Кислородът е най-разпространеният елемент на земята. Заедно с азота и малко количество други газове, свободният кислород образува земната атмосфера. Съдържанието му във въздуха е 20,95% обемни или 23,15% масови. В земната кора 58% от атомите са атоми на свързания кислород (47% от масата). Кислородът е част от водата (запасите от свързан кислород в хидросферата са изключително големи), скалите, много минерали и соли и се съдържа в мазнините, протеините и въглехидратите, които изграждат живите организми. Почти целият свободен кислород на Земята се създава и съхранява в резултат на процеса на фотосинтеза.

физични свойства.

Кислородът е газ без цвят, вкус и мирис, малко по-тежък от въздуха. Той е слабо разтворим във вода (31 ml кислород се разтварят в 1 литър вода при 20 градуса), но все пак е по-добър от другите атмосферни газове, така че водата е обогатена с кислород. Плътността на кислорода при нормални условия е 1,429 g/l. При температура -183 0 C и налягане 101,325 kPa кислородът преминава в течно състояние. Течният кислород има синкав цвят, изтегля се в магнитното поле и при -218,7 ° C образува сини кристали.

Естественият кислород има три изотопа O 16, O 17, O 18.

Алотропия- способността на химичния елемент да съществува под формата на две или повече прости вещества, които се различават само по броя на атомите в молекулата или по структура.

Озон O 3 - съществува в горните слоеве на атмосферата на височина 20-25 km от повърхността на Земята и образува така наречения "озонов слой", който предпазва Земята от вредното ултравиолетово лъчение на Слънцето; бледо лилав, отровен газ в големи количества със специфична, остра, но приятна миризма. Точката на топене е -192,7 0 C, точката на кипене е -111,9 0 C. Нека се разтвори във вода по-добре от кислород.

Озонът е силен окислител. Неговата окислителна активност се основава на способността на молекулата да се разлага с освобождаване на атомен кислород:

Той окислява много прости и сложни вещества. Той образува озониди с някои метали, например калиев озонид:

K + O 3 \u003d KO 3

Озонът се получава в специални апарати – озонатори. В тях под действието на електрически разряд молекулярният кислород се превръща в озон:

Подобна реакция възниква под действието на мълния.

Използването на озон се дължи на неговите силни окислителни свойства: използва се за избелване на тъкани, дезинфекция на питейна вода и в медицината като дезинфектант.

Вдишването на озон в големи количества е вредно: дразни лигавиците на очите и дихателните органи.

Химични свойства.

При химични реакции с атоми на други елементи (с изключение на флуор), кислородът проявява изключително окислителни свойства.

Най-важното химично свойство е способността да образува оксиди с почти всички елементи. В същото време кислородът реагира директно с повечето вещества, особено при нагряване.

В резултат на тези реакции, като правило, се образуват оксиди, по-рядко пероксиди:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Кислородът не взаимодейства директно с халогени, злато, платина, техните оксиди се получават индиректно. При нагряване сярата, въглеродът, фосфорът изгарят в кислород.

Взаимодействието на кислорода с азота започва само при температура 1200 0 C или при електрически разряд:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Кислородът се свързва с водорода, за да образува вода:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

По време на тази реакция се отделя значително количество топлина.

Смес от два обема водород с един кислород експлодира при запалване; нарича се експлозивен газ.

Много метали в контакт с атмосферния кислород претърпяват разрушаване - корозия. Някои метали при нормални условия се окисляват само от повърхността (например алуминий, хром). Полученият оксиден филм предотвратява по-нататъшно взаимодействие.

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Сложните вещества при определени условия също взаимодействат с кислорода. В този случай се образуват оксиди, а в някои случаи оксиди и прости вещества.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

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

При взаимодействие със сложни вещества кислородът действа като окислител. Неговото важно свойство се основава на окислителната активност на кислорода - способността да поддържа изгаряневещества.

Кислородът също образува съединение с водорода - водороден прекис H 2 O 2 - безцветна прозрачна течност с парещ стипчив вкус, силно разтворима във вода. Химически, водородният прекис е много интересно съединение. Характерна е ниската му стабилност: когато стои, бавно се разлага на вода и кислород:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

Светлината, топлината, наличието на основи, контактът с окислители или редуциращи агенти ускоряват процеса на разлагане. Степента на окисление на кислорода във водороден прекис = - 1, т.е. има междинна стойност между степента на окисление на кислорода във вода (-2) и в молекулярен кислород (0), така че водородният пероксид проявява редокс двойственост. Окислителните свойства на водородния прекис са много по-изразени от редуциращите и се проявяват в кисела, алкална и неутрална среда.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

Химични свойства на водорода

При нормални условия молекулярният водород е относително неактивен, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор, а на светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи.

Водородът реагира с прости и сложни вещества:

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

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

H 2 + 2Li = 2LiH

Металните хидриди лесно се разлагат от вода с образуването на съответните алкали и водород:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

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

1). С кислородВодородът образува вода:

Видео "Изгаряне на водород"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

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

Видео "Експлозия на експлозивен газ"

Видео "Приготвяне и експлозия на експлозивна смес"

2). С халогениВодородът образува водородни халиди, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

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

3). С азотВодородът реагира с образуването на амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания.

4). При нагряване водородът реагира бурно със сяра:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур.

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

2H 2 + C (аморфен) = CH 4 (метан)

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

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

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O и др.

Приложение на водорода

Видео "Използване на водород"

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

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

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

СИМУЛАТОРИ

номер 2. Водород

ЗАДАЧИ ЗА ЗАТКРОЙВАНЕ

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

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

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

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

Водороде най-изобилният елемент във Вселената. Кислороде най-разпространеният елемент на земята. Заедно те образуват вода, вещество, което съставлява повече от половината от масата на човешкото тяло. Кислородът е газът, от който се нуждаем, за да дишаме, а без вода не бихме могли да живеем дори няколко дни, така че без съмнение кислородът и водородът могат да се считат за най-важните химически елементи, необходими за живота.

Структурата на водородните и кислородните атоми

По този начин водородът проявява неметални свойства. В природата водородът се среща под формата на три изотопа, протий, деутерий и тритий, водородните изотопи са много различни един от друг по физични свойства, така че дори им се приписват отделни символи.

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

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

Физични свойства на водорода и кислорода, алотропия на кислорода

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

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

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

Химични свойства и получаване на прости вещества

Водород.

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

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

,

.

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

Водородът също реагира с неметали само при нагряване. Изключение правят халогените хлор и бром, реакцията с които може да бъде предизвикана от светлина:

.

Реакцията с флуор също не изисква нагряване, протича с експлозия дори при силно охлаждане и при абсолютна тъмнина.

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

.

Реакцията със сярата протича много по-тихо, с малко или никакво отделяне на топлина:

.

Реакциите с азот и йод протичат обратимо:

,

.

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

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

При реакции със сложни вещества водородът в повечето случаи действа като редуциращ агент. В разтвори водородът може да редуцира нискоактивни метали (разположени след водорода в поредицата от напрежения) от техните соли:

При нагряване водородът може да редуцира много метали от техните оксиди. Освен това, колкото по-активен е металът, толкова по-трудно е да се възстанови и колкото по-висока е температурата, необходима за това:

.

Металите, по-активни от цинка, практически не могат да бъдат редуцирани с водород.

Водородът се произвежда в лабораторията чрез взаимодействие на метали със силни киселини. Най-често използваните цинк и солна киселина:

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

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

Освен това водородът се получава при рафиниране на нефт.

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

Работа с материалите на електронни образователни ресурси Лабораторна работа „Получаване и свойства на водорода“ и Лабораторна работа „Редуциращи свойства на водорода“. Научете принципа на действие на апарата на Кип и апарата на Кирюшкин. Помислете в кои случаи е по-удобно да използвате апарата Kipp и в кои - Kiryushkin. Какви свойства проявява водородът в реакциите?

Кислород.

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

Кислородът реагира без нагряване с активни метали (алкални, алкалоземни и някои лантаниди):

При нагряване кислородът реагира с повечето метали, за да образува оксиди:

,

,

.

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

Кислородът също така реагира с повечето неметали, за да образува оксиди:

,

,

.

Взаимодействие с азот става само при много високи температури, около 2000 °C.

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

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

.

Кислородният (II) флуорид е нестабилно съединение, лесно се разлага и е много силен окислител.

В разтворите кислородът е силен, макар и бавен окислител. Като правило, кислородът насърчава прехода на металите към по-високи степени на окисление:

Наличието на кислород често прави възможно разтварянето в киселини на метали, разположени непосредствено след водорода в серията на напрежението:

При нагряване кислородът може да окисли нисшите метални оксиди:

.

Кислородът не се получава химически в промишлеността, той се получава от въздуха чрез дестилация.

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

Можете също да получите кислород чрез каталитично разлагане на водороден пероксид:

В допълнение, горната реакция на електролиза на вода може да се използва за получаване на кислород.

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

Как се нарича методът за събиране на кислород, използван в лабораторната работа? Какви други начини за събиране на газове има и кои са подходящи за събиране на кислород?

Задача 1. Гледайте видеоклипа "Разлагане на калиев перманганат при нагряване."

Отговори на въпросите:

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

Напишете уравненията за протичащите реакции. Изравнете ги по метода на електронния баланс.

Обсъдете задачата с учителя във или във видеозалата.

Озон.

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

Озонът може лесно да окислява азотния оксид (IV) до азотен оксид (V) и серен оксид (IV) до серен оксид (VI) без катализатор:

Озонът постепенно се разлага до образуване на кислород:

За производството на озон се използват специални устройства - озонатори, в които светещ разряд преминава през кислород.

В лабораторията, за получаване на малки количества озон, понякога се използват реакции на разлагане на пероксо съединения и някои висши оксиди при нагряване:

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

Обяснете защо разтворът на индиго става безцветен. Напишете уравненията за реакциите, протичащи при смесване на разтвори на оловен нитрат и натриев сулфид и при преминаване на озониран въздух през получената суспензия. Напишете йонни уравнения за йонообменната реакция. За редокс реакцията направете електронен баланс.

Обсъдете задачата с учителя във или във видеозалата.

Химични свойства на водата

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

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

.

Водата взаимодейства с много метали. С активни (алкални, алкалоземни и някои лантаниди) водата реагира без нагряване:

С по-малко активно взаимодействие възниква при нагряване.

Обща и неорганична химия

Лекция 6. Водород и кислород. вода. Водороден прекис.

Водород

Водородният атом е най-простият обект на химията. Строго погледнато, неговият йон - протонът - е още по-прост. Описан за първи път през 1766 г. от Кавендиш. Име от гръцки. "хидрогени" - генериращи вода.

Радиусът на водороден атом е приблизително 0,5 * 10-10 m, а неговият йон (протон) е 1,2 * 10-15 m. Или от 50 pm до 1,2 * 10-3 pm или от 50 метра (SCA диагонал) до 1 мм.

Следващият 1s елемент, литий, се променя само от 155 pm на 68 pm за Li+. Такава разлика в размера на атома и неговия катион (5 порядъка) е уникална.

Поради малкия размер на протона обменът водородна връзкаглавно между кислородни, азотни и флуорни атоми. Силата на водородните връзки е 10–40 kJ/mol, което е много по-малко от енергията на разкъсване на повечето обикновени връзки (100–150 kJ/mol в органичните молекули), но повече от средната кинетична енергия на топлинно движение при 370 C (4 kJ/mol). В резултат на това в живия организъм водородните връзки се разрушават обратимо, осигурявайки протичането на жизненоважни процеси.

Водородът се топи при 14 K, кипи при 20,3 K (налягане 1 atm), плътността на течния водород е само 71 g/l (14 пъти по-лек от водата).

В разредената междузвездна среда бяха открити възбудени водородни атоми с преходи до n 733 → 732 с дължина на вълната 18 m, което съответства на радиус на Бор (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) от порядъка на 0,1 mm (!).

Най-често срещаният елемент в космоса (88,6% от атомите, 11,3% от атомите са хелий и само 0,1% са атоми на всички останали елементи).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol

Тъй като протоните имат спин 1/2, има три вида водородни молекули:

ортоводород o-H2 с паралелни ядрени спинове, параводород n-H2 с антипаралеленспинове и нормален n-H2 - смес от 75% орто-водород и 25% пара-водород. При трансформацията на o-H2 → p-H2 се отделя 1418 J/mol.

Свойства на орто- и параводорода

Тъй като атомната маса на водорода е минималната възможна, неговите изотопи - деутерий D (2 H) и тритий T (3 H) се различават значително от протия 1 H по физични и химични свойства. Например, заместването на един от водородите в органично съединение с деутерий значително влияе върху неговия вибрационен (инфрачервен) спектър, което позволява да се установи структурата на сложни молекули. Подобни замествания („метод на белязан атом“) също се използват за установяване на механизмите на комплекс

химични и биохимични процеси. Методът на белязаните атоми е особено чувствителен, когато се използва радиоактивен тритий вместо протий (β-разпад, полуживот 12,5 години).

Свойства на протия и деутерия

					Плътност, g/l (20 K)
Основен метод производство на водородв промишлеността – преобразуване на метан
или въглищна хидратация при 800-11000 C (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				над 10000 С
"Воден газ": C + H2 O = CO + H2
След това преобразуване на CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, кобалтови оксиди

Общо: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Други източници на водород.

Коксов газ: около 55% водород, 25% метан, до 2% тежки въглеводороди, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% азот.

Водородът като продукт на горене:

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

На 1 кг пиротехническа смес се отделят до 370 литра водород.

Водородът под формата на просто вещество се използва за производство на амоняк и хидрогениране (втвърдяване) на растителни мазнини, за редукция от оксиди на някои метали (молибден, волфрам), за производство на хидриди (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Енталпията на реакцията: H. + H. = H2 е -436 kJ / mol, така че атомарният водород се използва за получаване на високотемпературен редуциращ „пламък“ („горелка на Langmuir“). Струя водород в електрическа дъга се атомизира при 35 000 C с 30%, след което с рекомбинацията на атомите е възможно да се достигне 50 000 C.

Втечненият водород се използва като гориво в ракети (вижте кислород). Обещаващо екологично чисто гориво за сухопътния транспорт; в ход са експерименти с използването на водородни металохидридни батерии. Например сплавта LaNi5 може да абсорбира 1,5-2 пъти повече водород, отколкото се съдържа в същия обем (колкото е обемът на сплавта) течен водород.

Кислород

Според сега общоприетите данни, кислородът е открит през 1774 г. от Дж. Пристли и независимо от К. Шеле. Историята на откриването на кислорода е добър пример за влиянието на парадигмите върху развитието на науката (вижте Приложение 1).

Очевидно в действителност кислородът е открит много по-рано от официалната дата. През 1620 г. всеки може да се вози по Темза (в Темза) в подводница, проектирана от Корнелиус ван Дреббел. Лодката се премести под водата благодарение на усилията на дузина гребци. Според множество очевидци, изобретателят на подводницата успешно е решил проблема с дишането, като е "освежил" въздуха в нея с химически средства. Робърт Бойл пише през 1661 г.: „... В допълнение към механичната конструкция на лодката, изобретателят разполага с химически разтвор (ликьор), който той

смятан за основната тайна на гмуркането. И когато от време на време той се убеждаваше, че годната за дишане част от въздуха вече е изразходвана и затруднява дишането на хората в лодката, той можеше, като отвори съд, пълен с този разтвор, бързо да възстанови въздуха с такова съдържание на жизненоважни части, което би го направило отново годен за дишане за достатъчно дълго време.

Един здрав човек в спокойно състояние на ден изпомпва около 7200 литра въздух през белите дробове, като поема безвъзвратно 720 литра кислород. В затворено помещение с обем 6 m3 човек може да издържи без вентилация до 12 часа, а при физическа работа 3-4 часа. Основната причина за затрудненото дишане не е липсата на кислород, а натрупване на въглероден диоксидот 0,3 до 2,5%.

Дълго време основният метод за получаване на кислород беше "бариевият" цикъл (получаване на кислород по метода на Брин):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

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

Тайният разтвор на Drebbel може да бъде разтвор на водороден пероксид: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Получаване на кислород по време на изгаряне на пиромикстурата: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

В смес от до 80% NaClO3, до 10% железен прах, 4% бариев пероксид и стъклена вата.

Молекулата на кислорода е парамагнитна (на практика бирадикал), поради което нейната активност е висока. Органичните вещества се окисляват във въздуха през етапа на образуване на пероксид.

Кислородът се топи при 54,8 К и кипи при 90,2 К.

Алотропната модификация на елемента кислород е веществото озон O3. Биологичната озонова защита на Земята е изключително важна. На надморска височина 20-25 км се установява равновесие:

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

През 1974 г. е открито, че атомарният хлор, който се образува от фреони на надморска височина над 25 км, катализира разпадането на озона, сякаш заменя ултравиолетовия "озон". Тази UV е в състояние да причини рак на кожата (до 600 000 случая годишно в САЩ). Забраната за фреони в аерозолни кутии е в сила в САЩ от 1978 г.

От 1990 г. списъкът на забранените вещества (в 92 страни) включва CH3 CCl3, CCl4, хлорбромхидрокарбони - производството им е ограничено до 2000 г.

Изгаряне на водород в кислород

Реакцията е много сложна (схема в лекция 3), така че е необходимо дълго проучване преди началото на практическото приложение.

21 юли 1969 г. първият землянин - Н. Армстронг стъпи на Луната. Ракетата носител Сатурн-5 (проектирана от Вернер фон Браун) се състои от три степени. В първия - керосин и кислород, във втория и третия - течен водород и кислород. Общо 468 тона течен O2 и H2. Извършени са 13 успешни изстрелвания.

От април 1981 г. космическата совалка работи в САЩ: 713 тона течен O2 и H2, както и два ускорителя на твърдо гориво от по 590 тона (общата маса на твърдото гориво е 987 тона). Първите 40 км изкачване до TTU, от 40 до 113 км двигателите работят на водород и кислород.

На 15 май 1987 г. първото изстрелване на Енергия, на 15 ноември 1988 г. първият и единствен полет на Буран. Стартовото тегло е 2400 тона, масата на горивото (керосин в

странични отделения, течен O2 и H2) 2000 тона Мощност на двигателя 125000 MW, полезен товар 105 тона.

Изгарянето не винаги е било контролирано и успешно.

През 1936 г. е построен най-големият в света водороден дирижабъл LZ-129 "Хинденбург". Обемът е 200 000 м3, дължината е около 250 м, диаметърът е 41,2 м. Скоростта е 135 км / ч благодарение на 4 двигателя по 1100 к.с., товароподемността е 88 т. Дирижабълът е извършил 37 полета през Атлантика и транспортира повече от 3 хиляди пътници.

На 6 май 1937 г., докато акостира в САЩ, дирижабълът избухва и изгаря. Една от възможните причини е саботаж.

На 28 януари 1986 г., на 74-тата секунда от полета, Challenger се взривява със седем космонавти - 25-ият полет на системата Shuttle. Причината е дефект в бустера с твърдо гориво.

Демонстрация:

експлозия на експлозивен газ (смес от водород и кислород)

горивни клетки

Технически важен вариант на тази реакция на горене е разделянето на процеса на две:

водородно електрооксидиране (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

електроредукция на кислород (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Системата, в която се извършва такова „изгаряне“, е горивна клетка. Ефективността е много по-висока от тази на топлоелектрическите централи, тъй като няма

специален етап на генериране на топлина. Максимална ефективност = ∆G/∆H; за изгаряне на водород се получават 94%.

Ефектът е известен от 1839 г., но са внедрени първите практически работещи горивни клетки

в края на 20 век в космоса ("Джемини", "Аполо", "Совалка" - САЩ, "Буран" - СССР).

Перспективи на горивните клетки [17]

Представител на Ballard Power Systems, говорейки на научна конференция във Вашингтон, подчерта, че двигател с горивни клетки ще стане търговски жизнеспособен, когато отговаря на четири основни критерия: по-ниска цена на генерираната енергия, повишена издръжливост, намален размер на инсталацията и възможност за бързо стартиране в студено време.. Цената на един киловат енергия, генерирана от инсталация за горивни клетки, трябва да бъде намалена до 30 долара. За сравнение, през 2004 г. същата цифра е била 103 долара, а през 2005 г. се очаква да бъде 80 долара. За да се постигне тази цена, е необходимо да се произвеждат поне 500 хиляди двигателя годишно. Европейските учени са по-предпазливи в прогнозите и смятат, че комерсиалното използване на водородни горивни клетки в автомобилната индустрия ще започне не по-рано от 2020 г.

• Обозначение - H (Водород);
• Латинско наименование - Hydrogenium;
• Период - I;
• Група - 1 (Iа);
• Атомна маса - 1.00794;
• Атомен номер - 1;
• Радиус на атом = 53 pm;
• Ковалентен радиус = 32 pm;
• Разпределението на електроните - 1s 1;
• точка на топене = -259.14°C;
• точка на кипене = -252.87°C;
• Електроотрицателност (по Полинг / по Алпред и Рохов) \u003d 2,02 / -;
• Степен на окисление: +1; 0; -1;
• Плътност (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
• Моларен обем = 14,1 cm 3 / mol.

Бинарни съединения на водород с кислород:

Водородът ("раждането на вода") е открит от английския учен Г. Кавендиш през 1766 г. Това е най-простият елемент в природата - водородният атом има ядро ​​и един електрон, вероятно поради тази причина водородът е най-често срещаният елемент във Вселената (повече от половината от масата на повечето звезди).

За водорода можем да кажем, че "макарата е малка, но скъпа". Въпреки своята "простота", водородът дава енергия на всички живи същества на Земята - на Слънцето протича непрекъсната термоядрена реакция, по време на която един хелиев атом се образува от четири водородни атома, този процес е придружен от освобождаване на огромно количество енергия (за повече подробности вижте Ядрен синтез).

В земната кора масовата част на водорода е само 0,15%. Междувременно по-голямата част (95%) от всички химикали, известни на Земята, съдържат един или повече водородни атома.

В съединения с неметали (HCl, H 2 O, CH 4 ...), водородът отдава единствения си електрон на по-електроотрицателни елементи, показвайки степен на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки (виж Ковалентни връзка).

В съединения с метали (NaH, CaH 2 ...), водородът, напротив, поема на единствената си s-орбитала още един електрон, като по този начин се опитва да завърши своя електронен слой, показвайки степен на окисление -1 (по-рядко) , образувайки по-често йонна връзка (виж Йонна връзка), тъй като разликата в електроотрицателността на водороден атом и метален атом може да бъде доста голяма.

H2

В газообразно състояние водородът е под формата на двуатомни молекули, образуващи неполярна ковалентна връзка.

Молекулите на водорода имат:

• голяма мобилност;
• голяма сила;
• ниска поляризуемост;
• малък размер и тегло.

Свойства на водородния газ:

• най-лекият газ в природата, без цвят и мирис;
• слабо разтворим във вода и органични разтворители;
• разтваря се в малки количества в течни и твърди метали (особено в платина и паладий);
• трудно се втечнява (поради ниската си поляризуемост);
• има най-висока топлопроводимост от всички известни газове;
• при нагряване реагира с много неметали, проявявайки свойствата на редуциращ агент;
• при стайна температура реагира с флуор (възниква експлозия): H 2 + F 2 = 2HF;
• реагира с метали за образуване на хидриди, показващи окислителни свойства: H 2 + Ca = CaH 2;

В съединенията водородът проявява своите редуциращи свойства много по-силно от окислителните. Водородът е най-силният редуциращ агент след въглищата, алуминия и калция. Редукционните свойства на водорода се използват широко в промишлеността за получаване на метали и неметали (прости вещества) от оксиди и галиди.

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O

Реакции на водород с прости вещества

Водородът приема електрон, играейки ролята редуциращ агент, в реакции:

• с кислород(при запалване или в присъствието на катализатор), в съотношение 2:1 (водород:кислород) се образува експлозивен детониращ газ: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
• с сиво(при нагряване до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• с хлор(при запалване или облъчване с UV лъчи): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
• с флуор: H 2 0 + F 2 \u003d 2H + 1 F
• с азот(при нагряване в присъствието на катализатори или при високо налягане): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водородът отдава електрон, играейки ролята окислител, в реакции с алкаленИ алкалоземниметали за образуване на метални хидриди - солеподобни йонни съединения, съдържащи хидридни йони H - са нестабилни кристални вещества с бял цвят.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Не е обичайно водородът да проявява степен на окисление -1. Реагирайки с вода, хидридите се разлагат, редуциращи водата до водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:

CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Реакции на водород със сложни вещества

• при висока температура водородът редуцира много метални оксиди: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
• метиловият алкохол се получава в резултат на реакцията на водород с въглероден оксид (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• в реакциите на хидрогениране водородът реагира с много органични вещества.

По-подробно уравненията на химичните реакции на водорода и неговите съединения са разгледани на страницата "Водород и неговите съединения - уравнения на химични реакции с участието на водород".

Приложение на водорода

• в ядрената енергетика се използват изотопи на водорода - деутерий и тритий;
• в химическата промишленост водородът се използва за синтеза на много органични вещества, амоняк и хлороводород;
• в хранително-вкусовата промишленост водородът се използва при производството на твърди мазнини чрез хидрогениране на растителни масла;
• за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на горене на водород в кислород (2600 ° C);
• при производството на някои метали водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
• тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител за балони, балони, дирижабли;
• Като гориво се използва водород, смесен с CO.

Напоследък учените обръщат много внимание на търсенето на алтернативни източници на възобновяема енергия. Една от перспективните области е "водородната" енергетика, в която като гориво се използва водород, чийто продукт на изгаряне е обикновена вода.

Методи за получаване на водород

Промишлени методи за производство на водород:

• преобразуване на метан (каталитична редукция на водна пара) с водна пара при висока температура (800°C) върху никелов катализатор: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• преобразуване на въглероден окис с водна пара (t=500°C) върху Fe 2 O 3 катализатор: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
• термично разлагане на метан: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• газификация на твърди горива (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• електролиза на вода (много скъп метод, при който се получава много чист водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Лабораторни методи за получаване на водород:

• действие върху метали (обикновено цинк) със солна или разредена сярна киселина: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
• взаимодействието на водна пара с горещи железни стружки: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.