Dlaczego woda się nie pali, chociaż składa się z substancji łatwopalnych (wodór i tlen). Chemia organiczna Równanie tlenu wodoru

§3. Równanie reakcji i jak je skomponować

Interakcja wodór z tlen jak ustalił Sir Henry Cavendish, prowadzi do powstania wody. Użyjmy tego prostego przykładu, aby nauczyć się komponować równania reakcji chemicznych.
Co z tego wychodzi wodór i tlen, już wiemy:

H2 + O2 → H2O

Teraz weźmy pod uwagę, że atomy pierwiastków chemicznych w reakcjach chemicznych nie znikają i nie pojawiają się z niczego, nie zamieniają się w siebie, ale połącz w nowych kombinacjach tworzenie nowych cząsteczek. Oznacza to, że w równaniu reakcji chemicznej atomów każdego typu musi być ta sama liczba przed reakcje ( lewo od znaku równości) i po koniec reakcji ( po prawej od znaku równości), tak:

2H2 + O2 = 2H2O

To jest to równanie reakcji - zapis warunkowy zachodzącej reakcji chemicznej za pomocą wzorów substancji i współczynników.

Oznacza to, że w danej reakcji dwie modlące się wodór powinien reagować z jedna modlitwa tlen, a wynikiem będzie dwie modlące się woda.

Interakcja wodór z tlen wcale nie jest łatwym procesem. Prowadzi to do zmiany stanów utlenienia tych pierwiastków. Aby wybrać współczynniki w takich równaniach, zwykle użyj metody " waga elektroniczna".

Kiedy woda powstaje z wodoru i tlenu, oznacza to, że wodór zmienił stan utlenienia z 0 przed + ja, ale tlen- z 0 przed −II... W tym przypadku kilka (n) elektrony:

Służy tutaj wodór oddający elektrony Środek redukujący i elektrony akceptujące tlen - Środek utleniający.

Środki utleniające i redukujące

Zobaczmy teraz, jak osobno wyglądają procesy oddawania i odbierania elektronów. Wodór, po spotkaniu z „złodziejem” - tlenem, traci całą swoją właściwość - dwa elektrony, a jego stopień utlenienia staje się równy + ja:

H 2 0 - 2 mi- = 2H + I

Stało się równanie połówkowej reakcji utleniania wodór.

A bandyta- tlen Około 2 zabrawszy ostatnie elektrony z nieszczęsnego wodoru, jest bardzo zadowolony ze swojego nowego stopnia utlenienia -II:

O 2 + 4 mi- = 2O −II

to równanie połówkowej reakcji odzyskiwania tlen.

Pozostaje dodać, że zarówno „bandyta”, jak i jego „ofiara” utracili swoją chemiczną tożsamość od prostych substancji - gazów z cząsteczkami dwuatomowymi H 2 i Około 2 zamienił się w składniki nowej substancji chemicznej - woda H2O.

Dalej będziemy się spierać w następujący sposób: ile elektronów reduktor przekazał utleniaczowi bandyty, tyle otrzymał. Liczba elektronów przekazanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów przekazanych przez środek utleniający.

Więc to jest konieczne wyrównać liczbę elektronów w pierwszej i drugiej połowie reakcji. W chemii przyjmuje się następującą warunkową formę zapisu równań połówkowych reakcji:

	2 godz. 2 0 - 2 mi- = 2H + I
	1O 2 0 + 4 mi- = 2O −II

Tutaj liczby 2 i 1 po lewej stronie nawiasu klamrowego są czynnikami, które pomogą zapewnić, że liczba elektronów podanych i otrzymanych jest równa. Weźmy pod uwagę, że w równaniach reakcji połówkowych podane są 2 elektrony, a akceptowane 4. Aby wyrównać liczbę otrzymanych i podanych elektronów, znajdź najmniejszą wspólną wielokrotność i dodatkowe współczynniki. W naszym przypadku najmniejsza wspólna wielokrotność to 4. Dodatkowe współczynniki wyniosą 2 dla wodoru (4: 2 = 2), a dla tlenu - 1 (4: 4 = 1)
Otrzymane czynniki posłużą jako współczynniki przyszłego równania reakcji:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 + I O −II

Wodór utlenia się nie tylko podczas spotkania z tlen... Wpływ na wodór jest w przybliżeniu taki sam. fluor F 2, halogen i słynny „zbójnik” i pozornie nieszkodliwy azot N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 + I

Tak się okazuje fluorowodór HF lub amoniak NH3.

W obu związkach stopień utlenienia wynosi wodór staje się równy + ja, ponieważ partnerzy w cząsteczce staje się "chciwy" na cudze elektroniczne dobro, o wysokiej elektroujemności - fluor fa i azot N... Mieć azot wartość elektroujemności uważa się za równą trzem jednostkom konwencjonalnym, a in fluor ogólnie najwyższa elektroujemność spośród wszystkich pierwiastków chemicznych wynosi cztery jednostki. Nic więc dziwnego, że zostawiają biedną rzecz, atom wodoru, bez żadnego środowiska elektronicznego.

Ale wodór może przywracać- akceptować elektrony. Dzieje się tak, gdy w reakcji z nim będą uczestniczyć metale alkaliczne lub wapń, które mają mniejszą elektroujemność niż wodór.

W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które są całkowicie przeciwstawne pod względem swoich właściwości. Ta cecha czyni go całkowicie wyjątkowym. Wodór jest nie tylko pierwiastkiem lub substancją, ale także częścią składową wielu złożonych związków, pierwiastkiem organogennym i biogennym. Dlatego bardziej szczegółowo rozważymy jego właściwości i cechy.

Uwalnianie palnego gazu podczas interakcji metali i kwasów zaobserwowano już w XVI wieku, czyli podczas formowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał tę substancję od 1766 roku i nadał jej nazwę „palne powietrze”. Po spaleniu gaz ten wytwarzał wodę. Niestety, przestrzeganie przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii superdrobnej”) uniemożliwiło mu dojście do poprawnych wniosków.

Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazomierzy w 1783 r. przeprowadzili syntezę wody, a następnie jej analizę metodą rozkładu pary wodnej rozgrzanym do czerwoności żelazem. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do słusznych wniosków. Odkryli, że „powietrze palne” jest nie tylko częścią wody, ale można z niej również uzyskać.

W 1787 r. Lavoisier wysunął założenie, że badany gaz jest substancją prostą i odpowiednio należy do szeregu pierwiastków pierwotnych. Nazwał go hydrogene (od greckich słów hydor – woda + gennao – ja rodzim), czyli „rodzić wodę”.

Rosyjska nazwa „wodór” została zaproponowana w 1824 roku przez chemika M. Sołowjowa. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX wieku stwierdzono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków), a jego masę przyjęto jako główną jednostkę do porównywania mas atomowych, otrzymując wartość równą 1 .

Właściwości fizyczne

Wodór jest najlżejszą ze wszystkich znanych nauce substancji (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0 ° C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (skrapla) odpowiednio w temperaturze -259,1 ° C i -252,8 ° C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia).

Temperatura krytyczna wodoru jest niezwykle niska (-240 ° C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość skomplikowanym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf / cm², a gęstość krytyczna 0,0312 g / cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atm i 0 ° C wynosi 0,174 W / (mxK).

Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ/(kgxK) lub 3,394 cal/(rx°C). Pierwiastek ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atm i 20°C), ale dobrze - w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladzie (około 850 objętości na objętość Pd) .

Ta ostatnia właściwość wiąże się z jego zdolnością do dyfuzji, podczas gdy dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g / cm³ w t ° = -253 ° C) i płynna (lepkość - 13,8 cpuaz w tych samych warunkach).

W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stan utlenienia), podobnie jak sód i inne metale alkaliczne. Jest zwykle uważany za analogiczny do tych metali. W związku z tym kieruje pierwszą grupą systemu Mendelejewa. W wodorkach metali jon wodorowy wykazuje ładunek ujemny (stopień utlenienia wynosi -1), czyli Na + H- ma strukturę podobną do chlorku Na + Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (bliskość właściwości fizycznych pierwiastka „H” i halogenów, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych), wodór należy do VII grupy układu Mendelejewa.

W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy ma niską aktywność, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem i chlorem, z tym ostatnim w świetle). Z kolei po podgrzaniu wchodzi w interakcję z wieloma pierwiastkami chemicznymi.

Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu z wodorem cząsteczkowym). Z tlenem tworzy wodę według wzoru:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uwalnianie 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega dość wolno, aw t °> = 550 ° C - w sposób niekontrolowany. Granice wybuchowości mieszaniny wodór + tlen wynoszą 4-94% H₂, a mieszaniny wodór + powietrze 4-74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem detonującym).

Ten pierwiastek służy do redukcji większości metali, ponieważ pobiera tlen z tlenków:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

Z różnymi halogenami wodór tworzy halogenki wodoru, na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Jednak podczas reakcji z fluorem wodór wybucha (tak dzieje się również w ciemności, w temperaturze -252°C), z bromem i chlorem reaguje dopiero po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, przy podwyższonych ciśnieniach i temperaturach:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:

Н₂ + S = H₂S (siarkowodór),

i znacznie trudniejsze - z tellurem lub selenem. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:

2H₂ + C (bezpostaciowy) = CH2 (metan).

Substancja ta bezpośrednio reaguje z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, np.:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Oddziaływania wodoru i tlenku węgla (II) mają duże znaczenie praktyczne. W tym przypadku, w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora, powstają różne związki organiczne: НСНО, СН₃ОН itp. Węglowodory nienasycone przechodzą podczas reakcji w nasycone, na przykład:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wodór i jego związki odgrywają wyjątkową rolę w chemii. Decyduje o kwasowości tzw. kwasy protonowe mają tendencję do tworzenia wiązań wodorowych z różnymi pierwiastkami, co ma istotny wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.

Produkcja wodoru

Głównymi rodzajami surowców do przemysłowej produkcji tego pierwiastka są gazy rafineryjne, naturalne gazy palne i koksownicze. Pozyskiwany jest również z wody poprzez elektrolizę (w miejscach, gdzie dostępna jest energia elektryczna). Jedną z najważniejszych metod produkcji materiału z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:

CH2 + ½O₂ = CO + 2H₂.

Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega konwersji:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Najtańszy jest wodór wytwarzany z gazu ziemnego.

Do elektrolizy wody stosuje się prąd stały, który przepuszcza się przez roztwór NaOH lub KOH (kwasy nie są używane, aby uniknąć korozji aparatu). W warunkach laboratoryjnych materiał pozyskiwany jest w wyniku elektrolizy wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Częściej jednak używają gotowego materiału fabrycznego w butlach.

Od gazów rafineryjnych i gazu koksowniczego pierwiastek ten jest izolowany poprzez usunięcie wszystkich innych składników mieszanki gazowej, ponieważ łatwiej ulegają upłynnieniu podczas głębokiego chłodzenia.

Surowiec ten zaczęto pozyskiwać przemysłowo pod koniec XVIII wieku. Następnie służył do napełniania balonów. Obecnie wodór jest szeroko stosowany w przemyśle, głównie w przemyśle chemicznym, do produkcji amoniaku.

Masowymi konsumentami substancji są producenci alkoholi metylowych i innych, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je na drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór służy do uwodorniania ciężkich i stałych paliw ciekłych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także do cięcia/spawania metali. Najważniejszymi pierwiastkami dla energetyki jądrowej są jej izotopy – tryt i deuter.

Biologiczna rola wodoru

Na ten pierwiastek przypada średnio około 10% masy organizmów żywych. Wchodzi w skład wody i najważniejszych grup związków naturalnych, m.in. białek, kwasów nukleinowych, lipidów, węglowodanów. Po co to jest?

Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu przestrzennej struktury białek (czwartorzędowych), w realizacji zasady komplementarności kwasów nukleinowych (tj. we wdrażaniu i przechowywaniu informacji genetycznej), ogólnie w „rozpoznawaniu” na Poziom molekularny.

Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych dynamicznych reakcjach/procesach w organizmie. W tym: w utlenianiu biologicznym, które dostarcza energii żywym komórkom, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie roślin, w fotosyntezie bakterii i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazy, w procesach transportu błonowego. Wraz z węglem i tlenem stanowi funkcjonalne i strukturalne podłoże zjawisk życia.

Właściwości chemiczne wodoru

W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy jest stosunkowo mało aktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, światłem i chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami.

Wodór reaguje z substancjami prostymi i złożonymi:

- Oddziaływanie wodoru z metalami prowadzi do powstania złożonych substancji - wodorków, we wzorach chemicznych, których atom metalu jest zawsze na pierwszym miejscu:

W wysokich temperaturach wodór reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami(alkaliczne, ziem alkalicznych i inne), tworzące białe substancje krystaliczne - wodorki metali (Li H, Na H, KH, CaH 2 itp.):

H2 + 2Li = 2LiH

Wodorki metali są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc odpowiednie zasady i wodór:

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

- Gdy wodór wchodzi w interakcję z niemetalami powstają lotne związki wodoru. We wzorze chemicznym lotnego związku wodoru atom wodoru może znajdować się na pierwszym lub drugim miejscu, w zależności od jego lokalizacji w PSCE (patrz tabliczka na slajdzie):

1). Z tlenem Wodór tworzy wodę:

Wideo „Spalanie wodoru”

2H2 + O2 = 2H2O + Q

W zwykłych temperaturach reakcja przebiega niezwykle wolno, powyżej 550 ° C – z wybuchem (nazywana jest mieszanina 2 objętości H 2 i 1 objętości O 2 gazowy tlen-wodór) .

Wideo „Wybuch gazu tlenowo-wodorowego”

Wideo „Gotowanie i eksplozja mieszanki wybuchowej”

2). Z halogenami Wodór tworzy halogenki wodoru, na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl

Jednocześnie wodór eksploduje z fluorem (nawet w ciemności i przy - 252 ° C), z chlorem i bromem reaguje tylko po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

3). Z azotem Wodór oddziałuje z tworzeniem amoniaku:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

tylko na katalizatorze oraz w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach.

cztery). Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z szarym:

H 2 + S = H 2 S (siarkowodór),

znacznie trudniej jest z selenem i tellurem.

5). Z czystym węglem Wodór może reagować bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:

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

- wodór wchodzi w reakcję podstawienia z tlenkami metali , podczas gdy w produktach tworzy się woda, a metal jest redukowany. Wodór - wykazuje właściwości reduktora:

Stosowany jest wodór do odzyskiwania wielu metali metal, ponieważ pobiera tlen z ich tlenków:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2O itd.

Zastosowanie wodoru

Wideo „Zastosowanie wodoru”

Obecnie wodór jest produkowany w ogromnych ilościach. Bardzo duża jego część wykorzystywana jest w syntezie amoniaku, uwodornianiu tłuszczów oraz w uwodornianiu węgla, olejów i węglowodorów. Ponadto wodór jest wykorzystywany do syntezy kwasu solnego, alkoholu metylowego, kwasu cyjanowodorowego, do spawania i kucia metali, a także do produkcji żarówek i kamieni szlachetnych. Wodór trafia do sprzedaży w butlach pod ciśnieniem powyżej 150 atm. Są koloru ciemnozielonego i mają czerwony napis „Wodór”.

Wodór służy do konwersji tłuszczów ciekłych na stałe (uwodornienie), produkcji paliw ciekłych poprzez uwodornienie węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór jest wykorzystywany jako reduktor tlenków lub chlorków do otrzymywania metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.).

Praktyczne zastosowanie wodoru jest różnorodne: zwykle jest wypełniony balonami-sondami, w przemyśle chemicznym służy jako surowiec do otrzymywania wielu bardzo ważnych produktów (amoniak itp.), w żywności - do produkcji tłuszczów stałych z oleje roślinne itp. Wysoka temperatura (do 2600 °C), wynikająca ze spalania wodoru w tlenie, służy do topienia metali ogniotrwałych, kwarcu itp. Ciekły wodór jest jednym z najbardziej wydajnych paliw do silników odrzutowych. Roczne światowe zużycie wodoru przekracza 1 mln ton.

Trampki

nr 2. Wodór

ZADANIA ZADANIA

Zadanie numer 1
Uzupełnij równania reakcji oddziaływania wodoru z następującymi substancjami: F 2, Ca, Al 2 O 3, tlenek rtęci (II), tlenek wolframu (VI). Nazwij produkty reakcji, wskaż rodzaje reakcji.

Zadanie numer 2
Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Zadanie nr 3.
Oblicz masę wody, którą można uzyskać spalając 8 g wodoru?

Przemysłowe metody otrzymywania prostych substancji zależą od postaci, w jakiej odpowiedni pierwiastek znajduje się w przyrodzie, czyli jakie mogą być surowce do jego produkcji. Tak więc tlen, który jest dostępny w stanie wolnym, otrzymuje się metodą fizyczną - przez oddzielenie od ciekłego powietrza. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymywania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jedną z metod wytwarzania wodoru jest reakcja rozkładu wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą produkcji wodoru jest reakcja metanu z wodą, która jest częścią gazu ziemnego. Odbywa się w wysokiej temperaturze (łatwo jest upewnić się, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi reakcja):

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

W laboratorium, aby uzyskać proste substancje, nie jest konieczne stosowanie naturalnych surowców, ale wybieranie tych materiałów wyjściowych, z których łatwiej wyizolować wymaganą substancję. Na przykład w laboratorium tlen nie jest pozyskiwany z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, wykorzystywaną niekiedy w przemyśle, jest rozkład wody za pomocą prądu elektrycznego.

Zwykle w laboratorium wodór powstaje w wyniku oddziaływania cynku z kwasem solnym.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczanie pary wodnej przez gorący koks w temperaturze około 1000 ° C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Gazu ziemnego.

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

4. Kraking i reforming węglowodorów w procesie rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

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

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

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.Działanie alkaliów na cynk lub aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2 Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2

5.Przez elektrolizę. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, na przykład:

2H3O + + 2e - → H2 + 2H2O

Bioreaktor do produkcji wodoru

Właściwości fizyczne

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

W cząsteczce ortowodoru (t.t. -259,10 ° C, temperatura wrzenia -252,56 ° C) spiny jądrowe są skierowane w ten sam sposób (równolegle), a w parawodorze (t.t. -259,32 ° C, temperatura wrzenia -252,56 ° C). -252,89 ° C) - przeciwnie do siebie (antyrównolegle).

Alotropowe formy wodoru można rozdzielić metodą adsorpcji na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskich temperaturach równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w kierunku tego ostatniego. W 80 K stosunek form wynosi około 1: 1. Po podgrzaniu, zdesorbowany parawodór jest przekształcany w ortowodór aż do powstania równowagi mieszaniny w temperaturze pokojowej (ortopara: 75:25). Bez katalizatora przemiana przebiega powoli, co umożliwia badanie właściwości poszczególnych form alotropowych. Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - Н₂. W normalnych warunkach jest gazem bezbarwnym, bezwonnym i bez smaku. Wodór jest najlżejszym gazem, jego gęstość jest wielokrotnie mniejsza niż powietrza. Oczywiste jest, że im mniejsza masa cząsteczek, tym większa ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze 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 wśród substancji gazowych. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie wyższa niż przewodność cieplna powietrza.

Właściwości chemiczne

Cząsteczki wodoru H₂ są dość silne i aby wodór reagował, trzeba wydać dużo energii: H 2 = 2H - 432 kJ Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo aktywnymi metalami, na przykład z wapniem, tworzenie wodorku wapnia: Ca + H 2 = CaH 2 i z jedynym niemetalem - fluorem, tworzenie fluorowodoru: F 2 + H 2 = 2HF Z większością metali i niemetali wodór reaguje w podwyższonych temperaturach lub pod innymi wpływami, na przykład pod oświetleniem. Może "odbierać" tlen niektórym tlenkom, na przykład: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Zapisane równanie odzwierciedla reakcję redukcji. Reakcje redukcji to procesy, w których tlen jest usuwany ze związku; substancje, które odbierają tlen, nazywane są reduktorami (podczas gdy same są utleniane). Ponadto zostanie podana inna definicja pojęć „utlenianie” i „redukcja”. I ta definicja, historycznie pierwsza, zachowuje swoje znaczenie w chwili obecnej, zwłaszcza w chemii organicznej. Reakcja redukcji jest przeciwieństwem reakcji utleniania. Obie te reakcje zawsze przebiegają jednocześnie jako jeden proces: podczas utleniania (redukcji) jednej substancji redukcja (utlenianie) drugiej musi koniecznie zachodzić jednocześnie.

N2 + 3H2 → 2 NH3

Formy z halogenami halogenki wodoru:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcja przebiega z wybuchem w ciemności i w dowolnej temperaturze, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcja przebiega z wybuchem, tylko w świetle.

Reaguje z sadzą przy silnym ogrzewaniu:

C + 2H2 → CH4

Oddziaływanie z metalami alkalicznymi i metalami ziem alkalicznych

Formy wodorowe z aktywnymi metalami wodorki:

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

Wodorki- substancje słone, stałe, łatwo hydrolizowane:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Oddziaływanie z tlenkami metali (zwykle d-pierwiastkami)

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

Gdy wodór działa na nienasycone węglowodory w obecności katalizatora niklowego i podwyższonej temperaturze, zachodzi reakcja uwodornienie:

CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3

Wodór redukuje aldehydy do alkoholi:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geochemia wodoru

Wodór jest podstawowym budulcem wszechświata. Jest to pierwiastek najobficiej występujący, a wszystkie pierwiastki powstają z niego w wyniku reakcji termojądrowych i jądrowych.

Wolny wodór H 2 jest stosunkowo rzadki w gazach lądowych, ale w postaci wody odgrywa niezwykle ważną rolę w procesach geochemicznych.

Wodór może być częścią minerałów w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i wody krystalicznej.

W atmosferze wodór jest stale wytwarzany przez rozkład wody pod wpływem promieniowania słonecznego. Migruje do wyższych warstw atmosfery i ucieka w kosmos.

Podanie

Energia wodorowa

Wodór atomowy jest używany do spawania wodorem atomowym.

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

Cechy leczenia

Wodór zmieszany z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz wybuchowy. Gaz ten ma największą wybuchowość, gdy stosunek objętościowy wodoru i tlenu wynosi 2:1 lub wodoru i powietrza około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Niebezpieczny jest również wodór. Ciekły wodór może spowodować silne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru z tlenem występują od 4% do 96% objętości. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75 (74)% obj.

Wykorzystanie wodoru

W przemyśle chemicznym wodór jest wykorzystywany do produkcji amoniaku, mydła i tworzyw sztucznych. W przemyśle spożywczym margaryna wytwarzana jest z płynnych olejów roślinnych przy użyciu wodoru. Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Kiedyś statki powietrzne i balony były napełnione wodorem. Ale w latach 30-tych. XX wiek doszło do kilku przerażających katastrof, gdy sterowce eksplodowały i paliły się. Obecnie sterowce wypełnione są gazem helowym. Wodór jest również używany jako paliwo rakietowe. W przyszłości wodór może być powszechnie stosowany jako paliwo do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowiska i emitują jedynie parę wodną (jednak sama produkcja wodoru prowadzi do pewnego zanieczyszczenia środowiska). Nasze słońce składa się głównie z wodoru. Ciepło i światło słoneczne są wynikiem uwolnienia energii jądrowej z syntezy jąder wodoru.

Wykorzystanie wodoru jako paliwa (efektywność ekonomiczna)

Najważniejszą cechą substancji stosowanych jako paliwo jest ich kaloryczność. Z przebiegu chemii ogólnej wiadomo, że reakcja oddziaływania wodoru z tlenem zachodzi z wydzieleniem ciepła. Jeśli weźmiemy 1 mol H 2 (2 g) i 0,5 mola O 2 (16 g) w standardowych warunkach i zainicjujemy reakcję, to zgodnie z równaniem

H2 + 0,5 O2 = H2O

po zakończeniu reakcji powstaje 1 mol H 2 O (18 g) z uwolnieniem energii 285,8 kJ / mol (dla porównania: ciepło spalania acetylenu wynosi 1300 kJ / mol, propan 2200 kJ / mol ). 1 m3 wodoru waży 89,8 g (44,9 mola). Dlatego na uzyskanie 1 m³ wodoru zostanie zużytych 12832,4 kJ energii. Biorąc pod uwagę, że 1 kWh = 3600 kJ, otrzymujemy 3,56 kWh energii elektrycznej. Znając taryfę za 1 kWh energii elektrycznej i koszt 1 m³ gazu można stwierdzić, że warto przestawić się na paliwo wodorowe.

Na przykład eksperymentalny model Honda FCX III generacji ze zbiornikiem wodoru o pojemności 156 litrów (zawiera 3,12 kg wodoru pod ciśnieniem 25 MPa) pokonuje 355 km. W związku z tym z 3,12 kg H2 otrzymuje się 123,8 kWh. Zużycie energii na 100 km wyniesie 36,97 kWh. Znając koszt energii elektrycznej, koszt gazu czy benzyny, ich zużycie przez samochód na 100 km, łatwo policzyć negatywny efekt ekonomiczny przestawienia auta na paliwo wodorowe. Powiedzmy (Rosja 2008), 10 centów za kWh energii elektrycznej prowadzi do tego, że 1 m³ wodoru prowadzi do ceny 35,6 centa, a biorąc pod uwagę wydajność rozkładu wody 40-45 centów, taka sama ilość kWh z spalanie benzyny kosztuje 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / L * 80 centów / L = 34 centów w cenach detalicznych, natomiast dla wodoru obliczyliśmy opcję idealną, bez transportu, amortyzacji sprzętu itp. Dla metanu o energii spalania około 39 MJ za m³ wynik będzie od dwóch do czterech razy niższy ze względu na różnicę w cenie (1m³ dla Ukrainy kosztuje 179 USD, a dla Europy 350 USD). Oznacza to, że równoważna ilość metanu będzie kosztować 10-20 centów.

Nie powinniśmy jednak zapominać, że spalając wodór, otrzymujemy czystą wodę, z której został wydobyty. Oznacza to, że mamy odnawialny magazyn energia bez szkody dla środowiska, w przeciwieństwie do gazu czy benzyny, które są podstawowymi źródłami energii.

PHP w linii 377 Ostrzeżenie: wymaganie (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 error: required (): Nieudane otwarcie wymagane "http://www..php" (include_path = "..php w wierszu 377

Cel lekcji. W tej lekcji poznasz być może najważniejsze pierwiastki chemiczne dla życia na ziemi - wodór i tlen, poznasz ich właściwości chemiczne, a także właściwości fizyczne prostych substancji, które tworzą, dowiesz się więcej o roli tlenu i wodoru w przyrodzie i życiu osoby.

Wodór- najczęstszy element we wszechświecie. Tlen- najobficiej występujący pierwiastek na Ziemi. Razem tworzą wodę - substancję, która stanowi ponad połowę masy ludzkiego ciała. Tlen to gaz, którego potrzebujemy do oddychania, a bez wody nie moglibyśmy żyć przez kilka dni, więc tlen i wodór bez wątpienia można uznać za najważniejsze pierwiastki chemiczne niezbędne do życia.

Struktura atomów wodoru i tlenu

Zatem wodór wykazuje właściwości niemetaliczne. W naturze wodór występuje w postaci trzech izotopów, protu, deuteru i trytu, izotopy wodoru bardzo różnią się od siebie właściwościami fizycznymi, dlatego przypisuje się im nawet indywidualne symbole.

Jeśli nie pamiętasz lub nie wiesz, czym są izotopy, pracuj z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego „Izotopy jako odmiany atomów jednego pierwiastka chemicznego”. Dowiesz się w nim czym różnią się od siebie izotopy jednego pierwiastka, co skutkuje obecnością kilku izotopów w jednym elemencie, a także zapoznasz się z izotopami kilku pierwiastków.

Zatem możliwe stany utlenienia tlenu są ograniczone do wartości od –2 do +2. Jeśli tlen przyjmuje dwa elektrony (stając się anionem) lub tworzy dwa wiązania kowalencyjne z mniejszą liczbą pierwiastków elektroujemnych, przechodzi w stan utlenienia –2. Jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z innym atomem tlenu, a drugie wiązanie z atomem mniej elektroujemnego pierwiastka, przechodzi w stan utlenienia –1. Tworząc dwa wiązania kowalencyjne z fluorem (jedynym pierwiastkiem o wyższej wartości elektroujemności), tlen przechodzi w stan utlenienia +2. Tworząc jedno wiązanie z innym atomem tlenu, a drugie z atomem fluoru - +1. Wreszcie, jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z mniej elektroujemnym atomem, a drugie wiązanie z fluorem, będzie w stanie utlenienia 0.

Właściwości fizyczne wodoru i tlenu, alotropia tlenu

Wodór- gaz bezbarwny, bezwonny i bez smaku. Bardzo lekki (14,5 razy lżejszy od powietrza). Temperatura skraplania wodoru - -252,8 ° C - jest prawie najniższa spośród wszystkich gazów (drugie po helu). Wodór ciekły i stały to bardzo lekkie, bezbarwne substancje.

Tlen- gaz bezbarwny, bezwonny i bez smaku, nieco cięższy od powietrza. W temperaturze -182,9°C zamienia się w ciężką niebieską ciecz, w -218°C krzepnie tworząc niebieskie kryształy. Cząsteczki tlenu są paramagnetyczne, co oznacza, że tlen jest przyciągany przez magnes. Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie.

W przeciwieństwie do wodoru, który tworzy cząsteczki tylko jednego typu, tlen wykazuje alotropię i tworzy cząsteczki dwóch typów, to znaczy pierwiastek tlen tworzy dwie proste substancje: tlen i ozon.

Właściwości chemiczne i produkcja prostych substancji

Wodór.

Wiązanie w cząsteczce wodoru jest pojedyncze, ale jest to jedno z najsilniejszych pojedynczych wiązań w przyrodzie i aby je zerwać, trzeba wydać dużo energii, z tego powodu wodór jest bardzo nieaktywny w temperaturze pokojowej, jednak , gdy temperatura wzrasta (lub w obecności katalizatora), wodór łatwo wchodzi w interakcje z wieloma prostymi i złożonymi substancjami.

Z chemicznego punktu widzenia wodór jest typowym niemetalem. Oznacza to, że jest zdolny do interakcji z aktywnymi metalami, tworząc wodorki, w których wykazuje stopień utlenienia –1. W przypadku niektórych metali (lit, wapń) oddziaływanie zachodzi nawet w temperaturze pokojowej, ale raczej powoli, dlatego w syntezie wodorków stosuje się ogrzewanie:

Tworzenie się wodorków przez bezpośrednie oddziaływanie prostych substancji jest możliwe tylko dla metali aktywnych. Już glin nie oddziałuje bezpośrednio z wodorem, jego wodorek otrzymuje się w reakcjach wymiany.

Wodór reaguje również z niemetalami tylko po podgrzaniu. Wyjątkiem są halogeny chloru i bromu, których reakcję można wywołać światłem:

Reakcja z fluorem również nie wymaga ogrzewania, przebiega z wybuchem nawet przy silnym chłodzeniu iw absolutnej ciemności.

Reakcja z tlenem przebiega zgodnie z mechanizmem rozgałęzionego łańcucha, dlatego szybkość reakcji gwałtownie wzrasta, a w mieszaninie tlenu z wodorem w stosunku 1: 2 reakcja przebiega z eksplozją (taka mieszanina nazywana jest „gazem detonującym "):

Reakcja z siarką przebiega znacznie spokojniej, praktycznie bez wydzielania ciepła:

Reakcje z azotem i jodem są odwracalne:

Okoliczność ta znacznie komplikuje produkcję amoniaku w przemyśle: proces wymaga zastosowania zwiększonego ciśnienia w celu zmieszania równowagi prowadzącej do powstania amoniaku. Jodowodoru nie otrzymuje się drogą bezpośredniej syntezy, ponieważ istnieje kilka znacznie wygodniejszych metod jego syntezy.

Wodór nie reaguje bezpośrednio z niemetalami o niskiej aktywności (), chociaż znane są jego związki z nimi.

W reakcjach z substancjami złożonymi wodór w większości przypadków działa jako środek redukujący. W roztworach wodór może redukować metale o niskiej aktywności (znajdujące się za wodorem w szeregu napięć) z ich soli:

Po podgrzaniu wodór może zredukować wiele metali z ich tlenków. Co więcej, im bardziej aktywny metal, tym trudniej go przywrócić i im wyższa temperatura jest do tego potrzebna:

Metale, które są bardziej aktywne niż cynk, są prawie niemożliwe do zredukowania wodorem.

W laboratorium wodór powstaje w wyniku oddziaływania metali z mocnymi kwasami. Najczęściej stosowany cynk i kwas solny:

Rzadziej stosowana elektroliza wody w obecności silnych elektrolitów:

W przemyśle wodór otrzymuje się jako produkt uboczny przy produkcji sody kaustycznej przez elektrolizę roztworu chlorku sodu:

Ponadto wodór pozyskiwany jest z rafinacji ropy naftowej.

Wytwarzanie wodoru przez fotolizę wody jest jedną z najbardziej obiecujących metod w przyszłości, ale w chwili obecnej przemysłowe zastosowanie tej metody jest trudne.

Praca z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych Praca laboratoryjna „Otrzymywanie i właściwości wodoru” oraz Praca laboratoryjna „Redukcja właściwości wodoru”. Przestudiuj zasadę aparatu Kippa i aparatu Kiryushkina. Zastanów się, w jakich przypadkach wygodniej jest korzystać z aparatu Kippa, aw którym - Kiryushkina. Jakie właściwości wykazuje wodór w reakcjach?

Tlen.

Wiązanie w cząsteczce tlenu jest podwójne i bardzo silne. Dlatego tlen jest raczej nieaktywny w temperaturze pokojowej. Jednak po podgrzaniu zaczyna wykazywać silne właściwości utleniające.

Tlen bez ogrzewania reaguje z metalami aktywnymi (alkaliami, ziemiami alkalicznymi i niektórymi lantanowcami):

Po podgrzaniu tlen wchodzi w interakcję z większością metali, tworząc tlenki:

Srebro i mniej aktywne metale nie są utleniane tlenem.

Tlen reaguje również z większością niemetali, tworząc tlenki:

Oddziałuje z azotem tylko w bardzo wysokich temperaturach, około 2000 ° C.

Tlen nie reaguje z chlorem, bromem i jodem, chociaż wiele ich tlenków można otrzymać pośrednio.

Oddziaływanie tlenu z fluorem można przeprowadzić poprzez przepuszczenie wyładowania elektrycznego przez mieszaninę gazów:

Fluorek tlenu (II) jest związkiem nietrwałym, łatwo się rozkłada i jest bardzo silnym środkiem utleniającym.

W roztworach tlen jest silnym, choć powolnym środkiem utleniającym. Z reguły tlen sprzyja przechodzeniu metali do wyższych stanów utlenienia:

Obecność tlenu często umożliwia rozpuszczenie w kwasach metali znajdujących się bezpośrednio za wodorem w szeregu napięć:

Po podgrzaniu tlen może utleniać niższe tlenki metali:

Tlen nie jest wytwarzany w przemyśle metodami chemicznymi, jest pozyskiwany z powietrza przez destylację.

Laboratorium wykorzystuje reakcje rozkładu związków bogatych w tlen - azotanów, chloranów, nadmanganianów po podgrzaniu:

Tlen można również uzyskać przez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru:

Ponadto powyższa reakcja elektrolizy wody może być wykorzystana do generowania tlenu.

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Otrzymywanie tlenu i jego właściwości”.

Jak nazywa się metoda pobierania tlenu stosowana w pracy laboratoryjnej? Jakie są inne sposoby zbierania gazów i które nadają się do zbierania tlenu?

Zadanie 1. Obejrzyj film „Rozkład nadmanganianu potasu podczas ogrzewania”.

Odpowiedz na pytania:

1. Który ze stałych produktów reakcji jest rozpuszczalny w wodzie?
2. Jakiego koloru jest roztwór nadmanganianu potasu?
3. Jaki jest kolor roztworu manganianu potasu?

Zapisz równania zachodzących reakcji. Wyrównaj je za pomocą metody wagi elektronicznej.

Omów zadanie z nauczycielem w pokoju wideo lub w pokoju wideo.

Ozon.

Cząsteczka ozonu jest trójatomowa, a wiązania w niej są słabsze niż w cząsteczce tlenu, co prowadzi do większej aktywności chemicznej ozonu: ozon łatwo utlenia wiele substancji w roztworach lub w postaci suchej bez ogrzewania:

Ozon jest w stanie łatwo utleniać tlenek azotu (IV) do tlenku azotu (V) i tlenek siarki (IV) do tlenku siarki (VI) bez katalizatora:

Ozon stopniowo rozkłada się z wytworzeniem tlenu:

Aby uzyskać ozon, stosuje się specjalne urządzenia - ozonatory, w których wyładowanie jarzeniowe jest przepuszczane przez tlen.

W laboratorium, w celu uzyskania niewielkich ilości ozonu, czasami po podgrzaniu stosuje się reakcje rozkładu związków nadtlenowych i niektórych wyższych tlenków:

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Otrzymywanie ozonu i badanie jego właściwości”.

Wyjaśnij, dlaczego roztwór indygo uległ przebarwieniu. Napisz równania reakcji zachodzących podczas mieszania roztworów azotanu ołowiu i siarczku sodu oraz przepuszczania ozonowanego powietrza przez powstałą zawiesinę. Dla reakcji wymiany jonowej napisz równania jonowe. W przypadku reakcji redoks sporządź wagę elektroniczną.

Omów zadanie z nauczycielem w pokoju wideo lub w pokoju wideo.

Właściwości chemiczne wody

Aby lepiej poznać fizyczne właściwości wody i jej znaczenie, pracuj z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych „Anomalne właściwości wody” i „Woda jest najważniejszą cieczą na Ziemi”.

Woda ma ogromne znaczenie dla wszystkich żywych organizmów – w rzeczywistości wiele żywych organizmów składa się z ponad połowy wody. Woda jest jednym z najbardziej wszechstronnych rozpuszczalników (w wysokich temperaturach i ciśnieniach znacznie wzrasta jej możliwości jako rozpuszczalnika). Z chemicznego punktu widzenia woda jest tlenkiem wodoru, natomiast w roztworze wodnym dysocjuje (choć w bardzo niewielkim stopniu) na kationy wodorowe i aniony wodorotlenowe:

Woda wchodzi w interakcje z wieloma metalami. Z aktywną (alkaliczną, ziem alkalicznych i niektórymi lantanowcami) woda reaguje bez ogrzewania:

Interakcja z mniej aktywnymi następuje po podgrzaniu.