Кислород - самый распространенный на Земле элемент. Вместе с азотом и незначительным количеством других газов свободный кислород образует атмосферу Земли. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,15% по массе. В земной коре 58% атомов - это атомы связанного кислорода(47% по массе). Кислород входит в состав воды (запасы связанного кислорода в гидросфере исключительно велики), горных пород, многих минералов и солей, содержится в жирах, белках и углеводах, из которых состоят живые организмы. Практически весь свободный кислород Земли возник и сохраняется в результате процесса фотосинтеза.

Физические свойства.

Кислород- газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде малорастворим (в 1 л воды при 20 градусах растворяется 31 мл кислорода), но всё же лучше, чем другие газы атмосферы, поэтому вода обогащается кислородом. Плотность кислорода при нормальных условиях 1,429г/л. При температуре -183 0 С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнитное поле, а при -218,7°С, образует синие кристаллы.

Природный кислород имеет три изотопа О 16 , О 17 , О 18 .

Аллотропия- способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся лишь числом атомов в молекуле, либо строением.

Озон О 3 – существует в верхних слоях атмосферы на высоте 20-25 км от поверхности Земли и образует так называемый «озоновый слой», который защищает Землю от губительного ультрафиолетового излучения Солнца; бледно-фиолетовый, ядовитый в больших количествах газ со специфическим, резким, но приятным запахом. Температура плавления равна-192,7 0 С, температура кипения-111,9 0 С. В воде растворим лучше кислорода.

Озон - сильный окислитель. Его окислительная активность основана на способности молекулы разлагаться с выделением атомного кислорода:

Он окисляет многие простые и сложные вещества. С некоторыми металлами образует озониды, например озонид калия:

К + О 3 = КО 3

Озон получают в специальных приборах - озонаторах. В них под действием электрического разряда происходит превращение молекулярного кислорода в озон:

Аналогичная реакция происходит и под действием грозовых разрядов.

Применение озона обусловлено его сильными окислительными свойствами: он используется для отбеливания тканей, обеззараживания питьевой воды, в медицине как дезинфицирующее средство.

Вдыхание озона в больших количествах вредно: он раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных органов.

Химические свойства.

В химических реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства

Важнейшее химическое свойство - способность образовывать оксиды почти со всеми элементами. При этом с большинством веществ кислород реагирует непосредственно, особенно при нагревании.

В результате этих реакций, как правило, образуются оксиды, реже – пероксиды:

2Са + О 2 =2СаО

2Ва + О 2 =2ВаО

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом, платиной, их оксиды получаются косвенным путем. При нагревании сера, углерод, фосфор горят в кислороде.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при температуре 1200 0 С или в электрическом разряде:

N 2 + О 2 = 2NО

С водородом кислород образует воду:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.

Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.

Многие металлы при контакте с кислородом воздуха подвергаются разрушению - коррозии. Некоторые металлы в обычных условиях окисляются лишь с поверхности (например, алюминий, хром). Образующаяся пленка оксида препятствует дальнейшему взаимодействию.

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

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях - оксиды и простые вещества.

СН 4 +2О 2 =СО 2 + 2Н 2 О

Н 2 S+О 2 =2SО 2 +2Н 2 О

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH 3 NH 2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O

При взаимодействии со сложными веществами кислород выступает в качестве окислителя. На окислительной активности кислорода основано его важное свойство- способность поддерживать горение веществ.

С водородом кислород образует также соединение – пероксид водорода Н 2 О 2 – бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.

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

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

- Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ - гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте:

При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

- При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ (см. табличку в слайде):

1). С кислородом Водород образует воду:

Видео "Горение водорода"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом ) .

Видео "Взрыв гремучего газа"

Видео "Приготовление и взрыв гремучей смеси"

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой :

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

Применение водорода

Видео "Применение водорода"

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

ТРЕНАЖЕРЫ

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Задание №2
Осуществите превращения по схеме:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задание №3.
Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода?

Цель занятия. На этом занятии вы узнаете о, пожалуй, самых важных химических элементах для жизни на земле – водороде и кислороде, узнаете об их химических свойствах, а также о физических свойствах простых веществ, ими образуемых, узнаете больше о роли кислорода и водорода в природе и жизни человека.

Водород – самый распространённый элемент во Вселенной. Кислород – самый распространённый элемент на Земле. Вместе они образуют воду – вещество, которое составляет больше половины массы человеческого тела. Кислород – газ, необходимый нам для дыхания, а без воды мы не смогли бы прожить и нескольких дней, так что без сомнения можно считать кислород и водород важнейшими химическими элементами, необходимыми для жизни.

Строение атомов водорода и кислорода

Таким образом, водород проявляет неметаллические свойства. В природе водород встречается в виде трёх изотопов, протия , дейтерия и трития , изотопы водорода очень сильно отличаются друг от друга по физическим свойствам, поэтому им даже присвоены индивидуальные символы.

Если вы не помните или не знаете, что такое изотопы, поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Изотопы как разновидности атомов одного химического элемента». В нём вы узнаете, чем отличаются друг от друга изотопы одного элемента, к чему приводит наличие нескольких изотопов у одного элемента, а также познакомитесь с изотопами нескольких элементов.

Таким образом, возможные степени окисления кислорода ограничены значениями от –2 до +2. Если кислород принимает два электрона (становясь анионом) или образует две ковалентные связи с менее электроотрицательными элементами, он переходит в степень окисления –2. Если кислород образует одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом менее электроотрицательного элемента, он переходит в степень окисления –1. Образуя две ковалентные связи со фтором (единственным элементом с более высоким значением электроотрицательности), кислород переходит в степень окисления +2. Образуя одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом фтора – +1. И наконец, если кислород образует одну связь с менее электроотрицательным атомом, а вторую – со фтором, он будет находиться в степени окисления 0.

Физические свойства водорода и кислорода, аллотропия кислорода

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха. Очень лёгкий (в 14,5 раз легче воздуха). Температура сжижения водорода – -252,8 °C – почти самая низкая среди всех газов (уступает только гелию). Жидкий и твёрдый водород – очень лёгкие бесцветные вещества.

Кислород – бесцветный газ без вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. При температуре -182,9 °C превращается в тяжёлую жидкость голубого цвета, при -218 °C затвердевает с образованием кристаллов синего цвета. Молекулы кислорода парамагнитны, то есть кислород притягивается магнитом. Кислород плохо растворим в воде.

В отличие от водорода, образующего молекулы только одного типа, , кислород проявляет аллотропию и образует молекулы двух типов, то есть элемент кислород образует два простых вещества: кислород и озон .

Химические свойства и получение простых веществ

Водород.

Связь в молекуле водорода – одинарная, однако это одна из самых прочных одинарных связей в природе, и чтобы разорвать её необходимо затратить много энергии, по этой причине водород весьма малоактивен при комнатной температуре, однако при повышении температуры (или в присутствии катализатора) водород легко взаимодействует со многими простыми и сложными веществами.

Водород с химической точки зрения является типичным неметаллом. То есть он способен взаимодействовать с активными металлами с образованием гидридов, в которых он проявляет степень окисления –1. С некоторыми металлами (литий, кальций) взаимодействие протекает даже при комнатной температуре, однако довольно медленно, поэтому при синтезе гидридов используют нагревание:

,

.

Образование гидридов прямым взаимодействием простых веществ возможно только для активных металлов. Уже алюминий не взаимодействует с водородом непосредственно, его гидрид получают обменными реакциями.

С неметаллами водород также реагирует только при нагревании. Исключениями являются галогены хлор и бром, реакция с которыми может быть индуцирована светом:

.

Реакция со фтором также не требует нагревания, она протекает со взрывом даже при сильном охлаждении и в абсолютной темноте.

Реакция с кислородом протекает по разветвлённому цепному механизму, поэтому скорость реакции стремительно возрастает, и в смеси кислорода с водородом в соотношении 1:2 реакция протекает со взрывом (такая смесь носит название «гремучий газ»):

.

Реакция с серой протекает гораздо более спокойно, практически без выделения тепла:

.

Реакции с азотом и йодом протекают обратимо:

,

.

Это обстоятельство сильно затрудняет получение аммиака в промышленности: процесс требует использования повышенного давления для смешения равновесия в сторону образования аммиака. Йодоводород прямым синтезом не получают, поскольку имеется несколько гораздо более удобных способов его синтеза.

С малоактивными неметаллами () водород непосредственно не реагирует, хотя его соединения с ними известны.

В реакциях со сложными веществами водород в большинстве случаев выступает в роли восстановителя. В растворах водород может восстанавливать малоактивные металлы (располагающиеся после водорода в ряду напряжений ) из их солей:

При нагревании водород может восстанавливать многие металлы из их оксидов. При этом чем активнее металл, тем сложнее его восстановить и тем более высокая для этого нужна температура:

.

Металлы более активные, чем цинк, практически невозможно восстановить водородом.

Водород в лаборатории получают взаимодействием металлов с сильными кислотами. Чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Реже используется электролиз воды в присутствии сильных электролитов:

В промышленности водород получают как побочный продукт при получении едкого натра электролизом раствора хлорида натрия:

Кроме того, водород получают при переработке нефти.

Получение водорода фотолизом воды – один из наиболее перспективных способов в будущем, однако на сегодняшний момент промышленное применение этого метода затруднительно.

Поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов Лабораторная работа «Получение и свойства водорода» и Лабораторная работа «восстановительные свойства водорода». Изучите принцип действия аппарата Киппа и аппарата Кирюшкина. Подумайте, в каких случаях удобнее использовать аппарат Киппа, а в каких – Кирюшкина. Какие свойства проявляет водород в реакциях?

Кислород.

Связь в молекуле кислорода двойная и весьма прочная. Поэтому кислород довольно малоактивен при комнатной температуре. При нагревании он, однако, начинает проявлять сильные окислительные свойства.

Кислород без нагревания реагирует с активными металлами (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами):

При нагревании кислород взаимодействует с большинством металлов с образованием оксидов:

,

,

.

Серебро и менее активные металлы не окисляются кислородом.

Кислород также реагирует с большинством неметаллов с образованием оксидов:

,

,

.

Взаимодействие с азотом происходит только при очень высоких температурах, около 2000 °C.

С хлором, бромом и йодом кислород не реагирует, хотя многие их оксиды можно получить косвенным путём.

Взаимодействие кислорода со фтором можно провести при пропускании электрического разряда через смесь газов:

.

Фторид кислорода(II) – нестойкое соединение, легко разлагается и является очень сильным окислителем.

В растворах кислород является сильным, хотя и медленным, окислителем. Как правило, кислород способствует переходу металлов в более высокие степени окисления:

Присутствие кислорода часто позволяет растворять в кислотах металлы, расположенные сразу за водородом в ряду напряжений :

При нагревании кислород может окислять низшие оксиды металлов:

.

Кислород в промышленности не получают химическими способами, его получают из воздуха перегонкой.

В лаборатории используют реакции разложения богатых кислородом соединений – нитратов, хлоратов, перманганатов при нагревании:

Также можно получить кислород при каталитическом разложении перекиси водорода:

Кроме того, для получения кислорода может использоваться приведённая выше реакция электролиза воды.

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение кислорода и его свойства».

Как называется используемый в лабораторной работе метод собирания кислорода? Какие ещё способы собирания газов существуют и какие из них подходят для собирания кислорода?

Задание 1. Посмотрите видеофрагмент «Разложение перманганата калия при нагревании».

Ответьте на вопросы:

1. 1. Какой из твёрдых продуктов реакции растворим в воде?
   2. Какой цвет имеет раствор перманганата калия?
   3. Какой цвет имеет раствор манганата калия?

Напишите уравнения протекающих реакций. Уравняйте их, используя метод электронного баланса.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Озон.

Молекула озона трёхатомна и связи в ней менее прочные, чем в молекуле кислорода, что приводит к большей химической активности озона: озон легко окисляет многие вещества в растворах или в сухом виде без нагревания:

Озон способен легко окислить оксид азота(IV) до оксида азота(V), а оксид серы(IV) до оксида серы(VI) без катализатора:

Озон постепенно разлагается с образованием кислорода:

Для получения озона используются специальные приборы – озонаторы, в которых через кислород пропускают тлеющий разряд.

В лаборатории для получения незначительных количеств озона иногда используют реакции разложения пероксосоединений и некоторых высших оксидов при нагревании:

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение озона и исследование его свойств».

Объясните, почему обесцвечивается раствор индиго. Напишите уравнения реакций, протекающих при смешении растворов нитрата свинца и сульфида натрия и при пропускании через полученную взвесь озонированного воздуха. Для реакции ионного обмена составьте ионные уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции составьте электронный баланс.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Химические свойства воды

Для лучшего ознакомления с физическими свойствами воды и её значимостью поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов «Аномальные свойства воды» и «Вода – важнейшая жидкость на Земле».

Вода обладает огромной важностью для любых живых организмов – по сути многие живые организмы состоят из воды более чем наполовину. Вода является одним из наиболее универсальных растворителей (при высоких температурах и давлениях её возможности как растворителя существенно возрастают). С химической точки зрения вода является оксидом водорода, при этом в водном растворе она диссоциирует (хотя и в очень малой степени) на катионы водорода и гидроксид-анионы:

.

Вода взаимодействует со многими металлами. С активными (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами) вода реагирует без нагревания:

С менее активными взаимодействие происходит при нагревании.

Общая и неорганическая химия

Лекция 6. Водород и кислород. Вода. Пероксид водорода.

Водород

Атом водорода – простейший объект химии. Строго говоря, его ион – протон – еще проще. Впервые описан в 1766 г. Кавендишем . Название от греч. “hydro genes” – порождающий воду.

Радиус атома водорода примерно 0,5*10-10 м, а его иона (протона) – 1,2*10-15 м. Или же от 50 пм до 1,2*10-3 пм или от 50 метров (диагональ СХА) до 1 мм.

Следующий 1s элемент – литий меняется только от 155 пм до 68 пм у Li+ . Такая разница в размерах атома и его катиона (5 порядков) уникальна.

Благодаря малому размеру протона осуществляется обменная водородная связь , прежде всего между атомами кислорода, азота и фтора. Прочность водородных связей составляет 10-40 кДж/моль, что значительно меньше энергии разрыва большинства обычных связей (100-150 кДж/моль в органических молекулах), но больше средней кинетической энергии теплового движения при 370 С (4 кДж/моль). В результате в живом организме водородные связи обратимо разрываются, обеспечивая протекание процессов жизнедеятельности.

Водород плавится при 14 К, кипит при 20,3 К (давление 1 атм), плотность жидкого водорода всего 71 г/л (в 14 раз легче воды).

В разреженной межзвездной среде обнаружены возбужденные атомы водорода с переходами вплоть до n 733 → 732 с длиной волны 18 м, что соответствует боровскому радиусу (r = n2 *0,5*10-10 м) порядка 0,1 мм (!) .

Самый распространенный элемент в космосе (88,6% атомов, 11,3% атомов приходится на гелий, и только 0,1% – атомы всех остальных элементов) .

4 H → 4 He + 26,7 МэВ 1 эВ = 96,48 кДж/моль

Поскольку протоны имеют спин 1/2, существуют три варианта молекул водорода:

ортоводород о-Н2 с параллельными ядерными спинами, параводород п-Н2 с антипараллельными спинами и нормальный н-Н2 – смесь 75% орто-водорода и 25% пара-водорода. При превращении о-Н2 → п-Н2 выделяется 1418 Дж/моль.

Свойства орто- и параводорода

Так как атомная масса водорода – минимально возможная, его изотопы – дейтерий D (2 H) и тритий T (3 H) существенно отличаются от протия 1 Н по физическим и химическим свойствам. Например, замена одного из водородов в органическом соединении на дейтерий заметно отражается на его колебательном (инфракрасном) спектре, что позволяет устанавливать структуру сложных молекул. Подобные замены (“метод меченых атомов”) используют также для установления механизмов сложных

химических и биохимических процессов. Особенно чувствителен метод меченых атомов при использовании вместо протия радиоактивного трития (β -распад, период полураспада 12,5 лет).

Свойства протия и дейтерия

					Плотн., г/л (20 К)
Основной метод получения водорода в промышленности – конверсия метана
или гидратация угля при 800-11000 С (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				выше 10000 С
«Водяной газ»: C + H2 O = CO + H2
Затем конверсия CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, окислы кобальта

Суммарно: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Другие источники водорода.

Коксовый газ: около 55% водорода, 25% метана, до 2% тяжелых углеводородов, 4-6% СО, 2% СО2 , 10-12% азота.

Водород, как продукт горения:

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

На 1 кг пиротехнической смеси выделяется до 370 л водорода .

Водород в виде простого вещества применяют для производства аммиака и гидрирования (отверждения) растительных жиров, для восстановления из оксидов некоторых металлов (молибден, вольфрам), для получения гидридов (LiH, CaH2 ,

LiAlH4 ).

Энтальпия реакции: H. + H. = H2 составляет -436 кДж/моль, поэтому атомарный водород используется для получения высокотемпературного восстановительного «пламени» («горелка Ленгмюра»). Струя водорода в электрической дуге атомизируется при 35000 С на 30%, затем при рекомбинации атомов удается достичь 50000 С.

Сжиженный водород используется в качестве топлива в ракетах (см. кислород). Перспективное экологически чистое топливо для наземного транспорта; идут эксперименты по использованию металлгидридных аккумуляторов водорода. Например, сплав LaNi5 может поглотить в 1,5-2 раза больше водорода, чем его содержится в таком же объеме (как объем сплава) жидкого водорода.

Кислород

Согласно общепринятым сейчас данным, кислород открыт в 1774 г. Дж. Пристли и независимо К.Шееле . История открытия кислорода – хороший пример влияния парадигм на развитие науки (см. Дополнение 1).

По-видимому, на самом деле кислород был открыт гораздо раньше официальной даты. В 1620 г. любой желающий мог прокатиться по Темзе (в Темзе) на подводной лодке конструкции Корнелиуса ван Дреббеля . Лодка двигалась под водой благодаря усилиям дюжины гребцов. По свидетельствам многочисленных очевидцев, изобретатель подводной лодки успешно решил проблему дыхания, “освежая” воздух в ней химическим способом. Роберт Бойль писал в 1661 г. : “... Кроме механической конструкции лодки, у изобретателя имелся химический раствор (liquor), который он

считал главным секретом подводного плавания. И когда время от времени он убеждался в том, что пригодная для дыхания часть воздуха уже израсходована и затрудняла дыхание находящихся в лодке людей, он мог, раскупорив наполненный этим раствором сосуд, быстро восполнить воздух таким содержанием жизненных частей, которые сделали бы его вновь пригодным для дыхания на достаточно длительное время”.

Здоровый человек в спокойном состоянии за сутки прокачивает через свои легкие около 7200 л воздуха, забирая безвозвратно 720 л кислорода. В закрытом помещении объемом 6 м3 человек может продержаться без вентиляции до 12 часов, а при физической работе 3-4 часа. Основная причина затруднения дыхания – не недостаток кислорода, а накопление углекислого газа с 0,3 до 2,5% .

Долгое время основным методом получения кислорода был "бариевый" цикл (получение кислорода по методу Брина) :

BaSO4 -t-→ BaO + SO3 ;

5000 C ->

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

Секретный раствор Дреббеля мог быть раствором пероксида водорода: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Получение кислорода при горении пиросмеси: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 кДж

В смеси до 80% NaClO3 , до 10% железного порошка, 4% перекиси бария и стекловата.

Молекула кислорода парамагнитна (практически – бирадикал) , поэтому высока ее активность. Органические вещества на воздухе окисляются через стадию образования пероксидов.

Кислород плавится при 54,8 К, кипит при 90,2 К.

Аллотропная модификация элемента кислорода – вещество озон O3 . Чрезвычайно важна биологическая озоновая защита Земли. На высоте 20-25 км устанавливается равновесие:

УФ<280 нм		УФ 280-320нм
O2 ----> 2 O*	O* + O2 + M --> O3	O3 -------	> O2 + O
	(M – N2 , Ar)

В 1974 г обнаружено, что атомарный хлор, который образуется из фреонов на высоте больше 25 км, катализирует распад озона, как бы заменяя "озоновый" ультрафиолет. Этот УФ способен вызывать рак кожи (в США в год до 600 тыс. случаев). Запрет на фреоны в аэрозольных баллонах действует в США с 1978 г.

С 1990 г. в список запрещенных веществ (в 92 странах) включены CH3 CCl3 , CCl4 , хлорбромуглеводороды – их производство сворачивается к 2000 г .

Горение водорода в кислороде

Реакция очень сложная (схема в лекции 3), поэтому до начала практического применения потребовалось длительное изучение.

21 июля 1969 г. первый землянин – Н.Армстронг прошелся по Луне. Ракетаноситель “Сатурн-5” (конструктор – Вернер фон Браун) состоит из трех ступеней. В первой керосин и кислород, во второй и третьей – жидкие водород и кислород. Всего 468 т жидких O2 и H2 . Произведено 13 успешных запусков.

С апреля 1981 г. в США осуществляет полеты “Спейс шаттл”: 713 т жидких O2 и H2 , а также два твердотопливных ускорителя по 590 т (суммарная масса твердого топлива 987 т). Первые 40 км подъем на ТТУ, от 40 до 113 км работают двигатели на водороде и кислороде.

15 мая 1987 г. первый старт “Энергии”, 15 ноября 1988 г. первый и единственный полет “Бурана”. Стартовая масса 2400 т., масса топлива (керосина в

боковых отсеках, жидких O2 и H2 ) 2000 т. Мощность двигателей 125000 МВт, полезный груз 105 т .

Не всегда горение было управляемым и удачным.

В 1936 г. был построен самый большой в мире водородный дирижабль LZ-129 “Гинденбург”. Объем 200000 м3 , длина около 250 м, диаметр 41,2 м. Скорость 135 км/час благодаря 4 двигателям по 1100 л.с., полезная нагрузка 88 т. Дирижабль совершил 37 рейсов через Атлантику и перевез более 3 тыс. пассажиров.

6 мая 1937 г. при причаливании в США дирижабль взорвался и сгорел. Одна из возможных причин – диверсия .

28 января 1986 г. на 74-й секунде полета взорвался “Челленджер” с семью космонавтами – 25-й рейс системы “Шаттл”. Причина – дефект твердотопливного ускорителя.

Демонстрация:

взрыв гремучего газа (смеси водорода с кислородом)

Топливные элементы

Технически важный вариант этой реакции горения – разделение процесса на два:

электроокисление водорода (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

электровосстановление кислорода (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Система, в которой осуществляется такое “горение” – топливный элемент . КПД гораздо выше, чем у тепловых электростанций, поскольку отсутствует

специальная стадия генерации теплоты. Максимальный КПД = ∆ G/∆ H; для горения водорода получается 94%.

Эффект известен с 1839 г., но первые практически работающие ТЭ реализованы

в конце XX века в космосе (“Джемини”,“Аполлон”, “Шаттл” – США, “Буран” – СССР) .

Перспективы топливных элементов [ 17 ]

Представитель фирмы Ballard Power Systems, выступая на научной конференции в Вашингтоне, подчеркнул, что коммерчески оправданным двигатель на топливных элементах станет, когда он будет отвечать четырем основным критериям: снижению стоимости вырабатываемой энергии, повышению долговечности, уменьшению размеров установки и возможности быстрого запуска в холодную погоду. Стоимость одного киловатта энергии, выработанного установкой на топливных элементах, должна снизиться до 30 долларов США. Для сравнения, в 2004 году аналогичный показатель составлял 103 долларов, а в 2005 ожидается на уровне 80 долларов. Для достижения данной цены необходимо выпускать не менее 500 тысяч двигателей в год. Европейские ученые более осторожны в прогнозах и считают, что коммерческое использование топливных водородных элементов в автопромышленности начнется не ранее 2020 года.

• Обозначение - H (Hydrogen);
• Латинское название - Hydrogenium;
• Период - I;
• Группа - 1 (Ia);
• Атомная масса - 1,00794;
• Атомный номер - 1;
• Радиус атома = 53 пм;
• Ковалентный радиус = 32 пм;
• Распределение электронов - 1s 1 ;
• t плавления = -259,14°C;
• t кипения = -252,87°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
• Степень окисления: +1; 0; -1;
• Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
• Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород ("рождающий воду") был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе - атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что "мал золотник, да дорог". Несмотря на свою "простоту", водород дает энергию всем живым существам на Земле - на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 ...) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

• большой подвижностью;
• большой прочностью;
• малой поляризуемостью;
• малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

• самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
• плохо растворяется в воде и органических растворителях;
• в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
• трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
• обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
• при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
• при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
• с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя , в реакциях:

• с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
• с серой (при нагревании до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• с фтором : H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя , в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов - солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H - - это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

• при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице "Водород и его соединения - уравнения химических реакций с участием водорода ".

Применение водорода

• в атомной энергетике используются изотопы водорода - дейтерий и тритий;
• в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
• в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
• для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
• при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
• поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
• как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является "водородная" энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

• конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
• газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

• действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
• взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .