteil aller anderen Elemente zusammen beträgt etwa 0,1 %). Somit ist Wasserstoff der Hauptbestandteil von Sternen und interstellarem Gas. Im interstellaren Raum existiert dieses Element in Form einzelner Moleküle, Atome und Ionen und kann Molekülwolken bilden, die in Größe, Dichte und Temperatur stark variieren.

Der Massenanteil von Wasserstoff in der Erdkruste beträgt 1 %. Es ist das neunthäufigste Element. Die Bedeutung von Wasserstoff für die auf der Erde ablaufenden chemischen Prozesse ist fast so groß wie die von Sauerstoff. Im Gegensatz zu Sauerstoff, der auf der Erde sowohl in gebundenem als auch in freiem Zustand existiert, liegt praktisch der gesamte Wasserstoff auf der Erde in Form von Verbindungen vor; nur eine sehr geringe Menge Wasserstoff in Form einer einfachen Substanz findet sich in der Atmosphäre (0,00005 Vol.-% für trockene Luft).

Wasserstoff ist Bestandteil fast aller organischen Substanzen und kommt in allen lebenden Zellen vor.

Physikalische Eigenschaften von Wasserstoff

Eine einfache Substanz, die aus dem chemischen Element Wasserstoff besteht, hat eine molekulare Struktur. Seine Zusammensetzung entspricht der Formel H2. Wie ein chemisches Element wird auch ein einfacher Stoff als Wasserstoff bezeichnet.

Wasserstoff Es ist ein farbloses Gas, geruch- und geschmacklos, praktisch unlöslich in Wasser. Bei Raumtemperatur und normalem Atmosphärendruck beträgt die Löslichkeit 18,8 ml Gas pro 1 Liter Wasser.

Wasserstoff- das leichteste Gas, seine Dichte beträgt 0,08987 g / l. Zum Vergleich: Die Dichte von Luft beträgt 1,3 g/l.

Wasserstoff kann sich in Metallen lösen Beispielsweise können sich bis zu 850 Volumen Wasserstoff in einem Volumen Palladium lösen. Aufgrund seiner extrem kleinen Molekülgröße ist Wasserstoff in der Lage, durch viele Materialien zu diffundieren.

Wie andere Gase kondensiert Wasserstoff bei niedrigen Temperaturen zu einer farblosen durchsichtigen Flüssigkeit, dies geschieht bei einer Temperatur von - 252,8 °C. Ab einer Temperatur von -259,2 °C kristallisiert Wasserstoff in Form von weißen Kristallen, ähnlich wie Schnee.

Im Gegensatz zu Sauerstoff weist Wasserstoff keine Allotropie auf.

Anwendung von Wasserstoff

Wasserstoff wird in verschiedenen Industrien eingesetzt. Viel Wasserstoff geht in die Ammoniakproduktion (NH3). Aus Ammoniak werden Stickstoffdünger, Kunstfasern und Kunststoffe sowie Medikamente gewonnen.

In der Lebensmittelindustrie wird Wasserstoff zur Herstellung von Margarine verwendet, die harte Fette enthält. Um sie aus flüssigen Fetten zu gewinnen, wird Wasserstoff durch sie geleitet.

Wenn Wasserstoff in Sauerstoff verbrennt, liegt die Flammentemperatur bei ca 2500 °C. Bei dieser Temperatur können Refraktärmetalle geschmolzen und geschweißt werden. Daher wird beim Schweißen Wasserstoff verwendet.

Als Raketentreibstoff wird ein Gemisch aus flüssigem Wasserstoff und Sauerstoff verwendet.

Derzeit haben einige Länder mit der Forschung begonnen, nicht erneuerbare Energiequellen (Öl, Gas, Kohle) durch Wasserstoff zu ersetzen. Wenn Wasserstoff in Sauerstoff verbrannt wird, entsteht ein umweltfreundliches Produkt - Wasser und kein Kohlendioxid, das den Treibhauseffekt verursacht.

Wissenschaftler schlagen vor, dass Mitte des 21. Jahrhunderts die Massenproduktion von wasserstoffbetriebenen Autos beginnen sollte. Eine breite Anwendung finden Haushaltsbrennstoffzellen, deren Arbeit ebenfalls auf der Oxidation von Wasserstoff mit Sauerstoff basiert.

Ende des 19. und Anfang des 20. Jahrhunderts Zu Beginn der Ära der Luftfahrt wurden Ballons, Luftschiffe und Ballons mit Wasserstoff gefüllt, da es viel leichter als Luft ist. Die Ära der Luftschiffe begann jedoch nach der Katastrophe, die dem Luftschiff widerfuhr, schnell in die Vergangenheit zu verschwinden Hindenburg. 6. Mai 1937 Luftschiff, mit Wasserstoff gefüllt, fing Feuer, was zum Tod von Dutzenden seiner Passagiere führte.

Wasserstoff ist in bestimmten Anteilen mit Sauerstoff extrem explosiv. Die Nichteinhaltung der Sicherheitsvorschriften führte zur Zündung und Explosion des Luftschiffs.

• Wasserstoff- das erste chemische Element des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew
• Wasserstoff befindet sich in Gruppe I, Hauptuntergruppe, Periode 1 des Periodensystems
• Wasserstoffwertigkeit in Verbindungen - I
• Wasserstoff Farbloses Gas, geruchs- und geschmacksneutral, praktisch unlöslich in Wasser
• Wasserstoff- das leichteste Gas
• Flüssiger und fester Wasserstoff wird bei niedrigen Temperaturen hergestellt
• Wasserstoff kann sich in Metallen lösen
• Wasserstoffanwendungen sind vielfältig

Das Wasserstoffatom hat die elektronische Formel der äußeren (und einzigen) elektronischen Ebene 1 s eines . Einerseits ist das Wasserstoffatom durch das Vorhandensein eines Elektrons in der äußeren elektronischen Ebene den Alkalimetallatomen ähnlich. Allerdings fehlt ihm, genau wie Halogenen, nur ein Elektron, um die äußere elektronische Ebene zu füllen, da sich auf der ersten elektronischen Ebene nicht mehr als 2 Elektronen befinden können. Es stellt sich heraus, dass Wasserstoff gleichzeitig sowohl in die erste als auch in die vorletzte (siebte) Gruppe des Periodensystems gestellt werden kann, was manchmal in verschiedenen Versionen des Periodensystems geschieht:

Von den Eigenschaften des Wasserstoffs als einfacher Substanz her hat er dennoch mehr mit Halogenen gemeinsam. Wasserstoff ist, wie auch Halogene, ein Nichtmetall und bildet ähnlich wie diese zweiatomige Moleküle (H 2 ).

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoff ein gasförmiger, inaktiver Stoff. Die geringe Aktivität von Wasserstoff erklärt sich aus der hohen Stärke der Bindung zwischen den Wasserstoffatomen im Molekül, die entweder starkes Erhitzen oder den Einsatz von Katalysatoren oder beides gleichzeitig erfordert, um sie zu brechen.

Wechselwirkung von Wasserstoff mit einfachen Stoffen

mit Metallen

Von den Metallen reagiert Wasserstoff nur mit Alkali und Erdalkali! Alkalimetalle umfassen Metalle der Hauptuntergruppe der I. Gruppe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) und Erdalkalimetalle sind Metalle der Hauptnebengruppe der II. Gruppe mit Ausnahme von Beryllium und Magnesium (Ca, Sr, Ba , Ra)

In Wechselwirkung mit aktiven Metallen zeigt Wasserstoff oxidierende Eigenschaften, d.h. senkt seinen Oxidationszustand. Dabei entstehen Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen, die eine ionische Struktur aufweisen. Die Reaktion läuft beim Erhitzen ab:

Es ist zu beachten, dass die Wechselwirkung mit aktiven Metallen der einzige Fall ist, wenn molekularer Wasserstoff H2 ein Oxidationsmittel ist.

mit Nichtmetallen

Von den Nichtmetallen reagiert Wasserstoff nur mit Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel, Selen und Halogenen!

Kohlenstoff ist als Graphit oder amorpher Kohlenstoff zu verstehen, da Diamant eine äußerst inerte allotrope Modifikation des Kohlenstoffs ist.

Bei der Wechselwirkung mit Nichtmetallen kann Wasserstoff nur die Funktion eines Reduktionsmittels erfüllen, d.h. er kann nur seine Oxidationsstufe erhöhen:

Wechselwirkung von Wasserstoff mit komplexen Stoffen

mit Metalloxiden

Wasserstoff reagiert nicht mit Metalloxiden, die in der Aktivitätsreihe der Metalle bis einschließlich Aluminium liegen, jedoch kann er bei Erwärmung viele Metalloxide rechts von Aluminium reduzieren:

mit Nichtmetalloxiden

Von den Nichtmetalloxiden reagiert Wasserstoff beim Erhitzen mit Oxiden von Stickstoff, Halogenen und Kohlenstoff. Von allen Wechselwirkungen von Wasserstoff mit Nichtmetalloxiden ist seine Reaktion mit Kohlenmonoxid CO besonders hervorzuheben.

Das Gemisch aus CO und H 2 hat sogar einen eigenen Namen - „Synthesegas“, da daraus je nach Bedingungen so gefragte Industrieprodukte wie Methanol, Formaldehyd und sogar synthetische Kohlenwasserstoffe gewonnen werden können:

mit Säuren

Wasserstoff reagiert nicht mit anorganischen Säuren!

Von den organischen Säuren reagiert Wasserstoff nur mit ungesättigten Säuren sowie mit Säuren, die durch Wasserstoff reduzierbare funktionelle Gruppen enthalten, insbesondere Aldehyd-, Keto- oder Nitrogruppen.

mit Salzen

Bei wässrigen Lösungen von Salzen findet deren Wechselwirkung mit Wasserstoff nicht statt. Wenn jedoch Wasserstoff über feste Salze einiger Metalle mittlerer und niedriger Aktivität geleitet wird, ist deren teilweise oder vollständige Reduktion möglich, z. B.:

Chemische Eigenschaften von Halogenen

Halogene sind die chemischen Elemente der Gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) sowie die einfachen Substanzen, die sie bilden. Nachfolgend werden Halogene, sofern nicht anders angegeben, als einfache Substanzen verstanden.

Alle Halogene haben eine molekulare Struktur, die zu niedrigen Schmelz- und Siedepunkten dieser Substanzen führt. Halogenmoleküle sind zweiatomig, d.h. ihre Formel kann in allgemeiner Form als Hal 2 geschrieben werden.

Es sollte eine so spezifische physikalische Eigenschaft von Jod wie seine Fähigkeit erwähnt werden Sublimation oder mit anderen Worten, Sublimation. Sublimation, nennen sie das Phänomen, bei dem eine Substanz im festen Zustand beim Erhitzen nicht schmilzt, sondern unter Umgehung der flüssigen Phase sofort in den gasförmigen Zustand übergeht.

Die elektronische Struktur des externen Energieniveaus eines Atoms eines beliebigen Halogens hat die Form ns 2 np 5, wobei n die Periodenzahl des Periodensystems ist, in dem sich das Halogen befindet. Wie Sie sehen können, fehlt nur ein Elektron in der aus acht Elektronen bestehenden Außenhülle der Halogenatome. Daraus lässt sich folgerichtig auf die überwiegend oxidierenden Eigenschaften der freien Halogene schließen, was sich auch in der Praxis bestätigt. Wie Sie wissen, nimmt die Elektronegativität von Nichtmetallen ab, wenn Sie sich in der Untergruppe nach unten bewegen, und daher nimmt die Aktivität von Halogenen in der Reihe ab:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Wechselwirkung von Halogenen mit einfachen Substanzen

Alle Halogene sind hochreaktiv und reagieren mit den einfachsten Substanzen. Allerdings ist zu beachten, dass Fluor aufgrund seiner extrem hohen Reaktivität auch mit einfachen Stoffen reagieren kann, mit denen andere Halogene nicht reagieren können. Zu solchen einfachen Substanzen gehören Sauerstoff, Kohlenstoff (Diamant), Stickstoff, Platin, Gold und einige Edelgase (Xenon und Krypton). Diese. eigentlich, Fluor reagiert nicht nur mit einigen Edelgasen.

Die restlichen Halogene, d.h. Chlor, Brom und Jod sind ebenfalls Wirkstoffe, aber weniger aktiv als Fluor. Sie reagieren mit fast allen einfachen Stoffen außer Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoff in Form von Diamant, Platin, Gold und Edelgasen.

Wechselwirkung von Halogenen mit Nichtmetallen

Wasserstoff

Alle Halogene reagieren mit Wasserstoff unter Bildung Halogenwasserstoffe mit der allgemeinen Formel HHal. Gleichzeitig beginnt die Reaktion von Fluor mit Wasserstoff auch im Dunkeln spontan und verläuft explosionsartig nach der Gleichung:

Die Reaktion von Chlor mit Wasserstoff kann durch intensive UV-Bestrahlung oder Erhitzen initiiert werden. Leckt auch bei einer Explosion:

Brom und Jod reagieren nur beim Erhitzen mit Wasserstoff, und gleichzeitig ist die Reaktion mit Jod reversibel:

Phosphor

Die Wechselwirkung von Fluor mit Phosphor führt zur Oxidation von Phosphor in die höchste Oxidationsstufe (+5). In diesem Fall tritt die Bildung von Phosphorpentafluorid auf:

Wenn Chlor und Brom mit Phosphor wechselwirken, ist es möglich, Phosphorhalogenide sowohl in der Oxidationsstufe + 3 als auch in der Oxidationsstufe + 5 zu erhalten, was von den Anteilen der Reaktanten abhängt:

Bei weißem Phosphor in einer Atmosphäre aus Fluor, Chlor oder flüssigem Brom setzt die Reaktion spontan ein.

Die Wechselwirkung von Phosphor mit Jod kann aufgrund einer deutlich geringeren Oxidationsfähigkeit als andere Halogene dazu führen, dass nur Phosphortrijodid gebildet wird:

grau

Fluor oxidiert Schwefel bis zur höchsten Oxidationsstufe +6 und bildet Schwefelhexafluorid:

Chlor und Brom reagieren mit Schwefel zu Verbindungen, die Schwefel in den für ihn äußerst ungewöhnlichen Oxidationsstufen +1 und +2 enthalten. Diese Wechselwirkungen sind sehr spezifisch, und um die Prüfung in Chemie zu bestehen, ist die Fähigkeit, die Gleichungen dieser Wechselwirkungen aufzuschreiben, nicht erforderlich. Daher werden die folgenden drei Gleichungen eher zur Orientierung gegeben:

Wechselwirkung von Halogenen mit Metallen

Wie oben erwähnt, kann Fluor mit allen Metallen reagieren, auch mit solchen inaktiven wie Platin und Gold:

Die restlichen Halogene reagieren mit allen Metallen außer Platin und Gold:

Reaktionen von Halogenen mit komplexen Stoffen

Substitutionsreaktionen mit Halogenen

Aktivere Halogene, d.h. deren chemische Elemente im Periodensystem höher angesiedelt sind, in der Lage sind, weniger aktive Halogene aus den von ihnen gebildeten Halogenwasserstoffen und Metallhalogeniden zu verdrängen:

In ähnlicher Weise verdrängen Brom und Jod Schwefel aus Lösungen von Sulfiden und / oder Schwefelwasserstoff:

Chlor ist ein stärkeres Oxidationsmittel und oxidiert Schwefelwasserstoff in seiner wässrigen Lösung nicht zu Schwefel, sondern zu Schwefelsäure:

Wechselwirkung von Halogenen mit Wasser

Wasser verbrennt in Fluor mit blauer Flamme gemäß der Reaktionsgleichung:

Brom und Chlor reagieren anders mit Wasser als Fluor. Wenn Fluor als Oxidationsmittel wirkte, disproportionierten Chlor und Brom in Wasser und bildeten ein Säuregemisch. In diesem Fall sind die Reaktionen reversibel:

Die Wechselwirkung von Jod mit Wasser verläuft in einem so unbedeutenden Ausmaß, dass sie vernachlässigt werden kann und davon ausgegangen werden kann, dass die Reaktion überhaupt nicht abläuft.

Wechselwirkung von Halogenen mit Alkalilösungen

Fluor wirkt bei Wechselwirkung mit einer wässrigen Alkalilösung wiederum als Oxidationsmittel:

Die Fähigkeit, diese Gleichung zu schreiben, ist nicht erforderlich, um die Prüfung zu bestehen. Es reicht aus, die Tatsache über die Möglichkeit einer solchen Wechselwirkung und die oxidierende Rolle von Fluor bei dieser Reaktion zu kennen.

Im Gegensatz zu Fluor disproportionieren die restlichen Halogene in Alkalilösungen, dh sie erhöhen und erniedrigen gleichzeitig ihre Oxidationsstufe. Gleichzeitig ist bei Chlor und Brom je nach Temperatur eine Strömung in zwei verschiedene Richtungen möglich. Insbesondere in der Kälte laufen die Reaktionen wie folgt ab:

und beim Erhitzen:

Jod reagiert mit Alkalien ausschließlich nach der zweiten Option, d.h. mit der Bildung von Jodat, weil Hypoiodit ist nicht nur beim Erhitzen instabil, sondern auch bei normalen Temperaturen und sogar in der Kälte.

WASSERSTOFF, N (lat. hydrogenium; a. hydrogen; n. Wasserstoff; f. hydrogene; and. hidrogeno), ist ein chemisches Element des Periodensystems der Elemente von Mendeleev, das gleichzeitig den Gruppen I und VII, Ordnungszahl, zugeordnet wird 1, Atommasse 1, 0079. Natürlicher Wasserstoff hat stabile Isotope - Protium (1 H), Deuterium (2 H oder D) und radioaktives Tritium (3 H oder T). Für natürliche Verbindungen ist das durchschnittliche Verhältnis D/Н = (158±2).10 -6 Der Gleichgewichtsgehalt von 3 Н auf der Erde beträgt ~5,10 27 Atome.

Physikalische Eigenschaften von Wasserstoff

Wasserstoff wurde erstmals 1766 von dem englischen Wissenschaftler G. Cavendish beschrieben. Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoff ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. In der Natur liegt es in freiem Zustand in Form von H 2 -Molekülen vor. Die Dissoziationsenergie des H 2 -Moleküls beträgt 4,776 eV; das Ionisationspotential des Wasserstoffatoms beträgt 13,595 eV. Wasserstoff ist der leichteste aller bekannten Stoffe, bei 0 °C und 0,1 MPa 0,0899 kg/m 3 ; Siedepunkt - 252,6 ° C, Schmelzpunkt - 259,1 ° C; kritische Parameter: t - 240 ° C, Druck 1,28 MPa, Dichte 31,2 kg / m 3. Das wärmeleitfähigste aller Gase beträgt 0,174 W/(m.K) bei 0°C und 1 MPa, die spezifische Wärmekapazität beträgt 14.208.10 3 J (kg.K).

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff

Flüssiger Wasserstoff ist sehr leicht (Dichte bei -253°C 70,8 kg/m 3) und flüssig (bei -253°C 13,8 cP). In den meisten Verbindungen weist Wasserstoff eine Oxidationsstufe von +1 (ähnlich wie Alkalimetalle), seltener -1 (ähnlich wie Metallhydride) auf. Unter normalen Bedingungen ist molekularer Wasserstoff inaktiv; Löslichkeit in Wasser bei 20°C und 1 MPa 0,0182 ml/g; gut löslich in Metallen - Ni, Pt, Pd usw. Bildet Wasser mit Sauerstoff mit einer Wärmefreisetzung von 143,3 MJ / kg (bei 25 ° C und 0,1 MPa); ab 550°C wird die Reaktion von einer Explosion begleitet. Auch bei der Wechselwirkung mit Fluor und Chlor verlaufen die Reaktionen explosionsartig. Die wichtigsten Wasserstoffverbindungen: H 2 O, Ammoniak NH 3, Schwefelwasserstoff H 2 S, CH 4, Metall- und Halogenhydride CaH 2, HBr, Hl sowie organische Verbindungen C 2 H 4, HCHO, CH 3 OH usw .

Wasserstoff in der Natur

Wasserstoff ist ein in der Natur weit verbreitetes Element, sein Gehalt beträgt 1 % (Masse). Das Hauptreservoir von Wasserstoff auf der Erde ist Wasser (11,19 Massenprozent). Wasserstoff ist einer der Hauptbestandteile aller natürlichen organischen Verbindungen. Im freien Zustand ist es in vulkanischen und anderen natürlichen Gasen in (0,0001 %, bezogen auf die Anzahl der Atome) vorhanden. Es macht den Großteil der Masse der Sonne, der Sterne, des interstellaren Gases und der Gasnebel aus. Es ist in den Atmosphären von Planeten in Form von H 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, CH, NHOH usw. vorhanden. Es ist Teil der Korpuskularstrahlung der Sonne (Protonenflüsse) und der kosmischen Strahlung (Elektronenstrahlung). Flussmittel).

Gewinnung und Nutzung von Wasserstoff

Rohstoffe für die industrielle Herstellung von Wasserstoff sind raffinierte Gase, Vergasungsprodukte usw. Die Hauptmethoden zur Herstellung von Wasserstoff sind die Reaktion von Kohlenwasserstoffen mit Wasserdampf, unvollständige Oxidation von Kohlenwasserstoffen, Oxidumwandlung, Wasserelektrolyse. Wasserstoff wird zur Herstellung von Ammoniak, Alkoholen, synthetischem Benzin, Salzsäure, Hydrotreating von Erdölprodukten und zum Schneiden von Metallen mit einer Wasserstoff-Sauerstoff-Flamme verwendet.

Wasserstoff ist ein vielversprechender gasförmiger Kraftstoff. Deuterium und Tritium haben in der Kernenergietechnik Anwendung gefunden.

Beginnend mit den chemischen und physikalischen Eigenschaften von Wasserstoff ist zu beachten, dass dieses chemische Element im Normalzustand gasförmig vorliegt. Farbloses Wasserstoffgas ist geruchs- und geschmacksneutral. Zum ersten Mal wurde dieses chemische Element Wasserstoff genannt, nachdem der Wissenschaftler A. Lavoisier Experimente mit Wasser durchgeführt hatte, nach deren Ergebnissen die Weltwissenschaft erfuhr, dass Wasser eine Mehrkomponentenflüssigkeit ist, zu der auch Wasserstoff gehört. Dieses Ereignis ereignete sich im Jahr 1787, aber lange vor diesem Datum war Wasserstoff den Wissenschaftlern unter dem Namen „brennbares Gas“ bekannt.

Wasserstoff in der Natur

Laut Wissenschaftlern kommt Wasserstoff in der Erdkruste und im Wasser vor (ca. 11,2 % des gesamten Wasservolumens). Dieses Gas ist Bestandteil vieler Mineralien, die die Menschheit seit Jahrhunderten aus den Eingeweiden der Erde gewinnt. Zum Teil sind die Eigenschaften von Wasserstoff charakteristisch für Öl, Erdgas und Ton, für tierische und pflanzliche Organismen. Aber in seiner reinen Form, also ohne Verbindung mit anderen chemischen Elementen des Periodensystems, ist dieses Gas in der Natur äußerst selten. Dieses Gas kann bei Vulkanausbrüchen an die Erdoberfläche entweichen. Freier Wasserstoff ist in Spuren in der Atmosphäre vorhanden.

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff

Da die chemischen Eigenschaften von Wasserstoff nicht einheitlich sind, gehört dieses chemische Element sowohl zur Gruppe I des Mendeleev-Systems als auch zur Gruppe VII des Systems. Als Vertreter der ersten Gruppe ist Wasserstoff tatsächlich ein Alkalimetall, das in den meisten Verbindungen, in denen es enthalten ist, eine Oxidationsstufe von +1 hat. Die gleiche Wertigkeit ist charakteristisch für Natrium und andere Alkalimetalle. Aufgrund dieser chemischen Eigenschaften gilt Wasserstoff als ein diesen Metallen ähnliches Element.

Wenn wir über Metallhydride sprechen, hat das Wasserstoffion eine negative Wertigkeit - seine Oxidationsstufe ist -1. Na + H- ist genauso aufgebaut wie Na + Cl- Chlorid. Diese Tatsache ist der Grund für die Zuordnung von Wasserstoff zur Gruppe VII des Mendelejew-Systems. Wasserstoff ist im Zustand eines Moleküls, vorausgesetzt, dass er sich in einer gewöhnlichen Umgebung befindet, inaktiv und kann sich nur mit Nichtmetallen verbinden, die für ihn aktiver sind. Zu diesen Metallen gehört Fluor, in Gegenwart von Licht verbindet sich Wasserstoff mit Chlor. Wenn Wasserstoff erhitzt wird, wird er aktiver und reagiert mit vielen Elementen des Periodensystems von Mendeleev.

Atomarer Wasserstoff weist aktivere chemische Eigenschaften auf als molekularer Wasserstoff. Sauerstoffmoleküle bilden Wasser - H2 + 1/2O2 = H2O. Wenn Wasserstoff mit Halogenen wechselwirkt, werden Halogenwasserstoffe H2 + Cl2 = 2HCl gebildet, und Wasserstoff tritt in Abwesenheit von Licht und bei ausreichend hohen negativen Temperaturen - bis zu - 252 ° C - in diese Reaktion ein. Die chemischen Eigenschaften von Wasserstoff ermöglichen die Reduktion vieler Metalle, da Wasserstoff bei der Reaktion Sauerstoff aus Metalloxiden aufnimmt, z. B. CuO + H2 = Cu + H2O. Wasserstoff ist an der Bildung von Ammoniak beteiligt und reagiert mit Stickstoff in der Reaktion 3H2 + N2 = 2NH3, jedoch unter der Bedingung, dass ein Katalysator verwendet wird und die Temperatur und der Druck erhöht werden.

Eine energetische Reaktion tritt auf, wenn Wasserstoff mit Schwefel in der Reaktion H2 + S = H2S wechselwirkt, was zu Schwefelwasserstoff führt. Die Wechselwirkung von Wasserstoff mit Tellur und Selen ist etwas weniger aktiv. Wenn kein Katalysator vorhanden ist, reagiert es mit reinem Kohlenstoff, Wasserstoff nur unter der Bedingung, dass hohe Temperaturen entstehen. 2H2 + C (amorph) = CH4 (Methan). Bei der Wasserstoffaktivität mit einigen Alkali- und anderen Metallen werden Hydride erhalten, zum Beispiel H2 + 2Li = 2LiH.

Physikalische Eigenschaften von Wasserstoff

Wasserstoff ist eine sehr leichte Chemikalie. Zumindest behaupten Wissenschaftler, dass es derzeit keine leichtere Substanz als Wasserstoff gibt. Seine Masse ist 14,4 mal leichter als Luft, seine Dichte beträgt 0,0899 g/l bei 0°C. Bei Temperaturen von -259,1 °C kann Wasserstoff schmelzen – das ist eine sehr kritische Temperatur, die für die Umwandlung der meisten chemischen Verbindungen von einem Zustand in einen anderen nicht typisch ist. Nur ein Element wie Helium übertrifft in dieser Hinsicht die physikalischen Eigenschaften von Wasserstoff. Die Verflüssigung von Wasserstoff ist schwierig, da seine kritische Temperatur bei (-240°C) liegt. Wasserstoff ist das wärmeerzeugendste Gas, das der Menschheit bekannt ist. Alle oben beschriebenen Eigenschaften sind die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Wasserstoff, die vom Menschen für bestimmte Zwecke genutzt werden. Diese Eigenschaften sind auch für die moderne Wissenschaft am relevantesten.

Das Wasserstoffatom hat im Vergleich zu den Atomen anderer Elemente die einfachste Struktur: Es besteht aus einem Proton.

einen Atomkern bilden, und ein Elektron, das sich im ls-Orbital befindet. Die Einzigartigkeit des Wasserstoffatoms liegt darin, dass sich sein einziges Valenzelektron direkt im Wirkungsbereich des Atomkerns befindet, da es nicht von anderen Elektronen abgeschirmt wird. Dadurch erhält es spezifische Eigenschaften. Es kann sein Elektron in chemischen Reaktionen abgeben und ein H + -Kation bilden (wie Alkalimetallatome) oder ein Elektron von einem Partner hinzufügen, um ein H- -Anion zu bilden (wie Halogenatome). Daher wird Wasserstoff im Periodensystem häufiger in Gruppe IA eingeordnet, manchmal in Gruppe VIIA, aber es gibt Tabellenvarianten, in denen Wasserstoff keiner der Gruppen des Periodensystems angehört.

Das Wasserstoffmolekül ist zweiatomig - H2. Wasserstoff ist das leichteste aller Gase. Aufgrund der Unpolarität und hohen Stärke des H2-Moleküls (Europäische Sommerzeit\u003d 436 kJ / mol) unter normalen Bedingungen interagiert Wasserstoff aktiv nur mit Fluor und bei Beleuchtung auch mit Chlor und Brom. Beim Erhitzen reagiert es mit vielen Nichtmetallen, Chlor, Brom, Sauerstoff, Schwefel, zeigt reduzierende Eigenschaften und reagiert mit Alkali- und Erdalkalimetallen, es ist ein Oxidationsmittel und bildet Hydride dieser Metalle:

Von allen Organogenen hat Wasserstoff die niedrigste relative Elektronegativität (0E0 = 2,1), daher weist Wasserstoff in natürlichen Verbindungen immer eine Oxidationsstufe von +1 auf. Aus Sicht der chemischen Thermodynamik kann Wasserstoff in wasserhaltigen lebenden Systemen weder molekularen Wasserstoff (Н 2) noch Hydridion (Н~) bilden. Molekularer Wasserstoff ist unter Normalbedingungen chemisch inaktiv und gleichzeitig leicht flüchtig, weshalb er vom Körper nicht zurückgehalten werden und am Stoffwechsel teilnehmen kann. Das Hydrid-Ion ist chemisch äußerst aktiv und reagiert bereits mit einer sehr geringen Menge Wasser sofort zu molekularem Wasserstoff. Daher liegt Wasserstoff im Körper entweder in Form von Verbindungen mit anderen Organogenen oder in Form eines H + -Kations vor.

Wasserstoff bildet mit organogenen Elementen nur kovalente Bindungen. Je nach Polarität sind diese Bindungen in folgender Reihenfolge angeordnet:

Diese Reihe ist für die Chemie der Naturstoffe sehr wichtig, da die Polarität dieser Bindungen und ihre Polarisierbarkeit die sauren Eigenschaften der Verbindungen, d. h. die Dissoziation unter Bildung eines Protons, vorgeben.

saure Eigenschaften. Abhängig von der Art des Elements, das die X-H-Bindung bildet, werden 4 Arten von Säuren unterschieden:

OH-Säuren (Carbonsäuren, Phenole, Alkohole);

SH-Säuren (Thiole);

NH-Säuren (Amide, Imide, Amine);

CH-Säuren (Kohlenwasserstoffe und ihre Derivate).

Unter Berücksichtigung der hohen Polarisierbarkeit der S-H-Bindung lassen sich folgende Säurereihen nach ihrer Dissoziationsfähigkeit zusammenstellen:

Die Konzentration an Wasserstoffkationen im Gewässer bestimmt dessen Säuregrad, der durch den pH-Wert pH = -lg (Kap. 7.5) ausgedrückt wird. Die meisten physiologischen Umgebungen des Körpers reagieren nahezu neutral (pH = 5,0-7,5), nur im Magensaft pH = 1,0-2,0. Dadurch wird einerseits eine antimikrobielle Wirkung erzielt, die viele mit der Nahrung in den Magen eingebrachte Mikroorganismen abtötet; Andererseits hat ein saures Milieu eine katalytische Wirkung bei der Hydrolyse von Proteinen, Polysacchariden und anderen Biosubstraten und trägt zur Produktion der notwendigen Metaboliten bei.

Redox-Eigenschaften. Aufgrund der hohen positiven Ladungsdichte ist das Wasserstoffkation ein ziemlich starkes Oxidationsmittel (f° = 0 V), das aktive und mittelaktive Metalle bei Wechselwirkung mit Säuren und Wasser oxidiert:

In lebenden Systemen gibt es keine so starken Reduktionsmittel, und die Oxidationskraft von Wasserstoffkationen in einem neutralen Medium (pH = 7) ist deutlich reduziert (f° = -0,42 V). Daher weist das Wasserstoffkation im Körper keine oxidierenden Eigenschaften auf, sondern nimmt aktiv an Redoxreaktionen teil und trägt zur Umwandlung der Ausgangsstoffe in Reaktionsprodukte bei:

In allen angegebenen Beispielen änderten die Wasserstoffatome ihre Oxidationsstufe +1 nicht.

Charakteristisch für molekularen und insbesondere atomaren Wasserstoff, also Wasserstoff im Moment der Freisetzung direkt im Reaktionsmedium, sowie für das Hydrid-Ion sind reduzierende Eigenschaften:

In lebenden Systemen gibt es jedoch keine solchen Reduktionsmittel (H2 oder H-), und daher gibt es auch keine solchen Reaktionen. Die in der Literatur, auch in Lehrbüchern, vertretene Meinung, Wasserstoff sei Träger der reduzierenden Eigenschaften organischer Verbindungen, entspricht nicht der Realität; So wirkt in lebenden Systemen die reduzierte Form des Dehydrogenase-Coenzyms, in der Kohlenstoffatome anstelle von Wasserstoffatomen Donoren von Biosubstraten sind (Abschn. 9.3.3), als Biosubstratreduzierer.

komplexierende Eigenschaften. Aufgrund des Vorhandenseins eines freien Atomorbitals im Wasserstoffkation und der hohen polarisierenden Wirkung des H + -Kations selbst ist es ein aktives Komplexion. In einem wässrigen Medium bildet ein Wasserstoffkation also ein Hydroniumion H3O + und in Gegenwart von Ammoniak ein Ammoniumion NH4:

Tendenz, Partner zu bilden. Wasserstoffatome hochpolarer О-Н- und N--Н-Bindungen bilden Wasserstoffbrücken (Abschn. 3.1). Die Stärke einer Wasserstoffbrücke (von 10 bis 100 kJ/mol) hängt von der Größe der lokalisierten Ladungen und der Länge der Wasserstoffbrücke ab, d. h. vom Abstand zwischen den Atomen der an ihrer Bildung beteiligten elektronegativen Elemente. Aminosäuren, Kohlenhydrate, Proteine, Nukleinsäuren sind durch folgende Wasserstoffbrückenbindungslängen pm gekennzeichnet:

Durch Wasserstoffbrücken entstehen reversible intermolekulare Wechselwirkungen zwischen Substrat und Enzym, zwischen einzelnen Gruppen in natürlichen Polymeren, die deren Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur bestimmen (Kap. 21.4, 23.4). Die Wasserstoffbrückenbindung spielt eine führende Rolle bei den Eigenschaften von Wasser als Lösungsmittel und Reagens.

Wasser und seine Eigenschaften. Wasser ist die wichtigste Verbindung von Wasserstoff. Alle chemischen Reaktionen im Körper finden nur im Wasser statt, ein Leben ohne Wasser ist unmöglich. Wasser als Lösungsmittel wurde in Sec. 6.1.

Säure-Basen-Eigenschaften. Wasser als Reagenz ist vom Standpunkt der Säure-Base-Eigenschaften ein echter Ampholyt (Abschnitt 8.1). Dies äußert sich sowohl in der Hydrolyse von Salzen (Kap. 8.3.1) als auch in der Dissoziation von Säuren und Basen im wässrigen Medium (Kap. 8.3.2).

Ein quantitatives Merkmal der Acidität wässriger Medien ist der pH-Wert.

Wasser ist als Säure-Base-Reagenz an den Hydrolysereaktionen von Biosubstraten beteiligt. Beispielsweise dient die Hydrolyse von Adenosintriphosphat als Quelle gespeicherter Energie für den Körper, die enzymatische Hydrolyse von unnötigen Proteinen dient dazu, Aminosäuren zu gewinnen, die das Ausgangsmaterial für die Synthese notwendiger Proteine ​​​​sind. Gleichzeitig sind H+-Kationen oder OH–-Anionen Säure-Base-Katalysatoren für Hydrolysereaktionen von Biosubstraten (Kap. 21.4, 23.4).

Redox-Eigenschaften. In einem Wassermolekül befinden sich sowohl Wasserstoff als auch Sauerstoff in stabilen Oxidationszuständen. Daher weist Wasser keine ausgeprägten Redox-Eigenschaften auf. Redoxreaktionen sind möglich, wenn Wasser nur mit sehr aktiven Reduktionsmitteln oder sehr aktiven Oxidationsmitteln wechselwirkt, oder unter Bedingungen starker Aktivierung der Reagenzien.

Wasser kann aufgrund von Wasserstoffkationen ein Oxidationsmittel sein, wenn es mit starken Reduktionsmitteln wie Alkali- und Erdalkalimetallen oder ihren Hydriden wechselwirkt:

Bei hohen Temperaturen ist die Wechselwirkung von Wasser mit weniger aktiven Reduktionsmitteln möglich:

Ihr Wasseranteil wirkt in lebenden Systemen niemals als Oxidationsmittel, da dies durch die Bildung und irreversible Entfernung von molekularem Wasserstoff aus Organismen zur Zerstörung dieser Systeme führen würde.

Wasser kann beispielsweise durch Sauerstoffatome als Reduktionsmittel wirken, wenn es mit einem so starken Oxidationsmittel wie Fluor wechselwirkt:

Unter Lichteinfluss und unter Beteiligung von Chlorophyll läuft in Pflanzen der Prozess der Photosynthese unter Bildung von O2 aus Wasser ab (Kap. 9.3.6):

Neben der direkten Beteiligung an Redoxumwandlungen nehmen Wasser und seine Spaltprodukte H + und OH- als Medium teil, das aufgrund seiner hohen Polarität ( = 79) und der Beteiligung der gebildeten Ionen zum Ablauf vieler Redoxreaktionen beiträgt es bei den Umwandlungen von Ausgangsstoffen in Endstoffe (Abschnitt 9.1).

komplexierende Eigenschaften. Aufgrund der Anwesenheit von zwei freien Elektronenpaaren am Sauerstoffatom ist das Wassermolekül ein ziemlich aktiver einzähniger Ligand, der mit einem Wasserstoffkation ein komplexes Oxoniumion H 3 0 + und in wässrigen Lösungen ziemlich stabile Aquakomplexe mit Metallkationen bildet , zum Beispiel [Ca(H 2 0) 6 ] 2+ , [Fe(H 2 0) 6 ] 3+ , 2+ . Bei diesen Komplexionen sind die Knotenmoleküle ziemlich fest kovalent an die Komplexbildner gebunden. Alkalimetallkationen bilden keine Wasserkomplexe, sondern aufgrund elektrostatischer Kräfte hydratisierte Kationen. Die Verweilzeit von Wassermolekülen in den Hydrathüllen dieser Kationen überschreitet 0,1 s nicht, und ihre Zusammensetzung in Bezug auf die Anzahl der Wassermoleküle kann sich leicht ändern.

Tendenz, Partner zu bilden. Aufgrund der hohen Polarität, die die elektrostatische Wechselwirkung und die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen fördert, bilden Wassermoleküle auch in reinem Wasser (Abschn. 6.1) intermolekulare Assoziate, die sich in Struktur, Molekülzahl und Zeit ihrer Einnistung in die Assoziate unterscheiden , sowie die Lebensdauer der Gesellschafter selbst. Somit ist reines Wasser ein offenes komplexes dynamisches System. Unter dem Einfluss äußerer Faktoren: radioaktive, ultraviolette und Laserstrahlung, elastische Wellen, Temperatur, Druck, elektrische, magnetische und elektromagnetische Felder aus künstlichen und natürlichen Quellen (Weltraum, Sonne, Erde, lebende Objekte) – Wasser verändert seine strukturellen und informativen Eigenschaften , und folglich ändern sich seine biologischen und physiologischen Funktionen.

Zusätzlich zur Selbstassoziation hydratisieren Wassermoleküle Ionen, polare Moleküle und Makromoleküle, bilden Hydrathüllen um sie herum, stabilisieren sie dadurch in Lösung und fördern ihre Auflösung (Abschnitt 6.1). Substanzen, deren Moleküle unpolar und relativ klein sind, können sich nur geringfügig in Wasser lösen und die Hohlräume ihrer Partner mit einer bestimmten Struktur füllen. In diesem Fall strukturieren unpolare Moleküle durch hydrophobe Wechselwirkung die sie umgebende Hydrathülle und verwandeln sie in einen strukturierten Assoziat, meist mit einer eisähnlichen Struktur, in dem sich dieses unpolare Molekül befindet.

In lebenden Organismen können zwei Kategorien von Wasser unterschieden werden - "gebunden" und "frei", letzteres befindet sich anscheinend nur in der Interzellularflüssigkeit (Abschn. 6.1). Gebundenes Wasser wiederum wird in „strukturiertes“ (stark gebundenes) und „destrukturiertes“ (schwach gebundenes oder lockeres) Wasser unterteilt. Wahrscheinlich beeinflussen alle oben genannten externen Faktoren den Zustand des Wassers im Körper und verändern die Verhältnisse: "strukturiertes" / "destrukturiertes" und "gebundenes" / "freies" Wasser sowie seine strukturellen und dynamischen Parameter. Dies äußert sich in Veränderungen des physiologischen Zustands des Körpers. Es ist möglich, dass intrazelluläres Wasser kontinuierlich, hauptsächlich durch Proteine, pulsierende Übergänge von einem "strukturierten" in einen "destrukturierten" Zustand durchläuft. Diese Übergänge sind mit der Ausscheidung verbrauchter Metaboliten (Schlacken) aus der Zelle und der Aufnahme notwendiger Substanzen verbunden. Aus heutiger Sicht ist Wasser an der Bildung einer einzigen intrazellulären Struktur beteiligt, wodurch die Ordnung der Lebensprozesse erreicht wird. Daher ist nach dem bildlichen Ausdruck von A. Szent-Gyorgyi das Wasser im Körper die „Matrix des Lebens“.

Wasser in der Natur. Wasser ist der wichtigste und am weitesten verbreitete Stoff auf der Erde. Die Erdoberfläche ist zu 75 % mit Wasser bedeckt. Das Volumen des Weltozeans beträgt 1,4 Milliarden km 3 . Die gleiche Menge Wasser findet sich in Mineralien in Form von Kristallwasser. Die Atmosphäre enthält 13.000 km 3 Wasser. Gleichzeitig sind die Süßwasserreserven, die zum Trinken und für den Hausbedarf geeignet sind, ziemlich begrenzt (das Volumen aller Süßwasserreservoirs beträgt 200.000 km 3). Im Alltag verwendetes Süßwasser enthält verschiedene Verunreinigungen von 0,05 bis 1 g/l, meistens handelt es sich um Salze: Bikarbonate, Chloride, Sulfate, einschließlich löslicher Calcium- und Magnesiumsalze, deren Anwesenheit Wasser hart macht (Abschnitt 14.3 ). Derzeit sind der Schutz der Wasserressourcen und die Abwasserbehandlung die dringendsten Umweltprobleme.

In gewöhnlichem Wasser gibt es etwa 0,02 % schweres Wasser D2O (D - Deuterium). Es reichert sich bei der Verdampfung oder Elektrolyse von gewöhnlichem Wasser an. Schweres Wasser ist giftig. Schweres Wasser wird verwendet, um die Bewegung von Wasser in lebenden Organismen zu untersuchen. Mit seiner Hilfe wurde festgestellt, dass die Geschwindigkeit der Wasserbewegung in den Geweben einiger Pflanzen 14 m / h erreicht und das von einer Person getrunkene Wasser in 2 Stunden vollständig über seine Organe und Gewebe verteilt und vollständig aus dem Körper entfernt wird erst nach zwei wochen. Lebende Organismen enthalten 50 bis 93% Wasser, das ein unverzichtbarer Teilnehmer an allen Lebensprozessen ist. Ohne Wasser ist kein Leben möglich. Bei einer Lebenserwartung von 70 Jahren verbraucht ein Mensch mit Essen und Trinken etwa 70 Tonnen Wasser.

Weit verbreitet in der wissenschaftlichen und medizinischen Praxis destilliertes Wasser- farblose transparente Flüssigkeit, geruchs- und geschmacksneutral, pH = 5,2-6,8. Dies ist eine Arzneibuchzubereitung zur Herstellung vieler Darreichungsformen.

Wasser für Injektionszwecke(pyrogenes Wasser) - ebenfalls eine Arzneibuchzubereitung. Dieses Wasser enthält keine pyrogenen Stoffe. Pyrogene - Substanzen bakteriellen Ursprungs - Stoffwechselprodukte oder Abfallprodukte von Bakterien, die beim Eindringen in den Körper Schüttelfrost, Fieber, Kopfschmerzen und Beeinträchtigung der Herz-Kreislauf-Aktivität verursachen. Apyrogenes Wasser wird durch zweifache Destillation des Knotens (Bidestillat) unter aseptischen Bedingungen hergestellt und innerhalb von 24 Stunden verwendet.

Zum Abschluss des Abschnitts ist es notwendig, die Eigenschaften von Wasserstoff als biogenem Element hervorzuheben. In lebenden Systemen weist Wasserstoff immer eine Oxidationsstufe von +1 auf und tritt entweder als polare kovalente Bindung mit anderen biogenen Elementen oder als H + -Kation auf. Das Wasserstoffkation ist ein Träger saurer Eigenschaften und ein aktiver Komplexbildner, der mit freien Elektronenpaaren von Atomen anderer Organogene wechselwirkt. Vom Standpunkt der Redoxeigenschaften zeigt gebundener Wasserstoff unter den Bedingungen des Körpers weder die Eigenschaften eines Oxidationsmittels noch eines Reduktionsmittels, jedoch nimmt das Wasserstoffkation aktiv an vielen Redoxreaktionen teil, ohne seinen Oxidationszustand zu ändern, aber einen Beitrag zu leisten zur Umwandlung von Biosubstraten in Reaktionsprodukte. An elektronegative Elemente gebundener Wasserstoff bildet Wasserstoffbrückenbindungen.