Vetitë kimike të hidrogjenit. Rëndësia e hidrogjenit në natyrë

Sfondi historik

Hidrogjeni është elementi i parë i PSHE D.I. Mendelejevi.

Emri rus për hidrogjenin tregon se ai "lind ujë"; latinisht" hidrogjen" do të thotë të njëjtën gjë.

Lëshimi i gazit të ndezshëm gjatë ndërveprimit të disa metaleve me acidet u vu re për herë të parë nga Robert Boyle dhe bashkëkohësit e tij në gjysmën e parë të shekullit të 16-të.

Por hidrogjeni u zbulua vetëm në 1766 nga kimisti anglez Henry Cavendish, i cili vendosi se kur metalet reagojnë me acide të holluara, lëshohet një "ajër i ndezshëm" i caktuar. Duke vëzhguar djegien e hidrogjenit në ajër, Cavendish zbuloi se uji u shfaq si rezultat. Kjo ishte në 1782.

Në 1783, kimisti francez Antoine-Laurent Lavoisier izoloi hidrogjenin duke dekompozuar ujin me hekur të nxehtë. Në 1789, hidrogjeni u lëshua nga dekompozimi i ujit nën ndikimin e një rryme elektrike.

Prevalenca në natyrë

Atmosfera e tokës përmban edhe pak hidrogjen në formën e një substance të thjeshtë - një gaz me përbërje H2. Hidrogjeni është shumë më i lehtë se ajri, dhe për këtë arsye gjendet në shtresat e sipërme të atmosferës.

Por ka shumë më tepër hidrogjen të lidhur në Tokë: në fund të fundit, ai është pjesë e ujit, substanca komplekse më e zakonshme në planetin tonë. Nafta, gazi natyror, shumë minerale dhe shkëmbinj përmbajnë hidrogjen të lidhur në molekula. Hidrogjeni është pjesë e të gjitha substancave organike.

Karakteristikat e elementit hidrogjen.

Hidrogjeni ka një natyrë të dyfishtë për këtë arsye, në disa raste hidrogjeni vendoset në nëngrupin e metaleve alkaline, dhe në të tjerët - në nëngrupin e halogjenëve.

• 
  Konfigurimi elektronik 1s 1 . Një atom hidrogjeni përbëhet nga një proton dhe një elektron.
• 
  Atomi i hidrogjenit është i aftë të humbasë një elektron dhe të bëhet një kation H +, dhe në këtë është i ngjashëm me metalet alkali.
• 
  Një atom hidrogjeni gjithashtu mund të shtojë një elektron, duke formuar kështu anionin H, në këtë drejtim hidrogjeni është i ngjashëm me halogjenet.
• 
  Gjithmonë njëvalente në përbërje
• 
  CO: +1 dhe -1.

Vetitë fizike të hidrogjenit

Janë të njohura 3 izotope të hidrogjenit: - protium, - deuterium, - tritium. Pjesa kryesore e hidrogjenit natyror është protiumi. Deuteriumi është pjesë e ujit të rëndë, i cili pasuron ujërat sipërfaqësore të oqeanit. Tritium është një izotop radioaktiv.

Vetitë kimike të hidrogjenit

Hidrogjeni është një jometal dhe ka një strukturë molekulare. Një molekulë hidrogjeni përbëhet nga dy atome të lidhura nga një lidhje kovalente jopolare. Energjia e lidhjes në një molekulë hidrogjeni është 436 kJ/mol, gjë që shpjegon aktivitetin e ulët kimik të hidrogjenit molekular.

1. 
   Ndërveprimi me halogjenet. Në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon vetëm me fluorin:

Me klorin - vetëm në dritë, duke formuar klorur hidrogjeni me bromin, reagimi vazhdon më pak me jod;

1. 
   Ndërveprimi me oksigjenin - kur nxehet, kur ndizet, reaksioni vazhdon me një shpërthim: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Një përzierje prej 1 pjesë oksigjeni dhe 2 pjesë hidrogjeni është një "përzierje shpërthyese" dhe është më shpërthyesi.

1. 
   Ndërveprimi me squfurin - kur nxehet H 2 + S = H 2 S.
2. 
   Ndërveprimi me azotin. Me nxehtësi, presion të lartë dhe në prani të një katalizatori:

1. 
   Ndërveprimi me oksidin nitrik (II). Përdoret në sistemet e pastrimit për prodhimin e acidit nitrik: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
2. 
   Ndërveprimi me oksidet e metaleve. Hidrogjeni është një agjent i mirë reduktues ai redukton shumë metale nga oksidet e tyre: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
3. 
   Hidrogjeni atomik është një agjent i fortë reduktues. Formohet nga shkarkimi molekular në elektrik në kushte presioni të ulët. Ka aktivitet të lartë reduktues hidrogjeni në momentin e lëshimit, i formuar kur një metal reduktohet me acid.
4. 
   Ndërveprimi me metale aktive . Në temperatura të larta, kombinohet me metalet alkaline dhe alkaline tokësore dhe formon substanca kristalore të bardha - hidride metalike, duke shfaqur vetitë e një agjenti oksidues: 2Na + H 2 = 2NaH;

Prodhimi i hidrogjenit

Në laborator:

1. 
   Ndërveprimi i metalit me tretësirat e holluara të acideve sulfurik dhe klorhidrik,

1. 
   Ndërveprimi i aluminit ose silikonit me tretësirat ujore të alkaleve:

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

Në industri:

1. 
   Elektroliza e tretësirave ujore të klorureve të natriumit dhe kaliumit ose elektroliza e ujit në prani të hidroksideve:

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

1. 
   Metoda e konvertimit. Së pari, gazi i ujit përftohet duke kaluar avujt e ujit përmes koksit të nxehtë në 1000 °C:

Pastaj monoksidi i karbonit (II) oksidohet në monoksid karboni (IV) duke kaluar një përzierje të gazit të ujit me avujt e tepërt të ujit mbi një katalizator Fe 2 O 3 të ngrohur në 400-450 ° C:

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

Monoksidi i karbonit (IV) që rezulton thithet nga uji dhe 50% e hidrogjenit industrial prodhohet në këtë mënyrë.

1. 
   Shndërrimi i metanit: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2.

1. 
   Zbërthimi termik i metanit në 1200 °C: CH 4 = C + 2H 2.
2. 
   Ftohje e thellë (deri në -196 °C) e gazit të furrës së koksit. Në këtë temperaturë, të gjitha substancat e gazta, përveç hidrogjenit, kondensohen.

Përdorimi i hidrogjenit bazohet në vetitë e tij fizike dhe kimike:

• 
  si gaz i lehtë, përdoret për mbushjen e balonave (të përziera me helium);
• 
  flaka oksigjen-hidrogjen përdoret për të marrë temperatura të larta gjatë saldimit të metaleve;
• 
  si agjent reduktues përdoret për marrjen e metaleve (molibden, tungsten etj.) nga oksidet e tyre;
• 
  për prodhimin e amoniakut dhe karburantit të lëngshëm artificial, për hidrogjenizimin e yndyrave.

Metodat industriale për prodhimin e substancave të thjeshta varen nga forma në të cilën elementi përkatës gjendet në natyrë, domethënë nga cila mund të jetë lënda e parë për prodhimin e tij. Kështu, oksigjeni, i cili është i disponueshëm në gjendje të lirë, merret fizikisht - duke u ndarë nga ajri i lëngshëm. Hidrogjeni është pothuajse i gjithi në formë komponimesh, prandaj për marrjen e tij përdoren metoda kimike. Në veçanti, mund të përdoren reaksionet e dekompozimit. Një mënyrë për të prodhuar hidrogjen është përmes dekompozimit të ujit nga rryma elektrike.

Metoda kryesore industriale për prodhimin e hidrogjenit është reaksioni i metanit, i cili është pjesë e gazit natyror, me ujin. Ajo kryhet në temperaturë të lartë (është e lehtë të verifikohet se kur kalon metani edhe përmes ujit të vluar, nuk ndodh asnjë reagim):

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

Në laborator, për të marrë substanca të thjeshta, ata nuk përdorin domosdoshmërisht lëndë të para natyrore, por zgjedhin ato lëndë fillestare nga të cilat është më e lehtë të izolohet lënda e kërkuar. Për shembull, në laborator, oksigjeni nuk merret nga ajri. E njëjta gjë vlen edhe për prodhimin e hidrogjenit. Një nga metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit, i cili ndonjëherë përdoret në industri, është zbërthimi i ujit nga rryma elektrike.

Në mënyrë tipike, hidrogjeni prodhohet në laborator duke reaguar zinkun me acid klorhidrik.

Në industri

1.Elektroliza e tretësirave ujore të kripës:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Kalimi i avullit të ujit mbi koks të nxehtë në temperatura rreth 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Nga gazi natyror.

Shndërrimi i avullit: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Oksidimi katalitik me oksigjen: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Plasaritja dhe reformimi i hidrokarbureve gjatë përpunimit të naftës.

Në laborator

1.Efekti i acideve të holluara në metale. Për të kryer këtë reagim, zinku dhe acidi klorhidrik përdoren më shpesh:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Ndërveprimi i kalciumit me ujin:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hidroliza e hidrideve:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Efekti i alkaleve në zink ose alumin:

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

5.Duke përdorur elektrolizën. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të alkaleve ose acideve, hidrogjeni lirohet në katodë, për shembull:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Bioreaktor për prodhimin e hidrogjenit

Vetitë fizike

Gazi hidrogjen mund të ekzistojë në dy forma (modifikime) - në formën e orto - dhe para-hidrogjenit.

Në një molekulë ortohidrogjeni (mp. −259,10 °C, bp −252,56 °C) rrotullimet bërthamore drejtohen në mënyrë identike (paralele), dhe në parahidrogjen (mp. −259,32 °C, bp. . vlim. −252,89 °C) - të kundërta me njëra-tjetrën (antiparalele).

Format alotropike të hidrogjenit mund të ndahen me adsorbim në karbonin aktiv në temperaturën e azotit të lëngët. Në temperatura shumë të ulëta, ekuilibri midis ortohidrogjenit dhe parahidrogjenit zhvendoset pothuajse tërësisht drejt këtij të fundit. Në 80 K raporti i formave është afërsisht 1:1. Kur nxehet, parahidrogjeni i desorbuar shndërrohet në ortohidrogjen derisa të formohet një përzierje që është ekuilibër në temperaturën e dhomës (orto-para: 75:25). Pa një katalizator, transformimi ndodh ngadalë, gjë që bën të mundur studimin e vetive të formave individuale alotropike. Molekula e hidrogjenit është diatomike - H2. Në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Hidrogjeni është gazi më i lehtë, dendësia e tij është shumë herë më e vogël se dendësia e ajrit. Natyrisht, sa më e vogël të jetë masa e molekulave, aq më e lartë është shpejtësia e tyre në të njëjtën temperaturë. Si molekulat më të lehta, molekulat e hidrogjenit lëvizin më shpejt se molekulat e çdo gazi tjetër dhe kështu mund të transferojnë nxehtësinë nga një trup në tjetrin më shpejt. Nga kjo rrjedh se hidrogjeni ka përçueshmërinë më të lartë termike midis substancave të gazta. Përçueshmëria e tij termike është afërsisht shtatë herë më e lartë se përçueshmëria termike e ajrit.

Vetitë kimike

Molekulat e hidrogjenit H2 janë mjaft të forta dhe në mënyrë që hidrogjeni të reagojë, duhet të shpenzohet shumë energji: H 2 = 2H - 432 kJ Prandaj, në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon vetëm me metale shumë aktive, për shembull kalcium, duke formuar kalcium. hidridi: Ca + H 2 = CaH 2 dhe me të vetmin jometal - fluorin, duke formuar fluorin e hidrogjenit: F 2 + H 2 = 2HF Me shumicën e metaleve dhe jometaleve, hidrogjeni reagon në temperatura të ngritura ose nën ndikime të tjera, p.sh. , nën ndriçim. Mund të "marrë" oksigjenin nga disa okside, për shembull: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Ekuacioni i shkruar pasqyron reaksionin e reduktimit. Reaksionet e reduktimit janë procese në të cilat oksigjeni hiqet nga një përbërje; Substancat që largojnë oksigjenin quhen agjentë reduktues (ato vetë oksidohen). Më tej, do të jepet një përkufizim tjetër i koncepteve "oksidim" dhe "reduktim". Dhe ky përkufizim, historikisht i pari, ruan rëndësinë e tij edhe sot, veçanërisht në kiminë organike. Reaksioni i reduktimit është i kundërt i reaksionit të oksidimit. Të dyja këto reaksione ndodhin gjithmonë njëkohësisht si një proces: kur një substancë oksidohet (reduktohet), reduktimi (oksidimi) i një tjetre ndodh domosdoshmërisht njëkohësisht.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Format me halogjene halogjenet e hidrogjenit:

F 2 + H 2 → 2 HF, reaksioni ndodh në mënyrë shpërthyese në errësirë ​​dhe në çdo temperaturë, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reaksioni ndodh në mënyrë shpërthyese, vetëm në dritë.

Ndërvepron me blozën në nxehtësi të lartë:

C + 2H 2 → CH 4

Ndërveprimi me metalet alkaline dhe alkaline tokësore

Hidrogjeni formohet me metale aktive hidridet:

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

Hidridet- substanca të ngurta të ngjashme me kripën, që hidrolizohen lehtësisht:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Ndërveprimi me oksidet metalike (zakonisht elementet d)

Oksidet reduktohen në metale:

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

Hidrogjenizimi i përbërjeve organike

Kur hidrogjeni vepron mbi hidrokarburet e pangopura në prani të një katalizatori nikel dhe në temperatura të larta, ndodh një reaksion hidrogjenizimi:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Hidrogjeni redukton aldehidet në alkoole:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Gjeokimia e hidrogjenit

Hidrogjeni është materiali kryesor i ndërtimit të universit. Është elementi më i zakonshëm, dhe të gjithë elementët formohen prej tij si rezultat i reaksioneve termonukleare dhe bërthamore.

Hidrogjeni i lirë H2 është relativisht i rrallë në gazrat tokësorë, por në formën e ujit merr një pjesë jashtëzakonisht të rëndësishme në proceset gjeokimike.

Hidrogjeni mund të jetë i pranishëm në minerale në formën e jonit të amonit, jonit hidroksil dhe ujit kristalor.

Në atmosferë, hidrogjeni prodhohet vazhdimisht si rezultat i dekompozimit të ujit nga rrezatimi diellor. Ai migron në atmosferën e sipërme dhe arratiset në hapësirë.

Aplikimi

• Energjia e hidrogjenit

Hidrogjeni atomik përdoret për saldimin atomik me hidrogjen.

Në industrinë ushqimore, hidrogjeni është regjistruar si një shtesë ushqimore E949, si gazi i paketimit.

Karakteristikat e trajtimit

Hidrogjeni, kur përzihet me ajrin, formon një përzierje shpërthyese - të ashtuquajturin gaz shpërthyes. Ky gaz është më shpërthyes kur raporti vëllimor i hidrogjenit dhe oksigjenit është 2:1, ose hidrogjeni dhe ajri është afërsisht 2:5, pasi ajri përmban afërsisht 21% oksigjen. Hidrogjeni është gjithashtu një rrezik zjarri. Hidrogjeni i lëngshëm mund të shkaktojë ngrirje të rëndë nëse bie në kontakt me lëkurën.

Përqendrimet shpërthyese të hidrogjenit dhe oksigjenit ndodhin nga 4% në 96% të vëllimit. Kur përzihet me ajër nga 4% në 75(74)% në vëllim.

Përdorimi i hidrogjenit

Në industrinë kimike, hidrogjeni përdoret në prodhimin e amoniakut, sapunit dhe plastikës. Në industrinë ushqimore, margarina është bërë nga vajra bimore të lëngshme duke përdorur hidrogjen. Hidrogjeni është shumë i lehtë dhe gjithmonë ngrihet në ajër. Njëherë e një kohë, aeroplanët dhe balonat ishin të mbushura me hidrogjen. Por në vitet '30. shekulli XX Disa fatkeqësi të tmerrshme ndodhën kur aeroplanët shpërthyen dhe u dogjën. Në ditët e sotme, aeroplanët janë të mbushur me gaz helium. Hidrogjeni përdoret gjithashtu si lëndë djegëse raketash. Një ditë, hidrogjeni mund të përdoret gjerësisht si lëndë djegëse për makina dhe kamionë. Motorët me hidrogjen nuk e ndotin mjedisin dhe lëshojnë vetëm avuj uji (edhe pse vetë prodhimi i hidrogjenit çon në njëfarë ndotjeje mjedisore). Dielli ynë përbëhet kryesisht nga hidrogjeni. Nxehtësia diellore dhe drita janë rezultat i çlirimit të energjisë bërthamore nga shkrirja e bërthamave të hidrogjenit.

Përdorimi i hidrogjenit si lëndë djegëse (me kosto efektive)

Karakteristika më e rëndësishme e substancave që përdoren si lëndë djegëse është nxehtësia e djegies së tyre. Nga kursi i kimisë së përgjithshme dihet se reaksioni ndërmjet hidrogjenit dhe oksigjenit ndodh me çlirimin e nxehtësisë. Nëse marrim 1 mol H 2 (2 g) dhe 0,5 mol O 2 (16 g) në kushte standarde dhe ngacmojmë reaksionin, atëherë sipas ekuacionit

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

pas përfundimit të reaksionit, formohet 1 mol H 2 O (18 g) me çlirimin e energjisë 285,8 kJ/mol (për krahasim: nxehtësia e djegies së acetilenit është 1300 kJ/mol, propani - 2200 kJ/mol) . 1 m³ hidrogjen peshon 89,8 g (44,9 mol). Prandaj, për të prodhuar 1 m³ hidrogjen, do të shpenzohen 12832.4 kJ energji. Duke marrë parasysh faktin se 1 kWh = 3600 kJ, marrim 3.56 kWh energji elektrike. Duke ditur tarifën për 1 kWh energji elektrike dhe koston e 1 m³ gaz, mund të konkludojmë se këshillohet kalimi në karburant hidrogjen.

Për shembull, modeli eksperimental i gjeneratës së tretë Honda FCX me një rezervuar hidrogjeni 156 litra (përmban 3,12 kg hidrogjen nën një presion prej 25 MPa) udhëton 355 km. Prandaj, nga 3.12 kg H2, fitohet 123.8 kWh. Për 100 km, konsumi i energjisë do të jetë 36.97 kWh. Duke ditur koston e energjisë elektrike, koston e gazit ose benzinës dhe konsumin e tyre për një makinë për 100 km, është e lehtë të llogaritet efekti negativ ekonomik i kalimit të makinave në karburant hidrogjeni. Le të themi (Rusi 2008), 10 cent për kWh energji elektrike çon në faktin se 1 m³ hidrogjen çon në një çmim prej 35.6 cent, dhe duke marrë parasysh efikasitetin e dekompozimit të ujit prej 40-45 cent, e njëjta sasi kWh. nga djegia e benzinës kushton 12832.4 kJ/42000 kJ/0.7 kg/l*80 cent/l=34 cent me çmime me pakicë, ndërsa për hidrogjenin kemi llogaritur opsionin ideal, pa marrë parasysh transportin, amortizimin e pajisjeve etj. Për metanin me energjia e djegies prej rreth 39 MJ për m³ rezultati do të jetë dy deri në katër herë më i ulët për shkak të ndryshimit në çmim (1 m³ për Ukrainën kushton 179 dollarë dhe për Evropën 350 dollarë). Kjo do të thotë, një sasi ekuivalente metani do të kushtojë 10-20 cent.

Megjithatë, nuk duhet të harrojmë se kur djegim hidrogjenin, marrim ujë të pastër nga i cili është nxjerrë. Kjo është, ne kemi një të rinovueshme grumbullues energji pa dëmtim të mjedisit, ndryshe nga gazi apo benzina, të cilat janë burimet kryesore të energjisë.

Php në linjën 377 Paralajmërim: kërkohet(http://www..php): dështoi në hapjen e transmetimit: nuk mund të gjendej asnjë mbështjellës i përshtatshëm në /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php në linjën 377 Fatal gabim: Kërkoj(): Kërkohet hapja e dështuar "http://www..php" (include_path="..php on line 377

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në kushte të zakonshme, Hidrogjeni molekular është relativisht pak aktiv, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktivë (me fluorin dhe në dritë me klorin). Megjithatë, kur nxehet, ai reagon me shumë elementë.

Hidrogjeni reagon me substanca të thjeshta dhe komplekse:

Në temperaturë të lartë, Hidrogjeni reagon drejtpërdrejt me disa metale(alkali, toka alkaline dhe të tjerët), duke formuar substanca kristalore të bardha - hidride metalike (Li H, Na H, KH, CaH 2, etj.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji për të formuar alkalin dhe hidrogjenin përkatës:

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

1). Me oksigjen Hidrogjeni formon ujin:

Video "Djegia e hidrogjenit"

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

Në temperatura normale reaksioni vazhdon jashtëzakonisht ngadalë, mbi 550°C - me shpërthim (quhet një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 gaz shpërthyes) .

Video "Shpërthimi i gazit shpërthyes"

Video "Përgatitja dhe shpërthimi i një përzierje shpërthyese"

2). Me halogjene Hidrogjeni formon halogjenet e hidrogjenit, për shembull:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Në të njëjtën kohë, Hidrogjeni shpërthen me fluor (madje edhe në errësirë ​​dhe në -252°C), reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jodin vetëm kur nxehet.

3). Me azot Hidrogjeni reagon për të formuar amoniak:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

vetëm në një katalizator dhe në temperatura dhe presione të larta.

4). Kur nxehet, Hidrogjeni reagon fuqishëm me squfur:

H 2 + S = H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

shumë më e vështirë me selenin dhe telurin.

5). Me karbon të pastër Hidrogjeni mund të reagojë pa një katalizator vetëm në temperatura të larta:

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

- Hidrogjeni i nënshtrohet një reaksioni zëvendësimi me oksidet e metaleve , në këtë rast në produkte formohet ujë dhe reduktohet metali. Hidrogjeni - shfaq vetitë e një agjenti reduktues:

Përdoret hidrogjeni për rikuperimin e shumë metaleve, meqenëse largon oksigjenin nga oksidet e tyre:

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

Aplikimet e hidrogjenit

Video "Përdorimi i hidrogjenit"

Aktualisht, hidrogjeni prodhohet në sasi të mëdha. Një pjesë shumë e madhe e tij përdoret në sintezën e amoniakut, hidrogjenizimin e yndyrave dhe në hidrogjenizimin e qymyrit, vajrave dhe hidrokarbureve. Përveç kësaj, hidrogjeni përdoret për sintezën e acidit klorhidrik, alkoolit metil, acidit hidrocianik, në saldimin dhe falsifikimin e metaleve, si dhe në prodhimin e llambave inkandeshente dhe gurëve të çmuar. Hidrogjeni shitet në cilindra nën një presion mbi 150 atm. Ato janë të lyera me ngjyrë jeshile të errët dhe kanë mbishkrimin e kuq "Hidrogjen".

Hidrogjeni përdoret për të kthyer yndyrat e lëngëta në yndyrna të ngurta (hidrogjenizimi), duke prodhuar lëndë djegëse të lëngshme duke hidrogjenizuar qymyrin dhe vajin e karburantit. Në metalurgji, hidrogjeni përdoret si një agjent reduktues për oksidet ose kloruret për të prodhuar metale dhe jometale (gjermanium, silikon, galium, zirkon, hafnium, molibden, tungsten, etj.).

Përdorimet praktike të hidrogjenit janë të ndryshme: zakonisht përdoret për mbushjen e balonave të sondave, në industrinë kimike shërben si lëndë e parë për prodhimin e shumë produkteve shumë të rëndësishme (amoniak, etj.), në industrinë ushqimore - për prodhimin. e yndyrave të ngurta nga vajrat bimore etj. Temperatura e lartë (deri në 2600 °C), e përftuar nga djegia e hidrogjenit në oksigjen, përdoret për shkrirjen e metaleve zjarrduruese, kuarcit etj. Hidrogjeni i lëngshëm është një nga karburantet më efikase të avionëve. Konsumi vjetor global i hidrogjenit tejkalon 1 milion ton.

SIMULATORËT

nr 2. Hidrogjeni

DETYRAT E DETYRAVE

Komponimi më i famshëm dhe më i studiuar i oksigjenit është oksidi i tij H 2 O - uji. Uji i pastër është një lëng i pangjyrë, transparent pa erë ose shije. Në një shtresë të trashë ka një ngjyrë kaltërosh-jeshile.

Uji ekziston në tre gjendje grumbullimi: i ngurtë - akull, i lëngët dhe i gaztë - avujt e ujit.

Nga të gjitha substancat e lëngshme dhe të ngurta, uji ka kapacitetin më të lartë specifik të nxehtësisë. Për shkak të këtij fakti, uji është një akumulues nxehtësie në organizma të ndryshëm.

Në presion normal, pika e shkrirjes së akullit është 0 0 C (273 0 K), pika e vlimit të ujit është +100 0 C (373 0 K). Këto janë vlera anormalisht të larta. Në T 0 +4 0 C, uji ka një densitet të ulët prej 1 g/ml. Mbi ose nën këtë temperaturë, dendësia e ujit është më pak se 1 g/ml. Kjo veçori e dallon ujin nga të gjitha substancat e tjera, dendësia e të cilave rritet me zvogëlimin e t0. Kur uji kalon nga gjendja e tij e lëngshme në një gjendje të ngurtë, ndodh një rritje në vëllim: për çdo 92 vëllime uji të lëngshëm, formohen 100 vëllime akulli. Me rritjen e vëllimit, densiteti zvogëlohet, prandaj, duke qenë më i lehtë se uji, akulli gjithmonë noton në sipërfaqe.

Studimet e strukturës së ujit kanë treguar se molekula e ujit është e ndërtuar si një trekëndësh, në krye të të cilit ndodhet një atom oksigjeni elektronegativ dhe në cepat e bazave është hidrogjeni. Këndi i lidhjes është 104.27 Molekula e ujit është polare - dendësia e elektronit zhvendoset drejt atomit të oksigjenit. Një molekulë e tillë polare mund të ndërveprojë me një molekulë tjetër për të formuar agregate më komplekse, si përmes ndërveprimeve dipole ashtu edhe përmes formimit të lidhjeve hidrogjenore. Ky fenomen quhet shoqërim uji. Lidhja e molekulave të ujit përcaktohet kryesisht nga formimi i lidhjeve hidrogjenore ndërmjet tyre. Pesha molekulare e ujit në gjendje avulli është 18 dhe korrespondon me formulën e tij më të thjeshtë - H 2 O. Në raste të tjera, pesha molekulare e ujit është shumëfish i tetëmbëdhjetë herë (18).

Polariteti dhe madhësia e vogël e molekulës do të thotë se ajo ka veti të forta hidratuese.

Konstanta dielektrike e ujit është aq e lartë (81) sa ka një efekt të fuqishëm jonizues në substancat e tretura në të, duke shkaktuar shpërbërjen e acideve, kripërave dhe bazave.

Një molekulë uji mund të bashkohet me jone të ndryshme për të formuar hidrate. Këto komponime karakterizohen nga fërkime specifike, të ngjashme me komponimet komplekse.

Një nga produktet më të rëndësishme shtesë është joni i hidroniumit - H 3 O, i cili formohet për shkak të shtimit të jonit H + në çiftin e vetëm të elektroneve të atomit të oksigjenit.

Si rezultat i kësaj shtese, joni i hidroniumit që rezulton fiton një ngarkesë +1.

H + + H 2 O H 3 O +

Ky proces është i mundur në sistemet që përmbajnë substanca që abstraktojnë jonet e hidrogjenit.

Uji, si në të ftohtë ashtu edhe kur nxehet, ndërvepron në mënyrë aktive me shumë metale në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen. Në këto reaksione, formohen oksidet ose hidroksidet përkatëse dhe hidrogjeni zhvendoset:

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

Uji kombinohet mjaft aktivisht me oksidet bazike dhe acide, duke formuar hidroksidet përkatëse:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 – bazë

P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 – acid

Uji që shtohet në këto raste quhet konstitucional (në krahasim me ujin e kristalizimit në hidratet kristalore).

Uji reagon me halogjenet, në këtë rast formohet një përzierje e acideve:

H2 + HOH HCl + HClO

Vetia më e rëndësishme e ujit është aftësia e tij tretëse.

Uji është tretësi më i zakonshëm në natyrë dhe teknologji. Shumica e reaksioneve kimike ndodhin në ujë. Por, ndoshta, më të rëndësishmet janë proceset biologjike dhe biokimike që ndodhin në organizmat bimore dhe shtazore me pjesëmarrjen e proteinave, yndyrave, karbohidrateve dhe substancave të tjera në mjedisin ujor të trupit.

Përbërja e dytë e hidrogjenit me oksigjen është peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2.

Formula strukturore H – O – O – H, pesha molekulare – 34.

Emri latin Hydrogenii peroxydum.

Kjo substancë u zbulua në 1818 nga shkencëtari francez Louis-Jacques Thenard, i cili studioi efektin e acideve të ndryshme minerale në peroksidin e bariumit (BaO 2). Në natyrë, peroksidi i hidrogjenit formohet gjatë procesit të oksidimit. Mënyra më e përshtatshme dhe moderne për të marrë H 2 O 2 është metoda elektrolitike, e cila përdoret në industri. Acidi sulfurik ose sulfati i amonit përdoret si lëndë fillestare.

Metodat moderne fiziko-kimike kanë vërtetuar se të dy atomet e oksigjenit në peroksid hidrogjeni janë të lidhur drejtpërdrejt me njëri-tjetrin nga një lidhje kovalente jopolare. lidhjet ndërmjet atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit (për shkak të zhvendosjes së elektroneve të zakonshme drejt oksigjenit) janë polare. Prandaj, molekula H 2 O 2 është gjithashtu polare. Një lidhje hidrogjeni ndodh midis molekulave H 2 O 2, e cila çon në lidhjen e tyre me një energji lidhjeje O - O prej 210 kJ, e cila është dukshëm më e vogël se energjia e lidhjes H - O (470 kJ).

Zgjidhja e peroksidit të hidrogjenit- një lëng transparent, pa ngjyrë, pa erë ose me një erë të dobët të veçantë, reaksion pak acid. Zbërthehet shpejt nën ndikimin e dritës, gjatë ngrohjes, në kontakt me alkalin, substancat oksiduese dhe reduktuese, duke çliruar oksigjen. Reaksioni ndodh: H 2 O 2 = H 2 O + O

Stabiliteti i ulët i molekulave H 2 O 2 është për shkak të brishtësisë së lidhjes O - O.

Ruajeni në enë qelqi të errët dhe në një vend të freskët. Kur në lëkurë aplikohen solucione të përqendruara të peroksidit të hidrogjenit, formohen djegie dhe zona e djegur dhemb.

APLIKIMI: në mjekësi, një tretësirë ​​3% e peroksidit të hidrogjenit përdoret si agjent hemostatik, dezinfektues dhe deodorues për larje dhe shpëlarje për stomatit, dhimbje të fytit, sëmundje gjinekologjike etj.

Në kontakt me enzimën katalazë (nga gjaku, qelbi, indet), oksigjeni atomik vepron në momentin e çlirimit. Efekti i H 2 O 2 është afatshkurtër. Vlera e ilaçit qëndron në faktin se produktet e tij të dekompozimit janë të padëmshme për indet.

HYDROPERITI është një përbërje komplekse e peroksidit të hidrogjenit dhe uresë. Përmbajtja e peroksidit të hidrogjenit është rreth 35%. Përdoret si një antiseptik në vend të peroksidit të hidrogjenit.

Një nga vetitë kryesore kimike të H 2 O 2 janë vetitë e tij redoks. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në H 2 O 2 është -1, d.m.th. ka një vlerë të ndërmjetme ndërmjet gjendjes së oksidimit të oksigjenit në ujë (-2) dhe në oksigjenin molekular (0). Prandaj, peroksidi i hidrogjenit ka vetitë e një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues, d.m.th. shfaq dualitet redoks. Duhet të theksohet se vetitë oksiduese të H 2 O 2 janë shumë më të theksuara se vetitë reduktuese dhe ato manifestohen në mjedise acidike, alkaline dhe neutrale. Për shembull:

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

2 I - - 2ē → I 2 0 1 – v-l

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 – ok

2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O

Nën ndikimin e agjentëve të fortë oksidues, H 2 O 2 shfaq veti reduktuese:

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 – në rregull

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 – në-l

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

Konkluzione:

1. Oksigjeni është elementi më i zakonshëm në Tokë.

Në natyrë, oksigjeni ndodh në dy modifikime alotropike: O 2 - dioksigjen ose "oksigjen i zakonshëm" dhe O 3 - trioksigjen (ozoni).

2.Alotropia- formimi i substancave të ndryshme të thjeshta nga një element.

3. Modifikimet alotropike të oksigjenit: oksigjeni dhe ozoni.

4. Kombinimet e oksigjenit me hidrogjen - ujë dhe peroksid hidrogjeni .

5. Uji ekziston në tri gjendje grumbullimi: i ngurtë - akull, i lëngët dhe i gaztë - avujt e ujit.

6. Në T 0 +4 0 C, uji ka një dendësi të barabartë me 1 g/ml.

7. Molekula e ujit është e ndërtuar si një trekëndësh, në krye të të cilit ka një atom oksigjeni elektronegativ, dhe në cepat e bazave ka hidrogjen.

8. Këndi i lidhjes është 104,27

9. Molekula e ujit është polare - dendësia e elektroneve zhvendoset drejt atomit të oksigjenit.

12. Squfuri. Karakteristikat e squfurit, bazuar në pozicionin e tij në tabelën periodike, nga pikëpamja e teorisë së strukturës atomike, gjendjet e mundshme të oksidimit, vetitë fizike, shpërndarja në natyrë, roli biologjik, metodat e prodhimit, vetitë kimike. .

Aplikimi i squfurit dhe përbërjeve të tij në mjekësi dhe ekonomi kombëtare.

SQUFUR:

A) të qenit në natyrë

B) roli biologjik

Squfuri është i përhapur në natyrë dhe gjendet si në gjendje të lirë (squfuri vendas) ashtu edhe në formën e komponimeve - FeSe (pirit), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 etj. Është pjesë e përbërjeve të ndryshme që përmbahen në natyrë. qymyr, vajra dhe gazra natyrorë.

Squfuri është një nga elementët që është i rëndësishëm për proceset jetësore, sepse. është pjesë e proteinave. Përmbajtja e squfurit në trupin e njeriut është 0.25%. Pjesë e aminoacideve: cisteinë, glutation, metioninë, etj.

Ka veçanërisht shumë squfur në proteinat e flokëve, brirëve dhe leshit. Përveç kësaj, squfuri është pjesë përbërëse e substancave biologjikisht aktive në trup: vitaminave dhe hormoneve (p.sh. insulina).

Në formën e komponimeve, squfuri gjendet në indet nervore, kërc, kockat dhe biliare. Merr pjesë në proceset redoks të trupit.

Me mungesë të squfurit në trup, vërehet brishtësia dhe brishtësia e kockave dhe humbja e flokëve.

Squfuri gjendet në patëllxhanë, rrush, mollë, lakër, qepë, thekër, bizele, elb, hikërror dhe grurë.

Mbajtës rekord: bizele 190, soje 244%.

Atomi i hidrogjenit ka formulën elektronike të nivelit 1 të elektronit të jashtëm (dhe të vetëm). s 1. Nga njëra anë, për sa i përket pranisë së një elektroni në nivelin e jashtëm elektronik, atomi i hidrogjenit është i ngjashëm me atomet e metaleve alkali. Megjithatë, ashtu si halogjenët, atij i nevojitet vetëm një elektron për të mbushur nivelin e jashtëm elektronik, pasi niveli i parë elektronik mund të përmbajë jo më shumë se 2 elektrone. Rezulton se hidrogjeni mund të vendoset njëkohësisht si në grupin e parë ashtu edhe në grupin e parafundit (të shtatë) të tabelës periodike, gjë që ndonjëherë bëhet në versione të ndryshme të tabelës periodike:

Nga pikëpamja e vetive të hidrogjenit si një substancë e thjeshtë, ai ka akoma më shumë të përbashkëta me halogjenet. Hidrogjeni, si halogjenet, është një jometal dhe formon molekula diatomike (H 2) si ato.

Në kushte normale, hidrogjeni është një substancë e gaztë, me pak aktivitet. Aktiviteti i ulët i hidrogjenit shpjegohet me forcën e lartë të lidhjeve midis atomeve të hidrogjenit në molekulë, thyerja e të cilave kërkon ose ngrohje të fortë, ose përdorimin e katalizatorëve, ose të dyja.

Ndërveprimi i hidrogjenit me substanca të thjeshta

me metale

Nga metalet, hidrogjeni reagon vetëm me metalet alkaline dhe alkaline tokësore! Metalet alkaline përfshijnë metale të nëngrupit kryesor të grupit I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), dhe metalet e tokës alkaline përfshijnë metalet e nëngrupit kryesor të grupit II, përveç beriliumit dhe magnezit (Ca, Sr, Ba, Ra)

Kur ndërvepron me metale aktive, hidrogjeni shfaq veti oksiduese, d.m.th. ul gjendjen e tij të oksidimit. Në këtë rast, formohen hidride të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline, të cilat kanë një strukturë jonike. Reagimi ndodh kur nxehet:

Duhet të theksohet se ndërveprimi me metalet aktive është i vetmi rast kur hidrogjeni molekular H2 është një agjent oksidues.

me jometale

Nga jometalet, hidrogjeni reagon vetëm me karbonin, azotin, oksigjenin, squfurin, selenin dhe halogjenet!

Karboni duhet të kuptohet si grafit ose karbon amorf, pasi diamanti është një modifikim alotropik jashtëzakonisht inert i karbonit.

Kur bashkëvepron me jometalet, hidrogjeni mund të kryejë vetëm funksionin e një agjenti reduktues, domethënë mund të rrisë vetëm gjendjen e tij të oksidimit:

Ndërveprimi i hidrogjenit me substanca komplekse

me okside metalike

Hidrogjeni nuk reagon me oksidet metalike që janë në serinë e aktivitetit të metaleve deri në alumin (përfshirë), megjithatë, ai është në gjendje të reduktojë shumë okside metalike në të djathtë të aluminit kur nxehet:

me okside jometale

Nga oksidet jometale, hidrogjeni reagon kur nxehet me oksidet e azotit, halogjeneve dhe karbonit. Nga të gjitha ndërveprimet e hidrogjenit me oksidet jometale, veçanërisht i rëndësishëm është reagimi i tij me monoksidin e karbonit CO.

Përzierja e CO dhe H2 madje ka emrin e vet - "gaz sintetik", pasi, në varësi të kushteve, produkte të tilla industriale të njohura si metanoli, formaldehidi dhe madje edhe hidrokarburet sintetike mund të merren prej tij:

me acide

Hidrogjeni nuk reagon me acidet inorganike!

Nga acidet organike, hidrogjeni reagon vetëm me acide të pangopura, si dhe me acide që përmbajnë grupe funksionale të afta të reduktohen me hidrogjen, në veçanti grupet aldehide, keto ose nitro.

me kripëra

Në rastin e tretësirave ujore të kripërave, ndërveprimi i tyre me hidrogjenin nuk ndodh. Megjithatë, kur hidrogjeni kalohet mbi kripëra të ngurta të disa metaleve me aktivitet të mesëm dhe të ulët, reduktimi i tyre i pjesshëm ose i plotë është i mundur, për shembull:

Vetitë kimike të halogjeneve

Halogjenet janë elementet kimike të grupit VIIA (F, Cl, Br, I, At), si dhe substancat e thjeshta që formojnë. Këtu dhe më tej në tekst, përveç nëse thuhet ndryshe, halogjenet do të kuptohen si substanca të thjeshta.

Të gjithë halogjenët kanë një strukturë molekulare, e cila përcakton pikat e ulëta të shkrirjes dhe vlimit të këtyre substancave. Molekulat halogjene janë diatomike, d.m.th. formula e tyre mund të shkruhet në formë të përgjithshme si Hal 2.

Duhet të theksohet një veti fizike e tillë specifike e jodit si aftësia e tij për të sublimimi ose, me fjalë të tjera, sublimimi. Sublimimi, është një dukuri në të cilën një substancë në gjendje të ngurtë nuk shkrihet kur nxehet, por, duke anashkaluar fazën e lëngshme, kalon menjëherë në gjendje të gaztë.

Struktura elektronike e nivelit të energjisë së jashtme të një atomi të çdo halogjeni ka formën ns 2 np 5, ku n është numri i periudhës së tabelës periodike në të cilën ndodhet halogjeni. Siç mund ta shihni, atomet halogjene kanë nevojë vetëm për një elektron për të arritur në shtresën e jashtme me tetë elektron. Nga kjo është logjike të supozojmë vetitë kryesisht oksiduese të halogjenëve të lirë, gjë që konfirmohet në praktikë. Siç dihet, elektronegativiteti i jometaleve zvogëlohet kur lëviz poshtë një nëngrup, dhe për këtë arsye aktiviteti i halogjeneve zvogëlohet në seri:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Ndërveprimi i halogjeneve me substanca të thjeshta

Të gjithë halogjenët janë substanca shumë reaktive dhe reagojnë me shumicën e substancave të thjeshta. Megjithatë, duhet theksuar se fluori, për shkak të reaktivitetit jashtëzakonisht të lartë, mund të reagojë edhe me ato substanca të thjeshta me të cilat halogjenet e tjerë nuk mund të reagojnë. Substanca të tilla të thjeshta përfshijnë oksigjenin, karbonin (diamantin), azotin, platinin, arin dhe disa gazra fisnikë (ksenon dhe kripton). Ato. në fakt, fluori nuk reagon vetëm me disa gazra fisnikë.

Halogjenët e mbetur, d.m.th. klori, bromi dhe jodi janë gjithashtu substanca aktive, por më pak aktive se fluori. Ata reagojnë me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta përveç oksigjenit, azotit, karbonit në formën e diamantit, platinit, arit dhe gazeve fisnike.

Ndërveprimi i halogjeneve me jometalet

hidrogjeni

Kur të gjithë halogjenët ndërveprojnë me hidrogjenin, ato formohen halogjenet e hidrogjenit me formulën e përgjithshme HHal. Në këtë rast, reagimi i fluorit me hidrogjen fillon spontanisht edhe në errësirë ​​dhe vazhdon me një shpërthim në përputhje me ekuacionin:

Reagimi i klorit me hidrogjen mund të fillojë nga rrezatimi intensiv ultravjollcë ose nxehtësia. Gjithashtu vazhdon me shpërthim:

Bromi dhe jodi reagojnë me hidrogjenin vetëm kur nxehen, dhe në të njëjtën kohë, reagimi me jod është i kthyeshëm:

fosforit

Ndërveprimi i fluorit me fosforin çon në oksidimin e fosforit në gjendjen më të lartë të oksidimit (+5). Në këtë rast, formohet pentafluoridi i fosforit:

Kur klori dhe bromi ndërveprojnë me fosforin, është e mundur të përftohen halogjene të fosforit si në gjendjen e oksidimit + 3 ashtu edhe në gjendjen e oksidimit +5, e cila varet nga përmasat e substancave që reagojnë:

Për më tepër, në rastin e fosforit të bardhë në një atmosferë me fluor, klor ose brom të lëngshëm, reagimi fillon spontanisht.

Ndërveprimi i fosforit me jodin mund të çojë në formimin e vetëm triodurit të fosforit për shkak të aftësisë së tij oksiduese dukshëm më të ulët se ajo e halogjenëve të tjerë:

gri

Fluori oksidon squfurin në gjendjen më të lartë të oksidimit +6, duke formuar heksafluorid squfuri:

Klori dhe bromi reagojnë me squfur, duke formuar komponime që përmbajnë squfur në gjendje oksidimi +1 dhe +2, të cilat janë jashtëzakonisht të pazakonta për të. Këto ndërveprime janë shumë specifike dhe për të kaluar Provimin e Unifikuar të Shtetit në kimi, aftësia për të shkruar ekuacione për këto ndërveprime nuk është e nevojshme. Prandaj, tre ekuacionet e mëposhtme janë dhënë më tepër për referencë:

Ndërveprimi i halogjeneve me metalet

Siç u përmend më lart, fluori është i aftë të reagojë me të gjitha metalet, madje edhe ato joaktive si platini dhe ari:

Halogjenët e mbetur reagojnë me të gjitha metalet përveç platinit dhe arit:

Reaksionet e halogjeneve me substanca komplekse

Reaksionet e zëvendësimit me halogjene

Halogjenët më aktivë, d.m.th. Elementet kimike të të cilëve ndodhen më lart në tabelën periodike janë në gjendje të zhvendosin halogjenet më pak aktivë nga acidet hidrohalike dhe halogjenet metalike që formojnë:

Në mënyrë të ngjashme, bromi dhe jodi zëvendësojnë squfurin nga tretësirat e sulfurit dhe ose sulfurit të hidrogjenit:

Klori është një agjent oksidues më i fortë dhe oksidon sulfurin e hidrogjenit në tretësirën e tij ujore jo në squfur, por në acid sulfurik:

Reagimi i halogjeneve me ujin

Uji digjet në fluor me një flakë blu në përputhje me ekuacionin e reagimit:

Bromi dhe klori reagojnë ndryshe me ujin sesa fluori. Nëse fluori vepron si një agjent oksidues, atëherë klori dhe bromi janë në disproporcion në ujë, duke formuar një përzierje acidesh. Në këtë rast, reagimet janë të kthyeshme:

Ndërveprimi i jodit me ujin ndodh në një shkallë kaq të parëndësishme saqë mund të neglizhohet dhe mund të supozohet se reaksioni nuk ndodh fare.

Ndërveprimi i halogjeneve me tretësirat alkaline

Fluori, kur ndërvepron me një zgjidhje ujore alkali, vepron përsëri si një agjent oksidues:

Aftësia për të shkruar këtë ekuacion nuk kërkohet për të kaluar Provimin e Unifikuar të Shtetit. Mjafton të dihet fakti për mundësinë e një ndërveprimi të tillë dhe rolin oksidativ të fluorit në këtë reaksion.

Ndryshe nga fluori, halogjenët e tjerë në tretësirat alkaline janë joproporcionale, domethënë, ato njëkohësisht rrisin dhe ulin gjendjen e tyre të oksidimit. Për më tepër, në rastin e klorit dhe bromit, në varësi të temperaturës, rrjedhja në dy drejtime të ndryshme është e mundur. Në veçanti, në të ftohtë reagimet zhvillohen si më poshtë:

dhe kur nxehet:

Jodi reagon me alkalet ekskluzivisht sipas opsionit të dytë, d.m.th. me formimin e jodatit, sepse Hipoioditi nuk është i qëndrueshëm jo vetëm kur nxehet, por edhe në temperatura të zakonshme dhe madje edhe në të ftohtë.