Защо водата не гори, въпреки че се състои от запалими вещества (водород и кислород). Химия органика Уравнение за кислород с водород

§3. Уравнението на реакцията и как да го съставим

Взаимодействие водородот кислородкакто е установено от сър Хенри Кавендиш, води до образуването на вода. Нека използваме този прост пример, за да научим как да композираме уравнения на химичната реакция.
Какво излиза от водороди кислород, ние вече знаем:

H 2 + O 2 → H 2 O

Сега нека вземем предвид, че атомите на химичните елементи в химичните реакции не изчезват и не се появяват от нищото, не се превръщат един в друг, а свържете се в нови комбинацииобразувайки нови молекули. Това означава, че в уравнението на химичната реакция на атомите от всеки тип трябва да има еднакъв брой предиреакции ( налявоот знака за равенство) и следкрая на реакцията ( на дясноот знака за равенство), по следния начин:

2Н2 + О2 = 2Н2О

Това е уравнение на реакцията - условна нотация на протичащата химическа реакция, като се използват формули на вещества и коефициенти.

Това означава, че в дадената реакция двама, които се молят водородтрябва да реагира с човек се моли кислород, и резултатът ще бъде двама, които се молят вода.

Взаимодействие водородот кислородизобщо не е лесен процес. Това води до промяна в степента на окисление на тези елементи. За да изберете коефициентите в такива уравнения, обикновено използвайте метода " електронен баланс".

Когато водата се образува от водород и кислород, това означава, че водородпромени степента на окисление от 0 преди + I, но кислород- от 0 преди -II... В този случай няколко (н)електрони:

Тук служи водород, даряващ електрон редуктори приемащи кислород електрони - окислител.

Окислителни и редуциращи агенти

Нека сега видим как процесите на отдаване и приемане на електрони изглеждат отделно. Водород, след като се срещна с "разбойника" -кислород, губи цялото си свойство - два електрона и степента на окисление му се равнява + I:

Н 2 0 - 2 д- = 2Н + I

Се случи уравнение за полуреакция на окислениеводород.

А бандитът- кислород Около 2след като отне последните електрони от нещастния водород, той е много доволен от новото си състояние на окисление -II:

O 2 + 4 д- = 2O II

то уравнение за полуреакция на възстановяванекислород.

Остава да добавим, че и „бандитът“, и неговата „жертва“ са загубили своята химическа идентичност от прости вещества - газове с двуатомни молекули Н 2и Около 2превърнат в съставни части на нов химикал - вода Н20.

Освен това ще спорим по следния начин: колко електрони е дал редуктантът на разбойника-окислител, той е получил толкова много. Броят на електроните, дарени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, дарени от окислителя.

Така че е необходимо изравняват броя на електронитев първата и втората полуреакции. В химията е приета следната условна форма на писане на уравненията на полуреакциите:

	2 Н 2 0 - 2 д- = 2Н + I
	1 O 2 0 + 4 д- = 2O II

Тук числата 2 и 1 вляво от къдравата скоба са фактори, които ще помогнат да се гарантира, че броят на подадените и получени електрони е равен. Нека вземем предвид, че в уравненията на полуреакциите се дават 2 електрона и се приемат 4. За да се изравни броят на получените и отдадените електрони, се намират най-малките общи кратни и допълнителни фактори. В нашия случай най-малкото общо кратно е 4. Допълнителни фактори ще бъдат 2 за водорода (4: 2 = 2), а за кислорода - 1 (4: 4 = 1)
Получените фактори ще служат като коефициенти на бъдещото уравнение на реакцията:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 + I O -II

Водород окисляване само при среща с кислород... Ефектът върху водорода е приблизително еднакъв. флуор F 2, халоген и известен "разбойник", и на пръв поглед безобиден азот N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 + I

Така се получава водороден флуорид HFили амоняк NH 3.

И в двете съединения степента на окисление водородстава равен + I, тъй като партньори в молекула той става "алчен" за нечие друго електронно благо, с висока електроотрицателност - флуор Fи азот н... Имайте азотстойността на електроотрицателността се счита равна на три конвенционални единици, а в флуоркато цяло, най-високата електроотрицателност сред всички химични елементи е четири единици. Така че за тях не е изненадващо да оставят горката, водородния атом, без никаква електронна среда.

Но водородможе би Възстанови- да приемат електрони. Това се случва, ако алкални метали или калций, които имат по-малко електроотрицателност от водорода, ще участват в реакцията с него.

В периодичната система водородът се намира в две групи елементи, които са абсолютно противоположни по своите свойства. Тази функция го прави напълно уникален. Водородът е не само елемент или вещество, но и съставна част от много сложни съединения, органогенен и биогенен елемент. Ето защо ще разгледаме неговите свойства и характеристики по-подробно.

Отделянето на горими газове по време на взаимодействието на метали и киселини се наблюдава още през 16 век, тоест по време на формирането на химията като наука. Известният английски учен Хенри Кавендиш изучава веществото от 1766 г. и му дава името „горим въздух“. При изгаряне този газ произвежда вода. За съжаление придържането на учения към теорията на флогистона (хипотетичната „свръхматерия“) му попречи да стигне до правилните заключения.

Френският химик и натуралист А. Лавуазие заедно с инженера Ж. Мьоние и с помощта на специални газомери през 1783 г. извършват синтеза на вода, а след това и нейния анализ чрез разлагане на водни пари с нажежено желязо. По този начин учените успяха да стигнат до правилните заключения. Те открили, че „горимият въздух“ е не само част от водата, но може да се получи и от нея.

През 1787 г. Лавуазие изказва предположението, че изследваният газ е просто вещество и съответно принадлежи към броя на първичните химични елементи. Той го кръсти хидроген (от гръцките думи hydor - вода + gennao - раждам), тоест „раждане на вода“.

Руското наименование "водород" е предложено през 1824 г. от химика М. Соловьов. Определянето на състава на водата бележи края на „теорията на флогистона“. В началото на 18-ти и 19-ти век беше установено, че водородният атом е много лек (в сравнение с атомите на други елементи) и неговата маса е взета като основна единица за сравняване на атомните маси, като е получила стойност, равна на 1 .

Физически свойства

Водородът е най-лекият от всички познати на науката вещества (той е 14,4 пъти по-лек от въздуха), плътността му е 0,0899 g / l (1 атм, 0 ° C). Този материал се топи (втвърдява) и кипи (втечнява), съответно при -259,1 ° C и -252,8 ° C (само хелийът има по-ниски точки на кипене и топене).

Критичната температура на водорода е изключително ниска (-240 ° C). Поради тази причина неговото втечняване е доста сложен и скъп процес. Критичното налягане на веществото е 12,8 kgf / cm², а критичната плътност е 0,0312 g / cm³. Сред всички газове водородът има най-висока топлопроводимост: при 1 атм и 0 ° С той е равен на 0,174 W / (mxK).

Специфичният топлинен капацитет на веществото при същите условия е 14.208 kJ / (kgxK) или 3.394 cal / (gx ° C). Този елемент е слабо разтворим във вода (около 0,0182 ml / g при 1 атм и 20 ° C), но добре - в повечето метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (около 850 обема на обем Pd) .

Последното свойство е свързано със способността му да дифузира, докато дифузията през въглеродна сплав (например стомана) може да бъде придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водорода с въглерода (този процес се нарича декарбонизация). В течно състояние веществото е много леко (плътност - 0,0708 g / cm³ при t ° = -253 ° C) и течност (вискозитет - 13,8 cpoise при същите условия).

В много съединения този елемент проявява валентност +1 (степен на окисление), като натрий и други алкални метали. Обикновено се разглежда като аналог на тези метали. Съответно той оглавява първата група от системата на Менделеев. В металните хидриди водородният йон проявява отрицателен заряд (степента на окисление е -1), т.е. Na + H- има структура, подобна на Na + Cl-хлорид. В съответствие с това и някои други факти (близостта на физическите свойства на елемента "Н" и халогени, способността да го замества с халогени в органични съединения), Водородът принадлежи към VII групата на системата на Менделеев.

При нормални условия молекулярният водород има ниска активност, като директно се комбинира само с най-активните неметали (с флуор и хлор, като последните са на светлина). На свой ред, когато се нагрява, той взаимодейства с много химически елементи.

Атомният водород има повишена химическа активност (в сравнение с молекулярния водород). С кислород образува вода по формулата:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

отделяйки 285.937 kJ / mol топлина или 68.3174 kcal / mol (25 ° C, 1 атм). При нормални температурни условия реакцията протича доста бавно и при t °> = 550 ° C - неконтролируемо. Експлозивните граници на обемната смес водород + кислород са 4–94% H₂, а сместа водород + въздух е 4–74% H₂ (смес от два обема H₂ и един обем O₂ се нарича детониращ газ).

Този елемент се използва за намаляване на повечето метали, тъй като отнема кислород от оксиди:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и др.

С различни халогени водородът образува водородни халогениди, например:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Въпреки това, когато реагира с флуор, водородът експлодира (това се случва и на тъмно, при -252 ° C), реагира с бром и хлор само при нагряване или осветление и с йод само при нагряване. При взаимодействие с азот се образува амоняк, но само върху катализатора при повишено налягане и температури:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагряване водородът реагира активно със сяра:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

и много по-трудно - с телур или селен. Водородът реагира с чист въглерод без катализатор, но при високи температури:

2H2 + C (аморфно) = CH2 (метан).

Това вещество реагира директно с някои от металите (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди, например:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Взаимодействията на водород и въглероден оксид (II) са от голямо практическо значение. В този случай в зависимост от налягането, температурата и катализатора се образуват различни органични съединения: НСНО, СН₃ОН и др. По време на реакцията ненаситените въглеводороди преминават в наситени, например:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водородът и неговите съединения играят изключителна роля в химията. Той определя киселинните свойства на т.нар. протни киселини, има тенденция да образува водородна връзка с различни елементи, което има значителен ефект върху свойствата на много неорганични и органични съединения.

Производство на водород

Основните видове суровини за индустриалното производство на този елемент са рафинериращите газове, природните горими и коксовите газове. Получава се и от вода чрез електролиза (където има електричество). Един от най-важните методи за производството на материал от природен газ е каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водни пари (така наречената конверсия). Например:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Непълно окисляване на въглеводороди с кислород:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Синтезираният въглероден оксид (II) претърпява преобразуване:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Водородът, получен от природен газ, е най-евтиният.

За електролизата на водата се използва постоянен ток, който се прекарва през разтвор на NaOH или KOH (не се използват киселини, за да се избегне корозия на апарата). В лабораторни условия материалът се получава чрез електролиза на вода или в резултат на реакцията между солна киселина и цинк. Въпреки това, по-често те използват готов фабричен материал в цилиндри.

От рафинериращите газове и коксовия газ този елемент се изолира чрез отстраняване на всички останали компоненти на газовата смес, тъй като те се втечняват по-лесно при дълбоко охлаждане.

Този материал започва да се добива индустриално в края на 18 век. След това с него се пълнеха балони. В момента водородът се използва широко в промишлеността, главно в химическата промишленост, за производството на амоняк.

Масовите потребители на веществото са производители на метил и други алкохоли, синтетични бензини и много други продукти. Те се получават чрез синтез от въглероден оксид (II) и водород. Водородът се използва за хидрогениране на тежки и твърди течни горива, мазнини и др., За синтез на HCl, за хидрообработка на петролни продукти, както и за рязане / заваряване на метали. Най-важните елементи за ядрената енергия са нейните изотопи - тритий и деутерий.

Биологичната роля на водорода

Около 10% от масата на живите организми (средно) попада върху този елемент. Той е част от водата и най-важните групи природни съединения, включително протеини, нуклеинови киселини, липиди, въглехидрати. За какво е?

Този материал играе решаваща роля: за поддържане на пространствената структура на протеините (кватернерни), за прилагане на принципа на комплементарност на нуклеиновите киселини (т.е. при внедряването и съхраняването на генетична информация), като цяло при „разпознаването“ на молекулярно ниво.

Водородният йон Н + участва във важни динамични реакции / процеси в тялото. Включително: при биологично окисление, което осигурява енергия на живите клетки, при реакции на биосинтез, при фотосинтеза в растенията, при бактериална фотосинтеза и фиксиране на азот, при поддържане на киселинно-алкалния баланс и хомеостазата, в мембранните транспортни процеси. Заедно с въглерода и кислорода, той формира функционалната и структурна основа на явленията на живота.

Химични свойства на водорода

При нормални условия молекулярният водород е сравнително малко активен, като се комбинира директно само с най-активните неметали (с флуор, на светлина и с хлор). При нагряване обаче той реагира с много елементи.

Водородът реагира с прости и сложни вещества:

- Взаимодействие на водорода с металите води до образуването на сложни вещества - хидриди, в химичните формули на които металният атом винаги е на първо място:

При високи температури водородът реагира директно с някои метали(алкални, алкалоземни и други), образуващи бели кристални вещества - метални хидриди (Li H, Na H, KH, CaH 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Металните хидриди лесно се разлагат от водата, за да образуват съответните алкали и водород:

Ca H2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2

- Когато водородът взаимодейства с неметали се образуват летливи водородни съединения. В химическата формула на летливо водородно съединение водородният атом може да бъде на първо или второ място, в зависимост от местоположението му в PSCE (вижте плочата на слайда):

1). С кислородВодородът образува вода:

Видео "Изгаряне на водород"

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

При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия (нарича се смес от 2 обема Н2 и 1 обем О2 газ оксиводород) .

Видео "Експлозия на газ оксиводород"

Видео "Готвене и експлозия на експлозивна смес"

2). С халогениВодородът образува водородни халогениди, например:

H2 + Cl2 = 2HCl

В същото време водородът експлодира с флуор (дори на тъмно и при - 252 ° C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване и с йод само при нагряване.

3). С азотВодородът взаимодейства с образуването на амоняк:

ZN 2 + N 2 = 2 NH 3

само на катализатора и при повишени температури и налягания.

четири). При нагряване водородът реагира енергично със сиво:

H 2 + S = H 2 S (сероводород),

много по-трудно е със селен и телур.

5). С чист въглеродВодородът може да реагира без катализатор само при високи температури:

2H 2 + C (аморфно) = CH 4 (метан)

- Водородът влиза в реакция на заместване с метални оксиди , докато в продуктите се образува вода и металът се редуцира. Водород - проявява свойствата на редуциращ агент:

Използва се водород за възстановяване на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O и др.

Прилагане на водород

Видео "Прилагане на водород"

В момента водородът се произвежда в огромни количества. Много голяма част от него се използва за синтез на амоняк, хидрогениране на мазнини и за хидрогениране на въглища, масла и въглеводороди. Освен това водородът се използва за синтеза на солна киселина, метилов алкохол, циановодородна киселина, при заваряване и коване на метали, както и при производството на лампи с нажежаема жичка и скъпоценни камъни. Водородът се продава в бутилки под налягане над 150 атм. Те са оцветени в тъмно зелено и имат червен надпис "Водород".

Водородът се използва за превръщане на течните мазнини в твърди (хидрогениране), производство на течни горива чрез хидрогениране на въглища и мазут. В металургията водородът се използва като редуктор за оксиди или хлориди за получаване на метали и неметали (германий, силиций, галий, цирконий, хафний, молибден, волфрам и др.).

Практическото приложение на водорода е разнообразно: той обикновено се пълни с балони-сонди, в химическата промишленост служи като суровина за получаване на много много важни продукти (амоняк и др.), В храните - за производство на твърди мазнини от растителни масла и др. Високата температура (до 2600 ° C), получена от изгарянето на водород в кислород, се използва за топене на огнеупорни метали, кварц и др. Течният водород е едно от най-ефективните реактивни горива. Годишното световно потребление на водород надвишава 1 милион тона.

Маратонки

№ 2. Водород

ЗАДАЧИ НА ПРЕДОСТАВЯНЕ

Задача номер 1
Съставете уравненията за реакциите на взаимодействие на водорода със следните вещества: F 2, Ca, Al 2 O 3, живачен (II) оксид, волфрамов (VI) оксид. Назовете продуктите на реакцията, посочете видовете реакции.

Задача номер 2
Извършете трансформациите по схемата:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задача номер 3.
Изчислете масата на водата, която може да се получи чрез изгаряне на 8 g водород?

Индустриалните методи за получаване на прости вещества зависят от формата, в която съответният елемент се намира в природата, тоест какви могат да бъдат суровините за неговото производство. И така, кислородът, наличен в свободно състояние, се получава чрез физически метод - чрез отделяне от течен въздух. Почти целият водород е под формата на съединения, поради което за получаването му се използват химични методи. По-специално могат да се използват реакции на разлагане. Един от методите за получаване на водород е реакцията на разлагане на водата с електрически ток.

Основният индустриален метод за получаване на водород е реакцията на метан с вода, която е част от природния газ. Извършва се при висока температура (лесно е да се гарантира, че няма реакция, когато метанът преминава дори през вряща вода):

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

В лабораторията за получаване на прости вещества не е необходимо да се използват естествени суровини, а да се избират онези изходни материали, от които е по-лесно да се изолира необходимото вещество. Например в лаборатория кислородът не се получава от въздуха. Същото се отнася и за производството на водород. Един от лабораторните методи за получаване на водород, който понякога се използва в промишлеността, е разлагането на водата с електрически ток.

Обикновено в лабораторията водородът се получава чрез взаимодействие на цинк със солна киселина.

В индустрията

1.Електролиза на водни разтвори на соли:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Пропускане на водна пара върху горещ кокспри температура около 1000 ° C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Природен газ.

Конверсия на пара: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Каталитично окисляване с кислород: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Крекинг и реформинг на въглеводороди в процеса на рафиниране на нефт.

В лабораторията

1.Действието на разредените киселини върху металите.За провеждането на такава реакция най-често се използват цинк и солна киселина:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

2.Взаимодействие на калций с вода:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Хидролиза на хидриди:

NaH + H2O → NaOH + H2

4.Действието на алкали върху цинк или алуминий:

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

5.Чрез електролиза.По време на електролизата на водни разтвори на основи или киселини, на катода се отделя водород, например:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Биореактор за производство на водород

Физически свойства

Газообразният водород може да съществува в две форми (модификации) - под формата на орто - и пара-водород.

В молекула ортоводород (т.т. -259,10 ° С, т.н. -252,56 ° С) ядрените въртения са насочени по същия начин (паралелно), а в параводорода (т.т. -259,32 ° С, т.н. -252,56 ° С) b. -252,89 ° C) - противоположни един на друг (антипаралелно).

Алотропните форми на водорода могат да бъдат разделени чрез адсорбция върху активен въглен при температурата на течния азот. При много ниски температури равновесието между ортоводорода и параводорода е почти изцяло изместено към последния. При 80 K съотношението на формите е приблизително 1: 1. При нагряване десорбираният параводород се превръща в ортоводород, докато се образува равновесие на сместа при стайна температура (орто-двойка: 75:25). Без катализатор трансформацията е бавна, което дава възможност да се изследват свойствата на отделните алотропни форми. Водородната молекула е двуатомна - Н₂. При нормални условия това е газ без цвят, мирис и вкус. Водородът е най-лекият газ, плътността му е в пъти по-малка от тази на въздуха. Очевидно е, че колкото по-малка е масата на молекулите, толкова по-висока е тяхната скорост при една и съща температура. Като най-леките, молекулите на водорода се движат по-бързо от молекулите на всеки друг газ и по този начин могат да прехвърлят топлина по-бързо от едно тяло в друго. От това следва, че водородът има най-висока топлопроводимост сред газообразните вещества. Топлопроводимостта му е около седем пъти по-висока от топлопроводимостта на въздуха.

Химични свойства

Водородните молекули H₂ са доста силни и за да реагира водородът, трябва да се изразходва много енергия: H 2 = 2H - 432 kJ Следователно при обикновени температури водородът реагира само с много активни метали, например с калций, образувайки калциев хидрид: Ca + H2 = CaH2 и с единствения неметал - флуор, образувайки водороден флуорид: F2 + H2 = 2HF С повечето метали и неметали водородът реагира при повишени температури или под други влияния, например при осветление. Той може да "отнеме" кислород от някои оксиди, например: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Писменото уравнение отразява реакцията на редукция. Редукционните реакции са процесите, при които кислородът се отнема от съединението; веществата, които отнемат кислорода, се наричат ​​редуциращи агенти (докато самите те се окисляват). Освен това ще бъде дадено друго определение на понятията "окисление" и "редукция". И това определение, исторически първото, запазва значението си и в момента, особено в органичната химия. Редукционната реакция е противоположна на реакцията на окисляване. И двете реакции винаги протичат едновременно като един процес: по време на окисляването (редукцията) на едно вещество редукцията (окисляването) на другото трябва да се осъществи едновременно.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Форми с халогени водородни халогениди:

F 2 + H 2 → 2 HF, реакцията протича с експлозия на тъмно и при всяка температура, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакцията протича с експлозия, само на светлина.

Реагира със сажди при силно нагряване:

С + 2Н2 → СН4

Взаимодействие с алкални и алкалоземни метали

Водородът се образува с активни метали хидриди:

Na + H2 → 2 NaH Ca + H2 → CaH2 Mg + H2 → MgH2

Хидриди- солени, твърди вещества, лесно хидролизиращи се:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2

Взаимодействие с метални оксиди (обикновено d-елементи)

Оксидите се редуцират до метали:

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

Хидрогениране на органични съединения

Когато водородът действа върху ненаситени въглеводороди в присъствието на никелов катализатор и повишена температура, реакцията протича хидрогениране:

CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3

Водородът намалява алдехидите до алкохоли:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Водородна геохимия

Водородът е основният градивен елемент на Вселената. Той е най-разпространеният елемент и всички елементи се образуват от него в резултат на термоядрени и ядрени реакции.

Свободният водород H2 е относително рядък в земните газове, но под формата на вода той играе изключително важна роля в геохимичните процеси.

Водородът може да бъде част от минерали под формата на амониев йон, хидроксилен йон и кристална вода.

В атмосферата водородът непрекъснато се произвежда чрез разлагане на водата чрез слънчева радиация. Той мигрира към горните слоеве на атмосферата и избягва в космоса.

Приложение

• Водородна енергия

Атомният водород се използва за атомно водородно заваряване.

В хранителната промишленост водородът е регистриран като хранителна добавка E949като опаковане на газ.

Особености на лечението

Когато се смеси с въздух, водородът образува експлозивна смес - така наречения експлозивен газ. Този газ е най-експлозивен, когато обемното съотношение на водород и кислород е 2: 1 или водородът и въздухът е приблизително 2: 5, тъй като въздухът съдържа около 21% кислород. Водородът също е опасен от пожар. Течният водород може да причини силно измръзване, ако влезе в контакт с кожата.

Експлозивните концентрации на водород с кислород се увеличават от 4 до 96 обемни%. При смесване с въздух от 4% до 75 (74) об.%.

Използване на водород

В химическата промишленост водородът се използва за производството на амоняк, сапун и пластмаси. В хранително-вкусовата промишленост маргаринът се произвежда от течни растителни масла с помощта на водород. Водородът е много лек и винаги се издига във въздуха. След като дирижаблите и балоните се напълниха с водород. Но през 30-те. XX век. имаше няколко ужасяващи бедствия, тъй като дирижаблите експлодираха и изгоряха. В днешно време дирижаблите са пълни с хелий газ. Водородът се използва и като ракетно гориво. Водородът може някой ден да се използва широко като гориво за леки и товарни автомобили. Водородните двигатели не замърсяват околната среда и отделят само водни пари (въпреки че самото производство на водород води до известно замърсяване на околната среда). Нашето слънце е предимно от водород. Слънчевата топлина и светлината са резултат от освобождаването на ядрена енергия от сливането на водородни ядра.

Използване на водород като гориво (икономическа ефективност)

Най-важната характеристика на веществата, използвани като гориво, е тяхната калоричност. От хода на общата химия е известно, че реакцията на взаимодействие на водорода с кислорода протича с отделянето на топлина. Ако вземем 1 mol Н 2 (2 g) и 0,5 mol O 2 (16 g) при стандартни условия и започнем реакция, тогава според уравнението

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

след завършване на реакцията се образува 1 mol H 2 O (18 g) с освобождаване на енергия от 285,8 kJ / mol (за сравнение: топлината на горене на ацетилен е 1300 kJ / mol, пропанът е 2200 kJ / mol ). 1 m³ водород тежи 89,8 g (44,9 mol). Следователно за получаване на 1 m³ водород ще бъдат изразходвани 12832,4 kJ енергия. Като се вземе предвид, че 1 kWh = 3600 kJ, получаваме 3,56 kWh електричество. Знаейки тарифата за 1 kWh електроенергия и цената на 1 m³ газ, може да се заключи, че е препоръчително да се премине към водородно гориво.

Например, експериментален модел Honda FCX от 3-то поколение със 156-литров резервоар за водород (съдържа 3,12 кг водород под налягане 25 МРа) изминава 355 км. Съответно от 3,12 кг Н2 се получават 123,8 кВтч. Консумацията на енергия на 100 км ще бъде 36,97 kWh. Познавайки цената на електричеството, цената на бензина или бензина, тяхното потребление за автомобил на 100 км, е лесно да се изчисли отрицателният икономически ефект от превключването на автомобилите на водородно гориво. Да кажем (Русия 2008 г.), 10 цента на kWh електроенергия води до факта, че 1 m³ водород води до цена от 35,6 цента, а като се има предвид ефективността на разлагането на водата от 40-45 цента, същото количество kWh от изгарянето на бензин струва 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / L * 80 цента / L = 34 цента на цени на дребно, докато за водорода изчислихме идеалния вариант, без транспорт, амортизация на оборудването и др. За метан с енергия на горене около 39 MJ на m³ резултатът ще бъде два до четири пъти по-нисък поради разликата в цената (1m³ за Украйна струва $ 179, а за Европа $ 350). Тоест еквивалентното количество метан ще струва 10-20 цента.

Не бива обаче да забравяме, че когато водородът е изгорен, получаваме чиста вода, от която е извлечен. Тоест имаме възобновяема складенергия без вреда за околната среда, за разлика от газа или бензина, които са основните източници на енергия.

Php on line 377 Предупреждение: изискване (http: //www..php): неуспешно отваряне на потока: не може да се намери подходяща обвивка в /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php на линия 377 Fatal грешка: require (): Неуспешно отваряне се изисква "http: //www..php" (include_path = ".. php на ред 377

Целта на урока.В този урок ще научите за може би най-важните химически елементи за живота на земята - водород и кислород, ще научите за техните химични свойства, както и физическите свойства на простите вещества, които те образуват, ще научите повече за ролята на кислорода и водорода в природата и живота човек.

Водород- най-често срещаният елемент във Вселената. Кислород- най-разпространеният елемент на Земята. Заедно те образуват вода - вещество, което съставлява повече от половината маса на човешкото тяло. Кислородът е газ, който ни е необходим за дишане и без вода не бихме могли да живеем дори няколко дни, така че кислородът и водородът несъмнено могат да се считат за най-важните химични елементи, необходими за живота.

Структурата на водородните и кислородните атоми

По този начин водородът проявява неметални свойства. В природата водородът се среща под формата на три изотопа, протиум, деутерий и тритий, изотопите на водорода са много различни помежду си по физични свойства, така че дори им се приписват отделни символи.

Ако не помните или не знаете какво представляват изотопите, работете с материалите на електронния образователен ресурс „Изотопите като разновидности на атомите на един химичен елемент“. В него ще научите как изотопите на един елемент се различават помежду си, което води до наличието на няколко изотопа в един елемент, а също така ще се запознаете с изотопите на няколко елемента.

По този начин възможните степени на окисление на кислорода са ограничени до стойности от –2 до +2. Ако кислородът приеме два електрона (превръщайки се в анион) или образува две ковалентни връзки с по-малко електроотрицателни елементи, той преминава в –2 степен на окисление. Ако кислородът образува една връзка с друг кислороден атом, а втората връзка с атом на по-малко електроотрицателен елемент, той преминава в –1 степен на окисление. Образувайки две ковалентни връзки с флуор (единственият елемент с по-висока стойност на електроотрицателност), кислородът преминава в +2 степен на окисление. Образува една връзка с друг кислороден атом, а втората с флуорен атом - +1. И накрая, ако кислородът образува едната връзка с по-малко електроотрицателния атом, а другата връзка с флуора, той ще бъде в 0 степен на окисление.

Физически свойства на водорода и кислорода, кислородна алотропия

Водород- газ без цвят, мирис и вкус. Много лека (14,5 пъти по-лека от въздуха). Температурата на втечняване на водорода - -252,8 ° C - е почти най-ниската сред всички газове (на второ място след хелия). Течният и твърдият водород са много леки безцветни вещества.

Кислород- безцветен газ, без мирис и вкус, малко по-тежък от въздуха. При температура от -182,9 ° C се превръща в тежка синя течност, при -218 ° C се втвърдява с образуването на сини кристали. Молекулите на кислорода са парамагнитни, което означава, че кислородът се привлича от магнит. Кислородът е слабо разтворим във вода.

За разлика от водорода, който образува молекули само от един тип, кислородът проявява алотропия и образува молекули от два вида, т.е. елементът кислород образува две прости вещества: кислород и озон.

Химични свойства и производство на прости вещества

Водород.

Връзката в молекулата на водорода е единична, но това е една от най-силните единични връзки в природата и за да я разкъсате, трябва да похарчите много енергия, поради което водородът е много неактивен при стайна температура, обаче , когато температурата се повиши (или в присъствието на катализатор), водородът лесно взаимодейства с много прости и сложни вещества.

От химическа гледна точка водородът е типичен неметал. Тоест, той е способен да взаимодейства с активни метали, за да образува хидриди, в които проявява степен на окисление –1. С някои метали (литий, калций) взаимодействието протича дори при стайна температура, но доста бавно, поради което нагряването се използва при синтеза на хидриди:

,

.

Образуването на хидриди чрез директно взаимодействие на прости вещества е възможно само за активни метали. Вече алуминият не взаимодейства директно с водорода, неговият хидрид се получава чрез обменни реакции.

Водородът реагира и с неметали само при нагряване. Изключения са хлор и бром халогени, реакцията с които може да бъде предизвикана от светлина:

.

Реакцията с флуор също не изисква нагряване; тя протича експлозивно дори при силно охлаждане и при абсолютна тъмнина.

Реакцията с кислород протича по разклонен верижен механизъм, поради което скоростта на реакцията се увеличава бързо и в смес от кислород с водород в съотношение 1: 2 реакцията протича с експлозия (такава смес се нарича "детониращ газ" "):

.

Реакцията със сяра протича много по-спокойно, без практически отделяне на топлина:

.

Реакциите с азот и йод са обратими:

,

.

Това обстоятелство значително усложнява производството на амоняк в промишлеността: процесът изисква използването на повишено налягане, за да се смеси равновесието към образуването на амоняк. Водородният йодид не се получава чрез директен синтез, тъй като има няколко много по-удобни метода за неговия синтез.

Водородът не реагира директно с нискоактивни неметали (), въпреки че неговите съединения с тях са известни.

При реакции със сложни вещества водородът в повечето случаи действа като редуциращ агент. В разтвори водородът може да намали нискоактивните метали (разположени след водород в поредица от напрежения) от техните соли:

При нагряване водородът може да редуцира много метали от техните оксиди. Освен това, колкото по-активен е металът, толкова по-трудно е да го възстановите и по-високата температура е необходима за това:

.

Метали, които са по-активни от цинка, е почти невъзможно да се редуцират с водород.

В лабораторията водородът се получава чрез взаимодействие на метали със силни киселини. Най-често използваните цинк и солна киселина:

По-рядко използвана електролиза на вода в присъствието на силни електролити:

В промишлеността водородът се получава като страничен продукт при производството на сода каустик чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:

Освен това водородът се получава от рафинирането на нефт.

Производството на водород чрез фотолиза на вода е един от най-обещаващите методи в бъдеще, но в момента индустриалното приложение на този метод е трудно.

Работа с материалите на електронни образователни ресурси. Лабораторна работа "Получаване и свойства на водорода" и Лабораторна работа "Намаляване на свойствата на водорода". Изучете принципа на апарата Kipp и апарата Kiryushkin. Помислете в кои случаи е по-удобно да използвате апарата Kipp и в кои - Kiryushkin. Какви свойства проявява водородът в реакциите?

Кислород.

Връзката в молекулата на кислорода е двойна и много силна. Следователно кислородът е доста неактивен при стайна температура. При нагряване обаче той започва да проявява силни окислителни свойства.

Кислородът без нагряване реагира с активни метали (алкали, алкалозем и някои лантаниди):

При нагряване кислородът взаимодейства с повечето метали, образувайки оксиди:

,

,

.

Среброто и по-малко активните метали не се окисляват от кислорода.

Кислородът реагира и с повечето неметали, образувайки оксиди:

,

,

.

Той взаимодейства с азота само при много високи температури, около 2000 ° C.

Кислородът не реагира с хлор, бром и йод, въпреки че много от техните оксиди могат да бъдат получени косвено.

Взаимодействието на кислорода с флуора може да се осъществи чрез преминаване на електрически разряд през смес от газове:

.

Кислородният (II) флуорид е нестабилно съединение, лесно се разлага и е много силно окислително средство.

В разтворите кислородът е силно, макар и бавно, окислително средство. Като правило кислородът насърчава прехода на металите към по-високи степени на окисление:

Наличието на кислород често дава възможност да се разтварят в киселини метали, разположени непосредствено зад водорода в серия от напрежения:

При нагряване кислородът може да окисли по-ниските метални оксиди:

.

Кислородът не се произвежда в промишлеността по химически методи; той се получава от въздуха чрез дестилация.

Лабораторията използва реакции на разлагане на богати на кислород съединения - нитрати, хлорати, перманганати при нагряване:

Можете също така да получите кислород чрез каталитично разлагане на водороден прекис:

В допълнение, горната реакция на електролиза на водата може да се използва за генериране на кислород.

Работа с материалите на електронния образователен ресурс Лабораторна работа „Получаване на кислород и неговите свойства“.

Какво е името на метода за събиране на кислород, използван в лабораторната работа? Какви други начини за събиране на газове има и кои са подходящи за събиране на кислород?

Задача 1. Гледайте видеоклипа „Разлагане на калиев перманганат при нагряване“.

Отговори на въпросите:

1. 1. Кой от твърдите продукти на реакцията е разтворим във вода?
   2. Какъв е цветът на разтвора на калиев перманганат?
   3. Какъв е цветът на разтвора на калиев манганат?

Запишете уравненията на протичащите реакции. Изравнете ги, използвайки метода на електронния баланс.

Обсъдете заданието с учителя във или във видеозалата.

Озон.

Озоновата молекула е триатомна и връзките в нея са по-малко силни, отколкото в молекулата на кислорода, което води до по-голяма химическа активност на озона: озонът лесно окислява много вещества в разтвори или в суха форма без нагряване:

Озонът е в състояние лесно да окислява азотен оксид (IV) до азотен оксид (V), а серният оксид (IV) до серен оксид (VI) без катализатор:

Озонът постепенно се разлага, образувайки кислород:

За получаване на озон се използват специални устройства - озонатори, при които чрез кислород преминава тлеещ разряд.

В лабораторията, за да се получат малки количества озон, понякога се използват реакции на разлагане на пероксо съединения и някои по-високи оксиди при нагряване:

Работа с материалите на електронния образователен ресурс. Лабораторна работа "Получаване на озон и изследване на неговите свойства."

Обяснете защо индиговият разтвор е обезцветен. Напишете уравненията за реакциите, които възникват при смесване на разтвори на оловен нитрат и натриев сулфид и при преминаване на озониран въздух през получената суспензия. За реакцията на йонообмен напишете йонните уравнения. За редокс реакция съставете електронен баланс.

Обсъдете заданието с учителя във или във видеозалата.

Химични свойства на водата

За по-добро запознаване с физическите свойства на водата и нейното значение, работете с материалите на електронните образователни ресурси „Аномални свойства на водата“ и „Водата е най-важната течност на Земята“.

Водата е от голямо значение за всички живи организми - всъщност много живи организми се състоят от повече от половината вода. Водата е един от най-гъвкавите разтворители (при високи температури и налягания способностите й като разтворител се увеличават значително). От химическа гледна точка водата е водороден оксид, докато във воден разтвор се дисоциира (макар и в много малка степен) на водородни катиони и хидроксидни аниони:

.

Водата взаимодейства с много метали. С активна (алкална, алкална земя и някои лантаниди) водата реагира без нагряване:

Взаимодействие с по-малко активни се получава при нагряване.