Vandenilis, vanduo

Turinys

• Vandenilis
• Vanduo

Vandenilis

Vandenilio simblolis H – pirmasis D. Mendelejevo eriodinės sistemos cheminis elementas. Vandenilio atominis numeris 1, santykinė atominė masė 1,0079. Gamtoje aptikti du stabilūs vandenilio izotopai – 1H (protis) bei 2H arba D (deuteris) ir vienas radioktyvus – 3H arba T (tritis). Dirbtinai galima gauti nepatvarų izotopą 4H.

Vandenilis – elementas, labiausiai paplitęs kosmose. Maždaug pusę Saulės ir žvaigždžių masės sudaro vandenilis. Tarpžvaigždinės erdvės pagrindinės dujos taip pat yra vandenilis. Žvaigždžių gelmėse vandenilis egzistuoja protonų H atomų branduolių avidalu ir yra termobranduolinių reakcijų žaliava. Jis sudaro 0,15% Žemės pllutos masės. Vandenilis yra žemės pagrindinės medžiagos – vandens sudetinė dalis. Šio elemento būna įvairiuose akmens anglį, naftą, gamtines dujas, molį bei visą biosferą sudarančiuose junginiuose. 16% visų Žemės medžiagų atomų yra vandenilio atomai. Laisvas vandenilis aptinkamas labai retai – daugiausia vulkanų bei kitose gamtinėse dujose. Žemės atmosferoje vandenilio labai mažai – 0,0001% atomų skaičiaus.

Labaratorijose vandenilis gaunamas cinką veikiant praskiesta rūgštimi:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Arba leidžiant vandens garus virš įkaitintų geležies drožlių:
4H2O + 3Fe = Fe3O4 + 4H2

Pramonėje jis dažniausiai gaunamas iš metalo (pagrindinė gamtinių dujų sudėtinė daalis) konvensijos būdu:
CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2

Daug šio elemento kaip šalutinio produkto, išskiriama gazifikuojant kurą. Vandenilis yra vienas iš terminio naftos skaidymo (pirolizės) produktų. Gazifikuojant akmens anglis (paprastai rudąsias), susidaro „vandens dujos“ – vandenilio ir anglies (II) aksido mišinys:
H2O + C = H2CO

Be to, va

andenilis gaunamas koksuojant akmens anglis, elekrolizuojant vandeninius rūgščių bei šarmų tirpalus.

Vandenilio dujos saugomos ir transportuojamos labai suspaustos plieniniuose žalios spalvos balionuose.

Įprastomis sąlygomis vandenilis yra lengviausios dujos, beveik 15 kartų lengvesnės už orą. Vandenilio šilumos laidumas labai didelis, artimas daugelio nemetalų šilumos laidumui. Įkaitęs kūnas jame atšąla 6 kartus greičiau negu ore. Tokio šilumos laidumo priežastis – nepaprastai didelis lengvų vandenilio molekulių šuluminis judrumas. Vandenilis labai lengvai tirpsta kai kuiuose metaluose. Pvz.: viename tūryje paladžio gali ištirpti iki 900 tūrių H. Ši savybė panaudota kuriant vandenilio akumuliatorius.

tvir – 252,6oC Tankis, lyginant su oru. 0,06952
tlyd – 269,1oC Tankis, lyginant su O2 0,06893
Tirpumas vandenyje,
esant 25oC – 0,02% (tūrio) Dujinio H2 tankis esant 25oC, 0,0899 g/l
Skyto H2 tankis virimo temperatūroje – 0,071 g/cm3

Vandenilio atomas sudarytas iš vieno protono (branduolys) ir vieno elektorono. Tai paapraščiausias atomas, neturintis atitikmenų pariodinėje sistemoje. Jis gali netekti elektoro ir sudaryti teigiamai įelekrtintą H+ katijoną. Tuo vandenilis panašus į šarminius metalus, kurių oksidacijos laipsnis +1. Tačiau H+ katijonas yra „nuogas“ protonas, o šarminių elementų katijonai turi elektroninius apvalkalus. Vandenilio jono spindulys labai mažas – 0,53 . 10-8 cm, todėl cheminių reakcijų metu šis jonas lengvai prasiskverbia į kitų atomų elektroninius apvalkalus, sudarydamas kovalentinę cheminę jungtį.

Net ir chemiškai sujungtą vandenilį kiti elektroneigiami atomai gali pritraukti, ir susidaro tik vandeniliui būdinga vandenilinė jungtis. Vandenilio atomas gali ir pr

risijungti elektroną. Tuomet jis virsta neigiamu jonu – anijonu H-. Šio jono elektronų debesėlis toks pat, kaip helio He atomo. Tuo vandenilis panašus į halogenus, kurių anijonų elektronų sluoksniai analogiški inertinių dujų sluoksniams. Todėl vandenilis kartais priskiriamas ne prie I, o VII Mendelejevo lentelės grupės.

Vandenilio molekutė H2 sudaryta iš dviejų kovalentiškai sujungtų atomų, t.y. abu elektronai yra bendri H . + H . = H : H. Įrastomis sąlygomis molekulinis vandenilis chemiškai nelabai aktyvus. Aukštoje temperatūroje jis skyla (disocijuoja) į nelabai aktyvius atomus. Disocijacija lengviau vyksta esant katalizatorių – platinos ir kitų tauriųjų metakų. Atominis vandenilis susidaro vykstant įvairioms cheminėms reakcijoms, pavyzdžiui, cinką veikiant druskos rūgštimi:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2H

Vandenilio atomai tuoj pat reaguoja tarpusavyje ir susijungia į molekutę. Todėl chemijoje jis dažnai vartojamas išsiskytimo momentu, t.y. esant tos medžiagos, su kuria reikia atlikti reakciją. Įprastomis sąlygomis molekulinis vandenilis reaguoja tik su aktyviausiais elementais: susimaišęs su fluoru, sprogsta net tamsoje ir šaltyje, su chloru reaguoja šviesoje ir pakaitintas; čia susidaro vandenilio halogenai HX (X = Cl, Br, I, F):
H2 + Cl2 = 2HCl

Kaitinant vandenilį su deguonimi, susidaro vanduo:
2H2 + O2 = 2H2O

Šioje reakcijoje išsiskiria daug šilumos. Dviejų tūrių vandenilio ir vieno tūrio deguonies dujų mišinys padegtas sprogsta. Jis vadinamas sprogstamomis dujomis. Padidinus slėgį ir temperatūrą, vandenilis reaguoja su azotu:
3H2 + N2 ↔2NH3

amontakas

Tai grįžtama reakcija. An

nalogiškai vandenilis reaguoja su siera:
H2 + S ↔ H2S

Sieros vandenilis

Padidinus slėgį ir temperatūrą, vandenilis reaguoja su dauguma metalų, sudarydamas hidridus. Su šarminiais metalais sudaro druskų tipo hidridus (pavyzdžiui, NaH). Šiuo atvėju vandenilis veikia kaip oksidatorius, o visais kitais atvėjais jis yra reduktorius.

Vandenilio yra rūgštyse ir šarmuose. Vandenilio H+ jonų kiekis (koncentracija) nulemia terpės rūgštingumą todėl turi didžiulę įtaką daugelio cheminių ir biologinių procesų eigai.

Vandenilis, kaip lengviausios dujos, vartojamos oro balionams (anksčiau ir dirižabliams) užpildyti. Tačiau tam tikslui vandenilis nėra labai tinkamas, nes tokie skraidymo aparatai gali lengvai užsidegti. Deguonyje degantis vandenilis raketose vartojamas kaip kuras. Labai perspektyvus vandenilio panaudojimas kuro elementuose. Į juos „kuras“ (vandenilis) katijonų pavidalu patenka per medžiagą (kietą elektrolitą), gebančią praleisti H+ jonus. Vandenilio liepsna naudojama deguonies – vandenilio degikliuose metalams pjaustyti ir virinti. Vandenilio pritaikymo sritys labai įvairios, bei jos visos susijusios su šio elemento redukcinėmis savybėmis. Tai amoniako ir druskos rūgšties gamyba, labai grynų metalų gavimas, organinė sintezė ir t.t. Vandenilio izotopai deuteris ir tritis vartojami termobranduolinėje technikoje, kuri ateityje turėtų aprūpinti žmoniją neišsenkama energija.

Vanduo

Svarbiausias vandenilio cheminis junginys yra vanduo. Vanduo (vandenilio oksidas) turi 88,6% daguonies ir 11,4% vandenilio (pagal masę); tai atitinka formulę H2O.

Vanduo – Labiausiai paplitęs Žemėje junginys. Žemės vandeninis apvalkalas – hidrosfera – sudaro 71% Žemės paviršiaus. Sujungto vandens yr

ra Žemės plutoje. Žinoma, kad, sulydant 1 km3 granito, galima gauti 26 mln. t. vandens. Vanduo atliko ir atlieka lemiamą vaidmenį Žemės geologijos istorijoje, klimato ir orų formavimesi, medžiagų apykaitoje, gyvybės fiziologinėje ir biologinėje sferoje.

Vandens fizikinės savybės (esant atmosferos slėgiui)
tvir 100oC Santykinė moleklinė masė 18,016
tlyd 0oC Tankis, esant 20oC, 0,9982 g/cm3
Vandens šiluminė
talpa 4,184 kJ/(kg . K) Ledo šiluminė talpa esant 0oC
2,038 kJ/(kg . K)

Vanduo – bespalvis ir bekvapis skystis. Iš visų skysčių jo šiluminė talpa didžiausia. Vandens tankis, skirtingai nuo kitų skysčių šaldant didėja ne tolygiai, o +4oC temteratūroje būna maksimalus ir, toliau šaldant, staiga sumažėja iki0,91 g/cm3 (ledo tankis). Neįprastai aukšta ir ledo lydimosi šiluma. Ji net 13,5 karto viršija švino lydimosi šilumą.

Nepaprastas vandens savybes galima paaiškinti jo molekulės struktūros ypatumais. Vandens molekulė nėra linijinė – kampas tarp jungčių H–O–H lygus 104o25`. Nors O–H jungyts yra kovalentinės, vandens molekutė yra polinė: vandenilio atomas turi tam tikra teikiamą krūvį, o deguonies – neigiamą. Dėl to vienos H2O molekulės deguonies atomas gali prisitraukti prie kitos molekulės vandenilio atomą: taip atsiranda vandenilinė jungtis ir padidėja bendra jungties energija. Todėl vandens molekulės yra asocijuotos. Ledo kristaluose vandenilinės jungtys dar tvirtesnės. Dėl didelio H2O molekulių poliškumo vanduo yra labai geras kitų polinių junginių tirpiklis.

Vandens cheminės savybės taip pat priklauso nuo jo sudėties ir struktūros. Šio junginio molekulė suyra, tik paveikta didelio energijos kiekio. Vanduo skyla (terminė disociacija). Radioktyvus spinduliavimas taip pat skaido vandenį į vandenilį, deguonį ir vandenilio peroksidą – H2O2. Šarminiai ir šarminiai Žemės metalai skaido vandenį kambario temperatūroje, o magnis ir cinkas – virimo temperatūroje. Iki raudonumo įkaitinta geležis reaguoja su vandens garais. Vanduo – viena pagrindinių metalų korozijos priežasčių. Taurieji metalai su juo nereaguoja.

Jis reaguoja su daugeliu nemetelų. Veikiamas deguonies, vanduo virsta peroksidu:
H2O + O → H2O2

Vanduo „dega“ fluoro srovėje. Chloras 100oC temperatūroje arba veikiamas šviesos skaldo vandenį ir susidaro atominis deguonis:
H2O + Cl2 → 2HCl + O

Vandenyje tirpstantys druskas sudarantys oksidai reaguoja su vandeniu ir sudaro rūgštis arba bazes. Daugelis druskų ir kai kurios kitos medžiagos vandenyje hidrolizuojasi. Pvz.: Aliumini druskos:
Al3+ + H2O ↔ Al (OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H2O ↔ Al (OH) + H+
Al(OH) + H2O ↔ Al(OH)3 + H+

Leave a Comment