Zašto voda ne gori, iako se sastoji od zapaljivih tvari (vodik i kisik). Kemija organska jednadžba vodikovog kisika
§3. Jednadžba reakcije i kako je sastaviti
Interakcija vodik s kisik kako je ustanovio Sir Henry Cavendish, dovodi do stvaranja vode. Upotrijebimo ovaj jednostavan primjer da naučimo sastavljati jednadžbe kemijske reakcije.
Ono što proizlazi iz vodik i kisik, već znamo:
H 2 + O 2 → H 2 O
Uzmimo sada u obzir da atomi kemijskih elemenata u kemijskim reakcijama ne nestaju i ne pojavljuju se ni iz čega, ne pretvaraju se jedan u drugi, već spojiti u nove kombinacije tvoreći nove molekule. To znači da u jednadžbi kemijske reakcije atoma svake vrste mora postojati isti broj prije reakcije ( lijevo iz znaka jednakosti) i nakon kraj reakcije ( desno iz znaka jednakosti), ovako:
2H2 + O2 = 2H2O
To je to jednadžba reakcije - uvjetno označavanje tekuće kemijske reakcije pomoću formula tvari i koeficijenata.
To znači da u navedenoj reakciji dvoje se mole vodik treba reagirati s jedna molitva kisik, a rezultat će biti dvoje se mole voda.
Interakcija vodik s kisik nije nimalo lak proces To dovodi do promjene oksidacijskih stanja ovih elemenata. Za odabir koeficijenata u takvim jednadžbama obično se koristi metoda " elektronička vaga".
Kad se voda stvara od vodika i kisika, to znači da vodik promijenilo oksidacijsko stanje iz 0 prije + Ja, ali kisik- od 0 prije −II... U ovom slučaju nekoliko (n) elektroni:
Ovdje služi elektron koji donira vodik redukcijsko sredstvo i elektroni koji prihvaćaju kisik - oksidaciono sredstvo.
Oksidirajuća i redukcijska sredstva
Pogledajmo sada kako odvojeno izgledaju procesi davanja i primanja elektrona. Vodik, nakon što se susreo s "razbojnikom" - kisikom, gubi sva svojstva - dva elektrona, a njegovo stanje oksidacije postaje jednako + Ja:
H 2 0 - 2 e- = 2H + I
Dogodilo se jednadžba polureakcije oksidacije vodik.
A razbojnik- kisik Oko 2 nakon što je nesretnom vodiku oduzeo posljednje elektrone, vrlo je zadovoljan svojim novim oksidacijskim stanjem -II:
O 2 + 4 e- = 2O −II
Ovo je jednadžba polureakcije oporavka kisik.
Ostaje dodati da su i "bandit" i njegova "žrtva" izgubili svoj kemijski identitet zbog jednostavnih tvari - plinova s dvoatomnim molekulama H 2 i Oko 2 pretvorio u sastojke nove kemikalije - voda H20.
Dalje ćemo zaključiti na sljedeći način: koliko je elektrona reduktant dao bandit-oksidatoru, toliko je primio. Broj elektrona koje je donirao redukcijski agens mora biti jednak broju elektrona koje je donirao oksidant.
Dakle potrebno je izjednačiti broj elektrona u prvoj i drugoj polureakciji. U kemiji je usvojen sljedeći konvencionalni oblik pisanja jednadžbi polureakcija:
2 H 2 0 - 2 e- = 2H + I |
|
1 O 2 0 + 4 e- = 2O −II |
Ovdje su brojevi 2 i 1 lijevo od kovrčavog zagrada faktori koji će pomoći da se osigura da je broj danih i primljenih elektrona jednak. Uzmimo u obzir da su u jednadžbama polureakcija dana 2 elektrona, a prihvaćena 4. Za izjednačavanje broja primljenih i danih elektrona nalaze se najmanji zajednički višestruki i dodatni čimbenici. U našem slučaju, najmanji zajednički višekratnik je 4. Dodatni čimbenici bit će 2 za vodik (4: 2 = 2), a za kisik - 1 (4: 4 = 1)
Dobiveni čimbenici poslužit će kao koeficijenti buduće jednadžbe reakcije:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 + I O −II
Vodik oksidira ne samo pri susretu s kisik... Učinak na vodik je približno isti. fluor F 2, halogen i poznati "razbojnik", a naizgled bezopasan dušik N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 + I |
Tako ispada vodikov fluorid VF ili amonijak NH 3.
U oba spoja oksidacijsko stanje vodik postaje jednak + Ja, jer partner u molekuli postaje "pohlepan" za tuđe elektroničko dobro, s visokom elektronegativnošću - fluor Ž i dušik N... Imati dušik vrijednost elektronegativnosti smatra se jednakom tri konvencionalne jedinice, a u fluor općenito, najveća elektronegativnost među svim kemijskim elementima je četiri jedinice. Stoga ih ne čudi što su jadnicu, atom vodika, ostavili bez ikakvog elektroničkog okruženja.
Ali vodik može biti vratiti- prihvatiti elektrone. To se događa ako u reakciji s njim sudjeluju alkalni metali ili kalcij koji imaju manju elektronegativnost od vodika.
U periodnom sustavu vodik se nalazi u dvije skupine elemenata koji su po svojim svojstvima apsolutno suprotni. Ova ga značajka čini potpuno jedinstvenom. Vodik nije samo element ili tvar, već je i sastavni dio mnogih složenih spojeva, organogeni i biogeni element. Stoga ćemo detaljnije razmotriti njegova svojstva i karakteristike.
Oslobađanje zapaljivog plina tijekom interakcije metala i kiselina uočeno je već u 16. stoljeću, odnosno tijekom formiranja kemije kao znanosti. Poznati engleski znanstvenik Henry Cavendish proučavao je tvar od 1766. godine i dao joj ime "zapaljivi zrak". Kada je izgorio, ovaj plin je proizveo vodu. Nažalost, znanstveno pridržavanje teorije flogistona (hipotetičke "superfine materije") spriječilo ga je da dođe do ispravnih zaključaka.
Francuski kemičar i prirodnjak A. Lavoisier zajedno s inženjerom J. Meunierom i uz pomoć posebnih mjerača plina 1783. proveli su sintezu vode, a zatim i njezinu analizu pomoću razgradnje vodene pare užarenim željezom. Tako su znanstvenici uspjeli doći do ispravnih zaključaka. Otkrili su da "zapaljivi zrak" nije samo dio vode, već se i može dobiti iz njega.
Lavoisier je 1787. iznio pretpostavku da je plin koji se proučava jednostavna tvar i, prema tome, pripada broju primarnih kemijskih elemenata. Nazvao ga je hidrogen (od grčkih riječi hydor - voda + gennao - rađam), odnosno "rađanje vode".
Ruski naziv "vodik" predložio je 1824. kemičar M. Solovjev. Određivanje sastava vode označilo je kraj "teorije flogistona". Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće otkriveno je da je atom vodika vrlo lagan (u usporedbi s atomima drugih elemenata), a njegova je masa uzeta kao glavna jedinica za usporedbu atomskih masa, nakon što je dobila vrijednost jednaku 1 .
Fizička svojstva
Vodik je najlakša od svih tvari poznatih znanosti (14,4 puta je lakši od zraka), njegova gustoća je 0,0899 g / l (1 atm, 0 ° C). Ovaj materijal se topi (skrućuje) i vri (ukapljuje) na -259,1 ° C i -252,8 ° C (samo helij ima niža vrelišta i tališta).
Kritična temperatura vodika je izuzetno niska (-240 ° C). Iz tog razloga, njegovo ukapljivanje prilično je kompliciran i skup proces. Kritični tlak tvari je 12,8 kgf / cm², a kritična gustoća 0,0312 g / cm³. Među svim plinovima vodik ima najveću toplinsku vodljivost: pri 1 atm i 0 ° C jednak je 0,174 W / (mxK).
Specifični toplinski kapacitet tvari pod istim uvjetima je 14,208 kJ / (kgxK) ili 3,394 cal / (rx ° C). Ovaj je element slabo topljiv u vodi (oko 0,0182 ml / g pri 1 atm i 20 ° C), ali dobro - u većini metala (Ni, Pt, Pa i drugi), osobito u paladiju (oko 850 volumena po volumenu Pd) .
Ovo posljednje svojstvo povezano je s njegovom sposobnošću difuzije, dok difuziju kroz slitinu ugljika (na primjer, čelik) može pratiti i uništavanje legure zbog interakcije vodika s ugljikom (taj se proces naziva dekarbonizacija). U tekućem stanju tvar je vrlo lagana (gustoća - 0,0708 g / cm³ pri t ° = -253 ° C) i tečna (viskoznost - 13,8 cpoise pod istim uvjetima).
U mnogim spojevima ovaj element pokazuje valenciju +1 (oksidacijsko stanje), poput natrija i drugih alkalnih metala. Obično se smatra analognim ovim metalima. U skladu s tim, on je na čelu I. skupine Mendeljejevog sustava. U metalnim hidridima vodikov ion pokazuje negativan naboj (oksidacijsko stanje je -1), odnosno Na + H- ima strukturu sličnu Na + Cl-kloridu. U skladu s ovom i nekim drugim činjenicama (bliskost fizikalnih svojstava elementa "H" i halogena, mogućnost zamjene s halogenima u organskim spojevima), vodik pripada VII skupini Mendeljejevog sustava.
U normalnim uvjetima, molekularni vodik ima nisku aktivnost, izravno se kombinira samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom i klorom, pri čemu je potonji na svjetlu). Zauzvrat, kada se zagrije, stupa u interakciju s mnogim kemijskim elementima.
Atomski vodik ima povećanu kemijsku aktivnost (u usporedbi s molekularnim vodikom). S kisikom tvori vodu prema formuli:
N₂ + ½O₂ = N₂O,
oslobađajući 285.937 kJ / mol topline ili 68.3174 kcal / mol (25 ° C, 1 atm). U normalnim temperaturnim uvjetima reakcija se odvija prilično sporo, a pri t °> = 550 ° C - nekontrolirano. Granice eksplozivnosti mješavine vodika i kisika po volumenu su 4–94% H₂, a smjesa vodik + zrak 4–74% H₂ (mješavina dva volumena H₂ i jednog volumena O₂ naziva se detonirajući plin).
Ovaj se element koristi za smanjenje većine metala jer uzima kisik iz oksida:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,
CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.
S različitim halogenima vodik tvori vodikove halogenide, na primjer:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Međutim, pri reakciji s fluorom vodik eksplodira (to se događa i u mraku, na -252 ° C), reagira s bromom i klorom samo kad se zagrije ili osvijetli, a s jodom samo kad se zagrije. U interakciji s dušikom nastaje amonijak, ali samo na katalizatoru, pri povišenim tlakovima i temperaturama:
ZN₂ + N₂ = 2NN₃.
Kad se zagrije, vodik aktivno reagira sa sumporom:
N₂ + S = H₂S (sumporovodik),
i mnogo teže - s telurijem ili selenom. Vodik reagira s čistim ugljikom bez katalizatora, ali na visokim temperaturama:
2H₂ + C (amorfni) = CH₄ (metan).
Ova tvar izravno reagira s nekim od metala (lužine, zemnoalkalijske zemlje i drugi), tvoreći hidride, na primjer:
N₂ + 2Li = 2LiH.
Interakcije vodika i ugljičnog monoksida (II) od velike su praktične važnosti. U tom slučaju, ovisno o tlaku, temperaturi i katalizatoru, nastaju različiti organski spojevi: NSNO, SN₃ON itd. Nezasićeni ugljikovodici tijekom reakcije prelaze u zasićene, na primjer:
S n N₂ n + N₂ = S n N₂ n ₊₂.
Vodik i njegovi spojevi imaju izuzetnu ulogu u kemiji. Određuje kisela svojstva tzv. protonske kiseline, ima tendenciju stvaranja vodikove veze s različitim elementima, što ima značajan utjecaj na svojstva mnogih anorganskih i organskih spojeva.
Proizvodnja vodika
Glavne vrste sirovina za industrijsku proizvodnju ovog elementa su rafinerijski plinovi, prirodni zapaljivi plinovi i koksni plinovi. Također se dobiva iz vode elektrolizom (na mjestima gdje postoji električna energija). Jedna od najvažnijih metoda za proizvodnju materijala iz prirodnog plina je katalitička interakcija ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (tzv. Pretvorba). Na primjer:
SN₄ + H₂O = SO + ZN₂.
Nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:
CH2 + ½O₂ = CO + 2H₂.
Sintetizirani ugljikov monoksid (II) pretvara se:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Vodik proizveden iz prirodnog plina je najjeftiniji.
Za elektrolizu vode koristi se istosmjerna struja koja prolazi kroz otopinu NaOH ili KOH (kiseline se ne koriste kako bi se izbjegla korozija aparata). U laboratorijskim uvjetima materijal se dobiva elektrolizom vode ili kao rezultat reakcije između klorovodične kiseline i cinka. Međutim, češće koriste gotove tvorničke materijale u cilindrima.
Od rafinerijskih plinova i koksnog plina, ovaj se element izolira uklanjanjem svih ostalih komponenti plinske smjese, jer se one lakše ukapljuju tijekom dubokog hlađenja.
Taj se materijal počeo industrijski dobivati krajem 18. stoljeća. Tada se koristio za punjenje balona. Trenutno se vodik široko koristi u industriji, uglavnom u kemijskoj industriji, za proizvodnju amonijaka.
Masovni potrošači tvari su proizvođači metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i mnogih drugih proizvoda. Dobivaju se sintezom iz ugljičnog monoksida (II) i vodika. Vodik se koristi za hidrogeniranje teških i krutih tekućih goriva, masti itd., Za sintezu HCl, hidrotretiranje naftnih derivata, kao i za rezanje / zavarivanje metala. Najvažniji elementi za nuklearnu energiju su njezini izotopi - tricij i deuterij.
Biološka uloga vodika
Oko 10% mase živih organizama (u prosjeku) otpada na ovaj element. Dio je vode i najvažnije skupine prirodnih spojeva, uključujući proteine, nukleinske kiseline, lipide, ugljikohidrate. Čemu služi?
Ovaj materijal ima odlučujuću ulogu: u održavanju prostorne strukture proteina (kvartarne), u provedbi načela komplementarnosti nukleinskih kiselina (tj. U provedbi i pohrani genetskih informacija), općenito u "prepoznavanju" na molekularnoj razini.
Vodikov ion H + sudjeluje u važnim dinamičkim reakcijama / procesima u tijelu. Uključujući: u biološkoj oksidaciji, koja živim stanicama daje energiju, u reakcijama biosinteze, u fotosintezi u biljkama, u fotosintezi bakterija i fiksaciji dušika, u održavanju acido-bazne ravnoteže i homeostaze, u membranskim transportnim procesima. Uz ugljik i kisik, čini funkcionalnu i strukturnu osnovu životnih pojava.
Kemijska svojstva vodika
U normalnim uvjetima, molekularni vodik relativno je malo aktivan, izravno se kombinira samo s najaktivnijim nemetalom (s fluorom, na svjetlu i s klorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima.
Vodik reagira s jednostavnim i složenim tvarima:
- Međudjelovanje vodika s metalima dovodi do stvaranja složenih tvari - hidrida, u kemijskim formulama kojih je metalni atom uvijek na prvom mjestu:
Na visokim temperaturama vodik izravno reagira s nekim metalima(alkalni, zemnoalkalijski i drugi), tvoreći bijele kristalne tvari - metalne hidride (Li H, Na H, KH, CaH 2 itd.):
H 2 + 2Li = 2LiH
Metalni hidridi lako se razgrađuju vodom i tvore odgovarajuću lužinu i vodik:
Ca H2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2
- Kada vodik stupa u interakciju s nemetalima nastaju hlapljivi vodikovi spojevi. U kemijskoj formuli hlapivog vodikovog spoja atom vodika može biti na prvom ili drugom mjestu, ovisno o položaju u PSCE (vidi ploču na slajdu):1). S kisikom Vodik tvori vodu:
Video "Sagorijevanje vodika"
2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q
Pri običnim temperaturama reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550 ° C - eksplozijom (naziva se mješavina 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 plin oksi -vodik)
.
Video "Eksplozija plina oksi -vodika"
Video "Kuhanje i eksplozija eksplozivne smjese"
2). S halogenima Vodik tvori vodikove halogenide, na primjer:
H2 + Cl2 = 2HCl
Istodobno, vodik eksplodira s fluorom (čak i u mraku i na - 252 ° C), reagira s klorom i bromom samo kad je osvijetljen ili zagrijan, a s jodom samo kad se zagrije.
3). S dušikom Vodik stupa u interakciju s stvaranjem amonijaka:
ZN 2 + N 2 = 2NH 3
samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i pritiscima.
4). Kad se zagrije, vodik burno reagira sa sivim:
H 2 + S = H 2 S (sumporovodik),
mnogo je teže sa selenom i telurom.
5). S čistim ugljikom Vodik može reagirati bez katalizatora samo na visokim temperaturama:
2H 2 + C (amorfni) = CH 4 (metan)
- Vodik ulazi u reakciju supstitucije s metalnim oksidima , dok se u proizvodima stvara voda i smanjuje se metal. Vodik - pokazuje svojstva redukcijskog sredstva:
Koristi se vodik za oporabu mnogih metala, budući da uzima kisik iz njihovih oksida:
Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, itd.
Primjena vodika
Video "Primjena vodika"
Trenutno se vodik proizvodi u ogromnim količinama. Velik dio koristi se u sintezi amonijaka, hidrogeniranju masti te u hidrogeniranju ugljena, ulja i ugljikovodika. Osim toga, vodik se koristi za sintezu klorovodične kiseline, metilnog alkohola, cijanovodične kiseline, pri zavarivanju i kovanju metala, kao i u proizvodnji žarulja sa žarnom niti i dragog kamenja. Vodik se prodaje u bocama pod tlakom većim od 150 atm. Obojene su tamnozelenom bojom i imaju crveni natpis "Vodik".
Vodik se koristi za pretvaranje tekućih masti u krute (hidrogeniranje), proizvodnju tekućih goriva hidrogeniranjem ugljena i lož ulja. U metalurgiji vodik se koristi kao redukcijsko sredstvo za okside ili kloride za proizvodnju metala i nemetala (germanij, silicij, galij, cirkonij, hafnij, molibden, volfram itd.).
Praktična primjena vodika je raznolika: obično se puni balonima -sondama, u kemijskoj industriji služi kao sirovina za dobivanje mnogih vrlo važnih proizvoda (amonijak itd.), U hrani - za proizvodnju krutih masti iz biljna ulja itd. Visoka temperatura (do 2600 ° C), nastala izgaranjem vodika u kisiku, koristi se za taljenje vatrostalnih metala, kvarca itd. Tekući vodik jedno je od najučinkovitijih mlaznih goriva. Godišnja globalna potrošnja vodika premašuje milijun tona.
Treneri
Br. 2. Vodik
ZADACI ZADACI
Zadatak broj 1Sastavi jednadžbe za reakcije interakcije vodika sa sljedećim tvarima: F 2, Ca, Al 2 O 3, živin (II) oksid, volframov (VI) oksid. Imenujte produkte reakcije, navedite vrste reakcija.
Zadatak broj 2
Provedite transformacije prema shemi:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2
Zadatak broj 3.
Izračunajte masu vode koja se može dobiti spaljivanjem 8 g vodika?
Industrijske metode dobivanja jednostavnih tvari ovise o obliku u kojem se odgovarajući element nalazi u prirodi, odnosno koje mogu biti sirovine za njegovu proizvodnju. Dakle, kisik, dostupan u slobodnom stanju, dobiva se fizikalnom metodom - odvajanjem od tekućeg zraka. Gotovo sav vodik je u obliku spojeva, pa se za njegovo dobivanje koriste kemijske metode. Posebno se mogu koristiti reakcije razgradnje. Jedna od metoda za proizvodnju vodika je reakcija raspadanja vode električnom strujom.
Glavna industrijska metoda za proizvodnju vodika je reakcija metana s vodom, koja je dio prirodnog plina. Izvodi se na visokoj temperaturi (lako je osigurati da ne dođe do reakcije pri prolasku metana čak i kroz kipuću vodu):
CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
U laboratoriju za dobivanje jednostavnih tvari nije potrebno koristiti prirodne sirovine, već odabrati one polazne tvari iz kojih je lakše izolirati traženu tvar. Na primjer, u laboratoriju se kisik ne dobiva iz zraka. Isto vrijedi i za proizvodnju vodika. Jedna od laboratorijskih metoda za proizvodnju vodika, koja se ponekad koristi u industriji, je razgradnja vode električnom strujom.
Obično se u laboratoriju vodik proizvodi interakcijom cinka s klorovodičnom kiselinom.
U industriji
1.Elektroliza vodenih otopina soli:
2NaCl + 2H2O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2.Prolazak vodene pare preko vrućeg koksa na temperaturi od oko 1000 ° C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.Prirodni gas.
Pretvaranje pare: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalitička oksidacija kisikom: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Krekiranje i reformiranje ugljikovodika u procesu prerade nafte.
U laboratoriju
1.Djelovanje razrijeđenih kiselina na metale. Za provođenje takve reakcije najčešće se koriste cink i klorovodična kiselina:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Interakcija kalcija s vodom:
Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2
3.Hidroliza hidrida:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Djelovanje lužina na cink ili aluminij:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Elektrolizom. Tijekom elektrolize vodenih otopina lužina ili kiselina vodik se razvija na katodi, na primjer:
2H3O + + 2e - → H 2 + 2H2O
- Bioreaktor za proizvodnju vodika
Fizička svojstva
Plinoviti vodik može postojati u dva oblika (modifikacije) - u obliku orto - i para -vodika.
U molekuli ortohidrogena (tt -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) -suprotno jedan od drugog (antiparalelno).
Alotropni oblici vodika mogu se odvojiti adsorpcijom na aktivnom ugljenu pri temperaturi tekućeg dušika. Na vrlo niskim temperaturama ravnoteža između ortohidrogena i parahidrogena gotovo se u potpunosti pomiče prema potonjem. Na 80 K, omjer oblika je približno 1: 1. Kada se zagrije, desorbirani parahidrogen se pretvara u ortohidrogen dok se ne stvori ravnoteža smjese na sobnoj temperaturi (orto-par: 75:25). Bez katalizatora transformacija je spora, što omogućuje proučavanje svojstava pojedinih alotropnih oblika. Molekula vodika je dvoatomna - N₂. U normalnim uvjetima to je plin bez boje, mirisa i okusa. Vodik je najlakši plin, njegova je gustoća višestruko manja od gustoće zraka. Očigledno je da što je manja masa molekula, to je veća njihova brzina pri istoj temperaturi. Kao najlakše, molekule vodika kreću se brže od molekula bilo kojeg drugog plina i tako mogu brže prenositi toplinu s jednog tijela na drugo. Iz toga slijedi da vodik ima najveću toplinsku vodljivost među plinovitim tvarima. Njegova toplinska vodljivost je oko sedam puta veća od toplinske vodljivosti zraka.
Kemijska svojstva
Molekule vodika H₂ prilično su jake, a da bi vodik reagirao, mora se utrošiti puno energije: H 2 = 2H - 432 kJ Stoga, pri običnim temperaturama, vodik reagira samo s vrlo aktivnim metalima, na primjer, s kalcijem, tvoreći kalcijev hidrid: Ca + H 2 = CaH 2 i s jedinim nemetalom-fluorom, tvoreći vodikov fluorid: F 2 + H 2 = 2HF S većinom metala i nemetala vodik reagira na povišenim temperaturama ili pod drugim utjecajima, na primjer, pod rasvjetom. Može "oduzeti" kisik nekim oksidima, na primjer: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Pisana jednadžba odražava reakciju redukcije. Reakcije redukcije su procesi u kojima se kisik oduzima spoju; tvari koje oduzimaju kisik nazivaju se redukcijska sredstva (dok su same oksidirane). Nadalje, bit će dana druga definicija pojmova "oksidacija" i "redukcija". I ova definicija, povijesno prva, zadržava svoj značaj i u današnje vrijeme, osobito u organskoj kemiji. Reakcija redukcije suprotna je oksidacijskoj reakciji. Obje ove reakcije uvijek se odvijaju istovremeno kao jedan proces: tijekom oksidacije (redukcije) jedne tvari, redukcija (oksidacija) druge mora se dogoditi istodobno.
N 2 + 3H 2 → 2 NH3
Obrasci s halogenima halogenidi vodika:
F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija se odvija eksplozijom u mraku i na bilo kojoj temperaturi, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija se nastavlja eksplozijom, samo na svjetlu.
Reaguje s čađom pri jakom zagrijavanju:
C + 2H 2 → CH 4
Interakcija s alkalnim i zemnoalkalijskim metalima
Vodik nastaje s aktivnim metalima hidridi:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
Hidridi- slane, krute tvari, lako hidrolizirane:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2
Interakcija s metalnim oksidima (obično d-elementi)
Oksidi se reduciraju u metale:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Hidriranje organskih spojeva
Kada vodik djeluje na nezasićene ugljikovodike u prisutnosti katalizatora nikla i povišene temperature, dolazi do reakcije hidrogeniranje:
CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3
Vodik reducira aldehide u alkohole:
CH3CHO + H2 → C2H5OH.
Geokemija vodika
Vodik je osnovni gradivni dio svemira. To je najčešći element, a svi elementi nastaju od njega kao rezultat termonuklearnih i nuklearnih reakcija.
Slobodni vodik H 2 relativno je rijedak u zemaljskim plinovima, ali u obliku vode ima iznimno važnu ulogu u geokemijskim procesima.
Vodik se može uključiti u minerale u obliku amonijevog iona, hidroksilnog iona i kristalne vode.
U atmosferi se vodik kontinuirano stvara kao rezultat razgradnje vode sunčevim zračenjem. Migrira u gornju atmosferu i bježi u svemir.
Primjena
- Energija vodika
Za zavarivanje atomskog vodika koristi se atomski vodik.
U prehrambenoj industriji vodik je registriran kao dodatak hrani E949 poput pakiranja plina.
Značajke liječenja
Kad se pomiješa sa zrakom, vodik tvori eksplozivnu smjesu - takozvani eksplozivni plin. Ovaj plin je najeksplozivniji kada je volumni omjer vodika i kisika 2: 1, odnosno vodika i zraka približno 2: 5, budući da zrak sadrži oko 21% kisika. Vodik je također opasan od požara. Tekući vodik može doći do ozbiljnih ozeblina ako dođe u dodir s kožom.
Eksplozivne koncentracije vodika s kisikom nastaju od 4% do 96% volumena. Kada se pomiješa sa zrakom od 4% do 75 (74)% volumena.
Korištenje vodika
U kemijskoj industriji vodik se koristi u proizvodnji amonijaka, sapuna i plastike. U prehrambenoj industriji margarin se proizvodi od tekućih biljnih ulja pomoću vodika. Vodik je vrlo lagan i uvijek se diže u zrak. Jednom su se zračni brodovi i baloni napunili vodikom. Ali 30 -ih godina. XX. Stoljeća dogodilo se nekoliko stravičnih katastrofa dok su zračni brodovi eksplodirali i gorjeli. Danas su zračni brodovi ispunjeni plinom helija. Vodik se također koristi kao raketno gorivo. Vodik se jednog dana može široko koristiti kao gorivo za automobile i kamione. Vodikovi motori ne zagađuju okoliš i ispuštaju samo vodenu paru (međutim, sama proizvodnja vodika dovodi do zagađenja okoliša). Naše sunce uglavnom je sastavljeno od vodika. Solarna toplina i svjetlost posljedica su oslobađanja nuklearne energije iz fuzije jezgri vodika.
Korištenje vodika kao goriva (ekonomska učinkovitost)
Najvažnija karakteristika tvari koje se koriste kao gorivo je njihova kalorična vrijednost. Iz predmeta opće kemije poznato je da se reakcija interakcije vodika s kisikom događa s oslobađanjem topline. Ako uzmemo 1 mol H 2 (2 g) i 0,5 mola O 2 (16 g) pod standardnim uvjetima i započnemo reakciju, tada prema jednadžbi
H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O
nakon završetka reakcije nastaje 1 mol H 2 O (18 g) s oslobađanjem energije 285,8 kJ / mol (za usporedbu: toplina izgaranja acetilena je 1300 kJ / mol, propan je 2200 kJ / mol ). 1 m³ vodika teži 89,8 g (44,9 mol). Stoga će se za dobivanje 1 m³ vodika utrošiti 12832,4 kJ energije. Uzimajući u obzir da je 1 kWh = 3600 kJ, dobivamo 3,56 kWh električne energije. Poznavajući tarifu za 1 kWh električne energije i cijenu 1 m³ plina, može se zaključiti da je poželjno prijeći na vodikovo gorivo.
Na primjer, eksperimentalni model Honde FCX 3. generacije s spremnikom vodika od 156 litara (sadrži 3,12 kg vodika pod tlakom od 25 MPa) pređe 355 km. Sukladno tome, od 3,12 kg H2 dobiva se 123,8 kWh. Potrošnja energije na 100 km iznosit će 36,97 kWh. Poznavajući cijenu električne energije, cijenu plina ili benzina, njihovu potrošnju za automobil na 100 km, lako je izračunati negativan ekonomski učinak prelaska automobila na vodikovo gorivo. Recimo (Rusija 2008), 10 centi po kWh električne energije dovodi do činjenice da 1 m³ vodika vodi do cijene od 35,6 centi, a uzimajući u obzir učinkovitost raspadanja vode od 40-45 centi, ista količina kWh iz sagorijevanje benzina košta 12832,4 kJ / 42000kJ / 0,7 kg / L * 80 centi / L = 34 centa po maloprodajnim cijenama, dok smo za vodik izračunali idealnu opciju, isključujući prijevoz, amortizaciju opreme itd. Za metan s energijom izgaranja od oko 39 MJ po m³ rezultat će biti dva do četiri puta manji zbog razlike u cijeni (1m³ za Ukrajinu košta 179 USD, a za Europu 350 USD). Odnosno, ekvivalentna količina metana koštat će 10-20 centi.
Međutim, ne treba zaboraviti da pri izgaranju vodika dobivamo čistu vodu, iz koje je izvučen. To jest, imamo obnovljive skladište energije bez štete po okoliš, za razliku od plina ili benzina koji su primarni izvori energije.
Php na liniji 377 Upozorenje: zahtijeva (http: //www..php): nije uspjelo otvaranje toka: nije se mogao pronaći odgovarajući omot u /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php na liniji 377 Fatalno error: require (): Neuspješno otvaranje je potrebno "http: //www..php" (include_path = ".. php na liniji 377
Svrha lekcije. U ovoj lekciji naučit ćete o možda najvažnijim kemijskim elementima za život na zemlji - vodiku i kisiku, naučiti o njihovim kemijskim svojstvima, kao i o fizičkim svojstvima jednostavnih tvari koje tvore, naučiti više o ulozi kisika i vodik u prirodi i životu osoba.
Vodik- najčešći element u svemiru. Kisik- najobilniji element na Zemlji. Zajedno tvore vodu - tvar koja čini više od polovice mase ljudskog tijela. Kisik je plin koji nam je potreban za disanje, a bez vode ne bismo mogli živjeti ni nekoliko dana, pa se kisik i vodik nesumnjivo mogu smatrati najvažnijim kemijskim elementima neophodnim za život.
Struktura atoma vodika i kisika
Dakle, vodik pokazuje nemetalna svojstva. U prirodi se vodik javlja u obliku tri izotopa, protija, deuterija i tricija, izotopi vodika međusobno se jako razlikuju po fizičkim svojstvima pa im se čak dodjeljuju i pojedinačni simboli.
Ako se ne sjećate ili ne znate što su izotopi, poradite na materijalima elektroničkog obrazovnog izvora "Izotopi kao sorte atoma jednog kemijskog elementa". U njemu ćete naučiti kako se izotopi jednog elementa međusobno razlikuju, što rezultira prisutnošću nekoliko izotopa u jednom elementu, a također ćete se upoznati s izotopima nekoliko elemenata.
Stoga su moguća oksidacijska stanja kisika ograničena na vrijednosti od –2 do +2. Ako kisik prihvati dva elektrona (postajući anion) ili tvori dvije kovalentne veze s manje elektronegativnih elemenata, on prelazi u oksidacijsko stanje –2. Ako kisik tvori jednu vezu s drugim atomom kisika, a drugu vezu s atomom manje elektronegativnog elementa, on prelazi u –1 oksidacijsko stanje. Tvoreći dvije kovalentne veze s fluorom (jedini element s većom vrijednošću elektronegativnosti), kisik prelazi u oksidacijsko stanje +2. Formiranje jedne veze s drugim atomom kisika, a druge s atomom fluora - +1. Konačno, ako kisik tvori jednu vezu s manje elektronegativnim atomom, a drugu vezu s fluorom, bit će u oksidacijskom stanju 0.
Fizička svojstva vodika i kisika, alotropija kisika
Vodik- plin bez boje, mirisa i okusa. Vrlo lagan (14,5 puta lakši od zraka). Temperatura ukapljivanja vodika - -252,8 ° C - gotovo je najniža među svim plinovima (odmah iza helija). Tekući i kruti vodik vrlo su lagane bezbojne tvari.
Kisik- bezbojni plin, bez mirisa i okusa, malo teži od zraka. Na temperaturi od -182,9 ° C pretvara se u tešku plavu tekućinu, na -218 ° C učvršćuje se stvaranjem plavih kristala. Molekule kisika su paramagnetične, što znači da kisik privlači magnet. Kisik je slabo topljiv u vodi.
Za razliku od vodika, koji tvori molekule samo jednog tipa, kisik pokazuje alotropiju i tvori molekule dva tipa, odnosno element kisik tvori dvije jednostavne tvari: kisik i ozon.
Kemijska svojstva i proizvodnja jednostavnih tvari
Vodik.
Veza u molekuli vodika je jednostruka, ali ovo je jedna od najjačih pojedinačnih veza u prirodi, a da biste je prekinuli, morate potrošiti puno energije, iz tog razloga vodik je vrlo neaktivan na sobnoj temperaturi, međutim , kad temperatura poraste (ili u prisutnosti katalizatora), vodik lako stupa u interakciju s mnogim jednostavnim i složenim tvarima.
S kemijskog gledišta, vodik je tipičan nemetal. Odnosno, sposoban je stupiti u interakciju s aktivnim metalima u obliku hidrida, pri čemu pokazuje oksidacijsko stanje –1. S nekim metalima (litij, kalcij) interakcija se odvija čak i na sobnoj temperaturi, ali prilično sporo, pa se zagrijavanje koristi u sintezi hidrida:
,
.
Stvaranje hidrida izravnom interakcijom jednostavnih tvari moguće je samo za aktivne metale. Aluminij već ne stupa u direktnu interakciju s vodikom, njegov hidrid se dobiva reakcijama izmjene.
Vodik također reagira s nemetalima samo kad se zagrije. Izuzetak su halogeni klora i broma, čiju reakciju može izazvati svjetlost:
.
Reakcija s fluorom također ne zahtijeva zagrijavanje; odvija se eksplozivno čak i uz jako hlađenje i u potpunoj tami.
Reakcija s kisikom odvija se prema mehanizmu razgranatog lanca, pa se brzina reakcije brzo povećava, a u smjesi kisika s vodikom u omjeru 1: 2, reakcija se odvija eksplozijom (takva smjesa se naziva "detonirajući plin" "):
.
Reakcija sa sumporom odvija se mnogo mirnije, praktički bez oslobađanja topline:
.
Reakcije s dušikom i jodom su reverzibilne:
,
.
Ova okolnost uvelike komplicira proizvodnju amonijaka u industriji: proces zahtijeva korištenje povećanog tlaka za miješanje ravnoteže prema stvaranju amonijaka. Vodikov jodid se ne dobiva izravnom sintezom, budući da postoji nekoliko mnogo prikladnijih metoda za njegovu sintezu.
Vodik ne reagira izravno s neaktivnim metalima niske aktivnosti (), iako su njegovi spojevi s njima poznati.
U reakcijama sa složenim tvarima vodik u većini slučajeva djeluje kao redukcijsko sredstvo. U otopinama vodik može reducirati metale niske aktivnosti (koji se nalaze nakon vodika u nizu napona) iz njihovih soli:
Kad se zagrije, vodik može reducirati mnoge metale iz njihovih oksida. Štoviše, što je metal aktivniji, teže ga je obnoviti i za to je potrebna viša temperatura:
.
Metale koji su aktivniji od cinka gotovo je nemoguće reducirati vodikom.
Vodik se u laboratoriju dobiva interakcijom metala s jakim kiselinama. Najčešće korišteni cink i klorovodična kiselina:
Manje često korištena elektroliza vode u prisutnosti jakih elektrolita:
U industriji se vodik dobiva kao nusprodukt u proizvodnji kaustične sode elektrolizom otopine natrijevog klorida:
Osim toga, vodik se dobiva preradom nafte.
Proizvodnja vodika fotolizom vode jedna je od najperspektivnijih metoda u budućnosti, ali trenutno je industrijska primjena ove metode teška.
Rad s materijalima elektroničkih obrazovnih izvora. Laboratorijski rad "Dobivanje i svojstva vodika" i Laboratorijski rad "Reducirajuća svojstva vodika". Proučite princip rada Kipp aparata i Kiryushkinovog aparata. Razmislite u kojim je slučajevima prikladnije koristiti Kipp aparat, a u kojim - Kiryushkina. Koja svojstva vodik pokazuje u reakcijama?
Kisik.
Veza u molekuli kisika je dvostruka i vrlo jaka. Stoga je kisik pri sobnoj temperaturi prilično neaktivan. Međutim, kada se zagrije, počinje pokazivati snažna oksidacijska svojstva.
Kisik bez zagrijavanja reagira s aktivnim metalima (lužine, zemnoalkalijske zemlje i neki lantanidi):
Kada se zagrije, kisik stupa u interakciju s većinom metala i tvori okside:
,
,
.
Srebro i manje aktivni metali ne oksidiraju kisikom.
Kisik također reagira s većinom nemetala pri čemu nastaju oksidi:
,
,
.
U interakciji je s dušikom samo na vrlo visokim temperaturama, oko 2000 ° C.
Kisik ne reagira s klorom, bromom i jodom, iako se mnogi njihovi oksidi mogu dobiti posredno.
Interakcija kisika s fluorom može se provesti propuštanjem električnog pražnjenja kroz smjesu plinova:
.
Kisik (II) fluorid je nestabilan spoj, lako se razgrađuje i vrlo je jako oksidant.
U otopinama je kisik jako, iako sporo oksidirajuće sredstvo. U pravilu, kisik potiče prijelaz metala u veća oksidacijska stanja:
Prisutnost kisika često omogućuje otapanje u kiselinama metala smještenih neposredno iza vodika u nizu napona:
Kada se zagrije, kisik može oksidirati niže okside metala:
.
Kisik se u industriji ne proizvodi kemijskim metodama; dobiva se iz zraka destilacijom.
Laboratorij pri zagrijavanju koristi reakcije razgradnje spojeva bogatih kisikom - nitrata, klorata, permanganata:
Kisik možete dobiti i katalitičkim raspadanjem vodikovog peroksida:
Osim toga, gornja reakcija elektrolize vode može se koristiti za stvaranje kisika.
Rad s materijalima elektroničkog obrazovnog izvora. Laboratorijski rad "Dobivanje kisika i njegova svojstva".
Kako se zove metoda prikupljanja kisika koja se koristi u laboratorijskim radovima? Koji drugi načini prikupljanja plinova postoje, a koji su prikladni za prikupljanje kisika?
Zadatak 1. Pogledajte video "Razlaganje kalijevog permanganata pri zagrijavanju."
Odgovori na pitanja:
- Koji je od krutih produkata reakcije topljiv u vodi?
- Koje je boje otopina kalijevog permanganata?
- Koje je boje otopina kalijevog manganata?
Zapišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju. Izjednačite ih pomoću metode elektroničke ravnoteže.
Razgovarajte o zadatku s učiteljem u ili u video sobi.
Ozon.
Molekula ozona je troatomska i veze u njoj manje su jake nego u molekuli kisika, što dovodi do veće kemijske aktivnosti ozona: ozon lako oksidira mnoge tvari u otopinama ili u suhom obliku bez zagrijavanja:
Ozon može lako oksidirati dušikov oksid (IV) u dušikov oksid (V), a sumporni oksid (IV) u sumporni oksid (VI) bez katalizatora:
Ozon se postupno razgrađuje u kisik:
Za dobivanje ozona koriste se posebni uređaji - ozonizatori, u kojima se kroz kisik propušta sjajni iscjedak.
U laboratoriju se za zagrijavanje male količine ozona ponekad koriste reakcije razgradnje perokso spojeva i nekih viših oksida pri zagrijavanju:
Rad s materijalima elektroničkog obrazovnog izvora. Laboratorijski rad "Dobivanje ozona i proučavanje njegovih svojstava".
Objasnite zašto je otopina indiga promijenila boju. Napišite jednadžbe za reakcije koje nastaju pri miješanju otopina olovnog nitrata i natrijevog sulfida i pri prolasku ozoniziranog zraka kroz nastalu suspenziju. Za reakciju izmjene iona napišite ionske jednadžbe. Za redoks reakciju sastavite elektroničku vagu.
Razgovarajte o zadatku s učiteljem u ili u video sobi.
Kemijska svojstva vode
Za bolje upoznavanje fizikalnih svojstava vode i njezina značaja, rad s materijalima elektroničkih obrazovnih izvora "Anomalozna svojstva vode" i "Voda je najvažnija tekućina na Zemlji".
Voda je od velike važnosti za sve žive organizme - zapravo, mnogi živi organizmi sastoje se od više od polovice vode. Voda je jedno od najsvestranijih otapala (pri visokim temperaturama i pritiscima njegove sposobnosti kao otapala značajno se povećavaju). S kemijskog gledišta, voda je vodikov oksid, dok se u vodenoj otopini disocira (iako u vrlo maloj mjeri) na vodikove katione i hidroksidne anione:
.
Voda stupa u interakciju s mnogim metalima. S aktivnom (alkalnom, zemnoalkalnom zemljom i nekim lantanidima) vodom reagira bez zagrijavanja:
Do interakcije s manje aktivnima dolazi pri zagrijavanju.
Učitavam...