Propriétés chimiques de l'hydrogène. L'importance de l'hydrogène dans la nature

Contexte historique

L'hydrogène est le premier élément du PSHE D.I. Mendeleïev.

Le nom russe de l’hydrogène indique qu’il « donne naissance à l’eau » ; Latin " hydrogénium" veut dire la même chose.

La libération de gaz inflammables lors de l'interaction de certains métaux avec des acides a été observée pour la première fois par Robert Boyle et ses contemporains dans la première moitié du XVIe siècle.

Mais l'hydrogène n'a été découvert qu'en 1766 par le chimiste anglais Henry Cavendish, qui a établi que lorsque les métaux interagissent avec des acides dilués, un certain « air inflammable » est libéré. En observant la combustion de l'hydrogène dans l'air, Cavendish a découvert que de l'eau apparaissait en conséquence. C'était en 1782.

En 1783, le chimiste français Antoine-Laurent Lavoisier isole l'hydrogène en décomposant l'eau avec du fer chaud. En 1789, de l'hydrogène était libéré par la décomposition de l'eau sous l'influence d'un courant électrique.

Prévalence dans la nature

Dans l'atmosphère terrestre, il y a aussi de l'hydrogène sous la forme d'une substance simple - un gaz de composition H 2. L'hydrogène est beaucoup plus léger que l'air et se trouve donc dans les couches supérieures de l'atmosphère.

Mais il y a beaucoup plus d’hydrogène lié sur Terre : après tout, il fait partie de l’eau, la substance complexe la plus répandue sur notre planète. Le pétrole, le gaz naturel, de nombreux minéraux et roches contiennent de l’hydrogène lié à des molécules. L'hydrogène fait partie de toutes les substances organiques.

Caractéristiques de l'élément hydrogène.

L'hydrogène a une double nature ; pour cette raison, dans certains cas, l'hydrogène est placé dans le sous-groupe des métaux alcalins et dans d'autres, dans le sous-groupe des halogènes.

• 
  Configuration électronique 1s 1 . Un atome d'hydrogène est constitué d'un proton et d'un électron.
• 
  L'atome d'hydrogène est capable de perdre un électron et de devenir un cation H +, et en cela il est similaire aux métaux alcalins.
• 
  Un atome d'hydrogène peut également ajouter un électron, formant ainsi un anion H - à cet égard, l'hydrogène est similaire aux halogènes.
• 
  Dans les composés, il est toujours monovalent
• 
  CO : +1 et -1.

Propriétés physiques de l'hydrogène

Il existe 3 isotopes connus de l'hydrogène : - le protium, - le deutérium, - le tritium. La majeure partie de l’hydrogène naturel est le protium. Le deutérium fait partie de l'eau lourde, qui enrichit les eaux de surface de l'océan. Le tritium est un isotope radioactif.

Propriétés chimiques de l'hydrogène

L'hydrogène est un non-métal et possède une structure moléculaire. Une molécule d'hydrogène est constituée de deux atomes reliés par une liaison covalente non polaire. L'énergie de liaison dans une molécule d'hydrogène est de 436 kJ/mol, ce qui explique la faible activité chimique de l'hydrogène moléculaire.

1. 
   Interaction avec les halogènes. Aux températures ordinaires, l'hydrogène ne réagit qu'avec le fluor :

Avec le chlore - uniquement à la lumière, formant du chlorure d'hydrogène ; avec le brome, la réaction se déroule moins vigoureusement ; avec l'iode, elle ne se termine pas même à des températures élevées.

1. 
   Interaction avec l'oxygène – lorsqu'elle est chauffée, lorsqu'elle est allumée, la réaction se déroule par une explosion : 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Un mélange de 1 partie d’oxygène et 2 parties d’hydrogène est un « mélange explosif » et est le plus explosif.

1. 
   Interaction avec le soufre - lorsqu'il est chauffé H2 + S = H2S.
2. 
   Interaction avec l'azote. A chaleur, haute pression et en présence d'un catalyseur :

1. 
   Interaction avec l'oxyde nitrique (II). Utilisé dans les systèmes de purification pour la production d'acide nitrique : 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
2. 
   Interaction avec les oxydes métalliques. L'hydrogène est un bon agent réducteur ; il réduit de nombreux métaux de leurs oxydes : CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
3. 
   L'hydrogène atomique est un puissant agent réducteur. Il est formé à partir d’une décharge électrique moléculaire dans des conditions de basse pression. A une activité réductrice élevée hydrogène au moment de la libération, formé lorsqu'un métal est réduit avec un acide.
4. 
   Interaction avec les métaux actifs . À haute température, il se combine avec les métaux alcalins et alcalino-terreux et forme des substances cristallines blanches - des hydrures métalliques, présentant les propriétés d'un agent oxydant : 2Na + H 2 = 2NaH ;

Production d'hydrogène

Au laboratoire :

1. 
   Interaction du métal avec des solutions diluées d'acides sulfurique et chlorhydrique,

1. 
   Interaction de l'aluminium ou du silicium avec des solutions aqueuses d'alcalis :

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Dans l'industrie :

1. 
   Électrolyse de solutions aqueuses de chlorures de sodium et de potassium ou électrolyse de l'eau en présence d'hydroxydes :

2H 2 O = 2H 2 + O 2.

1. 
   Méthode de conversion. Tout d’abord, l’eau gazeuse est obtenue en faisant passer de la vapeur d’eau à travers du coke chaud à 1 000 °C :

Ensuite, le monoxyde de carbone (II) est oxydé en monoxyde de carbone (IV) en faisant passer un mélange d'eau gazeuse avec un excès de vapeur d'eau sur un catalyseur Fe 2 O 3 chauffé à 400-450°C :

CO + H 2 O = CO 2 + H 2.

Le monoxyde de carbone (IV) qui en résulte est absorbé par l'eau et 50 % de l'hydrogène industriel est ainsi produit.

1. 
   Conversion du méthane : CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2.

1. 
   Décomposition thermique du méthane à 1200 °C : CH 4 = C + 2H 2.
2. 
   Refroidissement profond (jusqu'à -196 °C) du gaz de cokerie. A cette température, toutes les substances gazeuses, à l'exception de l'hydrogène, se condensent.

L’utilisation de l’hydrogène repose sur ses propriétés physiques et chimiques :

• 
  comme gaz léger, il est utilisé pour remplir des ballons (mélangé à de l'hélium) ;
• 
  la flamme oxygène-hydrogène est utilisée pour obtenir des températures élevées lors du soudage des métaux ;
• 
  comme agent réducteur, il est utilisé pour obtenir des métaux (molybdène, tungstène, etc.) à partir de leurs oxydes ;
• 
  pour la production d'ammoniac et de carburant liquide artificiel, pour l'hydrogénation des graisses.

Les méthodes industrielles de production de substances simples dépendent de la forme sous laquelle l'élément correspondant se trouve dans la nature, c'est-à-dire de la matière première pour sa production. Ainsi, l'oxygène, disponible à l'état libre, est obtenu physiquement - par séparation de l'air liquide. Presque tout l’hydrogène se présente sous forme de composés, c’est pourquoi des méthodes chimiques sont utilisées pour l’obtenir. En particulier, des réactions de décomposition peuvent être utilisées. Une façon de produire de l’hydrogène consiste à décomposer l’eau par le courant électrique.

La principale méthode industrielle de production d’hydrogène est la réaction du méthane, qui fait partie du gaz naturel, avec l’eau. Elle est réalisée à haute température (il est facile de vérifier qu'en faisant passer le méthane même dans de l'eau bouillante, aucune réaction ne se produit) :

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

En laboratoire, pour obtenir des substances simples, ils n'utilisent pas nécessairement de matières premières naturelles, mais choisissent les matières premières à partir desquelles il est plus facile d'isoler la substance recherchée. Par exemple, en laboratoire, l’oxygène n’est pas obtenu à partir de l’air. Il en va de même pour la production d’hydrogène. L'une des méthodes de production d'hydrogène en laboratoire, parfois utilisée dans l'industrie, est la décomposition de l'eau par le courant électrique.

Généralement, l’hydrogène est produit en laboratoire en faisant réagir du zinc avec de l’acide chlorhydrique.

Dans l'industrie

1.Électrolyse de solutions aqueuses salines :

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Faire passer de la vapeur d'eau sur du coca chaudà des températures autour de 1000°C :

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Du gaz naturel.

Conversion de vapeur : CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Oxydation catalytique avec de l'oxygène : 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Craquage et reformage des hydrocarbures lors du raffinage du pétrole.

Au laboratoire

1.L'effet des acides dilués sur les métaux. Pour réaliser cette réaction, le zinc et l'acide chlorhydrique sont le plus souvent utilisés :

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Interaction du calcium avec l'eau :

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse des hydrures :

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Effet des alcalis sur le zinc ou l'aluminium :

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Utilisation de l'électrolyse. Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses d'alcalis ou d'acides, de l'hydrogène est libéré au niveau de la cathode, par exemple :

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Bioréacteur pour la production d'hydrogène

Propriétés physiques

L'hydrogène gazeux peut exister sous deux formes (modifications) - sous forme d'ortho et de para-hydrogène.

Dans une molécule d'orthohydrogène (point de fusion −259,10 °C, point d'ébullition −252,56 °C), les spins nucléaires sont dirigés de manière identique (parallèle), et dans le parahydrogène (point de fusion −259,32 °C, point d'ébullition. . ébullition. -252,89 °C) - opposés l'un à l'autre (antiparallèles).

Les formes allotropiques de l'hydrogène peuvent être séparées par adsorption sur charbon actif à la température de l'azote liquide. À très basse température, l’équilibre entre orthohydrogène et parahydrogène est presque entièrement déplacé vers ce dernier. À 80 K, le rapport des formes est d'environ 1:1. Lorsqu'il est chauffé, le parahydrogène désorbé est converti en orthohydrogène jusqu'à formation d'un mélange équilibré à température ambiante (ortho-para : 75:25). Sans catalyseur, la transformation se produit lentement, ce qui permet d'étudier les propriétés de formes allotropiques individuelles. La molécule d'hydrogène est diatomique - H₂. Dans des conditions normales, c'est un gaz incolore, inodore et insipide. L'hydrogène est le gaz le plus léger, sa densité est plusieurs fois inférieure à celle de l'air. Évidemment, plus la masse des molécules est faible, plus leur vitesse est élevée à la même température. En tant que molécules les plus légères, les molécules d’hydrogène se déplacent plus rapidement que les molécules de tout autre gaz et peuvent ainsi transférer la chaleur d’un corps à un autre plus rapidement. Il s’ensuit que l’hydrogène possède la conductivité thermique la plus élevée parmi les substances gazeuses. Sa conductivité thermique est environ sept fois supérieure à la conductivité thermique de l'air.

Propriétés chimiques

Les molécules d'hydrogène H₂ sont assez fortes, et pour que l'hydrogène réagisse, il faut dépenser beaucoup d'énergie : H 2 = 2H - 432 kJ Par conséquent, à des températures ordinaires, l'hydrogène ne réagit qu'avec des métaux très actifs, par exemple le calcium, formant du calcium hydrure : Ca + H 2 = CaH 2 et avec le seul non-métal - fluor, formant du fluorure d'hydrogène : F 2 + H 2 = 2HF Avec la plupart des métaux et non-métaux, l'hydrogène réagit à des températures élevées ou sous d'autres influences, par exemple , sous éclairage. Il peut « enlever » l'oxygène de certains oxydes, par exemple : CuO + H 2 = Cu + H 2 0 L'équation écrite reflète la réaction de réduction. Les réactions de réduction sont des processus dans lesquels l'oxygène est éliminé d'un composé ; Les substances qui absorbent l’oxygène sont appelées agents réducteurs (elles s’oxydent elles-mêmes). Par la suite, une autre définition des concepts « oxydation » et « réduction » sera donnée. Et cette définition, historiquement la première, conserve toute sa signification aujourd’hui, notamment en chimie organique. La réaction de réduction est l’opposé de la réaction d’oxydation. Ces deux réactions se produisent toujours simultanément comme un seul processus : lorsqu'une substance est oxydée (réduite), la réduction (oxydation) d'une autre se produit nécessairement simultanément.

N2 + 3H2 → 2NH3

Formes avec halogènes halogénures d'hydrogène:

F 2 + H 2 → 2 HF, la réaction se produit de manière explosive dans l'obscurité et à n'importe quelle température, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, la réaction se produit de manière explosive, uniquement à la lumière.

Il interagit avec la suie sous forte chaleur :

C + 2H 2 → CH 4

Interaction avec les métaux alcalins et alcalino-terreux

L'hydrogène se forme avec des métaux actifs hydrures:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Hydrures- substances salines, solides, facilement hydrolysables :

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interaction avec des oxydes métalliques (généralement des éléments D)

Les oxydes sont réduits en métaux :

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hydrogénation de composés organiques

Lorsque l'hydrogène agit sur des hydrocarbures insaturés en présence d'un catalyseur au nickel et à des températures élevées, une réaction se produit hydrogénation:

CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

L'hydrogène réduit les aldéhydes en alcools :

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Géochimie de l'hydrogène

L'hydrogène est le principal matériau de construction de l'univers. C'est l'élément le plus courant et tous les éléments en sont formés à la suite de réactions thermonucléaires et nucléaires.

L'hydrogène H2 libre est relativement rare dans les gaz terrestres, mais sous forme d'eau, il joue un rôle extrêmement important dans les processus géochimiques.

L'hydrogène peut être présent dans les minéraux sous forme d'ions ammonium, d'ions hydroxyle et d'eau cristalline.

Dans l’atmosphère, de l’hydrogène est produit en permanence à la suite de la décomposition de l’eau par le rayonnement solaire. Il migre vers la haute atmosphère et s’échappe dans l’espace.

Application

• Énergie hydrogène

L'hydrogène atomique est utilisé pour le soudage à l'hydrogène atomique.

Dans l’industrie agroalimentaire, l’hydrogène est enregistré comme additif alimentaire E949, comme le gaz d’emballage.

Caractéristiques du traitement

L'hydrogène, lorsqu'il est mélangé à l'air, forme un mélange explosif, appelé gaz détonant. Ce gaz est plus explosif lorsque le rapport volumique de l'hydrogène et de l'oxygène est de 2:1, ou que l'hydrogène et l'air sont d'environ 2:5, puisque l'air contient environ 21 % d'oxygène. L'hydrogène présente également un risque d'incendie. L'hydrogène liquide peut provoquer de graves engelures s'il entre en contact avec la peau.

Les concentrations explosives d'hydrogène et d'oxygène varient de 4 à 96 % en volume. Lorsqu'il est mélangé avec de l'air de 4 % à 75(74) % en volume.

Utilisation de l'hydrogène

Dans l’industrie chimique, l’hydrogène est utilisé dans la production d’ammoniac, de savon et de plastiques. Dans l’industrie alimentaire, la margarine est fabriquée à partir d’huiles végétales liquides utilisant de l’hydrogène. L'hydrogène est très léger et s'élève toujours dans l'air. Il était une fois des dirigeables et des ballons remplis d’hydrogène. Mais dans les années 30. XXe siècle Plusieurs catastrophes terribles se sont produites lorsque des dirigeables ont explosé et brûlé. De nos jours, les dirigeables sont remplis d’hélium. L'hydrogène est également utilisé comme carburant pour les fusées. Un jour, l’hydrogène pourrait être largement utilisé comme carburant pour les voitures et les camions. Les moteurs à hydrogène ne polluent pas l’environnement et n’émettent que de la vapeur d’eau (même si la production d’hydrogène elle-même entraîne une certaine pollution de l’environnement). Notre Soleil est principalement constitué d’hydrogène. La chaleur et la lumière solaires sont le résultat de la libération d’énergie nucléaire issue de la fusion de noyaux d’hydrogène.

Utiliser l’hydrogène comme carburant (rentable)

La caractéristique la plus importante des substances utilisées comme combustible est leur chaleur de combustion. Du cours de chimie générale, on sait que la réaction entre l'hydrogène et l'oxygène se produit avec dégagement de chaleur. Si nous prenons 1 mol H 2 (2 g) et 0,5 mol O 2 (16 g) dans des conditions standard et excitons la réaction, alors selon l'équation

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

une fois la réaction terminée, 1 mole de H 2 O (18 g) est formée avec libération d'énergie de 285,8 kJ/mol (à titre de comparaison : la chaleur de combustion de l'acétylène est de 1300 kJ/mol, du propane - 2200 kJ/mol) . 1 m³ d'hydrogène pèse 89,8 g (44,9 mol). Ainsi, pour produire 1 m³ d’hydrogène, 12 832,4 kJ d’énergie seront dépensés. En tenant compte du fait que 1 kWh = 3600 kJ, nous obtenons 3,56 kWh d'électricité. Connaissant le tarif de 1 kWh d'électricité et le coût de 1 m³ de gaz, on peut conclure qu'il est conseillé de passer à l'hydrogène carburant.

Par exemple, le modèle expérimental Honda FCX de 3e génération avec un réservoir d'hydrogène de 156 litres (contient 3,12 kg d'hydrogène sous une pression de 25 MPa) parcourt 355 km. Ainsi, à partir de 3,12 kg de H2, on obtient 123,8 kWh. Aux 100 km, la consommation d'énergie sera de 36,97 kWh. Connaissant le coût de l'électricité, le coût du gaz ou de l'essence et leur consommation pour une voiture aux 100 km, il est facile de calculer l'effet économique négatif du passage des voitures à l'hydrogène. Disons (Russie 2008) que 10 cents par kWh d'électricité conduisent au fait que 1 m³ d'hydrogène entraîne un prix de 35,6 cents, et en tenant compte de l'efficacité de décomposition de l'eau de 40 à 45 cents, la même quantité de kWh la combustion de l'essence coûte 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 cents/l=34 cents au prix de détail, tandis que pour l'hydrogène nous avons calculé l'option idéale, sans tenir compte du transport, de la dépréciation des équipements, etc. Pour le méthane avec Avec une énergie de combustion d'environ 39 MJ par m³, le résultat sera deux à quatre fois inférieur en raison de la différence de prix (1 m³ pour l'Ukraine coûte 179 dollars et pour l'Europe 350 dollars). Autrement dit, une quantité équivalente de méthane coûtera 10 à 20 centimes.

Cependant, il ne faut pas oublier que lorsque nous brûlons de l’hydrogène, nous obtenons de l’eau propre dont il a été extrait. Autrement dit, nous avons une énergie renouvelable accapareur l'énergie sans nuire à l'environnement, contrairement au gaz ou à l'essence qui sont des sources d'énergie primaires.

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Propriétés chimiques de l'hydrogène

Dans des conditions ordinaires, l'hydrogène moléculaire est relativement peu actif, se combinant directement uniquement avec les non-métaux les plus actifs (avec le fluor et à la lumière avec le chlore). Cependant, lorsqu’il est chauffé, il réagit avec de nombreux éléments.

L'hydrogène réagit avec des substances simples et complexes :

À haute température, l'hydrogène réagit directement avec quelques métaux(alcalines, alcalino-terreuses et autres), formant des substances cristallines blanches - hydrures métalliques (Li H, Na H, KH, CaH 2, etc.) :

H 2 + 2Li = 2LiH

Les hydrures métalliques sont facilement décomposés par l'eau pour former l'alcali et l'hydrogène correspondants :

Sa H 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

1). Avec de l'oxygène L'hydrogène forme de l'eau :

Vidéo "Combustion de l'hydrogène"

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

A des températures normales, la réaction se déroule extrêmement lentement, au-dessus de 550°C - avec explosion (un mélange de 2 volumes de H 2 et 1 volume d'O 2 s'appelle gaz explosif) .

Vidéo "Explosion de gaz détonant"

Vidéo "Préparation et explosion d'un mélange explosif"

2). Avec des halogènes L'hydrogène forme des halogénures d'hydrogène, par exemple :

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Dans le même temps, l'hydrogène explose avec le fluor (même dans l'obscurité et à - 252°C), réagit avec le chlore et le brome uniquement lorsqu'il est éclairé ou chauffé, et avec l'iode uniquement lorsqu'il est chauffé.

3). Avec de l'azote L'hydrogène réagit pour former de l'ammoniac :

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

uniquement sur un catalyseur et à des températures et pressions élevées.

4). Lorsqu'il est chauffé, l'hydrogène réagit vigoureusement avec du soufre:

H 2 + S = H 2 S (sulfure d'hydrogène),

beaucoup plus difficile avec le sélénium et le tellure.

5). Avec du carbone pur L'hydrogène ne peut réagir sans catalyseur qu'à haute température :

2H 2 + C (amorphe) = CH 4 (méthane)

- L'hydrogène subit une réaction de substitution avec des oxydes métalliques , dans ce cas de l'eau se forme dans les produits et le métal est réduit. Hydrogène - présente les propriétés d'un agent réducteur :

L'hydrogène est utilisé pour la récupération de nombreux métaux, puisqu'il enlève l'oxygène de leurs oxydes :

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

Applications de l'hydrogène

Vidéo "Utiliser l'hydrogène"

Actuellement, l’hydrogène est produit en grandes quantités. Une très grande partie est utilisée dans la synthèse de l'ammoniac, l'hydrogénation des graisses et dans l'hydrogénation du charbon, des huiles et des hydrocarbures. De plus, l'hydrogène est utilisé pour la synthèse de l'acide chlorhydrique, de l'alcool méthylique, de l'acide cyanhydrique, dans le soudage et le forgeage des métaux, ainsi que dans la fabrication de lampes à incandescence et de pierres précieuses. L'hydrogène est vendu en bouteilles sous une pression supérieure à 150 atm. Ils sont peints en vert foncé et portent une inscription rouge « Hydrogène ».

L'hydrogène est utilisé pour convertir les graisses liquides en graisses solides (hydrogénation), produisant ainsi du carburant liquide en hydrogénant le charbon et le fioul. En métallurgie, l'hydrogène est utilisé comme agent réducteur d'oxydes ou de chlorures pour produire des métaux et des non-métaux (germanium, silicium, gallium, zirconium, hafnium, molybdène, tungstène, etc.).

Les utilisations pratiques de l'hydrogène sont variées : il est généralement utilisé pour remplir des ballons sondes, dans l'industrie chimique il sert de matière première pour la production de nombreux produits très importants (ammoniac, etc.), dans l'industrie alimentaire - pour la production de graisses solides provenant d'huiles végétales, etc. La haute température (jusqu'à 2600 °C), obtenue en brûlant de l'hydrogène dans l'oxygène, est utilisée pour faire fondre les métaux réfractaires, le quartz, etc. L'hydrogène liquide est l'un des carburéacteurs les plus efficaces. La consommation mondiale annuelle d'hydrogène dépasse 1 million de tonnes.

SIMULATEURS

N°2. Hydrogène

TÂCHES D'AFFECTATION

Le composé oxygéné le plus connu et le plus étudié est son oxyde H 2 O - l'eau. L'eau pure est un liquide incolore et transparent, inodore et insipide. En couche épaisse, il a une couleur bleuâtre-verdâtre.

L'eau existe sous trois états d'agrégation : solide - glace, liquide et gazeux - vapeur d'eau.

De toutes les substances liquides et solides, l’eau possède la capacité thermique spécifique la plus élevée. De ce fait, l’eau est un accumulateur de chaleur dans divers organismes.

À pression normale, le point de fusion de la glace est de 0 0 C (273 0 K), le point d'ébullition de l'eau est de +100 0 C (373 0 K). Ce sont des valeurs anormalement élevées. A T 0 +4 0 C, l'eau a une faible densité de 1 g/ml. Au-dessus ou en dessous de cette température, la densité de l'eau est inférieure à 1 g/ml. Cette caractéristique distingue l'eau de toutes les autres substances dont la densité augmente avec la diminution de t0. Lorsque l’eau passe de l’état liquide à l’état solide, son volume augmente : pour 92 volumes d’eau liquide, 100 volumes de glace se forment. À mesure que le volume augmente, la densité diminue. Par conséquent, étant plus légère que l'eau, la glace flotte toujours à la surface.

Des études sur la structure de l'eau ont montré que la molécule d'eau est construite comme un triangle, au sommet duquel se trouve un atome d'oxygène électronégatif, et aux coins des bases se trouve de l'hydrogène. L'angle de liaison est de 104,27. La molécule d'eau est polaire - la densité électronique est décalée vers l'atome d'oxygène. Une telle molécule polaire peut interagir avec une autre molécule pour former des agrégats plus complexes, à la fois par des interactions dipolaires et par la formation de liaisons hydrogène. Ce phénomène est appelé association d'eau. L'association des molécules d'eau est principalement déterminée par la formation de liaisons hydrogène entre elles. Le poids moléculaire de l'eau à l'état vapeur est de 18 et correspond à sa formule la plus simple - H 2 O. Dans d'autres cas, le poids moléculaire de l'eau est un multiple de dix-huit fois (18).

La polarité et la petite taille de la molécule lui confèrent de fortes propriétés hydratantes.

La constante diélectrique de l'eau est si élevée (81) qu'elle a un puissant effet ionisant sur les substances qui y sont dissoutes, provoquant la dissociation des acides, des sels et des bases.

Une molécule d’eau peut s’associer à divers ions pour former des hydrates. Ces composés se caractérisent par des frottements spécifiques, ressemblant à des composés complexes.

L'un des produits d'addition les plus importants est l'ion hydronium – H 3 O, qui se forme en raison de l'ajout de l'ion H + à la paire d'électrons libres de l'atome d'oxygène.

À la suite de cet ajout, l’ion hydronium résultant acquiert une charge de +1.

H + + H 2 O H 3 O +

Ce processus est possible dans les systèmes contenant des substances qui extraient les ions hydrogène.

L'eau, à la fois froide et chauffée, interagit activement avec de nombreux métaux dans la série d'activités allant jusqu'à l'hydrogène. Dans ces réactions, des oxydes ou hydroxydes correspondants se forment et l'hydrogène est déplacé :

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

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H

L'eau se combine assez activement avec les oxydes basiques et acides, formant les hydroxydes correspondants :

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 – base

P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 – acide

L'eau ajoutée dans ces cas est dite constitutionnelle (par opposition à l'eau de cristallisation des hydrates cristallins).

L'eau réagit avec les halogènes, dans ce cas un mélange d'acides se forme :

H2 + HOHHCl + HClO

La propriété la plus importante de l’eau est sa capacité à se dissoudre.

L’eau est le solvant le plus courant dans la nature et dans la technologie. La plupart des réactions chimiques ont lieu dans l'eau. Mais les plus importants sont peut-être les processus biologiques et biochimiques se produisant dans les organismes végétaux et animaux avec la participation de protéines, de graisses, de glucides et d'autres substances présentes dans l'environnement aquatique du corps.

Le deuxième composé de l'hydrogène avec l'oxygène est le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2.

Formule développée H – O – O – H, poids moléculaire – 34.

Nom latin Peroxyde d'hydrogène.

Cette substance a été découverte en 1818 par le scientifique français Louis-Jacques Thénard, qui a étudié l'effet de divers acides minéraux sur le peroxyde de baryum (BaO 2). Dans la nature, le peroxyde d’hydrogène se forme lors du processus d’oxydation. Le moyen le plus pratique et le plus moderne d'obtenir du H 2 O 2 est la méthode électrolytique utilisée dans l'industrie. L'acide sulfurique ou le sulfate d'ammonium est utilisé comme matière première.

Les méthodes physicochimiques modernes ont établi que les deux atomes d'oxygène contenus dans le peroxyde d'hydrogène sont directement reliés l'un à l'autre par une liaison covalente non polaire. les liaisons entre les atomes d'hydrogène et d'oxygène (dues au déplacement des électrons communs vers l'oxygène) sont polaires. Par conséquent, la molécule H 2 O 2 est également polaire. Une liaison hydrogène se produit entre les molécules H 2 O 2, ce qui conduit à leur association avec une énergie de liaison O – O de 210 kJ, ce qui est nettement inférieur à l'énergie de liaison H – O (470 kJ).

Solution de peroxyde d'hydrogène– un liquide transparent, incolore, inodore ou à faible odeur particulière, à réaction légèrement acide. Se décompose rapidement sous l'influence de la lumière, lors du chauffage, au contact d'alcalis, de substances oxydantes et réductrices, libérant de l'oxygène. La réaction se produit : H 2 O 2 = H 2 O + O

La faible stabilité des molécules H 2 O 2 est due à la fragilité de la liaison O – O.

Conservez-le dans des récipients en verre foncé et dans un endroit frais. Lorsque des solutions concentrées de peroxyde d'hydrogène sont appliquées sur la peau, des brûlures se forment et la zone brûlée fait mal.

APPLICATION: en médecine, une solution à 3% de peroxyde d'hydrogène est utilisée comme agent hémostatique, désinfectant et désodorisant pour le lavage et le rinçage des stomatites, des maux de gorge, des maladies gynécologiques, etc.

Au contact de l'enzyme catalase (du sang, du pus, des tissus), l'oxygène atomique agit au moment de sa libération. L'effet de H 2 O 2 est à court terme. L'intérêt du médicament réside dans le fait que ses produits de décomposition sont inoffensifs pour les tissus.

L'HYDROPERITE est un composé complexe de peroxyde d'hydrogène et d'urée. La teneur en peroxyde d'hydrogène est d'environ 35 %. Utilisé comme antiseptique à la place du peroxyde d'hydrogène.

L'une des principales propriétés chimiques du H 2 O 2 est ses propriétés rédox. L'état d'oxydation de l'oxygène dans H 2 O 2 est -1, c'est-à-dire a une valeur intermédiaire entre l'état d'oxydation de l'oxygène dans l'eau (-2) et dans l'oxygène moléculaire (0). Par conséquent, le peroxyde d’hydrogène a les propriétés à la fois d’agent oxydant et d’agent réducteur, c’est-à-dire présente une dualité redox. Il convient de noter que les propriétés oxydantes de H 2 O 2 sont beaucoup plus prononcées que les propriétés réductrices et se manifestent dans des environnements acides, alcalins et neutres. Par exemple:

2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 = I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 Je - - 2ē → Je 2 0 1 – v-l

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 – ok

2 je - + H 2 O 2 + 2 H + → je 2 + 2 H 2 O

Sous l'influence d'agents oxydants forts, H 2 O 2 présente des propriétés réductrices :

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4 H 2 O 2 – ok

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 – in-l

2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 O 2 + 10 H +

Conclusions :

1. L'oxygène est l'élément le plus répandu sur Terre.

Dans la nature, l'oxygène se présente sous deux modifications allotropiques : O 2 – dioxygène ou « oxygène ordinaire » et O 3 – trioxygène (ozone).

2.Allotropie- la formation de différentes substances simples par un seul élément.

3. Modifications allotropiques de l'oxygène : oxygène et ozone.

4.Combinaisons d'oxygène avec de l'hydrogène - eau et peroxyde d'hydrogène .

5. L'eau existe sous trois états d'agrégation : solide - glace, liquide et gazeux - vapeur d'eau.

6. A T 0 +4 0 C, l'eau a une densité égale à 1 g/ml.

7. La molécule d'eau est construite comme un triangle, au sommet duquel se trouve un atome d'oxygène électronégatif et aux coins des bases se trouve de l'hydrogène.

8. L'angle de liaison est de 104,27

9. La molécule d'eau est polaire - la densité électronique est décalée vers l'atome d'oxygène.

12. Soufre. Caractéristiques du soufre, basées sur sa position dans le tableau périodique, du point de vue de la théorie de la structure atomique, des états d'oxydation possibles, des propriétés physiques, de la répartition dans la nature, du rôle biologique, des méthodes de production, des propriétés chimiques. .

Application du soufre et de ses composés en médecine et dans l'économie nationale.

SOUFRE:

A) être dans la nature

B) rôle biologique

Le soufre est répandu dans la nature et se trouve aussi bien à l'état libre (soufre natif) que sous forme de composés - FeSe (pyrite), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4, etc. charbons naturels, huiles et gaz naturels.

Le soufre est l'un des éléments importants pour les processus vitaux, car. cela fait partie des protéines. La teneur en soufre du corps humain est de 0,25 %. Une partie des acides aminés : cystéine, glutathion, méthionine, etc.

Il y a surtout beaucoup de soufre dans les protéines des cheveux, des cornes et de la laine. De plus, le soufre fait partie intégrante des substances biologiquement actives de l'organisme : vitamines et hormones (par exemple l'insuline).

Sous forme de composés, le soufre se trouve dans les tissus nerveux, le cartilage, les os et la bile. Il participe aux processus redox de l'organisme.

Avec un manque de soufre dans l'organisme, on observe une fragilité et une fragilité des os et une chute des cheveux.

Le soufre se trouve dans les groseilles à maquereau, les raisins, les pommes, le chou, les oignons, le seigle, les pois, l'orge, le sarrasin et le blé.

Détenteurs du record : pois 190, soja 244 %.

L'atome d'hydrogène a la formule électronique de l'électron externe (et unique) de niveau 1 s 1. D’une part, en termes de présence d’un électron au niveau électronique externe, l’atome d’hydrogène est similaire aux atomes de métaux alcalins. Cependant, tout comme les halogènes, il n’a besoin que d’un seul électron pour remplir le niveau électronique externe, puisque le premier niveau électronique ne peut contenir plus de 2 électrons. Il s'avère que l'hydrogène peut être placé simultanément dans le premier et l'avant-dernier (septième) groupe du tableau périodique, ce qui est parfois fait dans différentes versions du tableau périodique :

Du point de vue des propriétés de l'hydrogène en tant que substance simple, il a encore plus de points communs avec les halogènes. L'hydrogène, comme les halogènes, est un non-métal et forme comme eux des molécules diatomiques (H 2).

Dans des conditions normales, l’hydrogène est une substance gazeuse peu active. La faible activité de l'hydrogène s'explique par la forte résistance des liaisons entre les atomes d'hydrogène de la molécule, qui nécessite soit un fort chauffage, soit l'utilisation de catalyseurs, soit les deux à la fois pour la rompre.

Interaction de l'hydrogène avec des substances simples

avec des métaux

Parmi les métaux, l'hydrogène ne réagit qu'avec les métaux alcalins et alcalino-terreux ! Les métaux alcalins comprennent les métaux du sous-groupe principal du groupe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), et les métaux alcalino-terreux comprennent les métaux du sous-groupe principal du groupe II, à l'exception du béryllium et du magnésium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Lorsqu'il interagit avec des métaux actifs, l'hydrogène présente des propriétés oxydantes, c'est-à-dire abaisse son état d’oxydation. Dans ce cas, il se forme des hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux, qui ont une structure ionique. La réaction se produit lorsqu'elle est chauffée :

Il convient de noter que l'interaction avec les métaux actifs est le seul cas où l'hydrogène moléculaire H2 est un agent oxydant.

avec des non-métaux

Parmi les non-métaux, l'hydrogène ne réagit qu'avec le carbone, l'azote, l'oxygène, le soufre, le sélénium et les halogènes !

Le carbone doit être compris comme du graphite ou du carbone amorphe, puisque le diamant est une modification allotropique extrêmement inerte du carbone.

Lorsqu'il interagit avec des non-métaux, l'hydrogène ne peut remplir que la fonction d'agent réducteur, c'est-à-dire uniquement augmenter son état d'oxydation :

Interaction de l'hydrogène avec des substances complexes

avec des oxydes métalliques

L'hydrogène ne réagit pas avec les oxydes métalliques qui appartiennent à la série d'activités des métaux jusqu'à l'aluminium (inclus), cependant, il est capable de réduire de nombreux oxydes métalliques à droite de l'aluminium lorsqu'il est chauffé :

avec des oxydes non métalliques

Parmi les oxydes non métalliques, l'hydrogène réagit lorsqu'il est chauffé avec les oxydes d'azote, d'halogènes et de carbone. Parmi toutes les interactions de l’hydrogène avec les oxydes non métalliques, sa réaction avec le monoxyde de carbone CO est particulièrement remarquable.

Le mélange de CO et H2 a même son propre nom - « gaz de synthèse », puisque, selon les conditions, on peut en obtenir des produits industriels aussi appréciés que le méthanol, le formaldéhyde et même des hydrocarbures synthétiques :

avec des acides

L'hydrogène ne réagit pas avec les acides inorganiques !

Parmi les acides organiques, l'hydrogène ne réagit qu'avec les acides insaturés, ainsi qu'avec les acides contenant des groupes fonctionnels capables de réduction avec l'hydrogène, notamment des groupes aldéhyde, céto ou nitro.

avec des sels

Dans le cas de solutions aqueuses de sels, leur interaction avec l'hydrogène ne se produit pas. Cependant, lorsque l'hydrogène passe sur des sels solides de certains métaux d'activité moyenne et faible, leur réduction partielle ou totale est possible, par exemple :

Propriétés chimiques des halogènes

Les halogènes sont les éléments chimiques du groupe VIIA (F, Cl, Br, I, At), ainsi que les substances simples qu'ils forment. Ici et plus loin dans le texte, sauf indication contraire, les halogènes seront compris comme des substances simples.

Tous les halogènes ont une structure moléculaire qui détermine les bas points de fusion et d'ébullition de ces substances. Les molécules halogènes sont diatomiques, c'est-à-dire leur formule peut s'écrire sous la forme générale Hal 2.

Il convient de noter une propriété physique aussi spécifique de l'iode que sa capacité à sublimation ou, en d'autres termes, sublimation. Sublimation, est un phénomène dans lequel une substance à l'état solide ne fond pas lorsqu'elle est chauffée, mais, en contournant la phase liquide, passe immédiatement à l'état gazeux.

La structure électronique du niveau d'énergie externe d'un atome de tout halogène a la forme ns 2 np 5, où n est le numéro de la période du tableau périodique dans laquelle se trouve l'halogène. Comme vous pouvez le constater, les atomes d’halogène n’ont besoin que d’un seul électron pour atteindre la coque externe composée de huit électrons. Il est logique d'en déduire les propriétés majoritairement oxydantes des halogènes libres, ce qui est confirmé dans la pratique. Comme on le sait, l'électronégativité des non-métaux diminue en descendant d'un sous-groupe, et donc l'activité des halogènes diminue dans la série :

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaction des halogènes avec des substances simples

Tous les halogènes sont des substances hautement réactives et réagissent avec la plupart des substances simples. Cependant, il convient de noter que le fluor, en raison de sa réactivité extrêmement élevée, peut réagir même avec des substances simples avec lesquelles d'autres halogènes ne peuvent pas réagir. Ces substances simples comprennent l'oxygène, le carbone (diamant), l'azote, le platine, l'or et certains gaz rares (xénon et krypton). Ceux. en fait, le fluor ne réagit pas seulement avec certains gaz rares.

Les halogènes restants, c'est-à-dire le chlore, le brome et l'iode sont également des substances actives, mais moins actives que le fluor. Ils réagissent avec presque toutes les substances simples à l'exception de l'oxygène, de l'azote, du carbone sous forme de diamant, du platine, de l'or et des gaz rares.

Interaction des halogènes avec les non-métaux

hydrogène

Lorsque tous les halogènes interagissent avec l'hydrogène, ils forment halogénures d'hydrogène avec la formule générale HHal. Dans ce cas, la réaction du fluor avec l'hydrogène commence spontanément même dans l'obscurité et se déroule par une explosion selon l'équation :

La réaction du chlore avec l’hydrogène peut être initiée par une irradiation ultraviolette intense ou par la chaleur. Procède également à l'explosion :

Le brome et l'iode ne réagissent avec l'hydrogène que lorsqu'ils sont chauffés, et en même temps, la réaction avec l'iode est réversible :

phosphore

L'interaction du fluor avec le phosphore conduit à l'oxydation du phosphore jusqu'au degré d'oxydation le plus élevé (+5). Dans ce cas, du pentafluorure de phosphore se forme :

Lorsque le chlore et le brome interagissent avec le phosphore, il est possible d'obtenir des halogénures de phosphore aussi bien à l'état d'oxydation + 3 qu'à l'état d'oxydation +5, qui dépend des proportions des substances en réaction :

De plus, dans le cas du phosphore blanc dans une atmosphère de fluor, de chlore ou de brome liquide, la réaction démarre spontanément.

L'interaction du phosphore avec l'iode peut conduire à la formation uniquement de triodure de phosphore en raison de sa capacité oxydante nettement inférieure à celle des autres halogènes :

gris

Le fluor oxyde le soufre jusqu'au degré d'oxydation le plus élevé +6, formant de l'hexafluorure de soufre :

Le chlore et le brome réagissent avec le soufre, formant des composés contenant du soufre dans les états d'oxydation +1 et +2, qui lui sont extrêmement inhabituels. Ces interactions sont très spécifiques, et pour réussir l'examen d'État unifié de chimie, il n'est pas nécessaire de savoir écrire des équations pour ces interactions. Par conséquent, les trois équations suivantes sont plutôt données à titre de référence :

Interaction des halogènes avec les métaux

Comme mentionné ci-dessus, le fluor est capable de réagir avec tous les métaux, même ceux peu actifs comme le platine et l'or :

Les halogènes restants réagissent avec tous les métaux sauf le platine et l'or :

Réactions des halogènes avec des substances complexes

Réactions de substitution avec des halogènes

Des halogènes plus actifs, c'est-à-dire dont les éléments chimiques sont situés plus haut dans le tableau périodique sont capables de déplacer les halogènes moins actifs des acides halohydriques et des halogénures métalliques qu'ils forment :

De même, le brome et l'iode déplacent le soufre des solutions de sulfures et/ou de sulfure d'hydrogène :

Le chlore est un agent oxydant plus puissant et oxyde le sulfure d'hydrogène dans sa solution aqueuse non pas en soufre, mais en acide sulfurique :

Réaction des halogènes avec l'eau

L'eau brûle dans le fluor avec une flamme bleue conformément à l'équation de réaction :

Le brome et le chlore réagissent différemment avec l’eau qu’avec le fluor. Si le fluor agit comme agent oxydant, alors le chlore et le brome sont disproportionnés dans l'eau, formant un mélange d'acides. Dans ce cas, les réactions sont réversibles :

L'interaction de l'iode avec l'eau se produit à un degré si insignifiant qu'elle peut être négligée et on peut supposer que la réaction ne se produit pas du tout.

Interaction des halogènes avec des solutions alcalines

Le fluor, lorsqu'il interagit avec une solution aqueuse alcaline, agit à nouveau comme un agent oxydant :

La capacité d'écrire cette équation n'est pas requise pour réussir l'examen d'État unifié. Il suffit de connaître la possibilité d'une telle interaction et le rôle oxydant du fluor dans cette réaction.

Contrairement au fluor, les autres halogènes présents dans les solutions alcalines sont disproportionnés, c'est-à-dire qu'ils augmentent et diminuent simultanément leur état d'oxydation. De plus, dans le cas du chlore et du brome, en fonction de la température, un écoulement dans deux directions différentes est possible. En particulier, à froid les réactions se déroulent comme suit :

et une fois chauffé :

L'iode réagit avec les alcalis exclusivement selon la deuxième option, c'est-à-dire avec formation d'iodate, car l'hypoiodite n'est pas stable non seulement lorsqu'elle est chauffée, mais aussi à des températures ordinaires et même au froid.