Prečo voda nehorí, aj keď sa skladá z horľavých látok (vodík a kyslík). Vodík
Priemyselné metódy získavania jednoduchých látok závisia od toho, čo tvorí zodpovedajúci prvok v prírode, to znamená, že môžu byť suroviny na jeho prípravu. Kyslík existujúci v slobodnom stave sa teda získa fyzickou metódou - separácia z kvapalného vzduchu. Vodík je takmer výlučne vo forme zlúčenín, preto sa používajú chemické metódy. Môže sa použiť najmä reakcie rozkladu. Jednou zo spôsobov získania vodíka je reakcia vodného rozkladu elektrickým prúdom.
Hlavným priemyselným spôsobom získania vodíka je reakcia s vodou metánu, ktorá je súčasťou zemného plynu. Vykonáva sa pri vysokých teplotách (je ľahké sa uistiť, že keď metán prechádza, aj cez vriacou vodou, nevyskytuje sa žiadna reakcia):
CH 4 + 2N 2 0 \u003d CO 2 + 4N 2 - 165 KJ
V laboratóriu nie nevyhnutne prirodzené suroviny sa používajú na získanie jednoduchých látok, ale vyberte si zdrojové látky, z ktorých je ľahšie vybrať potrebnú látku. Napríklad v laboratórnom kyslíku nie je získaný zo vzduchu. To isté platí pre prípravu vodíka. Jedna z laboratórnych metód na výrobu vodíka, ktorá sa niekedy používa v priemysle - rozšírenie vody s elektrickým zdvihom.
Zvyčajne sa vodíkové laboratóriá získajú interakciou zinku s kyselinou chlorovodíkovou.
V priemysle
1.Elektrolýza vodných solí:
2NACL + 2H 2O → H2 + 2NAOH + CL2
2.Prenos vodnej pary cez horúcu koks Pri teplote približne 1000 ° C:
H20 + C ⇄ H2 + CO
3.Zo zemného plynu.
Konverzia vodou Parou: CH4 + H200C0321212] Katalytická oxidácia s kyslíkom: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Prebiehajúce a reformné uhľovodíky v procese rafinácie ropy.
V laboratóriu
1.Účinok zriedených kyselín na kovy. Na uskutočnenie takejto reakcie sa najčastejšie používajú kyselina zinok a kyselina chlorovodíková:
ZN + 2HCL → ZNCL 2 + H2
2.Interakcia s vodou:
CA + 2H 2 O → CA (OH) 2 + H2
3.Hydrolýzy Hydridy:
NaH + H20 → NaOH + H2
4.Akčné zásady pre zinok alebo hliník:
2Al + 2NAOH + 6H 2O → 2NA + 3H2 ZN + 2KOH + 2H 2O → K 2 + H2
5.S pomocou elektrolýzy. S elektrolýzou vodných roztokov alkálií alebo kyselín na katóde sa uvoľňuje vodík, napríklad:
2H 3 O + + 2E - → H2 + 2H 2O
- Bioreaktor pre produkciu vodíka
Fyzikálne vlastnosti
Plynný vodík môže existovať v dvoch formách (modifikácie) - vo forme orto a para-vodíka.
V ortodorodovej molekule (SO PL. -259,10 ° C, t. KIP. -252,56 ° C) jadrové točky sú nasmerované rovnako (paralelné), a na paravorodore (m. PL. -259,32 ° C, t. KIP. -252,89 ° C) - oproti sebe navzájom (anti-paralelné).
Je možné rozdeliť Altropy Altropy Altropy v aktívnom uhle pri teplote kvapalného dusíka. Pri veľmi nízkych teplotách je rovnováha medzi ortopómiou a vodotesnosťou takmer zameraná na druhé. Pri 80 na pomer formulára približne 1: 1. Desorbed pararodín pri zahrievaní sa zmení na ortodoxid až do tvorby rovnováhy pri teplote miestnosti (Ortho-para: 75:25). Bez katalyzátora sa transformácia vyskytuje pomaly, čo umožňuje študovať vlastnosti jednotlivých alrotropných foriem. Vodíková molekula DVKHATOMNA - H2. Za normálnych podmienok je plyn bez farby, vône a chuti. Vodík je najjednoduchší plyn, jeho hustota je mnohokrát nižšia ako hustota vzduchu. Je zrejmé, že menej hmotnosť molekúl, tým vyššia ich rýchlosť pri rovnakej teplote. Ako najjednoduchšie sa vodíkové molekuly pohybujú rýchlejšie ako molekuly akéhokoľvek iného plynu, a tým rýchlejšie môže prenášať teplo z jedného tela na druhú. Z toho vyplýva, že vodík má najvyššiu tepelnú vodivosť medzi plynnými látkami. Jeho tepelná vodivosť je približne sedemkrát vyššia ako tepelná vodivosť vzduchu.
Chemické vlastnosti
Vodíkové molekuly H2 sú pomerne trvanlivé a Aby sa vodík mohol vstúpiť do reakcie, veľká energia by mala byť použitá: H2 \u003d 2N - 432 KJ, pri normálnych teplotách, vodík reaguje s veľmi aktívnymi kovmi, napríklad s vápnikom, formovanie hydridu vápenatého: CA + H2 \u003d SAN 2 as jedným non-metalolol - fluór, tvoriaci fluór vodík: F2 + H2 \u003d 2HF s väčšinou kovov a nekovov atómov vodíka reaguje pri zvýšených teplotách alebo s iným účinkom, \\ t Napríklad pri osvetlení. Môže "odniesť" kyslík z niektorých oxidov, napríklad: CUO + H2 \u003d Cu + H2 0 Zaznamenaná rovnica odráža regeneračnú reakciu. Realizačné reakcie sa nazývajú procesy, v dôsledku čoho je kyslík odobratý zo zlúčeniny; Konzistentné látky kyslíka sa nazývajú redukčné činidlá (zároveň sami, sú oxidované). Ďalej bude uvedená ďalšia definícia koncepcií "oxidácie" a "obnovy". A táto definícia, historicky najprv zachovávať význam a teraz, najmä v organickej chémii. Reakcia regenerácie je opakom oxidačnej reakcie. Obe tieto reakcie vždy pokračujú v rovnakom čase ako jeden proces: pri oxidacii (regenerácii) jednej látky je definovaná súčasne regenerácia (oxidácia) iného.
N 2 + 3H 2 → 2 NH3
S formami halogény halogénové chovu:
F2 + H2 → 2 HF, reakcia prebieha s explóziou v tme a pri akejkoľvek teplote, CL2 + H2 → 2 HCI, reakcia prebieha s výbuchom, len vo svetle.
Sootte interagt so silným kúrením:
C + 2H 2 → CH 4
Interakcia s alkalickými a kusovými kovmi
Vodíkové formy s aktívnymi kovmi hydridov:
Na + H2 → 2 NaH Ca + H2 → CAH 2 mg + H2 → MGH2
Hydridov - fyziologický roztok, pevné látky, ľahko hydrolyzované:
CAH 2 + 2H 2 O → CA (OH) 2 + 2H 2
Interakcia s oxidmi kovov (zvyčajne D-Elements)
Oxidy sa obnovia na kovy:
CUO + H2 → CU + H20 FE 2O 3 + 3H 2 → 2 FE + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Hydrogenácia organických zlúčenín
Pod pôsobením vodíka na nenasýtené uhľovodíky v prítomnosti niklovej katalyzátora a zvýšenej teploty sa vyskytne reakcia hydrogenácia:
CH2 \u003d CH2 + H2 → CH3-CH3
Vodík obnovuje aldehydy na alkoholy:
CH3CHO + H2 → C2H50H.
Geochémia vodíka
Vodík je hlavným stavebným materiálom vesmíru. Toto je najbežnejší prvok a všetky prvky sú vytvorené z neho v dôsledku termonukleárnych a jadrových reakcií.
Voľný vodík H2 je relatívne zriedka nájsť v zeminách Zeme, ale vo forme vody má mimoriadne dôležitú účasť na geochemických procesoch.
Vodíkové minerály môžu byť zahrnuté vo forme amónneho iónu, hydroxyl-iónu a kryštalickej vody.
V atmosfére sa vodík kontinuálne vytvorí v dôsledku rozkladu vody slnečným žiarením. Migruje sa do horných vrstiev atmosféry a zmizne do vesmíru.
Žiadosť
- Energia vodíka
Atómový vodík sa používa na zváranie atómového vodíka.
V potravinárskom priemysle je vodík registrovaný ako potravinárska prídavná látka E949.ako balenie plynu.
Funkcie cirkulácie
Vodík pri zmesi so vzduchom tvorí výbušnú zmes - takzvaný potkanový plyn. Tento plyn má najväčšiu výbušnosť s objemom vodíka a kyslíka 2: 1 alebo vodík a vzduchu približne 2: 5, pretože vo vzduchu kyslíka obsahuje približne 21%. Aj vodík je nebezpečný. Kvapalný vodík pri prasknutí na koži môže spôsobiť ťažký omrzlý.
Výbušné koncentrácie vodíka s kyslíkom vznikajú od 4% do 96% volumetrického. So zmesou so vzduchom od 4% do 75 (74)% volumetrického.
Použitie vodíka
V chemickom priemysle sa vodík používa pri výrobe amoniaku, mydla a plastov. V potravinárskom priemysle s vodíkom z kvapalných rastlinných olejov robia margarín. Vodík je veľmi pľúca a vo vzduchu sa vždy zvyšuje. Akonáhle na agentúrach a balóny boli naplnené vodíkom. Ale v 30s. XX storočia Keď sa vzduchičí vybuchlo a spálili vzduchotechniky, bolo niekoľko hrozných katastrof. V súčasnosti sú vzduchotes vyplnené plynovým héliom. Vodík sa tiež používa ako raketové palivo. Jeden vodík môže byť široko používaný ako palivo pre cestujúcich a nákladné vozidlá. Vodíkové motory nepravú životnému prostrediu a prideľujú len vodnú paru (hoci samotné získanie vodíka vedie k určitému znečisťovaniu životného prostredia). Naše slnko sa skladá najmä z vodíka. Solárne teplo a svetlo je výsledkom uvoľnenia jadrovej energie počas zlúčenia vodíkových jadier.
Pomocou vodíka ako paliva (ekonomická efektívnosť)
Najdôležitejšou charakteristikou látok používaných ako paliva je ich teplo spaľovania. Zo všeobecnej chémie je známe, že reakcia interakcie vodíka s kyslíkom sa vyskytuje s uvoľňovaním tepla. Ak užijete 1 mol H2 (2 g) a 0,5 mol o 2 (16 g) za štandardných podmienok a excitovali reakciu, potom podľa rovnice
H2 + 0,5 02 \u003d H20
po ukončení reakcie sa uskutočňuje 1 mol H20 (18 g) s uvoľňovaním energie 285,8 kJ / mol (na porovnanie: teplo spaľovania acetylénu je 1300 kJ / mol, propán - 2200 kJ / mol) . 1 m³ vodíka váži 89,8 g (44,9 mol). Preto sa na získanie 1 m³ vodíka použije 12832,4 kJ energie. Berúc do úvahy skutočnosť, že 1 kW · H \u003d 3600 KJ, dostaneme 3,56 kWh elektrickej energie. Poznanie tarify za 1 kW elektrickej energie a náklady na 1 m³ plynu je možné končiť o uskutočniteľnosti prechodu na vodíkové palivo.
Napríklad experimentálny model generácií Honda FCX 3 s vodíkovou nádržou 156 L (obsahuje 3,12 kg vodíka pod tlakom 25 MPa) 355 km disky. V súlade s tým, 123,8 kWh sa získa z 3,12 kg H2. Pri 100 km bude spotreba energie 36,97 kWh. Poznanie nákladov na elektrinu, náklady na plyn alebo benzín, ich spotreba pre auto na 100 km je ľahko vypočítať negatívny ekonomický účinok prechodu automobilov na vodíkové palivo. Povedzme (Rusko 2008), 10 centov na kWh elektrickej energie vedie k tomu, že 1 m³ vodíka vedie k cene 35,6 centov a zohľadní účinnosť vodného rozkladu 40-45 centov, rovnaký počet kWh · H od spaľovania benzínu 12832,4kg / 42000kJ / 0,7 kg / l * 80Tetunts / L \u003d 34 centov za maloobchodné ceny, zatiaľ čo pre vodík sme vypočítali dokonalú možnosť, bez toho, aby sa zohľadnili prepravu, odpisy zariadení atď. Metán s spaľovanou energiou približne 39 MJ na m³ Výsledok bude nižší ako dva až štyrikrát kvôli rozdielu v cene (1m³ pre Ukrajinu stojí $ 179, a pre Európu 350 USD). To znamená, že ekvivalentné množstvo metánu bude stáť 10-20 centov.
Nemali by sme však zabudnúť, že pri spaľovaní vodíka získame čistú vodu, z ktorej bola ťažba. To znamená, že sme obnoviteľné ppht Energie bez poškodenia životného prostredia, na rozdiel od plynu alebo benzínu, ktoré sú primárnymi zdrojmi energie.
PHP on-line 377 VAROVANIE: Vyžadovať (http: //www..php): Nepodarilo sa otvoriť prúd: V /hsphere/local/home/winexins/sight/tab/vodorod.php na linke 377 smrteľných \\ t Chyba: Vyžadovať (): Požadované otvorenie "http: //www..php" (zahrnutie_path \u003d ".. PHP on-line 377
Vodík H je najbežnejším prvkom vo vesmíre (približne 75% hmotnosti), na Zemi - deviate prevalencia. Najdôležitejšou prírodnou zlúčeninou vodíka je voda.
Vodík sa pohybuje najprv v periodickom systéme (Z \u003d 1). Má najjednoduchšiu štruktúru atóm: Protón Atom Core - 1, je obklopený elektrónovým mrakom pozostávajúcim z 1 elektrónu.
V niektorých podmienkach, vodík vykazuje kovové vlastnosti (dáva elektrón), v iných - nekovových (prijímajúcich elektrón).
V prírode existujú vodíkové izotopy: 1N - dátumy (jadro pozostáva z jedného protónu), 2N - deutéria (D - jadro pozostáva z jedného protónu a jedného neutrónového), 3H - tritium (T - jadro pozostáva z jedného protónu a Dve neutróny).
Jednoduchá látka vodík
Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov, vzájomne prepojených kovalentnou nepolárnou väzbou.
Fyzikálne vlastnosti. Vodík je bezfarebný netoxický plyn bez vône a chuti. Molekula vodíka nie je polárna. Preto sily intermolekulárnej interakcie v vodcovom plynnom vodíku. To sa prejavuje pri nízkych teplotách varu (-252,6 0 ° C) a tavenie (-259,2 0 ° C).
Vodík je jednoduchší ako vzduch, d (do vzduchu) \u003d 0,069; Krbové rozpúšťa vo vode (v 100 objemoch H2O sa rozpustí 2 objemy H2). Preto sa môže vodík pri získavaní v laboratóriu zozbierať metódami vytláčania vzduchu alebo vody.
Získanie vodíka
V laboratóriu:
1. Rovnosť zriedených kyselín na kovy:
ZN + 2HCL → ZNCL 2 + H2
2. Získanie alkalických a SH-Z vody s vodou:
CA + 2H 2 O → CA (OH) 2 + H2
3. hydridové hydridy: hydridy kovov sa ľahko rozložia vodou za vzniku vhodnej alkálie a vodíka:
NaH + H20 → NaOH + H2
SAH 2 + 2N 2 O \u003d SA (OH) 2 + 2N 2
4. Alkalóza rovnosti pre zinok alebo hliník alebo kremík:
2Al + 2NAOH + 6H 2O → 2NA + 3H 2
ZN + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H2
Si + 2NAOH + H20 → Na2 SiO 3 + 2H 2
5. Elektrolýza vody. Na zvýšenie elektrickej vodivosti vody sa k nemu pridá elektrolyt, napríklad NaO, H2S04 alebo Na2S04. Na katóde sa vytvorí 2 objem vodíka na hlasitosti kyslíka na anódu - 1.
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Priemyselná produkcia vodíka
1. Konverzia metánu s vodnou parou, Ni 800 ° C (najlacnejšie):
CH4 + H20 → CO + 3 H2
CO + H20 → C02 + H2
Spolu:
CH4 + 2 H20 → 4 H2 + CO 2
2. Páry vody cez horúce koks pri 1000 o C:
C + H20 → CO + H2
CO + H20 → C02 + H2
Výsledný oxid uhlíka (IV) sa absorbuje vodou, tento spôsob sa získa 50% priemyselného vodíka.
3. Vyhrievanie metánu na 350 ° C v prítomnosti katalyzátora železa alebo niklu:
SH 4 → C + 2N 2
4. Elektrolýza KCL alebo NaCI vodných roztokov, ako vedľajší produkt:
2N 2 O + 2NACl → Cl 2 + H2 + 2NAOH
Chemické vlastnosti vodíka
- V zlúčeninách je vodík vždy monovalentný. Vyznačuje sa stupňom oxidácie +1, ale v hydridoch kovov sa rovná -1.
- Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov. Vznik komunikácie medzi nimi je spôsobený tvorbou generalizovaného páru elektrónov H: H alebo H2
- Vzhľadom na túto zovšeobecnenie elektrónov je molekula H2 energeticky stabilná ako jeho jednotlivé atómy. Prelomiť molekuly na atómy v 1 mol, je potrebné stráviť energiu 436 kJ: H2 \u003d 2N, ΔH ° \u003d 436 kJ / mol
- To vysvetľuje relatívne malú aktivitu molekulárneho vodíka pri normálnej teplote.
- Pomocou mnohých nekovov, vodík tvorí plynné zlúčeniny typu RN4, RN3, RN2, RN.
1) s halogénmi tvorí halogénové plemená:
H2 + Cl 2 → 2NSL.
Súčasne s fluórom, exploduje, s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo ohreve, a jód len pri zahrievaní.
2) s kyslíkom:
2N 2 + O 2 → 2N 2
S vydaním tepla. Pri normálnych teplotách reakcia prebieha pomaly, nad 550 ° C - s explóziou. Zmes 2 objemov H2 a 1 objem 2 sa nazýva plyn potkany.
3) Keď sa zahrievaní, silne reaguje so sivou (oveľa ťažšie so selénom a telluriom):
H2 + S → H2S (sírovodík),
4) s dusíkom s tvorbou amoniaku len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch:
Zn 2 + N 2 → 2NN 3
5) s uhlíkom pri vysokých teplotách:
2N 2 + C → CH4 (metán)
6) s alkalickými a alkalickými kovovými kovmi formuje hydridy (vodík - oxidačné činidlo):
H 2 + 2LI → 2LIH
v hydridoch kovov sa vodíkový ión je nabitý negatívne (stupeň oxidácie -1), to znamená, že hydrid Na + H je postavený ako Na + CL chlorid -
S komplikovanými látkami:
7) s oxidmi kovov (používa sa na obnovenie kovov):
CUO + H 2 → CU + H20
FE 3 O 4 + 4H 2 → 3FE + 4N 2
8) s oxidom uhlom (II):
CO + 2H 2 → CH3OH
Syntéza - plyn (zmes vodíka a oxidu uhoľnatého) má dôležitú praktickú hodnotu, tc, v závislosti od teploty, tlaku a katalyzátora, sú napríklad vytvorené rôzne organické zlúčeniny, je to napríklad NO, je to už 3 a iné.
9) nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom, pohybovať sa na nasýtené:
S N 2N + H2 → C N 2N + 2.
Kyslík je najčastejším prvkom na Zemi. Spolu s dusíkom a nevýznamným počtom iných plynov, voľný kyslík tvorí atmosféru Zeme. Jeho obsah vo vzduchu je 20,95% obj. Alebo 23,15% hmotn. V zemskej kôre je 58% atómov atómov viazaného kyslíka (47% hmotnosti). Kyslík je súčasťou vody (rezervy viazaného kyslíka v hydrosfére sú výnimočne veľké), skaly, mnoho minerálov a solí, obsahujú v tukoch, proteínoch a sacharidoch, z ktorých pozostávajú živé organizmy. Prakticky všetok voľný kyslík Zeme vznikol a pretrvával v dôsledku procesu fotosyntézy.
Fyzikálne vlastnosti.
Kyslík - plyn bez farby, chuti a zápachu, malý ťažší vzduch. Vo vode sa rozpustí malé rozpúšťadlo (v 1 litri vody pri 20 °, 31 ml kyslíka), ale stále lepšie ako iné atmosférické plyny, preto je voda obohatená o kyslík. Hustota kyslíka za normálnych podmienok je 1,429 g / l. Pri teplotách -183 0 C a tlak 101,325 kPA kyslík ide do tekutého stavu. Kvapalný kyslík má modrastú farbu, čerpajú do magnetického poľa a pri -218,7 ° C tvorí modré kryštály.
Prírodný kyslík má tri izotop asi 16, asi 17, asi 18.
Allotropy- schopnosť chemického prvku existujú vo forme dvoch alebo viacerých jednoduchých látok, ktoré sa líšia len v počte atómov v molekule alebo štruktúre.
Ozón asi 3 - existuje v horných vrstvách atmosféry v nadmorskej výške 20-25 km od povrchu Zeme a tvorí takzvanú "ozónovú vrstvu", ktorá chráni zem pred deštruktívnym ultrafialovým žiarením slnka; Bledá fialová, jedovatá vo veľkých množstvách so špecifickým, ostrým, ale príjemným zápachom. Teplota topenia je - 192,7 0 S, bod varu-111,9 0 ° C vo vode, rozpustný je lepší ako kyslík.
Ozón je silné oxidačné činidlo. Jeho oxidačná aktivita je založená na schopnosti molekuly rozkladať s uvoľňovaním atómového kyslíka:
Oxiduje mnoho jednoduchých a zložitých látok. S niektorými kovmi, formy Ozonidy, napríklad, drassia Ozonid:
K + O 3 \u003d KO 3
Ozón sa získava v špeciálnych zariadeniach - Ozonomátory. V nich, pod pôsobením elektrického výtoku, konverzia molekulárneho kyslíka na ozón:
Podobná reakcia sa vyskytuje pod akciou búrky.
Použitie ozónu je spôsobené jeho silnými oxidačnými vlastnosťami: používa sa na bielenie tkanív, dezinfekciu pitnej vody, v medicíne ako dezinfekčný prostriedok.
Vdýchnutie ozónu vo veľkých množstvách je škodlivé: Je obťažujúce sliznice očí a dýchacích orgánov.
Chemické vlastnosti.
V chemických reakciách s atómami iných prvkov (okrem fluóru) vykazuje kyslík výlučne oxidačné vlastnosti
Najdôležitejším chemickým vlastníctvom je schopnosť tvoriť oxidy s takmer všetkými prvkami. Súčasne s väčšinou látok reaguje kyslík priamo, najmä pri zahrievaní.
V dôsledku týchto reakcií sa spravidla vytvárajú oxidy, menej často - peroxidy:
2SA + O 2 \u003d 2SAO
2VA + O 2 \u003d 2VAO
2NA + 02 \u003d Na2O2
Kyslík neintekuje priamo s halogénmi, zlatými, platinou, ich oxidy sú nepriamo získané. Keď si sínus vyhrievaný, uhlík, fosfor horí v kyslíku.
Interakcia kyslíka s dusíkom začína len pri teplote 1200 0 s alebo v elektrickom výbore:
N2 + O 2 \u003d 2NO
S vodíkovým kyslíkom tvorí vodu:
2N 2 + O 2 \u003d 2N 2
V procese tejto reakcie je zvýraznené značné množstvo tepla.
Zmes dvoch objemov vodíka s jedným kyslíkom počas výbuchov zapaľovania; Nazýva sa rachotovaný plyn.
Mnohé kovy v kontakte so vzduchovým kyslíkom sú zničené - korózia. Niektoré kovy za normálnych podmienok sa oxidujú len z povrchu (napríklad hliníka, chrómu). Výsledný oxidový film zabraňuje ďalšej interakcii.
4AL + 3O 2 \u003d 2AL 2O 3
Komplikované látky za určitých podmienok tiež interagujú s kyslíkom. Zároveň sa vytvárajú oxidy a v niektorých prípadoch - oxidy a jednoduché látky.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2N 2
H2S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2N 2
4NN 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6N 2
4CH 3 NH2 + 9O 2 \u003d 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2O
Pri interakcii s komplexnými látkami, kyslík pôsobí ako oxidačné činidlo. Na oxidačnú aktivitu kyslíka je jeho dôležitá vlastnosť založená - schopnosť podporovať spaľovanielátok.
Kyslík s vodíkom tiež tvorí zlúčeninu - peroxid vodíka H202 je bezfarebná transparentná kvapalina s horiacou astrohradníckou chuťou, dobre rozpustným vo vode. V chemickom pomere peroxidu vodíka je veľmi zaujímavé pripojenie. Vyznačuje sa nízkou stabilitou: pri státí, pomaly sa rozkladá na vode a kyslíku:
H202 \u003d H20 + 02
Svetlo, kúrenie, prítomnosť alkalických látok, kontakt s oxidačnými činidlami alebo redukčnými činidlami urýchľujú proces rozkladu. Stupeň oxidácie kyslíka v peroxidov vodíka \u003d - 1, t.j. Má medzivrstvu medzi stupňom oxidácie kyslíka vo vode (-2) a v molekulárnom kyslíku (0), takže peroxid vodíka vykazuje redox dualitu. Oxidačné vlastnosti peroxidu vodíka sú oveľa silnejšie ako redukcia a objavujú sa v kyslom, alkalickom a neutrálnom médiu.
H202 + 2KI + H2S04 \u003d K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O
V periodickom systéme sa vodík nachádza v dvoch absolútne oproti ich vlastnostiach skupín prvkov. Táto funkcia je úplne jedinečná. Vodík nie je len prvok alebo látka, ale je tiež neoddeliteľnou súčasťou mnohých komplexných zlúčenín, organogénneho a biogénneho prvku. Z tohto dôvodu považujeme svoje vlastnosti a charakteristiky podrobnejšie.
Separácia palivového plynu v procese interakcie medzi kovmi a kyselinami sa pozorovalo v XVI storočí, to znamená, že počas tvorby chémie ako vedy. Slávny anglický vedec Henryho Cavendish skúmala látku od roku 1766 a dal mu meno "horľavý vzduch". Pri horení sa tento plyn dal vodou. Bohužiaľ, záväzok vedeckej teórie Phlogistonu (hypotetický "hypoton hmoty") mu zabránil, aby sa dostal ku správnym záverom.
Francúzsky chemik a prírodovedec A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Viac a pomocou špeciálnych bentuječ v roku 1783 uskutočnili syntézu vody, a po jeho analýze rozkladom vodnej pary horúceho železa. Vedci boli teda schopní prísť ku správnym záverom. Zistili, že "horľavý vzduch" nie je len časť vody, ale môže sa z nej získať aj.
V roku 1787, Lavoisier predložil predpoklad, že plyn pod štúdiom je jednoduchá látka, a preto sa vzťahuje na počet primárnych chemických prvkov. Zavolal ho hydrogénu (z gréckych slov Hydor - Water + Gennao - Boh), t.j. "Horing Water".
Ruské meno "vodík" v roku 1824 navrhol chemik M. Solovyov. Stanovenie zloženia vody označilo koniec "teórie FLOGISTON". Na križovatke XVIII a XIX storočia sa zistilo, že atóm vodíka je veľmi ľahký (v porovnaní s atómami iných prvkov) a jeho hmotnosť bola prijatá pre hlavnú jednotku porovnania atómových hmôt, čím sa získala hodnota rovná 1.
Fyzikálne vlastnosti
Vodík je najjednoduchšie zo všetkých známych vedy látok (je 14,4-krát ľahšie ako vzduch), jeho hustota je 0,0899 g / l (1 atm, 0 ° C). Tento materiál sa topí (stvrdny) a varí (skvapalnené), resp. Pri -259,1 ° C a -252,8 ° C (len hélium má nižšiu varu a topenie t °).
Kritická teplota vodíka je extrémne nízka (-240 ° C). Z tohto dôvodu je jeho skvapalnosť skôr komplikovaný a nákladový proces. Kritickým tlakom látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm3. Zo všetkých plynov má vodík najväčšiu tepelnú vodivosť: pri 1 atm a 0 ° C sa rovná 0,174 W / (MHC).
Špecifická tepelná kapacita látky za rovnakých podmienok - 14.208 KJ / (CGKK) alebo 3,394 CAL / (GC ° C). Tento prvok je slabo rozpustný vo vode (približne 0,0182 ml / g o 1 atm a 20 ° C), ale dobre - vo väčšine kovov (Ni, PT, PA a ďalšie), najmä v paládiu (približne 850 objemov na jeden PD).
S najnovšou vlastnosťou je jeho difúzna schopnosť spojená, zatiaľ čo difúzia cez zliatinu uhlíka (napríklad oceľ) môže byť sprevádzaná zničením zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tento proces sa nazýva dekarbonizácia). V kvapalnom stave je látka veľmi jednoduchá (hustota - 0,0708 g / cm3 pri T ° \u003d -253 ° C) a tekutine (viskozita - 13,8 scholanas za rovnakých podmienok).
V mnohých zlúčeninách tento prvok vykazuje valenciu +1 (stupeň oxidácie), podobne ako sodík a iné alkalické kovy. Zvyčajne sa považuje za analógu týchto kovov. V súlade s tým vedie skupinu I. MendeleEV systému. V hydridoch kovov, vodíkový ión vykazuje záporný náboj (stupeň oxidácie v rovnakom čase -1), to znamená Na + H- má štruktúru podobnú Na + kloplorid. V súlade s týmto a niektorými inými faktami (blízkosť fyzikálnych vlastností prvku "H" a halogén, schopnosť ju nahradiť halogénmi v organických zlúčeninách) hydrogénu patrí do skupiny VII systému MendeleEEV.
Za normálnych podmienok má molekulový vodík nízka aktivita, priamo spájajúca len s najaktívnejšími nekovovými kovmi (s fluórmi a chlórom, s druhou - vo svetle). Na druhej strane, keď sa vyhrievajú, interaguje s mnohými chemickými prvkami.
Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu (v porovnaní s molekulovým). S kyslíkom tvorí vo vode vzorcom:
N2 + ½ '\u003d N',
zvýraznenie 285,937 kJ / mol tepla alebo 68,3174 kcal / mol (25 ° C, 1 atm). Pri bežných teplotných podmienkach reakcia prebieha pomerne pomaly a pri T °\u003e \u003d 550 ° C - nekontrolovateľné. Limity výbuchu zmesi vodíka + kyslíka v objeme sú 4 až 94% hmotn. A Zmesi vodíka + vzduchu - 4-74% H2 (zmes dvoch objemov H2 a jeden objem O₂ sa nazýva plyn potkany.
Tento prvok sa používa na obnovenie väčšiny kovov, pretože berie oxidy kyslíka:
FE₃O₄ + 4H₂ \u003d 3FE + 4N₂O,
CUO + H₂ \u003d Cu + H20 atď.
S rôznymi halogénmi, vodík tvorí halogénové vodíkové čiary, napríklad:
N2 + Cl₂ \u003d 2NSL.
Avšak, keď reakcie s fluórom, exploduje sa vodík (to dochádza v tme, pri teplote -252 ° C), s brómom a chlórom reaguje len pri zahrievaní alebo osvetlení a jódom - výlučne pri zahrievaní. Pri interakcii s dusíkom sa vytvorí amoniak, ale len na katalyzátore, pri zvýšených tlakoch a teplotách:
ZN2 + N2 \u003d 2NN₃.
Po zahriatí sa vodík aktívne reaguje so sírou:
N2 + S \u003d H2S (sírovodík)
a je oveľa ťažšie - s tellurium alebo selénom. S čistým uhlím, vodík reaguje bez katalyzátora, ale pri vysokých teplotách:
2N2 + C (amorfné) \u003d CH₄ (metán).
Táto látka priamo reaguje s niektorými z kovov (alkalických, alkalických zemín a iných), tvoriacich hydridov, napríklad:
H2 + 2L \u003d 2IH.
Vyhodnotenie praktického významu má interakcie vodíka a oxidu uhličitého (II). V tomto prípade, v závislosti od tlaku, teploty a katalyzátora, sú vytvorené rôzne organické zlúčeniny: NSNO, CN₃ON, atď. Nenasýtené uhľovodíky v reakčnom procese sa pohybujú do nasýtených, napríklad:
S n ₂N + H2 \u003d C n ₂ n ₊₊.
Vodík a jeho zlúčeniny zohrávajú výnimočnú úlohu v chémii. Spôsobuje vlastnosti kyseliny T. N. Protonové kyseliny sú naklonené za vzniku vodíkovej väzby s rôznymi prvkami, ktoré majú významný vplyv na vlastnosti mnohých anorganických a organických zlúčenín.
Získanie vodíka
Hlavnými druhmi surovín pre priemyselnú výrobu tohto prvku sú plyny rafinácie, prírodných horľavých a koksových plynov. Získa sa tiež z vody cez elektrolýzu (v miestach s cenovo dostupnou elektrinou). Jednou z najdôležitejších metód výroby materiálu zemného plynu je katalytická interakcia uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (T.N. Konverzia). Napríklad:
CH₄ + H20 \u003d CO + Zn2.
Nedokončené oxidácia uhľovodíkov s kyslíkom:
CH₄ + ½O2 \u003d CO + 2N₂.
Konverzia syntetizovaného oxidu uhličitého (II):
CO + N '\u003d SO + H₂.
Vodík vyrobený z zemného plynu je najlacnejší.
Na elektrolýzu vody sa použije konštantný prúd, ktorý sa prenáša cez roztok NaOH alebo con (kyseliny sa nepoužívajú na zabránenie korózii nástrojov). V laboratóriu sa materiál získa elektrolýzou vody alebo v dôsledku reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a zinkom. Avšak častejšie používajte hotový materiál z výroby v valcoch.
Z plynu ropu rafinácie a koksu sa tento prvok izoluje odstránením všetkých ostatných zložiek plynnej zmesi, pretože sú ľahšie skvapalňovanie s hlbokým ochladením.
Priemyselne tento materiál začal dostávať aj na konci XVIII storočia. Potom sa použilo na vyplnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle, najmä v chemickej farbe, na výrobu amoniaku.
Hmotnostné spotrebitelia látky sú výrobcovia metylových a iných alkoholov, syntetického benzínu a mnoho ďalších produktov. Získajú sa syntézou oxidu uhličitého (II) a vodíka. Hydrogénu sa používa na hydrogenizáciu ťažkých a tuhých kvapalných palív, tukov atď., Na syntézu HCl, hydrotrafiu ropných produktov, ako aj pri rezaní / zváraní kovov. Najdôležitejšie prvky jadrovej energie sú izotopy - trícia a deutérium.
Biologická úloha vodíka
Približne 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere) spadá na tento prvok. Je súčasťou vody a základných skupín prírodných zlúčenín, vrátane proteínov, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Prečo to slúži?
Tento materiál zohráva rozhodujúcu úlohu: pri udržiavaní priestorovej štruktúry proteínov (kvartérnych) pri realizácii princípu bezplatnej bezplatnej nukleovej kyseliny (tj pri vykonávaní a skladovaní genetických informácií) vo všeobecnosti v "rozpoznávaní" na molekulári úrovni.
Vodíkový ion H + sa zúčastňuje dôležitej dynamickej reakcie / procesov v tele. Vrátane: v biologickej oxidácii, ktorá poskytuje živé bunky energetickou energiou, pri reakciách biosyntézy, v fotosyntéze v rastlinách, v bakteriálnej fotosyntéze a nitrogenizácii, pri udržiavaní kyseliny-alkalickej rovnováhy a homeostázy, v membránových transportných procesoch. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ života.
Načítava...