1. Wodór i jego izotopy
Wodór jest niemetalem, który wykazuje równocześnie podobieństwo do litowców jak i do fluorowców, ale nie zalicza się go do żadnej z tych grup. Najbardziej rozpowszechnionym związkiem wodoru na kuli ziemskiej jest woda. Wodór w przyrodzie występuje normalnie w stanie związanym. Ślady wolnego wodoru znajdują się w atmosferze. Wodór jest składnikiem połączeń organicznych tworzących świat roślinny i zwierzęcy, składnikiem ropy naftowej i gazu ziemnego.
Izotopy wodoru: znane są trzy izotopy wodoru: Prot 11H (wodór lekki), deuter 21D (ciężki) i tryt 31T (promieniotwórczy). Przejście od zwykłego wodoru H do deuteru D oznacza wzrost masy jądra o 100%. Deuter występuje w wodorze naturalnym w ilości 0,016 %. D2O – woda ciężka, ma zastosowanie jako środek chłodzący w stosach atomowych. Deuter zawarty w ciężkiej wodzie reaguje w niektórych reakcjach 6-7 razy wolniej niż lekki izotop wodoru.
2. Wodór atomowy i cząsteczkowy
Wodór atomowy złożony z pojedynczych atomów H, charakteryzujący się znacznie zwiększoną aktywnością chemiczną w stosunku do wodoru cząsteczkowego. Powstaje on w temperaturze pokojowej pod wpływem wyładowań elektrycznych w rozrzedzonym wodorze cząsteczkowym. Może on istnieć w temperaturze pokojowej tylko przez krótki czas. Szybkość rekombinacji atomów wodoru określa się podając okres ich połowicznego zaniku. Zanim ulegnie rekombinacji wstępuje niezmiernie łatwo w liczne reakcje chemiczne. Łączy się już w temperaturze pokojowej z Cl, Br, J, O, S i As tworząc odpowiednie wodorki. Stanowi silny środek redukujący.
Wodór cząsteczkowy H2 to najprostsza dwuatomowa cząsteczka chemiczna. Składa się z dwóch atomów wodoru. Występuje w dwóch odmianach o nieco innych właściwościach fizycznych jako ortowodór i parawodór różniące się wzajemną orientacją spinów protonów. W ortowodorze spiny skierowane są zgodnie, zaś w parawodorze przeciwnie. Naturalny wodór w temperaturze pokojowej stanowi mieszaninę obu odmian.
4.Wodorki i ich budowa
Wodorki to związki wodoru z innym pierwiastkiem.
1)wodorki soli to związki tworzące sieci jonowe, powstają w wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (prócz berylu i magnezu), w reakcji z wodą wydziela się wodór
2 Li + H2 → 2LiH (H na -1 stopniu)
2)wodorki kowalencyjne to produkty syntezy wodoru z niemetalami. Mogą mieć różny charakter np. CH4, SiH4, NH3, H2S, HF, HCl. Posiadają typowe wiązania kowalencyjne, gdzie wodór oddaje elektron i przechodzi na +1 stopień utlenienia.
3)wodorki metaliczne to produkty syntezy wodoru z metalami z bloków d i f. wodór wpycha się w metaliczne połączenia i zachodzi niestechiometria (PdH0,6, TiH1,72).
5. Wodór paliwo przyszłości
Jest to paliwo o wysokiej wartości opałowej, używany do różnego rodzaju ogrzewania instalacji przemysłowych. Gaz wodny przerabiany jest na wodór tzw. w procesie konwersji
6.Otrzymywanie wodoru
1) wodór otrzymujemy na skalę przemysłową poprzez elektrolizę wody
2H2O + 2e → 2H (reakcja katodowa)
2H2O → O2 +4H+ + 4e (reakcja anodowa)
2H2O → 2H2 + O2 (reakcja sumaryczna)
Na katodzie wydziela się wodór, a na anodzie tlen
2)za pomocą reakcji między kwasem a aktywnym chemicznie metalem ( stosuje się zwykle H2SO4 i Zn lub roz HCl i Zn
Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4
Zn + 2HCl → H2 + ZnCl2
Na skalę przemysłową wodór otrzymuje się dwiema metodami:
-poprzez konwersję metanu z parą wodną
CH4 + 2H2O → 4H2 + CO2
-poprzez konwersje węglowodorów z parą wodną
CxH2y + 2xH2O → (2x+y)H2 + xCO2
W laboratorium można go otrzymać na kilka sposobów
-w reakcji HCl z Mg
2HCl + Mg → MgCl2 + H2↑
-kwasu solnego z cynkiem
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
-w reakcji kwasu z metalem nieszlachetnym
Kwas + metal → sól + wodór
8.Hydraty i klatraty helowców
Klatraty- stanowią specyficzne połączenie kompleksowe w których substancję macierzyste np. hydrachinion, anilina okludują we wrzękach sieci przestrzennej cząsteczki helowca
[C6H4(OH)2]0,8Ar
Cząsteczki obce zostają w nich uwięzione w sposób czysto mechaniczny bez wytwarzania jakichkolwiek wiązań chemicznych.
Hydraty – są to związki typu klatratów. Cząstki wody, krzepnącej w obecności helowca, układającą się w taką strukturę krystaliczną, że komórka elementarna zawiera 46 cząsteczek H2O, pomiędzy którymi znajduję się 8 luk zdolnych pomieścić atomy helowca
V5,75H2O V-atomy helowca
9.Wykorzystanie helowców
-do napełniania balonów (hel)
-mieszanina helu z tlenem używana jest jako gaz, którym oddychają nurkowie
-używane są do napełniania żarówek (gazy szlachetne)
-stosowanie w pracach laboratoryjnych do otrzymywania niższych temperatur (hel)
-w technice oświetleniowej stosowane są gazy szlachetne, które podczas przepuszczania przez nie wyładowań elektrycznych emitują charakterystyczne barwne światło
10.Fizyczne własności fluorowców
Fluor i chlor są w warunkach normalnych gazami, brom cieczą, a jod ciałem stałym. Ze wzrostem ciężaru atomowego zmienia się barwa pierwiastków. Fluor wykazuje słabe zabarwienie żółtozielone, chlor zielonożółte, pary bromu są czerwonobrunatne, a jodu fioletowe. W stanie gazowym mają ostry zapach i silnie drażnią drogi oddechowe. Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie dość dobrze dając bezbarwna wodę chlorową i brunatną wodę bromową. Rozpuszczalność jodu jest mała. Fluorowce wchodzą w reakcje z wodą. Fluor rozkłada wodę z wytworzeniem HF i wydzielaniem wolnego tlenu.
X2 + H2O = HX + HXO
Znacznie lepiej niż w wodzie brom i jod rozpuszczają się w niektórych rozpuszczalnikach organicznych. Fluorowce wykazują bardzo znaczną aktywność chemiczną, malejąca w szergu od fluoru do jodu.
11.woda królewska
Mieszanina stężonego kwasu azotowego i stężonego kwasu solnego w stosunku 1:3. swoje bardzo silne utleniające własności zawdzięcza wydzielającemu się chlorowi i chlorkowi nitrozylu. Jest jedynym rozpuszczalnikiem metali szlachetnych.
3HCl + HNO3 → 2H2O + Cl2 + NOCl
12.Wolne halogeny i jony halogenkowe
-fluor - wydzielanie wolnego fluoru jest możliwe tylko metodą elektrolityczną
Na anodzie fluor: A:2F- → F2 + 2e
Na katodzie wodór K: 2H+ +2e → H2
-chlor – z elektrolizy wodnych roztworów chlorku sodowego lub stopionej soli. Na anodzie chlor, a na katodzie wodór
2NaCl +2H2O → Cl2 + 2NaOH + H2
-brom – wydzielamy z bromków
2Br- + Cl2 = Br2 + 2Cl-
HBrO3 + 5HBr → 3H2O + 3Br2
-jod – redukcja wodorosiarczanem
2JO3- + 5HSO3- = 3HSO4- +2SO42- + H2O + J2
13.Włąsności kwasów beztlenowych fluorowców
-fluorowce łączą się z wodorem dając fluorowodory HX, które po rozpuszczeniu w wodzie stają się beztlenowymi kwasami fluorowców
HX + H2O = H3O+ + X-
-HF jest lepszym rozpuszczalnikiem i dysocjatorem niż woda
-o mocy decyduje promień atomowy
F(71)<Cl(99)<Br(114)<J(133)
-stałe dysocjacji – HF, słaby, moc rośnie HF<HCl<HBr<HJ, HJ ma największy stopień dysocjacji
-wiązania chemiczne mają w przeważającym stopniu charakter kowalencyjny
-właściwości redukujące – najłatwiej utlenia się HJ, najtrudniej HF(prawie wcale)
-temperatura topnienia rośnie, wrzenia maleje
14.Tlenowe połączenia fluorowców
-dwufluorek tlenu – OF2, bezbarwny gaz, reaguje gwałtownie z metali
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2
-Cl2O – żółtobrązowy gaz
2AgClO3 + Cl2 = 2AgCl +ClO2 + O2
-Br2O – ciemnobrunatna ciecz
2Br2 + 2HgO = HgBr2 + HgO + Br2O
-ClO2 – czerwonożółty gaz, silny utleniacz, kąt między wiązaniami 117o
-Cl2O6 – ciemnoczerwone ciecze, silny utleniacz
-Cl2O7 – bezbarwna ciecz
2HClO4 = Cl2O7 + H2O
-I2O5 – białe ciało stałe, rozkładające się po ogrzaniu do 300 oC
15.Jodometria
Jest działem redoksymetri w którym oznacza się mocne reduktory za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem jodu lub odmiareczkowania wydzielonego jodu podczas reakcji z utleniaczami roztworem tiosiarczanu. Roztworem jodu można oznaczać bezpośrednio: S2-, SO3-,S2O32-,Sn2+ i inne. Zachodzi wówczas reakcja redukcji jodu przez oznaczane substancje
J +2e = 2J-
17.Właściwości fizyczne tlenowców
Tlenowce - wspólna nazwa pierwiastków należących do 16 grupy w układzie okresowym. Są to tlen, siarka, selen, tellur i polon. Charakterystyka pierwiastków 16 grupy układu okresowego Charakter pierwiastków zmienia się w dół grupy od niemetalicznego [tlen, siarka] do metalicznego [polon]. W dół grupy rośnie promień atomu a maleje elektroujemność. Tlen jest gazem, pozostałe pierwiastki SA ciałami stałymi. Tlen z powodu bardzo małego promienia atomu ma inne właściwości niż reszta pierwiastków tej grupy. Tlenowce są pierwiastkami bardziej aktywnymi od azotowców, przy czym aktywność chemiczna maleje od tlenu do polonu. Tlenowce reagują z metalami alkalicznymi [1 grupy] a także z takimi jak miedź, srebro i rtęć. Siarka selen tellur i polon łączą się bezpośrednio z tlenem.
18.Tlen atomowy i cząsteczkowy
Tlen atomowy – O, nietrwała, jednoatomowa odmiana alotropowa tlenu o charakterystycznych właściwościach wolnych atomów i rodników. Powstaje z tlenu cząsteczkowego lub w związkach tlenowych w warunkach bogatych energetycznie. Jako tlen in statu nascendi powstaje przejściowo podczas otrzymywania tlenu ze związków bądź podczas rozpadu ozonu O3 lub nadtlenku wodoru H2O2, a także w reakcjach radiacyjnych. Może występować w górnych warstwach atmosfery. Otrzymywany przez poddawanie tlenu cząsteczkowego wyładowaniom elektrycznym.
Tlen cząsteczkowy - Jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi - zawartość tlenu w jej skorupie wynosi 45%. Stanowi też 20,95% objętości atmosfery ziemskiej. Tlen w postaci gazowej jest niezbędny organizmom tlenowym do przeprowadzenia fosforylacji oksydacyjnej będącej najważniejszym etapem oddychania.
19.Odmiany alotropowe tlenu
Ozon, tritlen (O3) - jedna z odmian alotropowych tlenu. Ozon jest niebieskim gazem, cięższym od powietrza. W stanie wolnym występuje w atmosferze, powstaje w wyniku rozpadu cząsteczek O2...
ewastyna1