Hidrogen- primul element chimic din Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev. Elementul chimic hidrogen este situat în primul grup, subgrupul principal, prima perioadă a Sistemului Periodic.
Masa atomică relativă a hidrogenului = 1.
Hidrogenul are cea mai simplă structură a unui atom, constă dintr-un singur electron, care este situat în spațiul nuclear. Nucleul unui atom de hidrogen este format dintr-un proton.
Atomul de hidrogen, în reacțiile chimice, poate atât dona cât și adăuga un electron, formând două tipuri de ioni:
H0 + 1ē → H1− H0 – 1ē → H1+.
Hidrogen este cel mai abundent element din univers. Reprezintă aproximativ 88,6% din toți atomii (aproximativ 11,3% sunt atomi de heliu, ponderea tuturor celorlalte elemente combinate este de aproximativ 0,1%). Astfel, hidrogenul este componenta principală a stelelor și a gazului interstelar. În spațiul interstelar, acest element există sub formă de molecule, atomi și ioni individuali și poate forma nori moleculari care variază semnificativ în dimensiune, densitate și temperatură.
Fracția de masă a hidrogenului din scoarța terestră este de 1%. Este al nouălea element cel mai comun. Importanța hidrogenului în procesele chimice care au loc pe Pământ este aproape la fel de mare ca cea a oxigenului. Spre deosebire de oxigen, care există pe Pământ atât în stare legată, cât și în stare liberă, aproape tot hidrogenul de pe Pământ este sub formă de compuși; doar o cantitate foarte mică de hidrogen sub formă de substanță simplă se găsește în atmosferă (0,00005% în volum pentru aerul uscat).
Hidrogenul este un constituent al aproape tuturor substanțelor organice și este prezent în toate celulele vii.
Proprietățile fizice ale hidrogenului
O substanță simplă formată din elementul chimic hidrogen are o structură moleculară. Compoziția sa corespunde formulei H2. La fel ca un element chimic, o substanță simplă se mai numește și hidrogen.
Hidrogen Este un gaz incolor, inodor si fara gust, practic insolubil in apa. La temperatura camerei și presiunea atmosferică normală, solubilitatea este de 18,8 ml de gaz la 1 litru de apă.
Hidrogen- cel mai ușor gaz, densitatea sa este de 0,08987 g/l. Spre comparație: densitatea aerului este de 1,3 g/l.
Hidrogenul se poate dizolva în metale de exemplu, până la 850 de volume de hidrogen se pot dizolva într-un volum de paladiu. Datorită dimensiunii sale moleculare extrem de mici, hidrogenul este capabil să se difuzeze prin multe materiale.
Ca și alte gaze, hidrogenul se condensează la temperaturi scăzute într-un lichid transparent incolor, acest lucru are loc la o temperatură de - 252,8°C. Când temperatura atinge -259,2°C, hidrogenul cristalizează sub formă de cristale albe, asemănătoare zăpezii.
Spre deosebire de oxigen, hidrogenul nu prezintă alotropie.
Aplicarea hidrogenului
Hidrogenul este utilizat în diverse industrii. O mulțime de hidrogen intră în producția de amoniac (NH3). Din amoniac, se obțin îngrășăminte cu azot, fibre sintetice și materiale plastice și medicamente.
În industria alimentară, hidrogenul este folosit la producerea margarinei, care conține grăsimi dure. Pentru a le obține din grăsimi lichide, prin ele trece hidrogen.
Când hidrogenul arde în oxigen, temperatura flăcării este de aproximativ 2500°C. La această temperatură, metalele refractare pot fi topite și sudate. Astfel, hidrogenul este folosit la sudare.
Un amestec de hidrogen lichid și oxigen este folosit ca combustibil pentru rachete.
În prezent, o serie de țări au început cercetările privind înlocuirea surselor de energie neregenerabile (petrol, gaz, cărbune) cu hidrogen. Când hidrogenul este ars în oxigen, se formează un produs ecologic - apă, și nu dioxid de carbon, care provoacă efectul de seră.
Oamenii de știință sugerează că la mijlocul secolului 21 ar trebui să înceapă producția de masă de mașini alimentate cu hidrogen. Pilele de combustibil de uz casnic, a căror activitate se bazează și pe oxidarea hidrogenului cu oxigen, își vor găsi o largă aplicație.
La sfârșitul secolului al XIX-lea și începutul secolului al XX-lea,în zorii erei aeronauticii, baloanele, aeronavele și baloanele erau umplute cu hidrogen, deoarece este mult mai ușor decât aerul. Cu toate acestea, epoca dirijabililor a început să se estompeze rapid în trecut după dezastrul care s-a întâmplat cu dirijabilul. Hindenburg. 6 mai 1937 dirijabil, plin cu hidrogen, a luat foc, ducând la moartea a zeci de pasageri.
Hidrogenul este extrem de exploziv în anumite proporții cu oxigenul. Nerespectarea normelor de siguranță a dus la aprinderea și explozia aeronavei.
- Hidrogen- primul element chimic din Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev
- Hidrogenul este situat în grupa I, subgrupa principală, perioada 1 a Sistemului Periodic
- Valența hidrogenului în compuși - I
- Hidrogen Gaz incolor, inodor și fără gust, practic insolubil în apă
- Hidrogen- cel mai usor gaz
- Hidrogenul lichid și solid este produs la temperaturi scăzute
- Hidrogenul se poate dizolva în metale
- Aplicațiile hidrogenului sunt variate
Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului electronic exterior (și singurul) nivel 1 s unu . Pe de o parte, prin prezența unui electron în nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, îi lipsește doar un electron pentru a umple nivelul electronic extern, deoarece nu pot fi localizați mai mult de 2 electroni pe primul nivel electronic. Se pare că hidrogenul poate fi plasat simultan atât în primul, cât și în penultimul (al șaptelea) grup al tabelului periodic, ceea ce se face uneori în diferite versiuni ale sistemului periodic:
Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are totuși mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, precum și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) în mod similar cu acestea.
În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, inactivă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturii dintre atomii de hidrogen din moleculă, care necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele în același timp, pentru a o rupe.
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple
cu metale
Dintre metale, hidrogenul reacționează numai cu alcaline și alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupa principală din grupa I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), iar metalele alcalino-pământoase sunt metale din subgrupa principală din grupa II, cu excepția beriliului și magneziului (Ca, Sr, Ba). , Ra)
Când interacționează cu metalele active, hidrogenul prezintă proprietăți oxidante, de exemplu. scade starea sa de oxidare. În acest caz, se formează hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, care au o structură ionică. Reacția are loc atunci când este încălzită:
Trebuie remarcat faptul că interacțiunea cu metalele active este singurul caz în care hidrogenul molecular H2 este un agent oxidant.
cu nemetale
Dintre nemetale, hidrogenul reactioneaza doar cu carbonul, azotul, oxigenul, sulful, seleniul si halogenii!
Carbonul ar trebui înțeles ca grafit sau carbon amorf, deoarece diamantul este o modificare alotropică extrem de inertă a carbonului.
Când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică poate crește doar starea de oxidare:
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe
cu oxizi metalici
Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care se află în seria de activitate a metalelor până la aluminiu (inclusiv), cu toate acestea, este capabil să reducă mulți oxizi metalici la dreapta aluminiului atunci când este încălzit:
cu oxizi nemetalici
Dintre oxizii nemetalici, hidrogenul reacționează atunci când este încălzit cu oxizi de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, trebuie remarcată în special reacția sa cu monoxidul de carbon CO.
Amestecul de CO și H 2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține astfel de produse industriale solicitate precum metanol, formaldehidă și chiar hidrocarburi sintetice:
cu acizi
Hidrogenul nu reacționează cu acizii anorganici!
Dintre acizii organici, hidrogenul reacționează numai cu acizii nesaturați, precum și cu acizii care conțin grupări funcționale capabile să fie reduse cu hidrogen, în special grupări aldehide, ceto sau nitro.
cu săruri
În cazul soluțiilor apoase de săruri, interacțiunea acestora cu hidrogenul nu are loc. Cu toate acestea, atunci când hidrogenul este trecut peste sărurile solide ale unor metale cu activitate medie și scăzută, este posibilă reducerea parțială sau completă a acestora, de exemplu:
Proprietățile chimice ale halogenilor
Halogenii sunt elementele chimice din grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. În continuare, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.
Toți halogenii au o structură moleculară, ceea ce duce la puncte de topire și de fierbere scăzute ale acestor substanțe. Moleculele de halogen sunt diatomice, adică. formula lor poate fi scrisă în formă generală ca Hal 2 .
Trebuie remarcat o astfel de proprietate fizică specifică a iodului, precum capacitatea sa de a sublimare sau, cu alte cuvinte, sublimare. sublimare, ei numesc fenomenul în care o substanță în stare solidă nu se topește la încălzire, ci, ocolind faza lichidă, trece imediat în stare gazoasă.
Structura electronică a nivelului de energie externă a unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei din tabelul periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, doar un electron lipsește din învelișul exterior de opt electroni al atomilor de halogen. De aici este logic să presupunem proprietățile predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este confirmat și în practică. După cum știți, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos subgrup și, prin urmare, activitatea halogenilor scade în serie:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interacțiunea halogenilor cu substanțe simple
Toți halogenii sunt foarte reactivi și reacționează cu majoritatea substanțelor simple. Totuși, trebuie menționat că fluorul, datorită reactivității sale extrem de ridicate, poate reacționa chiar și cu acele substanțe simple cu care alți halogeni nu pot reacționa. Astfel de substanțe simple includ oxigen, carbon (diamant), azot, platină, aur și unele gaze nobile (xenon și cripton). Acestea. de fapt, fluorul nu reacționează numai cu unele gaze nobile.
Halogenii rămași, de ex. clorul, bromul și iodul sunt și ele substanțe active, dar mai puțin active decât fluorul. Ele reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului, carbonului sub formă de diamant, platină, aur și gaze nobile.
Interacțiunea halogenilor cu nemetale
hidrogen
Toți halogenii reacționează cu hidrogenul pentru a se forma halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În același timp, reacția fluorului cu hidrogenul începe spontan chiar și în întuneric și continuă cu o explozie în conformitate cu ecuația:
Reacția clorului cu hidrogenul poate fi inițiată prin iradiere intensă cu ultraviolete sau încălzire. De asemenea, scurgeri cu o explozie:
Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când sunt încălzite și, în același timp, reacția cu iodul este reversibilă:
fosfor
Interacțiunea fluorului cu fosforul duce la oxidarea fosforului la cea mai mare stare de oxidare (+5). În acest caz, are loc formarea de pentafluorură de fosfor:
Când clorul și bromul interacționează cu fosforul, este posibil să se obțină halogenuri de fosfor atât în starea de oxidare + 3, cât și în starea de oxidare + 5, care depinde de proporțiile reactanților:
În cazul fosforului alb într-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.
Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea numai de triiodură de fosfor datorită capacității de oxidare semnificativ mai scăzute decât alți halogeni:
gri
Fluorul oxidează sulful la cea mai mare stare de oxidare +6, formând hexafluorura de sulf:
Clorul și bromul reacționează cu sulful, formând compuși care conțin sulf în stări de oxidare extrem de neobișnuite pentru acesta +1 și +2. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice, iar pentru a promova examenul de chimie nu este necesară abilitatea de a scrie ecuațiile acestor interacțiuni. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru ghidare:
Interacțiunea halogenilor cu metalele
După cum am menționat mai sus, fluorul este capabil să reacționeze cu toate metalele, chiar și cu cele inactive precum platina și aurul:
Halogenii rămași reacționează cu toate metalele, cu excepția platinei și aurului:
Reacții ale halogenilor cu substanțe complexe
Reacții de substituție cu halogeni
Halogeni mai activi, de ex. ale căror elemente chimice sunt situate mai sus în tabelul periodic, sunt capabile să înlocuiască halogenii mai puțin activi din acizii halogenați și halogenurile metalice pe care le formează:
În mod similar, bromul și iodul înlocuiesc sulful din soluțiile de sulfuri și sau hidrogen sulfurat:
Clorul este un agent oxidant mai puternic și oxidează hidrogenul sulfurat în soluția sa apoasă nu la sulf, ci la acid sulfuric:
Interacțiunea halogenilor cu apa
Apa arde în fluor cu o flacără albastră în conformitate cu ecuația reacției:
Bromul și clorul reacționează diferit cu apa decât fluorul. Dacă fluorul a acționat ca un agent oxidant, atunci clorul și bromul sunt disproporționate în apă, formând un amestec de acizi. În acest caz, reacțiile sunt reversibile:
Interacțiunea iodului cu apa are loc într-un grad atât de nesemnificativ încât poate fi neglijat și considerat că reacția nu are loc deloc.
Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline
Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă de alcali, acționează din nou ca un agent de oxidare:
Abilitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidant al fluorului în această reacție.
Spre deosebire de fluor, halogenii rămași sunt disproporționați în soluții alcaline, adică cresc și scad simultan starea lor de oxidare. În același timp, în cazul clorului și bromului, în funcție de temperatură, este posibilă curgerea în două direcții diferite. În special, la frig, reacțiile decurg după cum urmează:
si cand este incalzit:
Iodul reacționează cu alcalii exclusiv conform celei de-a doua opțiuni, adică. cu formarea de iodat, deoarece hipoioditul este instabil nu numai când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.
HIDROGEN, H (lat. hidrogen; a. hidrogen; n. Wasserstoff; f. hidrogen; și. hidrogen), este un element chimic al sistemului periodic de elemente al lui Mendeleev, care este atribuit simultan grupelor I și VII, număr atomic 1, masa atomică 1, 0079. Hidrogenul natural are izotopi stabili - protiu (1 H), deuteriu (2 H sau D) și radioactiv - tritiu (3 H sau T). Pentru compușii naturali, raportul mediu D/Н = (158±2).10 -6 Conținutul de echilibru de 3 Н pe Pământ este de ~5.10 27 atomi.
Proprietățile fizice ale hidrogenului
Hidrogenul a fost descris pentru prima dată în 1766 de omul de știință englez G. Cavendish. În condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor, inodor și fără gust. În natură, în stare liberă, este sub formă de molecule de H 2. Energia de disociere a moleculei de H 2 este de 4,776 eV; potenţialul de ionizare al atomului de hidrogen este de 13,595 eV. Hidrogenul este cea mai ușoară substanță dintre toate cunoscute, la 0°C și 0,1 MPa 0,0899 kg/m 3; punctul de fierbere - 252,6 ° C, punctul de topire - 259,1 ° C; parametri critici: t - 240 ° C, presiune 1,28 MPa, densitate 31,2 kg / m 3. Cel mai conductiv termic dintre toate gazele este 0,174 W / (m.K) la 0 ° C și 1 MPa, capacitatea termică specifică este de 14.208.10 3 J (kg.K).
Proprietățile chimice ale hidrogenului
Hidrogenul lichid este foarte ușor (densitate la -253°C 70,8 kg/m 3) și fluid (la -253°C este 13,8 cP). În majoritatea compușilor, hidrogenul prezintă o stare de oxidare de +1 (asemănătoare metalelor alcaline), mai rar -1 (asemănătoare hidrurilor metalice). În condiții normale, hidrogenul molecular este inactiv; solubilitate în apă la 20°C și 1 MPa 0,0182 ml/g; bine solubil în metale - Ni, Pt, Pd etc. Formează apă cu oxigen cu degajare de căldură de 143,3 MJ/kg (la 25 ° C și 0,1 MPa); la 550°C și peste, reacția este însoțită de o explozie. Când interacționează cu fluorul și clorul, reacțiile merg și cu o explozie. Principalii compuși cu hidrogen: H 2 O, amoniac NH 3, hidrogen sulfurat H 2 S, CH 4, hidruri de metal și halogen CaH 2, HBr, Hl, precum și compuși organici C 2 H 4, HCHO, CH 3 OH etc. .
Hidrogenul în natură
Hidrogenul este un element larg răspândit în natură, conținutul său este de 1% (în masă). Principalul rezervor de hidrogen de pe Pământ este apa (11,19%, din masă). Hidrogenul este unul dintre componentele principale ale tuturor compușilor organici naturali. În stare liberă, este prezent în gaze vulcanice și alte gaze naturale, în (0,0001%, după numărul de atomi). El constituie cea mai mare parte a masei Soarelui, a stelelor, a gazului interstelar, a nebuloaselor de gaz. Este prezent în atmosferele planetelor sub formă de H 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, CH, NHOH etc. Face parte din radiația corpusculară a Soarelui (fluxuri de protoni) și razele cosmice (electroni). fluxuri).
Obținerea și utilizarea hidrogenului
Materiile prime pentru producerea industrială a hidrogenului sunt gazele rafinate, produsele de gazeificare etc. Principalele metode de producere a hidrogenului sunt reacția hidrocarburilor cu vaporii de apă, oxidarea incompletă a hidrocarburilor, conversia oxidului, electroliza apei. Hidrogenul este utilizat pentru producerea de amoniac, alcooli, benzină sintetică, acid clorhidric, hidrotratarea produselor petroliere, tăierea metalelor cu flacără hidrogen-oxigen.
Hidrogenul este un combustibil gazos promițător. Deuteriul și tritiul și-au găsit aplicații în ingineria energiei nucleare.
Începând să luăm în considerare proprietățile chimice și fizice ale hidrogenului, trebuie remarcat faptul că, în starea obișnuită, acest element chimic este în formă gazoasă. Hidrogenul gazos incolor este inodor și fără gust. Pentru prima dată, acest element chimic a fost numit hidrogen după ce savantul A. Lavoisier a efectuat experimente cu apă, în baza cărora, știința mondială a aflat că apa este un lichid multicomponent, care include Hidrogen. Acest eveniment a avut loc în 1787, dar cu mult înainte de această dată, hidrogenul era cunoscut oamenilor de știință sub numele de „gaz combustibil”.
Hidrogenul în natură
Potrivit oamenilor de știință, hidrogenul se găsește în scoarța terestră și în apă (aproximativ 11,2% din volumul total de apă). Acest gaz face parte din multe minerale pe care omenirea le-a extras din intestinele pământului de secole. În parte, proprietățile hidrogenului sunt caracteristice petrolului, gazelor naturale și argilei, pentru organismele animale și vegetale. Dar în forma sa pură, adică necombinat cu alte elemente chimice ale tabelului periodic, acest gaz este extrem de rar în natură. Acest gaz poate veni la suprafața pământului în timpul erupțiilor vulcanice. Hidrogenul liber este prezent în urme în atmosferă.
Proprietățile chimice ale hidrogenului
Deoarece proprietățile chimice ale hidrogenului nu sunt uniforme, acest element chimic aparține atât grupului I al sistemului Mendeleev, cât și grupului VII al sistemului. Fiind un reprezentant al primului grup, hidrogenul este, de fapt, un metal alcalin, care are o stare de oxidare de +1 în majoritatea compușilor în care este inclus. Aceeași valență este caracteristică sodiului și altor metale alcaline. Având în vedere aceste proprietăți chimice, hidrogenul este considerat a fi un element similar acestor metale.
Dacă vorbim despre hidruri metalice, atunci ionul de hidrogen are o valență negativă - starea sa de oxidare este -1. Na + H- este construit în același mod ca clorura Na + Cl-. Acest fapt este motivul atribuirii hidrogenului grupei VII a sistemului Mendeleev. Hidrogenul, aflându-se în stare de moleculă, cu condiția să fie într-un mediu obișnuit, este inactiv și se poate combina doar cu nemetale care sunt mai active pentru acesta. Aceste metale includ fluorul, în prezența luminii, hidrogenul se combină cu clorul. Dacă hidrogenul este încălzit, acesta devine mai activ, reacționând cu multe elemente ale sistemului periodic al lui Mendeleev.
Hidrogenul atomic prezintă mai multe proprietăți chimice active decât hidrogenul molecular. Moleculele de oxigen formează apă - H2 + 1/2O2 = H2O. Când hidrogenul interacționează cu halogenii, se formează halogenuri de hidrogen H2 + Cl2 = 2HCl, iar hidrogenul intră în această reacție în absența luminii și la temperaturi negative suficient de ridicate - până la - 252 ° C. Proprietățile chimice ale hidrogenului fac posibilă utilizarea acestuia pentru reducerea multor metale, deoarece, atunci când reacționează, hidrogenul absoarbe oxigenul din oxizii metalici, de exemplu, CuO + H2 = Cu + H2O. Hidrogenul este implicat în formarea amoniacului, interacționând cu azotul în reacția 3H2 + N2 = 2NH3, dar cu condiția ca un catalizator să fie folosit, iar temperatura și presiunea să fie crescute.
O reacție energetică are loc atunci când hidrogenul interacționează cu sulful în reacția H2 + S = H2S, din care rezultă hidrogen sulfurat. Interacțiunea hidrogenului cu telurul și seleniul este puțin mai puțin activă. Dacă nu există catalizator, atunci acesta reacționează cu carbon pur, hidrogen numai cu condiția să se creeze temperaturi ridicate. 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). În procesul de activitate a hidrogenului cu unele metale alcaline și alte metale, se obțin hidruri, de exemplu, H2 + 2Li = 2LiH.
Proprietățile fizice ale hidrogenului
Hidrogenul este o substanță chimică foarte ușoară. Cel puțin, oamenii de știință susțin că în acest moment nu există o substanță mai ușoară decât hidrogenul. Masa sa este de 14,4 ori mai ușoară decât aerul, densitatea sa este de 0,0899 g/l la 0°C. La temperaturi de -259,1 ° C, hidrogenul este capabil să se topească - aceasta este o temperatură foarte critică, care nu este tipică pentru transformarea majorității compușilor chimici dintr-o stare în alta. Doar un astfel de element precum heliul depășește proprietățile fizice ale hidrogenului în acest sens. Lichefierea hidrogenului este dificilă, deoarece temperatura sa critică este (-240°C). Hidrogenul este cel mai generator de căldură dintre toate gazele cunoscute de omenire. Toate proprietățile descrise mai sus sunt cele mai semnificative proprietăți fizice ale hidrogenului care sunt utilizate de om în scopuri specifice. De asemenea, aceste proprietăți sunt cele mai relevante pentru știința modernă.
Atomul de hidrogen, în comparație cu atomii altor elemente, are cea mai simplă structură: este format dintr-un proton.
formând un nucleu atomic și un electron situat în orbitalul ls. Unicitatea atomului de hidrogen constă în faptul că singurul său electron de valență se află direct în câmpul de acțiune al nucleului atomic, deoarece nu este protejat de alți electroni. Acest lucru îi oferă proprietăți specifice. Poate renunța la electronul său în reacții chimice, formând un cation H + (cum ar fi atomii de metale alcaline) sau poate adăuga un electron de la un partener pentru a forma un anion H- (cum ar fi atomii de halogen). Prin urmare, hidrogenul din sistemul periodic este plasat mai des în grupa IA, uneori în grupa VIIA, dar există variante de tabele în care hidrogenul nu aparține niciuna dintre grupele tabelului periodic.
Molecula de hidrogen este diatomică - H2. Hidrogenul este cel mai ușor dintre toate gazele. Datorită nepolarității și rezistenței mari a moleculei de H2 (EST\u003d 436 kJ / mol) în condiții normale, hidrogenul interacționează activ numai cu fluorul, iar când este iluminat, de asemenea, cu clorul și bromul. Când este încălzit, reacționează cu multe nemetale, clor, brom, oxigen, sulf, prezentând proprietăți reducătoare și interacționând cu metale alcaline și alcalino-pământoase, este un agent oxidant și formează hidruri ale acestor metale:
Dintre toți organogenii, hidrogenul are cea mai scăzută electronegativitate relativă (0E0 = 2,1), prin urmare, în compușii naturali, hidrogenul prezintă întotdeauna o stare de oxidare de +1. Din poziția termodinamicii chimice, hidrogenul din sistemele vii care conțin apă nu poate forma nici hidrogen molecular (Н 2) nici ion hidrură (Н~). Hidrogenul molecular în condiții normale este inactiv din punct de vedere chimic și, în același timp, foarte volatil, motiv pentru care nu poate fi reținut de organism și nu poate participa la metabolism. Ionul hidrură este extrem de activ din punct de vedere chimic și interacționează imediat chiar și cu o cantitate foarte mică de apă pentru a forma hidrogen molecular. Prin urmare, hidrogenul din organism este fie sub formă de compuși cu alți organogeni, fie sub formă de cation H +.
Hidrogenul cu elemente organogenice formează doar legături covalente. În funcție de gradul de polaritate, aceste legături sunt aranjate în următoarea ordine:
Această serie este foarte importantă pentru chimia compușilor naturali, deoarece polaritatea acestor legături și polarizabilitatea lor predetermina proprietățile acide ale compușilor, adică disocierea cu formarea unui proton.
proprietăți acide.În funcție de natura elementului care formează legătura X-H, se disting 4 tipuri de acizi:
OH-acizi (acizi carboxilici, fenoli, alcooli);
SH-acizi (tioli);
NH-acizi (amide, imide, amine);
CH-acizi (hidrocarburi și derivații acestora).
Luând în considerare polarizabilitatea ridicată a legăturii S-H, următoarele serii de acizi pot fi compilate în funcție de capacitatea lor de a se disocia:
Concentrația cationilor de hidrogen din mediul acvatic determină aciditatea acestuia, care se exprimă folosind valoarea pH-ului pH = -lg (Sec. 7.5). Majoritatea mediilor fiziologice ale organismului au o reacție apropiată de neutru (pH = 5,0-7,5), doar în sucul gastric pH = 1,0-2,0. Aceasta oferă, pe de o parte, un efect antimicrobian, ucigând multe microorganisme aduse în stomac cu alimente; pe de altă parte, un mediu acid are un efect catalitic în hidroliza proteinelor, polizaharidelor și altor biosubstrate, contribuind la producerea metaboliților necesari.
proprietăți redox. Datorită densității ridicate de sarcină pozitivă, cationul de hidrogen este un agent oxidant destul de puternic (f° = 0 V), oxidand metalele active și cu activitate medie atunci când interacționează cu acizii și apa:
Nu există astfel de agenți reducători puternici în sistemele vii, iar puterea de oxidare a cationilor de hidrogen într-un mediu neutru (pH = 7) este redusă semnificativ (f° = -0,42 V). Prin urmare, în organism, cationul de hidrogen nu prezintă proprietăți oxidante, dar participă activ la reacțiile redox, contribuind la conversia substanțelor inițiale în produși de reacție:
În toate exemplele date, atomii de hidrogen nu și-au schimbat starea de oxidare +1.
Proprietățile reducătoare sunt caracteristice hidrogenului molecular și mai ales atomic, adică hidrogenului în momentul eliberării direct în mediul de reacție, precum și pentru ionul hidrură:
Cu toate acestea, nu există astfel de agenți reducători (H2 sau H-) în sistemele vii și, prin urmare, nu există astfel de reacții. Opinia găsită în literatura de specialitate, inclusiv în manuale, că hidrogenul este purtătorul proprietăților reducătoare ale compușilor organici nu corespunde realității; Astfel, în sistemele vii, forma redusă a coenzimei dehidrogenază, în care atomii de carbon, mai degrabă decât atomii de hidrogen, acționează ca un reducător al biosubstraților (Sec. 9.3.3).
proprietăți de complexare. Datorită prezenței unui orbital atomic liber în cationul de hidrogen și a efectului de polarizare ridicat al cationului H + însuși, acesta este un ion complexant activ. Deci, într-un mediu apos, un cation de hidrogen formează un ion hidroniu H3O +, iar în prezența amoniacului, un ion de amoniu NH4:
Tendința de a forma asociați. Atomii de hidrogen ai legăturilor О-Н și N--Н extrem de polare formează legături de hidrogen (Sec. 3.1). Forța unei legături de hidrogen (de la 10 la 100 kJ/mol) depinde de mărimea sarcinilor localizate și de lungimea legăturii de hidrogen, adică de distanța dintre atomii elementelor electronegative implicate în formarea acesteia. Aminoacizii, carbohidrații, proteinele, acizii nucleici se caracterizează prin următoarele lungimi ale legăturilor de hidrogen, pm:
Datorită legăturilor de hidrogen, interacțiunile intermoleculare reversibile apar între substrat și enzimă, între grupuri individuale din polimerii naturali, care determină structurile lor secundare, terțiare și cuaternare (Secțiunile 21.4, 23.4). Legătura de hidrogen joacă un rol principal în proprietățile apei ca solvent și reactiv.
Apa și proprietățile ei. Apa este cel mai important compus al hidrogenului. Toate reacțiile chimice din organism apar numai în mediul acvatic, viața fără apă este imposibilă. Apa ca solvent a fost considerată în Sec. 6.1.
Proprietăți acido-bazice. Apa ca reactiv din punct de vedere al proprietăților acido-bazice este un adevărat amfolit (secțiunea 8.1). Aceasta se manifestă atât în hidroliza sărurilor (Secțiunea 8.3.1), cât și în disociarea acizilor și bazelor într-un mediu apos (Secțiunea 8.3.2).
O caracteristică cantitativă a acidității mediilor apoase este valoarea pH-ului.
Apa ca reactiv acido-bazic este implicată în reacțiile de hidroliză ale biosubstratelor. De exemplu, hidroliza trifosfatului de adenozină servește ca sursă de energie stocată pentru organism, hidroliza enzimatică a proteinelor inutile servește la obținerea de aminoacizi, care sunt materia primă pentru sinteza proteinelor necesare. În același timp, cationii H+ sau anionii OH– sunt catalizatori acido-bazici pentru reacțiile de hidroliză a biosubstratului (Secțiunile 21.4, 23.4).
proprietăți redox. Într-o moleculă de apă, atât hidrogenul, cât și oxigenul sunt în stări stabile de oxidare. Prin urmare, apa nu prezintă proprietăți redox pronunțate. Reacțiile redox sunt posibile atunci când apa interacționează numai cu agenți reducători foarte activi sau agenți oxidanți foarte activi, sau în condiții de activare puternică a reactivilor.
Apa poate fi un agent oxidant datorită cationilor de hidrogen atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, cum ar fi metalele alcaline și alcalino-pământoase sau hidrurile acestora:
La temperaturi ridicate, interacțiunea apei cu agenți reducători mai puțin activi este posibilă:
În sistemele vii, componenta lor de apă nu acționează niciodată ca un agent oxidant, deoarece aceasta ar duce la distrugerea acestor sisteme datorită formării și eliminării ireversibile a hidrogenului molecular din organisme.
Apa poate acționa ca un agent reducător datorită atomilor de oxigen, de exemplu, atunci când interacționează cu un agent oxidant atât de puternic precum fluorul:
Sub influența luminii și cu participarea clorofilei, procesul de fotosinteză are loc la plante cu formarea de O2 din apă (Sec. 9.3.6):
Pe lângă participarea directă la transformările redox, apa și produșii săi de disociere H + și OH- participă ca mediu care contribuie la apariția multor reacții redox datorită polarității sale mari ( = 79) și participării ionilor formați de aceasta în transformările substanțelor inițiale în finale (Secțiunea 9.1).
proprietăți de complexare. Datorită prezenței a două perechi de electroni neîmpărțiți la atomul de oxigen, molecula de apă este un ligand monodentat destul de activ, care formează un ion complex de oxoniu H 3 0 + cu un cation de hidrogen și complexe aqua destul de stabile cu cationi metalici în soluții apoase. , de exemplu [Ca (H20)6]2+, [Fe(H20)6]3+, 2+. În acești ioni complecși, moleculele nodului sunt legate covalent de agenții de complexare destul de ferm. Cationii metalelor alcaline nu formează complexe acvatice, ci formează cationi hidratați datorită forțelor electrostatice. Timpul de rezidență al moleculelor de apă în învelișurile de hidratare ale acestor cationi nu depășește 0,1 s, iar compoziția lor în ceea ce privește numărul de molecule de apă se poate modifica cu ușurință.
Tendința de a forma asociați. Datorită polarității ridicate, care favorizează interacțiunea electrostatică și formarea legăturilor de hidrogen, moleculele de apă chiar și în apă pură (Sec. 6.1) formează asociați intermoleculari care diferă ca structură, numărul de molecule și timpul de viață stabilit în asociați. , precum și durata de viață a asociaților înșiși. Astfel, apa pură este un sistem dinamic complex deschis. Sub influența factorilor externi: radiații radioactive, ultraviolete și laser, unde elastice, temperatură, presiune, câmpuri electrice, magnetice și electromagnetice din surse artificiale și naturale (spațiu, Soare, Pământ, obiecte vii) - apa își modifică proprietățile structurale și informaționale și, în consecință, funcțiile sale biologice și fiziologice se schimbă.
Pe lângă auto-asociere, moleculele de apă hidratează ionii, moleculele polare și macromoleculele, formând în jurul lor învelișuri de hidratare, stabilizându-i astfel în soluție și favorizând dizolvarea lor (Sec. 6.1). Substanțele ale căror molecule sunt nepolare și relativ mici se pot dizolva doar puțin în apă, umplând golurile asociaților săi cu o anumită structură. În acest caz, ca urmare a interacțiunii hidrofobe, moleculele nepolare structurează învelișul de hidratare care le înconjoară, transformându-l într-un asociat structurat, de obicei cu o structură asemănătoare gheții, în interiorul căreia se află această moleculă nepolară.
În organismele vii, se pot distinge două categorii de apă - „legată” și „liberă”, aceasta din urmă, aparent, se află doar în fluidul intercelular (Sec. 6.1). Apa legată, la rândul ei, este împărțită în apă „structurată” (puternic legată) și apă „destructurată” (slab legată sau liberă). Probabil, toți factorii externi de mai sus afectează starea apei din organism, modificând raporturile: apa „structurată”/ „destructurată” și „legată”/„liberă”, precum și parametrii ei structurali și dinamici. Acest lucru se manifestă prin modificări ale stării fiziologice a corpului. Este posibil ca apa intracelulară să sufere în mod continuu tranziții reglate, în principal de proteine, de la o stare „structurată” la una „destructurată”. Aceste tranziții sunt interconectate cu expulzarea metaboliților uzați (zgură) din celulă și cu absorbția substanțelor necesare. Din punct de vedere modern, apa este implicată în formarea unei singure structuri intracelulare, datorită căreia se realizează ordonarea proceselor vieții. Prin urmare, conform expresiei figurative a lui A. Szent-Gyorgyi, apa din corp este „matricea vieții”.
Apa în natură. Apa este cea mai importantă și răspândită substanță de pe Pământ. Suprafața globului este acoperită în proporție de 75% cu apă. Volumul Oceanului Mondial este de 1,4 miliarde km 3 . Aceeași cantitate de apă se găsește în minerale sub formă de apă de cristalizare. Atmosfera conține 13 mii km 3 de apă. În același timp, rezervele de apă dulce adecvată pentru băut și nevoile casnice sunt destul de limitate (volumul tuturor rezervoarelor de apă dulce este de 200 mii km 3). Apa proaspătă folosită în viața de zi cu zi conține diverse impurități de la 0,05 la 1 g/l, cel mai adesea acestea sunt săruri: bicarbonați, cloruri, sulfați, inclusiv săruri solubile de calciu și magneziu, a căror prezență face ca apa să fie dure (secțiunea 14.3). În prezent, protecția resurselor de apă și tratarea apelor uzate sunt cele mai presante probleme de mediu.
În apa obișnuită, există aproximativ 0,02% apă grea D2O (D - deuteriu). Se acumulează în timpul evaporării sau electrolizei apei obișnuite. Apa grea este toxică. Apa grea este folosită pentru a studia mișcarea apei în organismele vii. Cu ajutorul acestuia, s-a constatat că viteza de mișcare a apei în țesuturile unor plante ajunge la 14 m/h, iar apa băută de o persoană este distribuită complet peste organele și țesuturile sale în 2 ore și este complet eliminată din organism. abia după două săptămâni. Organismele vii conțin între 50 și 93% apă, care este un participant indispensabil în toate procesele vieții. Viața este imposibilă fără apă. Cu o speranță de viață de 70 de ani, o persoană consumă aproximativ 70 de tone de apă cu alimente și băuturi.
Folosit pe scară largă în practica științifică și medicală apa distilata- lichid transparent incolor, inodor si insipid, pH = 5,2-6,8. Acesta este un preparat din farmacopee pentru prepararea multor forme de dozare.
Apa pentru preparate injectabile(apa pirogena) - tot un preparat farmacopeic. Această apă nu conține substanțe pirogene. Pirogeni - substanțe de origine bacteriană - metaboliți sau deșeuri ale bacteriilor care, la intrarea în organism, provoacă frisoane, febră, dureri de cap și afectarea activității cardiovasculare. Apa apirogenă se prepară prin dublă distilare a nodului (bidistilat) în condiții aseptice și se utilizează în 24 de ore.
În încheierea secțiunii, este necesar să se sublinieze caracteristicile hidrogenului ca element biogen. În sistemele vii, hidrogenul prezintă întotdeauna o stare de oxidare de +1 și are loc fie ca o legătură covalentă polară cu alte elemente biogene, fie ca un cation H +. Cationul de hidrogen este un purtător de proprietăți acide și un agent activ de complexare care interacționează cu perechile de electroni liberi de atomi ai altor organogeni. Din punct de vedere al proprietăților redox, hidrogenul legat în condițiile corpului nu prezintă nici proprietățile unui agent oxidant, nici unui agent reducător, totuși, cationul hidrogen participă activ la multe reacții redox, fără a-și schimba starea de oxidare, dar contribuind. la conversia biosubstratelor în produşi de reacţie. Hidrogenul legat de elemente electronegative formează legături de hidrogen.
