Rozdział IV Substancje proste i złożone. wodór i tlen. Chemia organiczna Tlen wspomaga spalanie

Chemia ogólna i nieorganiczna

Wykład 6. Wodór i tlen. Woda. Nadtlenek wodoru.

Wodór

Atom wodoru jest najprostszym przedmiotem chemii. Ściśle mówiąc, jego jon, proton, jest jeszcze prostszy. Po raz pierwszy opisany w 1766 roku przez Cavendisha. Imię z języka greckiego. „hydrogeny” – wytwarzanie wody.

Promień atomu wodoru wynosi około 0,5 * 10-10 m, a jego jon (proton) wynosi 1,2 * 10-15 m. Lub od 50 do 1,2 * 10-15 lub od 50 metrów (przekątna SCA) do 1mm.

Następny pierwiastek 1s, lit, zmienia się dopiero od 155:00 do 68:00 dla Li+. Taka różnica w rozmiarach atomu i jego kationu (5 rzędów wielkości) jest wyjątkowa.

Ze względu na mały rozmiar protonu następuje wymiana wiązanie wodorowe, głównie pomiędzy atomami tlenu, azotu i fluoru. Siła wiązań wodorowych wynosi 10-40 kJ/mol, czyli znacznie mniej niż energia rozrywania większości zwykłych wiązań (100-150 kJ/mol w cząsteczkach organicznych), ale większa niż średnia energia kinetyczna ruchu termicznego w temperaturze 370 C (4 kJ/mol). W rezultacie w żywym organizmie wiązania wodorowe ulegają odwracalnemu zerwaniu, zapewniając przepływ procesów życiowych.

Wodór topi się w temperaturze 14 K, wrze w temperaturze 20,3 K (ciśnienie 1 atm), gęstość ciekłego wodoru wynosi zaledwie 71 g/l (14 razy lżejszy od wody).

Wzbudzone atomy wodoru z przejściami do n 733 → 732 przy długości fali 18 m odkryto w rozrzedzonym ośrodku międzygwiazdowym, co odpowiada promieniowi Bohra (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) rzędu 0,1 mm ( !).

Najpopularniejszy pierwiastek w kosmosie (88,6% atomów, 11,3% atomów to hel, a tylko 0,1% to atomy wszystkich pozostałych pierwiastków).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol

Ponieważ protony mają spin 1/2, istnieją trzy warianty cząsteczek wodoru:

ortowodór o-H2 z równoległymi spinami jądrowymi, parawodór p-H2 z antyrównoległe spiny i normalny n-H2 - mieszanina 75% ortowodoru i 25% parawodoru. Podczas przemiany o-H2 → p-H2 uwalnia się 1418 J/mol.

Właściwości orto- i parawodoru

Ponieważ masa atomowa wodoru jest minimalna możliwa, jego izotopy - deuter D (2 H) i tryt T (3 H) różnią się znacznie od protu 1 H właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Przykładowo zastąpienie jednego z wodorów w związku organicznym deuterem ma zauważalny wpływ na jego widmo oscylacyjne (podczerwone), co umożliwia określenie struktury złożonych cząsteczek. Podobne podstawienia („metoda znakowanego atomu”) są również stosowane w celu ustalenia mechanizmów kompleksu

procesy chemiczne i biochemiczne. Metoda znakowanego atomu jest szczególnie czuła, gdy zamiast protu stosuje się radioaktywny tryt (rozpad β, okres półtrwania 12,5 lat).

Właściwości protu i deuteru

Razem: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Inne źródła wodoru.

Gaz koksowniczy: około 55% wodoru, 25% metanu, do 2% ciężkich węglowodorów, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azotu.

Wodór jako produkt spalania:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

Na 1 kg mieszaniny pirotechnicznej uwalnia się do 370 litrów wodoru.

Wodór w postaci prostej substancji wykorzystywany jest do produkcji amoniaku i uwodornienia (utwardzania) tłuszczów roślinnych, do redukcji z tlenków niektórych metali (molibdenu, wolframu), do produkcji wodorków (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia reakcji: H. + H. = H2 wynosi -436 kJ/mol, zatem wodór atomowy wykorzystuje się do wytworzenia wysokotemperaturowego „płomienia” redukcyjnego („palnik Langmuira”). Strumień wodoru w łuku elektrycznym ulega atomizacji w temperaturze 35 000 C o 30%, następnie dzięki rekombinacji atomów można osiągnąć 50 000 C.

Skroplony wodór jest używany jako paliwo w rakietach (patrz tlen). Obiecujące, przyjazne dla środowiska paliwo do transportu naziemnego; Trwają eksperymenty z zastosowaniem akumulatorów wodorowo-metalowo-wodorowych. Przykładowo stop LaNi5 może wchłonąć 1,5-2 razy więcej wodoru niż jest zawarte w tej samej objętości (jako objętość stopu) ciekłego wodoru.

Tlen

Według obecnie powszechnie przyjętych danych tlen odkrył w 1774 r. J. Priestley i niezależnie K. Scheele. Historia odkrycia tlenu jest dobrym przykładem wpływu paradygmatów na rozwój nauki (patrz Załącznik 1).

Najwyraźniej tlen został odkryty znacznie wcześniej niż oficjalna data. W 1620 roku każdy mógł przepłynąć Tamizę (w Tamizie) łodzią podwodną zaprojektowaną przez Corneliusa van Drebbela. Dzięki wysiłkom kilkunastu wioślarzy łódź przeniosła się pod wodę. Według licznych naocznych świadków wynalazca łodzi podwodnej skutecznie rozwiązał problem oddychania, „chemicznie odświeżając” znajdujące się w niej powietrze. Robert Boyle napisał w 1661 r.: „... Oprócz konstrukcji mechanicznej łodzi wynalazca dysponował roztworem chemicznym (alkoholem), który

uważany za główny sekret nurkowania. A kiedy od czasu do czasu był przekonany, że część powietrza nadającego się do oddychania została już zużyta i utrudnia oddychanie ludziom na łodzi, mógł odkorkując naczynie wypełnione tym roztworem, szybko uzupełnić powietrze o takiej zawartości składników życiowych, aby ponownie nadawało się do oddychania przez wystarczająco długi czas.”

Zdrowy człowiek w stanie spokoju przepompowuje dziennie przez płuca około 7200 litrów powietrza, pobierając nieodwołalnie 720 litrów tlenu. W zamkniętym pomieszczeniu o objętości 6 m3 człowiek może przeżyć bez wentylacji do 12 godzin, a przy pracy fizycznej 3-4 godziny. Główną przyczyną trudności w oddychaniu nie jest brak tlenu, ale akumulacja dwutlenku węgla od 0,3 do 2,5%.

Przez długi czas główną metodą wytwarzania tlenu był cykl „barowy” (produkcja tlenu metodą Breena):

BaSO4 -t- → BaO + SO3;

5000 C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C

Sekretnym rozwiązaniem Drebbela może być roztwór nadtlenku wodoru: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Otrzymywanie tlenu poprzez spalenie mieszaniny pirolitycznej: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Mieszanka zawiera do 80% NaClO3, do 10% proszku żelaza, 4% nadtlenku baru i wełnę szklaną.

Cząsteczka tlenu jest paramagnetyczna (praktycznie birodnikowa), dlatego jej aktywność jest wysoka. Substancje organiczne w powietrzu ulegają utlenieniu na etapie tworzenia się nadtlenku.

Tlen topi się w temperaturze 54,8 K i wrze w temperaturze 90,2 K.

Alotropową modyfikacją pierwiastka tlenu jest substancja ozon O3. Biologiczna ochrona Ziemi przed ozonem jest niezwykle ważna. Na wysokości 20-25 km ustala się równowaga:

W 1974 roku odkryto, że chlor atomowy powstający z freonów na wysokości ponad 25 km katalizuje rozpad ozonu, jakby zastępując „ozonowe” promieniowanie ultrafioletowe. To promieniowanie UV może powodować raka skóry (nawet 600 tysięcy przypadków rocznie w USA). Zakaz stosowania freonów w puszkach aerozolowych obowiązuje w Stanach Zjednoczonych od 1978 roku.

Od 1990 roku na liście substancji zabronionych (w 92 krajach) znajdują się CH3 CCl3, CCl4 oraz chlorobromowane węglowodory – ich produkcja zostanie wyłączona do 2000 roku.

Spalanie wodoru w tlenie

Reakcja jest bardzo złożona (schemat na wykładzie 3), dlatego przed jej praktycznym zastosowaniem wymagane były długie badania.

21 lipca 1969 roku pierwszy Ziemianin, N. Armstrong, chodził po Księżycu. Wyrzutnia rakiet Saturn 5 (projektu Wernhera von Brauna) składa się z trzech stopni. Pierwsza zawiera naftę i tlen, druga i trzecia zawierają ciekły wodór i tlen. Łącznie 468 ton ciekłego O2 i H2. Dokonano 13 udanych startów.

Od kwietnia 1981 roku w Stanach Zjednoczonych prom kosmiczny przeleciał: 713 ton ciekłego O2 i H2 oraz dwa akceleratory na paliwo stałe po 590 ton każdy (całkowita masa paliwa stałego 987 ton). Pierwsze 40 km podjazdu do TTU, od 40 do 113 km silniki pracują na wodorze i tlenie.

15 maja 1987 pierwszy start „Energii”, 15 listopada 1988 pierwszy i jedyny lot „Buranu”. Masa startowa 2400 ton, masa paliwa (nafta w

przedziały boczne, ciekły O2 i H2) 2000 ton Moc silnika 125000 MW, ładowność 105 ton.

Spalanie nie zawsze było kontrolowane i skuteczne.

W 1936 roku zbudowano największy na świecie sterowiec wodorowy LZ-129 Hindenburg. Pojemność 200 000 m3, długość ok. 250 m, średnica 41,2 m. Prędkość 135 km/h dzięki 4 silnikom o mocy 1100 KM, ładowność 88 t. Sterowiec wykonał 37 lotów przez Atlantyk i przewiózł ponad 3 tysiące pasażerów.

6 maja 1937 roku podczas dokowania w USA sterowiec eksplodował i spłonął. Jedną z możliwych przyczyn jest sabotaż.

28 stycznia 1986 roku, w 74. sekundzie lotu, Challenger eksplodował z siedmioma astronautami – był to 25. lot systemu Shuttle. Przyczyną jest awaria akceleratora na paliwo stałe.

Demonstracja:

eksplozja gazu detonującego (mieszaniny wodoru i tlenu)

Ogniwa paliwowe

Technicznie ważnym wariantem tej reakcji spalania jest podzielenie procesu na dwie części:

elektroutlenianie wodoru (anoda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroredukcja tlenu (katoda): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Układ, w którym zachodzi takie „spalanie”, to ogniwo paliwowe. Sprawność jest znacznie wyższa niż w elektrowniach cieplnych, ponieważ nie ma

specjalny etap wytwarzania ciepła. Maksymalna wydajność = ∆ G/∆ H; w przypadku spalania wodoru okazuje się, że wynosi 94%.

Efekt jest znany od 1839 roku, ale wdrożono pierwsze, praktycznie działające ogniwa paliwowe

pod koniec XX wieku w kosmosie („Bliźnięta”, „Apollo”, „Shuttle” - USA, „Buran” - ZSRR).

Perspektywy ogniw paliwowych [17]

Przedstawiciel Ballard Power Systems przemawiając na konferencji naukowej w Waszyngtonie podkreślił, że silnik na ogniwa paliwowe będzie opłacalny komercyjnie, gdy spełni cztery główne kryteria: zmniejszenie kosztów wytworzonej energii, zwiększenie trwałości, zmniejszenie wielkości instalacji oraz możliwość szybkiego uruchomienia w chłodne dni. Koszt jednego kilowata energii wytworzonej w instalacji ogniw paliwowych powinien spaść do 30 dolarów. Dla porównania w 2004 roku ta sama kwota wyniosła 103 dolary, a w 2005 roku ma osiągnąć 80 dolarów. Aby osiągnąć tę cenę, trzeba produkować co najmniej 500 tysięcy silników rocznie. Europejscy naukowcy są ostrożniejsi w swoich prognozach i uważają, że komercyjne wykorzystanie wodorowych ogniw paliwowych w motoryzacji rozpocznie się nie wcześniej niż w 2020 roku.

Tlen- jeden z najpowszechniejszych pierwiastków na Ziemi. Stanowi około połowę masy skorupy ziemskiej, zewnętrznej powłoki planety. W połączeniu z wodorem tworzy wodę, która pokrywa ponad dwie trzecie powierzchni Ziemi.

Nie możemy zobaczyć tlenu, nie możemy go też posmakować ani powąchać. Stanowi jednak jedną piątą powietrza i jest niezbędny do życia. Aby żyć, podobnie jak zwierzęta i rośliny, musimy oddychać.

Tlen jest nieodzownym uczestnikiem reakcji chemicznych zachodzących wewnątrz każdej mikroskopijnej komórki żywego organizmu, w wyniku których rozkładane są składniki odżywcze i uwalniana jest niezbędna do życia energia. Dlatego tlen jest tak niezbędny każdej żywej istocie (z wyjątkiem kilku rodzajów drobnoustrojów).

Podczas spalania substancje łączą się z tlenem, uwalniając energię w postaci ciepła i światła.

Wodór

Najbardziej powszechnym pierwiastkiem we wszechświecie jest wodór. Stanowi większość większości gwiazd. Na Ziemi większość wodoru (symbol chemiczny H) łączy się z tlenem (O), tworząc wodę (H2O). Wodór jest najprostszym i najlżejszym pierwiastkiem chemicznym, ponieważ każdy jego atom składa się tylko z jednego protonu i jednego elektronu.

Na początku XX wieku sterowce i duże samoloty napełniano wodorem. Jednakże wodór jest bardzo łatwopalny. Po kilku katastrofach spowodowanych pożarami, w sterowcach nie stosowano już wodoru. Obecnie w aeronautyce wykorzystuje się inny gaz lekki – niepalny hel.

Wodór łączy się z węglem, tworząc substancje zwane węglowodorami. Należą do nich produkty otrzymywane z gazu ziemnego i ropy naftowej, takie jak gazy propan i butan czy benzyna płynna. Wodór łączy się również z węglem i tlenem, tworząc węglowodany. Skrobia w ziemniakach i ryżu, cukier w burakach to węglowodany.

Słońce i inne gwiazdy składają się głównie z wodoru. W centrum gwiazdy potworne temperatury i ciśnienia zmuszają atomy wodoru do łączenia się ze sobą i przekształcania w inny gaz – hel. Uwalnia to ogromną ilość energii w postaci ciepła i światła.

10.1. Wodór

Nazwa „wodór” odnosi się zarówno do pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Element wodór składa się z atomów wodoru. Prosta substancja wodór składa się z cząsteczek wodoru.

a) Pierwiastek chemiczny wodór

W naturalnym szeregu pierwiastków numer porządkowy wodoru wynosi 1. W układzie pierwiastków wodór znajduje się w pierwszym okresie w grupie IA lub VIIA.

Wodór jest jednym z najpowszechniej występujących pierwiastków na Ziemi. Ułamek molowy atomów wodoru w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi (zwanych łącznie skorupą ziemską) wynosi 0,17. Występuje w wodzie, wielu minerałach, ropie, gazie ziemnym, roślinach i zwierzętach. Przeciętne ciało ludzkie zawiera około 7 kilogramów wodoru.

Istnieją trzy izotopy wodoru:
a) lekki wodór – protium,
b) ciężki wodór – deuter(D),
c) superciężki wodór – tryt(T).

Tryt jest izotopem niestabilnym (radioaktywnym), dlatego praktycznie nigdy nie występuje w przyrodzie. Deuter jest stabilny, ale jest go bardzo mało: w D = 0,015% (masy całego ziemskiego wodoru). Dlatego masa atomowa wodoru bardzo niewiele różni się od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom wodoru

Z poprzednich części kursu chemii znasz już następujące cechy atomu wodoru:

Zdolności walencyjne atomu wodoru są określone przez obecność jednego elektronu na pojedynczym orbicie walencyjnym. Wysoka energia jonizacji sprawia, że ​​atom wodoru nie jest skłonny oddawać elektronu, a niezbyt wysoka energia powinowactwa elektronowego powoduje lekką tendencję do jego przyjmowania. W konsekwencji w układach chemicznych utworzenie kationu H jest niemożliwe, a związki z anionem H są mało trwałe. Zatem atom wodoru najprawdopodobniej utworzy wiązanie kowalencyjne z innymi atomami ze względu na jeden niesparowany elektron. Zarówno w przypadku tworzenia anionu, jak i w przypadku tworzenia wiązania kowalencyjnego, atom wodoru jest jednowartościowy.
W prostej substancji stopień utlenienia atomów wodoru wynosi zero, w większości związków wodór wykazuje stopień utlenienia +I, a tylko w wodorkach pierwiastków najmniej elektroujemnych wodór ma stopień utlenienia –I.
Informacje o zdolnościach wartościowych atomu wodoru podano w tabeli 28. Stan wartościowości atomu wodoru związanego jednym wiązaniem kowalencyjnym z dowolnym atomem oznaczono w tabeli symbolem „H-”.

Tabela 28.Możliwości walencyjne atomu wodoru

c) Cząsteczka wodoru

Dwuatomowa cząsteczka wodoru H2 powstaje, gdy atomy wodoru są związane jedynym możliwym dla nich wiązaniem kowalencyjnym. Połączenie jest tworzone przez mechanizm wymiany. Zgodnie ze sposobem nakładania się chmur elektronów jest to wiązanie typu S (ryc. 10.1 A). Ponieważ atomy są takie same, wiązanie jest niepolarne.

Odległość międzyatomowa (dokładniej równowagowa odległość międzyatomowa, ponieważ atomy wibrują) w cząsteczce wodoru R(H–H) = 0,74 A (ryc. 10.1 V), czyli znacznie mniej niż suma promieni orbit (1,06 A). W rezultacie chmury elektronów związanych atomów zachodzą na siebie głęboko (ryc. 10.1 B), a wiązanie w cząsteczce wodoru jest silne. Wskazuje na to również dość wysoka wartość energii wiązania (454 kJ/mol).
Jeśli charakteryzujemy kształt cząsteczki powierzchnią graniczną (podobną do powierzchni granicznej chmury elektronów), to możemy powiedzieć, że cząsteczka wodoru ma kształt lekko odkształconej (wydłużonej) kuli (Rys. 10.1 G).

d) Wodór (substancja)

W normalnych warunkach wodór jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. W małych ilościach jest nietoksyczny. Wodór stały topi się w temperaturze 14 K (–259 °C), a wodór ciekły wrze w temperaturze 20 K (–253 °C). Niskie temperatury topnienia i wrzenia, bardzo mały zakres temperatur istnienia ciekłego wodoru (tylko 6°C), a także małe wartości molowych ciepła topnienia (0,117 kJ/mol) i parowania (0,903 kJ/mol) ) wskazują, że wiązania międzycząsteczkowe w wodorze są bardzo słabe.
Gęstość wodoru r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Dla porównania: średnia gęstość powietrza wynosi 1,29 g/l. Oznacza to, że wodór jest 14,5 razy „lżejszy” od powietrza. Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.
W temperaturze pokojowej wodór jest nieaktywny, ale po podgrzaniu reaguje z wieloma substancjami. W tych reakcjach atomy wodoru mogą zwiększać lub zmniejszać swój stopień utlenienia: H2 + 2 mi– = 2Н –I, Н 2 – 2 mi– = 2Н +I.
W pierwszym przypadku wodór jest utleniaczem, na przykład w reakcjach z sodem lub wapniem: 2Na + H2 = 2NaH, ( T) Ca + H 2 = CaH 2 . ( T)
Ale właściwości redukujące wodoru są bardziej charakterystyczne: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( T)
CuO + H2 = Cu + H2O. ( T)
Po podgrzaniu wodór utlenia się nie tylko przez tlen, ale także przez inne niemetale, na przykład fluor, chlor, siarkę, a nawet azot.
W laboratorium w wyniku reakcji powstaje wodór

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Zamiast cynku można użyć żelaza, aluminium i niektórych innych metali, a zamiast kwasu siarkowego można użyć innych rozcieńczonych kwasów. Powstały wodór zbiera się w probówce poprzez wyparcie wody (patrz rys. 10.2 B) lub po prostu do odwróconej kolby (ryc. 10.2 A).

W przemyśle wodór produkowany jest w dużych ilościach z gazu ziemnego (głównie metanu) w drodze reakcji z parą wodną w temperaturze 800°C w obecności katalizatora niklowego:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( T, Ni)

lub obróbka węgla w wysokiej temperaturze parą wodną:

2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( T)

Czysty wodór otrzymuje się z wody rozkładając ją prądem elektrycznym (poddając się elektrolizie):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (elektroliza).

e) Związki wodoru

Wodorki (związki binarne zawierające wodór) dzielą się na dwa główne typy:
a) lotny wodorki (molekularne),
b) wodorki podobne do soli (jonowe).
Pierwiastki z grup IVA – VIIA oraz bor tworzą wodorki molekularne. Spośród nich tylko wodorki pierwiastków tworzących niemetale są stabilne:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; CZEŚĆ
Z wyjątkiem wody, wszystkie te związki są substancjami gazowymi w temperaturze pokojowej, stąd ich nazwa – „lotne wodorki”.
Niektóre pierwiastki tworzące niemetale występują również w bardziej złożonych wodorkach. Na przykład węgiel tworzy związki o ogólnych wzorach C N H 2 N+2 , C N H 2 N, C N H 2 N–2 i inne, gdzie N może być bardzo duży (związki te bada się w chemii organicznej).
Wodorki jonowe obejmują wodorki metali alkalicznych, pierwiastków ziem alkalicznych i magnezu. Kryształy tych wodorków składają się z anionów H i kationów metali na najwyższym stopniu utlenienia Me lub Me 2 (w zależności od grupy układu pierwiastków).

Zarówno wodorki jonowe, jak i prawie wszystkie wodorki molekularne (z wyjątkiem H 2 O i HF) są czynnikami redukującymi, przy czym wodorki jonowe wykazują właściwości redukujące znacznie silniejsze niż wodorki molekularne.
Oprócz wodorków wodór jest częścią wodorotlenków i niektórych soli. W kolejnych rozdziałach zapoznasz się z właściwościami tych bardziej złożonych związków wodorowych.
Głównymi odbiorcami wodoru produkowanego w przemyśle są zakłady produkujące amoniak i nawozy azotowe, w których amoniak otrzymywany jest bezpośrednio z azotu i wodoru:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, T, Pt – katalizator).

Wodór wykorzystuje się w dużych ilościach do produkcji alkoholu metylowego (metanolu) w reakcji 2H 2 + CO = CH 3 OH ( T, ZnO – katalizator), a także w produkcji chlorowodoru, który otrzymuje się bezpośrednio z chloru i wodoru:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Czasami wodór stosuje się w metalurgii jako środek redukujący przy produkcji czystych metali, na przykład: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Z jakich cząstek składają się jądra a) protu, b) deuteru, c) trytu?
2.Porównaj energię jonizacji atomu wodoru z energią jonizacji atomów innych pierwiastków. Któremu pierwiastkowi najbliższy jest wodór pod względem tej cechy?
3. Zrób to samo dla energii powinowactwa elektronów
4. Porównaj kierunek polaryzacji wiązania kowalencyjnego i stopień utlenienia wodoru w związkach: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5.Zapisz najprostszy wzór cząsteczkowy, strukturalny i przestrzenny wodoru. Który z nich jest najczęściej używany?
6. Często mówią: „Wodór jest lżejszy od powietrza”. Co to znaczy? W jakich przypadkach można to wyrażenie rozumieć dosłownie, a w jakich nie?
7.Uzupełnij wzory strukturalne wodorków potasu i wapnia, a także amoniaku, siarkowodoru i bromowodoru.
8. Znając ciepło molowe topnienia i parowania wodoru, określ wartości odpowiednich wielkości.
9. Dla każdej z czterech reakcji ilustrujących podstawowe właściwości chemiczne wodoru utwórz wagę elektronową. Oznacz czynniki utleniające i redukujące.
10. Wyznacz masę cynku potrzebną do wytworzenia 4,48 litra wodoru metodą laboratoryjną.
11. Określ masę i objętość wodoru, który można otrzymać z 30 m 3 mieszaniny metanu i pary wodnej, pobranych w stosunku objętościowym 1:2, z wydajnością 80%.
12. Ułóż równania reakcji zachodzących podczas oddziaływania wodoru a) z fluorem, b) z siarką.
13. Poniższe schematy reakcji ilustrują podstawowe właściwości chemiczne wodorków jonowych:

a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl2MCl + HCl ( T);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Tutaj M oznacza lit, sód, potas, rubid lub cez. Zapisz równania odpowiednich reakcji, jeśli M oznacza sód. Zilustruj właściwości chemiczne wodorku wapnia za pomocą równań reakcji.
14.Korzystając z metody bilansu elektronowego, utwórz równania dla następujących reakcji ilustrujących właściwości redukujące niektórych wodorków molekularnych:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( T); b) NH3 + O2H2O + N2 ( T); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( T).

Podobnie jak w przypadku wodoru, słowo „tlen” jest nazwą zarówno pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Poza prostą sprawą” tlen"(ditlen) pierwiastek chemiczny tlen tworzy inną prostą substancję zwaną „ ozon"(trójtlen). Są to alotropowe modyfikacje tlenu. Substancja tlen składa się z cząsteczek tlenu O 2 , a substancja ozon składa się z cząsteczek ozonu O 3 .

a) Pierwiastek chemiczny tlen

W naturalnym szeregu pierwiastków numer seryjny tlenu wynosi 8. W układzie pierwiastków tlen znajduje się w drugim okresie w grupie VIA.
Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. W skorupie ziemskiej co drugi atom to atom tlenu, to znaczy ułamek molowy tlenu w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi wynosi około 50%. Tlen (substancja) jest składnikiem powietrza. Udział objętościowy tlenu w powietrzu wynosi 21%. Tlen (pierwiastek) występuje w wodzie, wielu minerałach oraz roślinach i zwierzętach. Ciało człowieka zawiera średnio 43 kg tlenu.
Naturalny tlen składa się z trzech izotopów (16 O, 17 O i 18 O), z których najlżejszy jest najlżejszy izotop 16 O. Dlatego masa atomowa tlenu jest bliska 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom tlenu

Znasz następujące cechy atomu tlenu.

Tabela 29.Możliwości wartościowości atomu tlenu

* Tlenki te można również uznać za związki jonowe.
** Atomy tlenu w cząsteczce nie są w tym stanie wartościowości; to tylko przykład substancji o stopniu utlenienia atomów tlenu równym zero
Wysoka energia jonizacji (podobnie jak wodór) zapobiega tworzeniu się prostego kationu z atomu tlenu. Energia powinowactwa elektronów jest dość wysoka (prawie dwukrotnie większa niż w przypadku wodoru), co zapewnia większą skłonność atomu tlenu do przyjmowania elektronów i zdolność do tworzenia anionów O 2A. Ale energia powinowactwa elektronów atomu tlenu jest nadal niższa niż atomów halogenu, a nawet innych pierwiastków grupy VIA. Dlatego aniony tlenu ( jony tlenkowe) istnieją tylko w związkach tlenu z pierwiastkami, których atomy bardzo łatwo oddają elektrony.
Dzieląc dwa niesparowane elektrony, atom tlenu może utworzyć dwa wiązania kowalencyjne. Dwie samotne pary elektronów, ze względu na niemożność wzbudzenia, mogą wejść jedynie w interakcję donor-akceptor. Zatem bez uwzględnienia krotności wiązań i hybrydyzacji atom tlenu może znajdować się w jednym z pięciu stanów walencyjnych (Tabela 29).
Najbardziej typowym stanem wartościowości atomu tlenu jest W k = 2, czyli utworzenie dwóch wiązań kowalencyjnych z powodu dwóch niesparowanych elektronów.
Bardzo wysoka elektroujemność atomu tlenu (wyższa tylko dla fluoru) powoduje, że w większości swoich związków tlen ma stopień utlenienia –II. Istnieją substancje, w których tlen wykazuje inne stopnie utlenienia, niektóre z nich podano w tabeli 29 jako przykłady, a stabilność porównawczą pokazano na ryc. 10.3.

c) Cząsteczka tlenu

Ustalono eksperymentalnie, że dwuatomowa cząsteczka tlenu O2 zawiera dwa niesparowane elektrony. Stosując metodę wiązań walencyjnych nie można wyjaśnić tej struktury elektronowej tej cząsteczki. Jednak wiązanie w cząsteczce tlenu ma właściwości zbliżone do kowalencyjnego. Cząsteczka tlenu jest niepolarna. Odległość międzyatomowa ( R o–o = 1,21 A = 121 nm) jest mniejsza niż odległość między atomami połączonymi pojedynczym wiązaniem. Molowa energia wiązania jest dość wysoka i wynosi 498 kJ/mol.

d) Tlen (substancja)

W normalnych warunkach tlen jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. Stały tlen topi się w temperaturze 55 K (–218 °C), a ciekły tlen wrze w temperaturze 90 K (–183 °C).
Wiązania międzycząsteczkowe w stałym i ciekłym tlenie są nieco silniejsze niż w wodorze, o czym świadczy większy zakres temperatur istnienia ciekłego tlenu (36°C) oraz większe molowe ciepło topnienia (0,446 kJ/mol) i parowania (6,83 kJ /mol).
Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie: w temperaturze 0°C tylko 5 objętości tlenu (gazu!) rozpuszcza się w 100 objętościach wody (cieczy!).
Duża skłonność atomów tlenu do zdobywania elektronów oraz wysoka elektroujemność powodują, że tlen wykazuje jedynie właściwości utleniające. Właściwości te są szczególnie widoczne w wysokich temperaturach.
Tlen reaguje z wieloma metalami: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
niemetale: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
i substancje złożone: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Najczęściej w wyniku takich reakcji powstają różne tlenki (patrz rozdział II § 5), ale aktywne metale alkaliczne, na przykład sód, po spaleniu zamieniają się w nadtlenki:

2Na + O2 = Na2O2.

Wzór strukturalny powstałego nadtlenku sodu to (Na) 2 (O-O).
Tląca się drzazga umieszczona w tlenie staje w płomieniach. Jest to wygodny i łatwy sposób na wykrycie czystego tlenu.
W przemyśle tlen pozyskuje się z powietrza w drodze rektyfikacji (destylacja złożona), a w laboratorium - poddając rozkładowi termicznemu określone związki zawierające tlen, np.:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200°C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – katalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400°C)
i dodatkowo przez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru w temperaturze pokojowej: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2).
Czysty tlen stosowany jest w przemyśle do intensyfikacji procesów, w których zachodzi utlenianie oraz do wytworzenia płomienia o wysokiej temperaturze. W technologii rakietowej jako utleniacz stosuje się ciekły tlen.
Tlen ma ogromne znaczenie dla utrzymania życia roślin, zwierząt i ludzi. W normalnych warunkach człowiek ma w powietrzu wystarczającą ilość tlenu, aby oddychać. Ale w warunkach, w których powietrza jest za mało lub w ogóle go nie ma (w samolotach, podczas pracy nurkowej, na statkach kosmicznych itp.), Do oddychania przygotowywane są specjalne mieszaniny gazów zawierające tlen. Tlen stosowany jest także w medycynie przy chorobach powodujących trudności w oddychaniu.

e) Ozon i jego cząsteczki

Ozon O 3 jest drugą alotropową modyfikacją tlenu.
Trójatomowa cząsteczka ozonu ma strukturę narożną pośrednią pomiędzy dwiema strukturami przedstawionymi za pomocą następujących wzorów:

Ozon to ciemnoniebieski gaz o ostrym zapachu. Ze względu na silne działanie utleniające jest trujący. Ozon jest półtora raza „cięższy” od tlenu i nieco lepiej rozpuszczalny w wodzie niż tlen.
Ozon powstaje w atmosferze z tlenu podczas wyładowań elektrycznych:

3O 2 = 2O 3 ().

W normalnych temperaturach ozon powoli zamienia się w tlen, a po podgrzaniu proces ten zachodzi wybuchowo.
Ozon zawarty jest w tzw. „warstwie ozonowej” atmosfery ziemskiej, chroniącej całe życie na Ziemi przed szkodliwym działaniem promieniowania słonecznego.
W niektórych miastach do dezynfekcji (dezynfekcji) wody pitnej zamiast chloru stosuje się ozon.

Narysuj wzory strukturalne następujących substancji: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Nazwij te substancje. Opisz stany wartościowości atomów tlenu w tych związkach.
Określ wartościowość i stopień utlenienia każdego atomu tlenu.
2. Ułóż równania reakcji spalania litu, magnezu, glinu, krzemu, czerwonego fosforu i selenu w tlenie (atomy selenu utleniają się do stopnia utlenienia +IV, atomy pozostałych pierwiastków utleniają się do najwyższego stopnia utlenienia). Do jakich klas tlenków należą produkty tych reakcji?
3. Ile litrów ozonu można otrzymać (w normalnych warunkach) a) z 9 litrów tlenu, b) z 8 g tlenu?

Woda jest substancją występującą najczęściej w skorupie ziemskiej. Masę wody ziemskiej szacuje się na 10 18 ton. Woda jest podstawą hydrosfery naszej planety, ponadto jest zawarta w atmosferze, w postaci lodu tworzy ziemskie czapy polarne i wysokogórskie lodowce, a także jest częścią różnych skał. Udział masowy wody w organizmie człowieka wynosi około 70%.
Woda jest jedyną substancją, która ma swoje specjalne nazwy we wszystkich trzech stanach skupienia.

Struktura elektronowa cząsteczki wody (ryc. 10.4 A) szczegółowo przestudiowaliśmy wcześniej (patrz § 7.10).
Ze względu na polarność wiązań O–H i kątowy kształt cząsteczka wody jest Dipole elektryczne.

Aby scharakteryzować polarność dipola elektrycznego, należy zastosować wielkość fizyczną zwaną „ moment elektryczny dipola elektrycznego” lub po prostu " moment dipolowy".

W chemii moment dipolowy mierzy się w debyach: 1 D = 3,34. 10 –30 Zajęcia. M

W cząsteczce wody występują dwa polarne wiązania kowalencyjne, czyli dwa dipole elektryczne, z których każdy ma swój własny moment dipolowy ( i ). Całkowity moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów tych dwóch momentów (ryc. 10.5):

(H2O) = ,

Gdzie Q 1 i Q 2 – ładunki cząstkowe (+) na atomach wodoru i – odległości międzyatomowe O – H w cząsteczce. Ponieważ Q 1 = Q 2 = Q, i wtedy

Wyznaczone eksperymentalnie momenty dipolowe cząsteczki wody i niektórych innych cząsteczek podano w tabeli.

Tabela 30.Momenty dipolowe niektórych cząsteczek polarnych

Biorąc pod uwagę dipolowy charakter cząsteczki wody, często jest ona schematycznie przedstawiana w następujący sposób:
Czysta woda to bezbarwna ciecz, pozbawiona smaku i zapachu. W tabeli podano niektóre podstawowe właściwości fizyczne wody.

Tabela 31.Niektóre właściwości fizyczne wody

Duże wartości ciepła molowego topnienia i parowania (o rząd wielkości większe niż wodoru i tlenu) wskazują, że cząsteczki wody, zarówno w materii stałej, jak i ciekłej, są ze sobą dość ściśle powiązane. Połączenia te nazywane są „ wiązania wodorowe".

DIPOL ELEKTRYCZNY, MOMENT DIPOLOWY, BIEGUNOWOŚĆ WIĄZANIA, BIEGUNOWOŚĆ CZĄSTECZKI.
Ile elektronów walencyjnych atomu tlenu bierze udział w tworzeniu wiązań w cząsteczce wody?
2. Kiedy jakie orbitale nakładają się, powstają wiązania między wodorem i tlenem w cząsteczce wody?
3.Zrób diagram powstawania wiązań w cząsteczce nadtlenku wodoru H 2 O 2. Co możesz powiedzieć o strukturze przestrzennej tej cząsteczki?
4. Odległości międzyatomowe w cząsteczkach HF, HCl i HBr wynoszą odpowiednio 0,92; 1,28 i 1,41. Korzystając z tabeli momentów dipolowych, oblicz i porównaj ładunki cząstkowe atomów wodoru w tych cząsteczkach.
5. Odległości międzyatomowe S – H w cząsteczce siarkowodoru wynoszą 1,34, a kąt między wiązaniami wynosi 92°. Określ wartości ładunków cząstkowych na atomach siarki i wodoru. Co możesz powiedzieć o hybrydyzacji orbitali walencyjnych atomu siarki?

Jak już wiesz, ze względu na znaczną różnicę elektroujemności wodoru i tlenu (2,10 i 3,50), atom wodoru w cząsteczce wody uzyskuje duży dodatni ładunek cząstkowy ( Q h = 0,33 mi), a atom tlenu ma jeszcze większy ujemny ładunek cząstkowy ( Q h = –0,66 mi). Przypomnijmy również, że atom tlenu ma dwie wolne pary elektronów na każdy sp 3-hybrydowy AO. Atom wodoru jednej cząsteczki wody jest przyciągany do atomu tlenu innej cząsteczki, a ponadto w połowie pusty 1s-AO atomu wodoru częściowo przyjmuje parę elektronów z atomu tlenu. W wyniku tych interakcji między cząsteczkami powstaje szczególny rodzaj wiązania międzycząsteczkowego - wiązanie wodorowe.
W przypadku wody tworzenie wiązań wodorowych można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

W ostatnim wzorze strukturalnym trzy kropki (linia przerywana, a nie elektrony!) wskazują wiązanie wodorowe.

Wiązania wodorowe istnieją nie tylko pomiędzy cząsteczkami wody. Powstaje, jeśli spełnione są dwa warunki:
1) cząsteczka ma silnie polarne wiązanie H–E (E jest symbolem atomu pierwiastka dość elektroujemnego),
2) cząsteczka zawiera atom E o dużym ujemnym ładunku cząstkowym i wolną parę elektronów.
Pierwiastkiem E może być fluor, tlen i azot. Wiązania wodorowe są znacznie słabsze, jeśli E oznacza chlor lub siarkę.
Przykłady substancji posiadających wiązania wodorowe pomiędzy cząsteczkami: fluorowodór, amoniak stały lub ciekły, alkohol etylowy i wiele innych.

W ciekłym fluorowodorze jego cząsteczki łączą się wiązaniami wodorowymi w dość długie łańcuchy, a w ciekłym i stałym amoniaku tworzą się trójwymiarowe sieci.
Pod względem wytrzymałości wiązanie wodorowe jest pośrednikiem pomiędzy wiązaniem chemicznym a innymi typami wiązań międzycząsteczkowych. Energia molowa wiązania wodorowego zwykle waha się od 5 do 50 kJ/mol.
W wodzie stałej (tj. kryształkach lodu) wszystkie atomy wodoru są połączone wiązaniami wodorowymi z atomami tlenu, przy czym każdy atom tlenu tworzy dwa wiązania wodorowe (wykorzystując obie wolne pary elektronów). Taka struktura sprawia, że ​​lód jest bardziej „luźny” w porównaniu z wodą w stanie ciekłym, gdzie część wiązań wodorowych zostaje zerwana, a cząsteczki mogą „upakować się” nieco mocniej. Ta cecha struktury lodu wyjaśnia, dlaczego w przeciwieństwie do większości innych substancji woda w stanie stałym ma mniejszą gęstość niż w stanie ciekłym. Woda osiąga maksymalną gęstość w temperaturze 4°C – w tej temperaturze rozrywa się całkiem sporo wiązań wodorowych, a rozszerzalność cieplna nie ma jeszcze bardzo dużego wpływu na gęstość.
Wiązania wodorowe są bardzo ważne w naszym życiu. Wyobraźmy sobie na chwilę, że wiązania wodorowe przestały się tworzyć. Oto niektóre konsekwencje:

• woda w temperaturze pokojowej stałaby się gazowa, ponieważ jej temperatura wrzenia spadłaby do około -80 °C;
• wszystkie zbiorniki wodne zaczną zamarzać od dna, ponieważ gęstość lodu byłaby większa niż gęstość wody w stanie ciekłym;
• Podwójna helisa DNA i wiele innych przestałoby istnieć.

Podane przykłady wystarczą, aby zrozumieć, że w tym przypadku przyroda na naszej planecie stałaby się zupełnie inna.

WIĄZANIE WODOROWE, WARUNKI JEGO POWSTANIA.
Wzór alkoholu etylowego to CH 3 – CH 2 – O – H. Pomiędzy jakimi atomami różnych cząsteczek tej substancji powstają wiązania wodorowe? Napisz wzory strukturalne ilustrujące ich powstawanie.
2. Wiązania wodorowe istnieją nie tylko w poszczególnych substancjach, ale także w roztworach. Pokaż, korzystając ze wzorów strukturalnych, jak powstają wiązania wodorowe w wodnym roztworze a) amoniaku, b) fluorowodoru, c) etanolu (alkoholu etylowego). = 2H2O.
Obie te reakcje zachodzą w wodzie stale i z tą samą szybkością, dlatego w wodzie panuje równowaga: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ta równowaga nazywa się równowaga autoprotolizy woda.

Bezpośrednia reakcja tego odwracalnego procesu jest endotermiczna, dlatego po podgrzaniu wzrasta autoprotoliza, ale w temperaturze pokojowej równowaga jest przesunięta w lewo, to znaczy stężenie jonów H 3 O i OH jest znikome. Czym są równe?
Zgodnie z prawem akcji masowej

Ponieważ jednak liczba przereagowanych cząsteczek wody jest niewielka w porównaniu do całkowitej liczby cząsteczek wody, możemy założyć, że stężenie wody podczas autoprotolizy praktycznie się nie zmienia, a 2 = const Tak niskie stężenie przeciwnie naładowanych jonów w czystej wodzie wyjaśnia, dlaczego ciecz ta, choć słabo, nadal przewodzi prąd elektryczny.

AUTOPROTOLIZA WODY, STAŁA AUTOPROTOLIZY (PRODUKT JONOWY) WODY.
Produkt jonowy ciekłego amoniaku (temperatura wrzenia –33 °C) wynosi 2,10 –28. Napisz równanie autoprotolizy amoniaku. Określ stężenie jonów amonowych w czystym ciekłym amoniaku. Która substancja ma większą przewodność elektryczną, woda czy ciekły amoniak?

1. Produkcja wodoru i jego spalanie (właściwości redukujące).
2. Pozyskiwanie w nim tlenu i substancji spalających się (właściwości utleniające).

Przemysłowe metody wytwarzania substancji prostych zależą od formy, w jakiej dany pierwiastek występuje w przyrodzie, czyli od tego, co może być surowcem do jego produkcji. W ten sposób tlen, który jest dostępny w stanie wolnym, uzyskuje się fizycznie - poprzez oddzielenie od ciekłego powietrza. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jednym ze sposobów wytwarzania wodoru jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą produkcji wodoru jest reakcja metanu, wchodzącego w skład gazu ziemnego, z wodą. Prowadzi się to w wysokiej temperaturze (łatwo sprawdzić, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi żadna reakcja):

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

W laboratorium, aby otrzymać proste substancje, niekoniecznie korzystają z surowców naturalnych, ale wybierają te materiały wyjściowe, z których łatwiej jest wyizolować potrzebną substancję. Na przykład w laboratorium tlenu nie uzyskuje się z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, czasami stosowaną w przemyśle, jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Zwykle wodór wytwarza się w laboratorium w wyniku reakcji cynku z kwasem solnym.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H 2O → H 2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczanie pary wodnej nad gorącym koksem w temperaturach około 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Z gazu ziemnego.

Konwersja parowa: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Utlenianie katalityczne tlenem: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Kraking i reforming węglowodorów podczas rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

1.Wpływ rozcieńczonych kwasów na metale. Do przeprowadzenia tej reakcji najczęściej stosuje się cynk i kwas solny:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcja wapnia z wodą:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydroliza wodorków:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Wpływ zasad na cynk lub aluminium:

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

5.Stosowanie elektrolizy. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, np.:

2H 3O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Bioreaktor do produkcji wodoru

Właściwości fizyczne

Wodór gazowy może występować w dwóch postaciach (modyfikacjach) – w postaci orto- i para-wodoru.

W cząsteczce ortowodoru (t.t. -259,10 °C, temperatura wrzenia -252,56 °C) spiny jądrowe są skierowane identycznie (równolegle), a w cząsteczce parawodoru (t.t. -259,32 °C, temperatura wrzenia -252,89 °C) - naprzeciwko siebie (antyrównoległe).

Alotropowe formy wodoru można rozdzielić poprzez adsorpcję na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskich temperaturach równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w stronę tego drugiego. Przy 80 K stosunek form wynosi w przybliżeniu 1:1. Po podgrzaniu zdesorbowany parawodór przekształca się w ortowodór, aż do utworzenia mieszaniny, która jest w równowadze w temperaturze pokojowej (orto-para: 75:25). Bez katalizatora przemiana zachodzi powoli, co umożliwia badanie właściwości poszczególnych form alotropowych. Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H₂. W normalnych warunkach jest to gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku. Wodór jest najlżejszym gazem, jego gęstość jest wielokrotnie mniejsza niż gęstość powietrza. Oczywiście im mniejsza masa cząsteczek, tym większa jest ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze cząsteczki, cząsteczki wodoru poruszają się szybciej niż cząsteczki jakiegokolwiek innego gazu, dzięki czemu mogą szybciej przenosić ciepło z jednego ciała do drugiego. Wynika z tego, że wodór ma najwyższą przewodność cieplną spośród substancji gazowych. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie większa niż przewodność cieplna powietrza.

Właściwości chemiczne

Cząsteczki wodoru H₂ są dość mocne i aby wodór mógł zareagować, należy wydać dużo energii: H2 = 2H - 432 kJ Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo aktywnymi metalami, na przykład wapniem, tworząc wapń wodorek: Ca + H 2 = CaH 2 i jedyny niemetal - fluor, tworząc fluorowodór: F 2 + H 2 = 2HF Z większością metali i niemetali wodór reaguje na przykład w podwyższonych temperaturach lub pod innymi wpływami , oświetlenie. Może „odbierać” tlen z niektórych tlenków, np.: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Zapisane równanie odzwierciedla reakcję redukcji. Reakcje redukcji to procesy, w których tlen jest usuwany ze związku; Substancje pochłaniające tlen nazywane są reduktorami (sami utleniają się). Następnie podana zostanie inna definicja pojęć „utlenianie” i „redukcja”. I ta definicja, historycznie pierwsza, zachowała dziś swoje znaczenie, szczególnie w chemii organicznej. Reakcja redukcji jest przeciwieństwem reakcji utleniania. Obie te reakcje zawsze zachodzą jednocześnie jako jeden proces: gdy jedna substancja ulega utlenieniu (redukcji), redukcja (utlenianie) innej substancji musi koniecznie nastąpić jednocześnie.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Formy z halogenami halogenowodory:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcja zachodzi wybuchowo w ciemności iw dowolnej temperaturze, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcja zachodzi wybuchowo, tylko w świetle.

Wchodzi w interakcję z sadzą pod wpływem wysokiej temperatury:

C + 2H 2 → CH 4

Interakcja z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych

Wodór tworzy się z aktywnymi metalami wodorki:

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

Wodorki- substancje o charakterze soli, stałe, łatwo ulegające hydrolizie:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interakcja z tlenkami metali (zwykle pierwiastkami D)

Tlenki są redukowane do metali:

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

Uwodornienie związków organicznych

Kiedy wodór działa na nienasycone węglowodory w obecności katalizatora niklowego i w podwyższonych temperaturach, zachodzi reakcja uwodornienie:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Wodór redukuje aldehydy do alkoholi:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geochemia wodoru

Wodór jest głównym materiałem budulcowym wszechświata. Jest to najpowszechniejszy pierwiastek i wszystkie pierwiastki powstają z niego w wyniku reakcji termojądrowych i jądrowych.

Wolny wodór H2 występuje stosunkowo rzadko w gazach ziemskich, jednak w postaci wody odgrywa niezwykle ważną rolę w procesach geochemicznych.

Wodór może występować w minerałach w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i krystalicznej wody.

W atmosferze wodór powstaje w sposób ciągły w wyniku rozkładu wody pod wpływem promieniowania słonecznego. Migruje do górnych warstw atmosfery i ucieka w przestrzeń kosmiczną.

Aplikacja

• Energia wodorowa

Wodór atomowy służy do spawania wodorem atomowym.

W przemyśle spożywczym wodór zarejestrowany jest jako dodatek do żywności E949 jak gaz opakowaniowy.

Cechy leczenia

Wodór po zmieszaniu z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz detonujący. Gaz ten jest najbardziej wybuchowy, gdy stosunek objętościowy wodoru i tlenu wynosi 2:1 lub wodoru i powietrza około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Wodór stwarza również zagrożenie pożarowe. Ciekły wodór może spowodować poważne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru i tlenu wynoszą od 4% do 96% objętościowych. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75(74)% objętościowych.

Wykorzystanie wodoru

W przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do produkcji amoniaku, mydła i tworzyw sztucznych. W przemyśle spożywczym margarynę wytwarza się z ciekłych olejów roślinnych za pomocą wodoru. Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Dawno, dawno temu sterowce i balony były napełniane wodorem. Ale w latach 30. XX wiek Miało miejsce kilka strasznych katastrof, gdy sterowce eksplodowały i spłonęły. Obecnie sterowce są napełniane gazowym helem. Wodór jest również używany jako paliwo rakietowe. Pewnego dnia wodór może być powszechnie stosowany jako paliwo do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowiska, emitując jedynie parę wodną (choć sama produkcja wodoru powoduje pewne zanieczyszczenie środowiska). Nasze Słońce składa się głównie z wodoru. Ciepło i światło słoneczne powstają w wyniku uwolnienia energii jądrowej w wyniku syntezy jąder wodoru.

Wykorzystanie wodoru jako paliwa (opłacalne)

Najważniejszą cechą substancji stosowanych jako paliwo jest ciepło spalania. Z przebiegu chemii ogólnej wiadomo, że reakcja wodoru z tlenem zachodzi z wydzieleniem ciepła. Jeśli weźmiemy 1 mol H2 (2 g) i 0,5 mol O2 (16 g) w standardowych warunkach i wzbudzimy reakcję, to zgodnie z równaniem

H2 + 0,5 O2 = H2O

po zakończeniu reakcji powstaje 1 mol H2O (18 g) z wydzieleniem energii 285,8 kJ/mol (dla porównania: ciepło spalania acetylenu wynosi 1300 kJ/mol, propanu – 2200 kJ/mol) . 1 m3 wodoru waży 89,8 g (44,9 mol). Zatem na wytworzenie 1 m3 wodoru potrzeba 12832,4 kJ energii. Biorąc pod uwagę fakt, że 1 kWh = 3600 kJ, otrzymujemy 3,56 kWh energii elektrycznej. Znając taryfę za 1 kWh energii elektrycznej oraz koszt 1 m3 gazu, możemy stwierdzić, że wskazane jest przejście na paliwo wodorowe.

Przykładowo eksperymentalny model Hondy FCX 3. generacji ze 156-litrowym zbiornikiem wodoru (zawiera 3,12 kg wodoru pod ciśnieniem 25 MPa) pokonuje 355 km. Odpowiednio z 3,12 kg H2 uzyskuje się 123,8 kWh. Na 100 km zużycie energii wyniesie 36,97 kWh. Znając koszt energii elektrycznej, koszt gazu czy benzyny oraz ich zużycie w przeliczeniu na samochód na 100 km, łatwo jest obliczyć negatywne skutki ekonomiczne przejścia samochodu na paliwo wodorowe. Załóżmy (Rosja 2008), że 10 centów za kWh energii elektrycznej powoduje, że 1 m3 wodoru kosztuje 35,6 centów, a biorąc pod uwagę efektywność rozkładu wody na poziomie 40-45 centów, tyle samo kWh ze spalania benzyny kosztuje 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centów/l=34 centów w cenach detalicznych, natomiast dla wodoru obliczyliśmy opcję idealną, nie biorąc pod uwagę transportu, amortyzacji sprzętu itp. Dla metanu z energii spalania około 39 MJ na m3, wynik będzie od dwóch do czterech razy niższy ze względu na różnicę w cenie (1 m3 dla Ukrainy kosztuje 179 dolarów, a dla Europy 350 dolarów). Oznacza to, że równoważna ilość metanu będzie kosztować 10-20 centów.

Nie zapominajmy jednak, że spalając wodór, otrzymujemy czystą wodę, z której został on wydobyty. Oznacza to, że mamy energię odnawialną hoarder energię bez szkody dla środowiska, w przeciwieństwie do gazu czy benzyny, które są podstawowymi źródłami energii.

Php w linii 377 Ostrzeżenie: require(http://www..php): nie udało się otworzyć strumienia: nie można znaleźć odpowiedniego opakowania w /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php w linii 377 Fatal błąd: require(): wymagane otwarcie „http://www..php” (include_path="..php w linii 377) nie powiodło się

Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. Wraz z azotem i niewielką ilością innych gazów wolny tlen tworzy atmosferę ziemską. Jego zawartość w powietrzu wynosi 20,95% objętościowych lub 23,15% masowych. W skorupie ziemskiej 58% atomów to związane atomy tlenu (47% masowych). Tlen wchodzi w skład wody (zasoby związanego tlenu w hydrosferze są niezwykle duże), skał, wielu minerałów i soli oraz występuje w tłuszczach, białkach i węglowodanach tworzących organizmy żywe. Prawie cały wolny tlen na Ziemi powstaje i jest zachowywany w wyniku procesu fotosyntezy.

Właściwości fizyczne.

Tlen jest bezbarwnym, pozbawionym smaku i zapachu gazem, nieco cięższym od powietrza. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (31 ml tlenu rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20 stopni), ale nadal jest lepszy od innych gazów atmosferycznych, dzięki czemu woda jest wzbogacona w tlen. Gęstość tlenu w normalnych warunkach wynosi 1,429 g/l. W temperaturze -183 0 C i ciśnieniu 101,325 kPa tlen przechodzi w stan ciekły. Ciekły tlen ma niebieskawy kolor, jest wciągany w pole magnetyczne i w temperaturze -218,7 ° C tworzy niebieskie kryształy.

Naturalny tlen ma trzy izotopy O 16, O 17, O 18.

Alotropia- zdolność pierwiastka chemicznego do istnienia w postaci dwóch lub więcej prostych substancji, które różnią się jedynie liczbą atomów w cząsteczce lub budową.

Ozon O 3 – występuje w górnych warstwach atmosfery na wysokości 20-25 km od powierzchni Ziemi i tworzy tzw. „warstwę ozonową”, która chroni Ziemię przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym Słońca; bladofioletowy, trujący gaz w dużych ilościach o specyficznym, ostrym, ale przyjemnym zapachu. Temperatura topnienia wynosi -192,7 0 C, temperatura wrzenia 111,9 0 C. Lepiej rozpuszczamy tlen w wodzie.

Ozon jest silnym utleniaczem. Jego aktywność oksydacyjna opiera się na zdolności cząsteczki do rozkładu z uwolnieniem tlenu atomowego:

Utlenia wiele substancji prostych i złożonych. Z niektórymi metalami tworzy ozonki, np. ozonek potasu:

K + O 3 = KO 3

Ozon wytwarzany jest w specjalnych urządzeniach – ozonatorach. W nich pod wpływem wyładowania elektrycznego tlen cząsteczkowy przekształca się w ozon:

Podobna reakcja zachodzi pod wpływem wyładowań atmosferycznych.

Zastosowanie ozonu wynika z jego silnych właściwości utleniających: stosowany jest do wybielania tkanin, dezynfekcji wody pitnej, a także w medycynie jako środek dezynfekujący.

Wdychanie ozonu w dużych ilościach jest szkodliwe: podrażnia błony śluzowe oczu i narządy oddechowe.

Właściwości chemiczne.

W reakcjach chemicznych z atomami innych pierwiastków (z wyjątkiem fluoru) tlen wykazuje wyłącznie właściwości utleniające

Najważniejszą właściwością chemiczną jest zdolność do tworzenia tlenków z prawie wszystkimi pierwiastkami. Jednocześnie tlen reaguje bezpośrednio z większością substancji, zwłaszcza po podgrzaniu.

W wyniku tych reakcji z reguły powstają tlenki, rzadziej nadtlenki:

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

2Na + O2 = Na2O2

Tlen nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami, złotem i platyną, ich tlenki otrzymuje się pośrednio. Po podgrzaniu siarka, węgiel i fosfor spalają się w tlenie.

Oddziaływanie tlenu z azotem rozpoczyna się dopiero w temperaturze 1200 0 C lub w wyładowaniu elektrycznym:

N2 + O2 = 2NO

Z wodorem tlen tworzy wodę:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Podczas tej reakcji wydziela się znaczna ilość ciepła.

Mieszanina dwóch objętości wodoru i jednej objętości tlenu eksploduje po zapaleniu; nazywa się to gazem detonującym.

Wiele metali w kontakcie z tlenem atmosferycznym ulega zniszczeniu - korozji. Niektóre metale w normalnych warunkach utleniają się tylko z powierzchni (na przykład aluminium, chrom). Powstała warstwa tlenkowa zapobiega dalszej interakcji.

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

W pewnych warunkach substancje złożone oddziałują również z tlenem. W tym przypadku powstają tlenki, a w niektórych przypadkach tlenki i proste substancje.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O

Podczas interakcji ze złożonymi substancjami tlen działa jako środek utleniający. Jego ważną właściwością jest zdolność do konserwacji spalanie Substancje.

Tlen tworzy również związek z wodorem - nadtlenek wodoru H 2 O 2 - bezbarwną przezroczystą ciecz o ostrym cierpkim smaku, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Z chemicznego punktu widzenia nadtlenek wodoru jest bardzo interesującym związkiem. Charakterystyczna jest jego niska stabilność: stojąc, powoli rozkłada się na wodę i tlen:

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

Światło, ciepło, obecność zasad i kontakt ze środkami utleniającymi lub redukującymi przyspieszają proces rozkładu. Stopień utlenienia tlenu w nadtlenku wodoru = - 1, tj. ma wartość pośrednią pomiędzy stopniem utlenienia tlenu w wodzie (-2) a tlenem cząsteczkowym (0), zatem nadtlenek wodoru wykazuje dualizm redoks. Właściwości utleniające nadtlenku wodoru są znacznie silniejsze niż właściwości redukujące i objawiają się w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym.

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