24.11.202227.05.2017

Цел 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 водорода в природата и живота човек.

Водород– най-често срещаният елемент във Вселената. Кислород– най-често срещаният елемент на Земята. Заедно те образуват вода, вещество, което съставлява повече от половината от масата на човешкото тяло. Кислородът е газ, от който се нуждаем за дишане, а без вода не бихме могли да живеем дори няколко дни, така че без съмнение можем да считаме кислорода и водорода за най-важните химични елементи, необходими за живота.

Строеж на водородни и кислородни 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 какви са изотопите, работете с материалите на електронния образователен ресурс „Изотопите като разновидности на атоми 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 на 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 и втора връзка 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 втората 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.

Кислород- газ без цвят, вкус и мирис, малко по-тежък от въздуха. При температура от -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 връзка, но е една от най-силните единични връзки в природата и за разрушаването й е необходимо да се изразходва много енергия, поради тази причина водородът е много неактивен при стайна температура, но с повишаване на температурата (или в присъствието на катализатор) водородът лесно взаимодейства с много прости и сложни вещества.

От химическа гледна точка водородът е типичен неметал. 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 се осъществява дори при стайна температура, но доста бавно, така че при синтеза на хидриди се използва нагряване:

Образуването на хидриди чрез директно взаимодействие на прости вещества е възможно само за активни метали. Алуминият вече 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 експлозивно дори при силно охлаждане и в абсолютна тъмнина.

Реакцията с кислород протича по механизъм с разклонена верига, така че скоростта на реакцията бързо се увеличава 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-спокойно, без почти никакво генериране на топлина:

Реакциите с азот и йод са обратими:

Това обстоятелство прави много трудно получаването на амоняк в промишлеността: процесът изисква използването на повишено налягане за смесване на равновесието към образуването на амоняк. Водородният йодид 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 серията 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:

По-активните метали от цинка са почти невъзможни за редукция с водород.

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

По-рядко се използва електролиза на вода в присъствието на силни електролити:

В промишлеността водородът се получава като страничен продукт при производството на натриев хидроксид чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:

В допълнение, водородът се получава от рафинирането 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 „Редукционни свойства на водорода“. Изучете принципа на действие на апарата на Кип и апарата на Кирюшкин. Помислете в какви случаи е по-удобно да използвате апарата Kipp и в кои случаи е по-удобно да използвате апарата 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 реагира с повечето неметали, за да образува оксиди:

Взаимодействието с азота 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 позволява металите, разположени непосредствено зад водорода в серията на напрежение, да бъдат разтворени в киселини:

При нагряване кислородът може да окисли нисшите метални оксиди:

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

В лабораторията те използват реакциите 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 методи за събиране на газове съществуват и кои от тях са подходящи за събиране на кислород?

Задача 1. Гледайте видеоклипа „Разлагане на калиев перманганат при нагряване“.

Отговори на въпросите:

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

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

Обсъдете заданието с вашия учител във или във видеозалата.

Озон.

Молекулата на озон 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 окисли азотен (IV) оксид до азотен (V) оксид и серен (IV) оксид до серен (VI) оксид 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 реакциите на разлагане на пероксо съединения и някои висши оксиди при нагряване:

Работа с материалите на електронния образователен ресурс Лабораторна работа „Производство на озон и изследване на неговите свойства.“

Обяснете защо разтворът на индиго се обезцветява. 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 йонообменна реакция. За редокс реакцията създайте електронен баланс.

Обсъдете заданието с вашия учител във или във видеозалата.

Химични свойства на водата

За да се запознаете по-добре с 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 възможности като разтворител се увеличават значително). От химическа гледна точка водата е водороден оксид и във воден разтвор се разпада (макар и в много малка степен) на водородни катиони и хидроксидни аниони:

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

Взаимодействие с по-малко активни възниква при нагряване.

В периодичната таблица водородът е разположен в две групи елементи, които са напълно противоположни по своите свойства. Тази функция го прави напълно уникален. Водородът не е просто елемент или вещество, но е и неразделна част от много сложни съединения, органогенен и биогенен елемент. Затова нека разгледаме неговите свойства и характеристики по-подробно.

Отделянето на запалим газ по време на взаимодействието на метали и киселини се наблюдава още през 16 век, тоест по време на формирането на химията като наука. Известният английски учен Хенри Кавендиш изучава веществото през 1766 г. и му дава името „горим въздух“. При изгаряне този газ произвежда вода. За съжаление, придържането на учения към теорията за флогистона (хипотетична „ултрафина материя“) му попречи да стигне до правилните заключения.

Френският химик и естествоизпитател А. Лавоазие, заедно с инженера Ж. Мюние и с помощта на специални газометри, през 1783 г. синтезира вода и след това я анализира чрез разлагане на водна пара с нагорещено желязо. Така учените успяха да стигнат до правилните заключения. Те откриха, че „горимият въздух“ е не само част от водата, но може да се получи и от нея.

През 1787 г. Лавоазие предполага, че изследваният газ е просто вещество и съответно е един от първичните химични елементи. Той го нарече хидроген (от гръцките думи hydor - вода + gennao - раждам), т.е. "раждащ вода".

Руското име "водород" е предложено през 1824 г. от химика М. Соловьов. Определянето на състава на водата бележи края на "флогистоновата теория". В началото на 18-ти и 19-ти век е установено, че водородният атом е много лек (в сравнение с атомите на други елементи) и неговата маса е взета като основна единица за сравняване на атомните маси, получавайки стойност, равна на 1.

Физични свойства

Водородът е най-лекото вещество, известно на науката (той е 14,4 пъти по-лек от въздуха), плътността му е 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Този материал се топи (втвърдява) и кипи (втечнява) съответно при -259,1 ° C и -252,8 ° C (само хелият има по-ниски температури на кипене и топене).

Критичната температура на водорода е изключително ниска (-240 °C). Поради тази причина втечняването му е доста сложен и скъп процес. Критичното налягане на веществото е 12,8 kgf/cm², а критичната плътност е 0,0312 g/cm³. Сред всички газове водородът има най-висока топлопроводимост: при 1 atm и 0 °C тя е равна на 0,174 W/(mxK).

Специфичният топлинен капацитет на веществото при същите условия е 14,208 kJ/(kgxK) или 3,394 cal/(rx°C). Този елемент е слабо разтворим във вода (около 0,0182 ml/g при 1 atm и 20 °C), но е добре разтворим в повечето метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (около 850 обема на обем Pd) .

Последното свойство се свързва със способността му да дифузира, а дифузията през въглеродна сплав (например стомана) може да бъде придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (този процес се нарича декарбонизация). В течно състояние веществото е много леко (плътност - 0,0708 g/cm³ при t° = -253 °C) и течно (вискозитет - 13,8 пуза при същите условия).

В много съединения този елемент проявява +1 валентност (степен на окисление), като натрия и други алкални метали. Обикновено се счита за аналог на тези метали. Съответно той оглавява група I на периодичната система. В металните хидриди водородният йон има отрицателен заряд (степента на окисление е -1), т.е. Na+H- има структура, подобна на Na+Cl- хлорида. В съответствие с това и някои други факти (приликата на физичните свойства на елемента "Н" и халогените, способността да се замества с халогени в органичните съединения), водородът се класифицира в VII група на периодичната система.

При нормални условия молекулярният водород има ниска активност, директно се свързва само с най-активните неметали (с флуор и хлор, като последният е на светлина). От своя страна, когато се нагрява, той взаимодейства с много химични елементи.

Атомарният водород има повишена химическа активност (в сравнение с молекулярния водород). С кислорода образува вода по формулата:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

отделяйки 285,937 kJ/mol топлина или 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). При нормални температурни условия реакцията протича доста бавно и при t° >= 550 °C е неконтролируема. Границите на експлозивност на смес водород + кислород по обем са 4–94% H₂, а смес водород + въздух е 4–74% H₂ (смес от два обема H₂ и един обем O₂ се нарича детониращ газ).

Този елемент се използва за намаляване на повечето метали, тъй като премахва кислорода от оксидите:

Fe3O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H2O,

CuO + H₂ = Cu + H2O и т.н.

Водородът образува водородни халиди с различни халогени, например:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Въпреки това, когато реагира с флуор, водородът избухва (това се случва и на тъмно, при -252 ° C), с бром и хлор той реагира само при нагряване или осветяване, а с йод - само при нагряване. При взаимодействие с азот се образува амоняк, но само на катализатор, при повишено налягане и температура:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

При нагряване водородът реагира активно със сярата:

H₂ + S = H₂S (сероводород),

и много по-трудно с телур или селен. Водородът реагира с чист въглерод без катализатор, но при високи температури:

2H₂ + C (аморфен) = CH4 (метан).

Това вещество реагира директно с някои от металите (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди, например:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Взаимодействията между водород и въглероден оксид (II) са от голямо практическо значение. В този случай, в зависимост от налягането, температурата и катализатора, се образуват различни органични съединения: HCHO, CH₃OH и др. Ненаситените въглеводороди по време на реакцията стават наситени, например:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водородът и неговите съединения играят изключителна роля в химията. Той определя киселинните свойства на т.нар. протонни киселини, има тенденция да образува водородни връзки с различни елементи, които оказват значително влияние върху свойствата на много неорганични и органични съединения.

Производство на водород

Основните видове суровини за промишленото производство на този елемент са газовете от рафиниране на нефт, природните горими и коксовите газове. Получава се и от вода чрез електролиза (на места, където има електричество). Един от най-важните методи за производство на материал от природен газ е каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водна пара (т.нар. конверсия). Например:

CH₄ + H2O = CO + ZN₂.

Непълно окисляване на въглеводороди с кислород:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Синтезираният въглероден оксид (II) претърпява преобразуване:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.

За електролиза на вода се използва постоянен ток, който преминава през разтвор на NaOH или KOH (киселини не се използват, за да се избегне корозия на оборудването). В лабораторни условия материалът се получава чрез електролиза на вода или в резултат на реакцията между солна киселина и цинк. По-често обаче се използва готов фабричен материал в цилиндри.

Този елемент е изолиран от газовете от рафиниране на нефт и коксовия газ чрез отстраняване на всички останали компоненти на газовата смес, тъй като те се втечняват по-лесно при дълбоко охлаждане.

Този материал започва да се произвежда индустриално в края на 18 век. Тогава се използваше за пълнене на балони. В момента водородът се използва широко в промишлеността, главно в химическата промишленост, за производството на амоняк.

Масовите потребители на веществото са производители на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и много други продукти. Те се получават чрез синтез от въглероден оксид (II) и водород. Водородът се използва за хидрогениране на тежки и твърди течни горива, мазнини и др., за синтез на HCl, хидротретиране на петролни продукти, както и при рязане/заваряване на метали. Най-важните елементи за ядрената енергия са нейните изотопи - тритий и деутерий.

Биологична роля на водорода

Около 10% от масата на живите организми (средно) идва от този елемент. Той е част от водата и най-важните групи природни съединения, включително протеини, нуклеинови киселини, липиди и въглехидрати. За какво се използва?

Този материал играе решаваща роля: в поддържането на пространствената структура на протеините (кватернерна), в прилагането на принципа на комплементарност на нуклеиновите киселини (т.е. в внедряването и съхранението на генетична информация) и като цяло в „разпознаването“ на молекулярния ниво.

Водородният йон H+ участва във важни динамични реакции/процеси в тялото. Включително: в биологичното окисление, което осигурява на живите клетки енергия, в реакциите на биосинтеза, във фотосинтезата в растенията, в бактериалната фотосинтеза и фиксирането на азота, в поддържането на киселинно-алкалния баланс и хомеостазата, в процесите на мембранен транспорт. Заедно с въглерода и кислорода, той формира функционалната и структурна основа на жизнените явления.

10.1.Водород

Името "водород" се отнася както за химичен елемент, така и за просто вещество. елемент водородсе състои от водородни атоми. Просто вещество водородсе състои от водородни молекули.

а) Химичният елемент водород

В естествената редица от елементи поредният номер на водорода е 1. В системата от елементи водородът е в първия период в група IA или VIIA.

Водородът е един от най-често срещаните елементи на Земята. Молната част на водородните атоми в атмосферата, хидросферата и литосферата на Земята (общо наричани земна кора) е 0,17. Намира се във вода, много минерали, нефт, природен газ, растения и животни. Средното човешко тяло съдържа около 7 килограма водород.

Има три изотопа на водорода:
а) лек водород – протиум,
б) тежък водород – деутерий(Д),
в) свръхтежък водород – тритий(T).

Тритият е нестабилен (радиоактивен) изотоп, така че практически никога не се среща в природата. Деутерият е стабилен, но има много малко от него: w D = 0,015% (от масата на целия земен водород). Следователно атомната маса на водорода се различава много малко от 1 Dn (1,00794 Dn).

б) Водороден атом

От предишните раздели на курса по химия вече знаете следните характеристики на водородния атом:

Валентните способности на водороден атом се определят от присъствието на един електрон в една валентна орбитала. Високата енергия на йонизация прави водородния атом не склонен да отдаде електрон, а не много високата енергия на афинитет към електрони води до лека тенденция да приеме такъв. Следователно в химичните системи образуването на Н катион е невъзможно и съединенията с Н анион не са много стабилни. По този начин е най-вероятно водородният атом да образува ковалентна връзка с други атоми поради своя един несдвоен електрон. Както в случай на образуване на анион, така и в случай на образуване на ковалентна връзка, водородният атом е едновалентен.
В просто вещество степента на окисление на водородните атоми е нула; в повечето съединения водородът има степен на окисление +I и само в хидридите на най-малко електроотрицателните елементи водородът има степен на окисление -I.
Информация за валентните способности на водородния атом е дадена в таблица 28. Валентното състояние на водороден атом, свързан с една ковалентна връзка към който и да е атом, е обозначено в таблицата със символа „H-“.

Таблица 28.Валентни възможности на водородния атом

Валентно състояние		Примери за химикали
	аз 0 – аз	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

в) Молекула на водорода

Двуатомната водородна молекула H2 се образува, когато водородните атоми се свържат с единствената възможна за тях ковалентна връзка. Връзката се формира чрез обменен механизъм. Според начина, по който се припокриват електронните облаци, това е s-връзка (фиг. 10.1 А). Тъй като атомите са еднакви, връзката е неполярна.

Междуатомно разстояние (по-точно равновесно междуатомно разстояние, тъй като атомите вибрират) в молекулата на водорода r(H–H) = 0,74 A (фиг. 10.1 V), което е значително по-малко от сумата на орбиталните радиуси (1,06 A). Следователно, електронните облаци на свързаните атоми се припокриват дълбоко (фиг. 10.1 b), а връзката в молекулата на водорода е силна. Това се посочва и от доста високата стойност на енергията на свързване (454 kJ/mol).
Ако характеризираме формата на молекулата чрез граничната повърхност (подобно на граничната повърхност на електронния облак), тогава можем да кажем, че молекулата на водорода има формата на леко деформирана (удължена) топка (фиг. 10.1). Ж).

г) Водород (вещество)

При нормални условия водородът е газ без цвят и мирис. В малки количества е нетоксичен. Твърдият водород се топи при 14 K (–259 °C), а течният водород кипи при 20 K (–253 °C). Ниски точки на топене и кипене, много малък температурен диапазон за съществуване на течен водород (само 6 °C), както и малки стойности на моларните топлини на топене (0,117 kJ/mol) и изпаряване (0,903 kJ/mol ) показват, че междумолекулните връзки във водорода са много слаби.
Плътност на водорода r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. За сравнение: средната плътност на въздуха е 1,29 g/l. Тоест водородът е 14,5 пъти „по-лек“ от въздуха. Практически е неразтворим във вода.
При стайна температура водородът е неактивен, но при нагряване реагира с много вещества. В тези реакции водородните атоми могат или да повишат, или да намалят степента си на окисление: H 2 + 2 д– = 2Н –I, Н 2 – 2 д– = 2Н +I.
В първия случай водородът е окислител, например при реакции с натрий или калций: 2Na + H 2 = 2NaH, ( T) Ca + H 2 = CaH 2 . ( T)
Но редукционните свойства на водорода са по-характерни: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( T)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( T)
При нагряване водородът се окислява не само от кислород, но и от някои други неметали, например флуор, хлор, сяра и дори азот.
В лабораторията в резултат на реакцията се получава водород

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Вместо цинк можете да използвате желязо, алуминий и някои други метали, а вместо сярна киселина можете да използвате някои други разредени киселини. Полученият водород се събира в епруветка чрез изместване на вода (виж Фиг. 10.2 b) или просто в обърната колба (фиг. 10.2 А).

В промишлеността водородът се произвежда в големи количества от природен газ (главно метан) чрез взаимодействието му с водна пара при 800 °C в присъствието на никелов катализатор:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( T, Ni)

или третирайте въглища при висока температура с водна пара:

2H 2 O + C = 2H 2 + CO 2. ( T)

Чистият водород се получава от вода чрез разлагането му с електрически ток (подложен на електролиза):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (електролиза).

д) Водородни съединения

Хидридите (бинарни съединения, съдържащи водород) се разделят на два основни типа:
а) летливи (молекулни) хидриди,
б) солеподобни (йонни) хидриди.
Елементите от групи IVA – VIIA и борът образуват молекулни хидриди. От тях стабилни са само хидридите на елементите, образуващи неметали:

B2H6 CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; НС1
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; здрасти
С изключение на водата, всички тези съединения са газообразни вещества при стайна температура, откъдето идва и името им - "летливи хидриди".
Някои от елементите, които образуват неметали, се намират и в по-сложни хидриди. Например въглеродът образува съединения с общите формули С н H 2 н+2 , C н H 2 н, ° С н H 2 н–2 и други, където нможе да бъде много голям (тези съединения се изучават в органичната химия).
Йонните хидриди включват хидриди на алкални, алкалоземни елементи и магнезий. Кристалите на тези хидриди се състоят от H аниони и метални катиони в най-високата степен на окисление Me или Me 2 (в зависимост от групата на елементната система).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Както йонните, така и почти всички молекулни хидриди (с изключение на H 2 O и HF) са редуциращи агенти, но йонните хидриди проявяват редуциращи свойства много по-силни от молекулярните.
В допълнение към хидридите, водородът е част от хидроксиди и някои соли. Ще се запознаете със свойствата на тези по-сложни водородни съединения в следващите глави.
Основните потребители на водород, произведен в промишлеността, са заводите за производство на амоняк и азотни торове, където амонякът се получава директно от азот и водород:

N 2 +3H 2 2NH 3 ( Р, T, Pt – катализатор).

Водородът се използва в големи количества за получаване на метилов алкохол (метанол) чрез реакцията 2H 2 + CO = CH 3 OH ( T, ZnO – катализатор), както и при производството на хлороводород, който се получава директно от хлор и водород:

Н2 + С12 = 2НС1.

Понякога водородът се използва в металургията като редуциращ агент при производството на чисти метали, например: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. От какви частици се състоят ядрата на а) протий, б) деутерий, в) тритий?
2. Сравнете йонизационната енергия на водородния атом с йонизационната енергия на атомите на други елементи. До кой елемент е най-близо водородът по тази характеристика?
3. Направете същото за енергията на електронен афинитет
4. Сравнете посоката на поляризация на ковалентната връзка и степента на окисление на водорода в съединенията: а) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; б) CH4, SiH4, GeH4.
5. Напишете най-простата, молекулна, структурна и пространствена формула на водорода. Кое се използва най-често?
6. Често казват: "Водородът е по-лек от въздуха." Какво означава това? В кои случаи този израз може да се приема буквално и в кои не?
7. Съставете структурните формули на калиеви и калциеви хидриди, както и на амоняк, сероводород и бромоводород.
8. Познавайки моларните топлина на топене и изпаряване на водород, определете стойностите на съответните специфични количества.
9. За всяка от четирите реакции, илюстриращи основните химични свойства на водорода, създайте електронен баланс. Обозначете окислителя и редуктора.
10. Определете масата на цинка, необходима за производството на 4,48 литра водород, като използвате лабораторен метод.
11. Определете масата и обема на водорода, който може да се получи от 30 m 3 смес от метан и водна пара, взети в обемно съотношение 1: 2, с добив 80%.
12. Съставете уравнения за реакциите, протичащи при взаимодействието на водород а) с флуор, б) със сяра.
13. Реакционните схеми по-долу илюстрират основните химични свойства на йонните хидриди:

а) MH + O 2 MOH ( T); б) MH + Cl 2 MCl + HCl ( T);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Тук М е литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Запишете уравненията за съответните реакции, ако М е натрий. Илюстрирайте химичните свойства на калциевия хидрид с помощта на реакционни уравнения.
14. Използвайки метода на електронния баланс, създайте уравнения за следните реакции, илюстриращи редукционните свойства на някои молекулни хидриди:
а) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( T); б) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( T); в) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( T).

10.2 Кислород

Както при водорода, думата "кислород" е името както на химичен елемент, така и на просто вещество. Освен простата материя" кислород"(диоксиген) химическият елемент кислород образува друго просто вещество, наречено " озон"(триоксиген). Това са алотропни модификации на кислорода. Веществото кислород се състои от кислородни молекули O 2 , а веществото озон се състои от озонови молекули O 3 .

а) Химичен елемент кислород

В естествения ред на елементите поредният номер на кислорода е 8. В системата на елементите кислородът е във втория период във VIA група.
Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята. В земната кора всеки втори атом е кислороден атом, тоест моларната част на кислорода в атмосферата, хидросферата и литосферата на Земята е около 50%. Кислородът (вещество) е компонент на въздуха. Обемната част на кислорода във въздуха е 21%. Кислородът (елемент) се намира във водата, много минерали, растения и животни. Човешкото тяло съдържа средно 43 кг кислород.
Естественият кислород се състои от три изотопа (16 O, 17 O и 18 O), от които най-лекият изотоп 16 O е най-разпространеният. Следователно атомната маса на кислорода е близка до 16 Dn (15,9994 Dn).

б) Кислороден атом

Знаете следните характеристики на кислородния атом.

Таблица 29.Валентни възможности на кислородния атом

Валентно състояние		Примери за химикали
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II – аз 0 + аз +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 ОТ 2
		NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Тези оксиди могат също да се считат за йонни съединения.
** Кислородните атоми в молекулата не са в това валентно състояние; това е само пример за вещество със степен на окисление на кислородните атоми, равна на нула
Високата енергия на йонизация (като тази на водорода) предотвратява образуването на обикновен катион от кислородния атом. Енергията на електронен афинитет е доста висока (почти два пъти по-голяма от тази на водорода), което осигурява по-голяма склонност на кислородния атом да получава електрони и способността да образува O 2A аниони. Но енергията на електронен афинитет на кислородния атом все още е по-ниска от тази на халогенните атоми и дори други елементи от групата VIA. Следователно кислородните аниони ( оксидни йони) съществуват само в съединения на кислорода с елементи, чиито атоми много лесно отдават електрони.
Като споделя два несдвоени електрона, кислородният атом може да образува две ковалентни връзки. Две несподелени двойки електрони, поради невъзможността за възбуждане, могат да влязат само в донорно-акцепторно взаимодействие. По този начин, без да се вземат предвид множеството връзки и хибридизацията, кислородният атом може да бъде в едно от петте валентни състояния (Таблица 29).
Най-типичното валентно състояние за кислородния атом е У k = 2, тоест образуването на две ковалентни връзки поради два несдвоени електрона.
Много високата електроотрицателност на кислородния атом (по-висока само за флуора) води до факта, че в повечето от неговите съединения кислородът има степен на окисление –II. Има вещества, в които кислородът проявява други степени на окисление, някои от тях са дадени в таблица 29 като примери, а сравнителната стабилност е показана на фиг. 10.3.

в) Кислородна молекула

Експериментално е установено, че двуатомната кислородна молекула O 2 съдържа два несдвоени електрона. Използвайки метода на валентната връзка, тази електронна структура на тази молекула не може да бъде обяснена. Въпреки това, връзката в молекулата на кислорода е близка по свойства до ковалентна. Молекулата на кислорода е неполярна. Междуатомно разстояние ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) е по-малко от разстоянието между атомите, свързани с единична връзка. Моларната енергия на свързване е доста висока и възлиза на 498 kJ/mol.

г) Кислород (вещество)

При нормални условия кислородът е газ без цвят и мирис. Твърдият кислород се топи при 55 K (–218 °C), а течният кислород кипи при 90 K (–183 °C).
Междумолекулните връзки в твърдия и течния кислород са малко по-силни, отколкото във водорода, както се вижда от по-широкия температурен диапазон на съществуване на течния кислород (36 °C) и по-големите моларни топлина на топене (0,446 kJ/mol) и изпаряване (6,83 kJ /mol).
Кислородът е слабо разтворим във вода: при 0 °C само 5 обема кислород (газ!) се разтварят в 100 обема вода (течност!).
Високата склонност на кислородните атоми да получават електрони и високата електроотрицателност водят до факта, че кислородът проявява само окислителни свойства. Тези свойства са особено изразени при високи температури.
Кислородът реагира с много метали: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
неметали: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
и сложни вещества: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Най-често в резултат на такива реакции се получават различни оксиди (виж глава II § 5), но активните алкални метали, например натрий, при изгаряне се превръщат в пероксиди:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Структурната формула на получения натриев пероксид е (Na) 2 (O-O).
Тлееща треска, поставена в кислород, избухва в пламъци. Това е удобен и лесен начин за откриване на чист кислород.
В промишлеността кислородът се получава от въздуха чрез ректификация (сложна дестилация), а в лабораторията - чрез подлагане на определени кислородсъдържащи съединения на термично разлагане, например:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – катализатор);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
и, в допълнение, чрез каталитично разлагане на водороден пероксид при стайна температура: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 катализатор).
Чистият кислород се използва в промишлеността за интензифициране на онези процеси, при които протича окисление, и за създаване на високотемпературен пламък. В ракетната техника течният кислород се използва като окислител.
Кислородът е от голямо значение за поддържането на живота на растенията, животните и хората. При нормални условия човек има достатъчно кислород във въздуха, за да диша. Но в условия, когато няма достатъчно въздух или изобщо няма (в самолети, по време на водолазни работи, в космически кораби и др.), За дишане се подготвят специални газови смеси, съдържащи кислород. Кислородът се използва и в медицината за заболявания, които причиняват затруднено дишане.

д) Озон и неговите молекули

Озон O 3 е втората алотропна модификация на кислорода.
Триатомната озонова молекула има ъглова структура, междинна между двете структури, представена със следните формули:

Озонът е тъмносин газ с остра миризма. Поради силната си окислителна активност е отровен. Озонът е един и половина пъти "по-тежък" от кислорода и малко по-разтворим във вода от кислорода.
Озонът се образува в атмосферата от кислород по време на електрически разряди на мълния:

3O 2 = 2O 3 ().

При нормални температури озонът бавно се превръща в кислород, а при нагряване този процес протича експлозивно.
Озонът се съдържа в така наречения "озонов слой" на земната атмосфера, предпазвайки целия живот на Земята от вредното въздействие на слънчевата радиация.
В някои градове озонът се използва вместо хлор за дезинфекция (дезинфекция) на питейна вода.

Начертайте структурните формули на следните вещества: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Назовете тези вещества. Опишете валентните състояния на кислородните атоми в тези съединения.
Определете валентността и степента на окисление на всеки кислороден атом.
2. Съставете уравнения за реакциите на горене на литий, магнезий, алуминий, силиций, червен фосфор и селен в кислород (атомите на селена се окисляват до степен на окисление +IV, атомите на други елементи се окисляват до най-високата степен на окисление). Към кои класове оксиди принадлежат продуктите от тези реакции?
3. Колко литра озон могат да се получат (при нормални условия) а) от 9 литра кислород, б) от 8 g кислород?

Водата е най-разпространеното вещество в земната кора. Масата на земната вода се оценява на 10 18 тона. Водата е основата на хидросферата на нашата планета; освен това се съдържа в атмосферата, под формата на лед образува полярните шапки на Земята и високопланинските ледници, а също така е част от различни скали. Масовата част на водата в човешкото тяло е около 70%.
Водата е единственото вещество, което има свои собствени специални имена и в трите агрегатни състояния.

Електронна структура на водна молекула (фиг. 10.4 А) проучихме подробно по-рано (вижте § 7.10).
Поради полярността на връзките O–H и ъгловата форма водната молекула е електрически дипол.

За да се характеризира полярността на електрически дипол, физическо количество, наречено " електрически момент на електрически дипол"или просто " диполен момент".

В химията диполният момент се измерва в дебай: 1 D = 3,34. 10 –30 часа. м

Във водната молекула има две полярни ковалентни връзки, тоест два електрически дипола, всеки от които има свой собствен диполен момент ( и ). Общият диполен момент на молекулата е равен на векторната сума на тези два момента (фиг. 10.5):

(H 2 O) = ,

Където р 1 и р 2 – частични заряди (+) на водородните атоми, и – междуатомни O – H разстояния в молекулата. защото р 1 = р 2 = р, и тогава

Експериментално определените диполни моменти на водната молекула и някои други молекули са дадени в таблицата.

Таблица 30.Диполни моменти на някои полярни молекули

Молекула	Молекула	Молекула

Като се има предвид диполната природа на водната молекула, тя често се представя схематично, както следва:
Чистата вода е безцветна течност без вкус и мирис. Някои основни физически характеристики на водата са дадени в таблицата.

Таблица 31.Някои физически характеристики на водата

Големите стойности на моларните топлини на топене и изпаряване (с порядък по-високи от тези на водорода и кислорода) показват, че водните молекули, както в твърда, така и в течна материя, са доста здраво свързани помежду си. Тези връзки се наричат " водородни връзки".

ЕЛЕКТРИЧЕСКИ ДИПОЛ, ДИПОЛЕН МОМЕНТ, ПОЛЯРИТЕТ НА ВРЪЗКАТА, ПОЛЯРЕТ НА МОЛЕКУЛАТА.
Колко валентни електрона на кислороден атом участват в образуването на връзки във водна молекула?
2. Когато какви орбитали се припокриват, се образуват връзки между водород и кислород във водна молекула?
3. Направете диаграма на образуването на връзки в молекула на водороден пероксид H 2 O 2. Какво можете да кажете за пространствената структура на тази молекула?
4. Междуатомните разстояния в молекулите HF, HCl и HBr са съответно равни на 0,92; 1.28 и 1.41. Използвайки таблицата на диполните моменти, изчислете и сравнете частичните заряди на водородните атоми в тези молекули.
5. Междуатомните разстояния S – H в молекулата на сероводорода са 1,34, а ъгълът между връзките е 92°. Определете стойностите на частичните заряди на серните и водородните атоми. Какво можете да кажете за хибридизацията на валентните орбитали на серния атом?

10.4. Водородна връзка

Както вече знаете, поради значителната разлика в електроотрицателността на водорода и кислорода (2.10 и 3.50), водородният атом във водната молекула придобива голям положителен частичен заряд ( р h = 0,33 д), а кислородният атом има още по-голям отрицателен частичен заряд ( р h = –0,66 д). Припомнете си също, че кислородният атом има две несподелени двойки електрони на всеки sp 3-хибриден АО. Водородният атом на една водна молекула се привлича към кислородния атом на друга молекула и в допълнение полупразният 1s-AO на водородния атом частично приема двойка електрони на кислородния атом. В резултат на тези взаимодействия между молекулите възниква особен вид междумолекулна връзка - водородна връзка.
В случай на вода, образуването на водородна връзка може да бъде представено схематично, както следва:

В последната структурна формула три точки (пунктирана линия, не електрони!) показват водородна връзка.

Водородните връзки съществуват не само между водните молекули. Формира се, ако са изпълнени две условия:
1) молекулата има силно полярна H–E връзка (E е символът на атом на сравнително електроотрицателен елемент),
2) молекулата съдържа атом Е с голям отрицателен частичен заряд и несподелена двойка електрони.
Елементът Е може да бъде флуор, кислород и азот. Водородните връзки са значително по-слаби, ако Е е хлор или сяра.
Примери за вещества с водородни връзки между молекулите: флуороводород, твърд или течен амоняк, етилов алкохол и много други.

В течния флуороводород неговите молекули са свързани чрез водородни връзки в доста дълги вериги, а в течния и твърдия амоняк се образуват триизмерни мрежи.
По отношение на силата, водородната връзка е междинна между химичната връзка и другите видове междумолекулни връзки. Моларната енергия на водородна връзка обикновено варира от 5 до 50 kJ/mol.
В твърда вода (т.е. ледени кристали) всички водородни атоми са водородни връзки с кислородни атоми, като всеки кислороден атом образува две водородни връзки (използвайки и двете несподелени двойки електрони). Тази структура прави леда по-разхлабен в сравнение с течната вода, където някои от водородните връзки са разкъсани и молекулите са в състояние да се „опаковат“ малко по-плътно. Тази особеност на структурата на леда обяснява защо, за разлика от повечето други вещества, водата в твърдо състояние има по-ниска плътност, отколкото в течно състояние. Водата достига максималната си плътност при 4 °C - при тази температура се разкъсват доста водородни връзки и термичното разширение все още няма много силен ефект върху плътността.
Водородните връзки са много важни в живота ни. Нека си представим за момент, че водородните връзки са спрели да се образуват. Ето някои последствия:

водата при стайна температура ще стане газообразна, тъй като нейната точка на кипене ще падне до около -80 °C;
всички водни тела ще започнат да замръзват от дъното, тъй като плътността на леда ще бъде по-голяма от плътността на течната вода;
Двойната спирала на ДНК и много други биха престанали да съществуват.

Дадените примери са достатъчни, за да разберем, че в този случай природата на нашата планета би станала съвсем различна.

ВОДОРОДНА ВРЪЗКА, УСЛОВИЯ ЗА НЕЙНОТО ОБРАЗУВАНЕ.
Формулата на етиловия алкохол е CH 3 – CH 2 – O – H. Между кои атоми на различни молекули на това вещество се образуват водородни връзки? Напишете структурни формули, илюстриращи образуването им.
2. Водородните връзки съществуват не само в отделни вещества, но и в разтвори. Покажете, като използвате структурни формули, как се образуват водородни връзки във воден разтвор на а) амоняк, б) флуороводород, в) етанол (етилов алкохол). = 2H2O.
И двете реакции протичат във водата постоянно и с еднаква скорост, следователно във водата има равновесие: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Това равновесие се нарича равновесие на автопротолизатавода.

Директната реакция на този обратим процес е ендотермична, следователно при нагряване автопротолизата се увеличава, но при стайна температура равновесието се измества наляво, т.е. концентрацията на H 3 O и OH йони е незначителна. На какво са равни?
Според закона за масовото действие

Но поради факта, че броят на реагиралите водни молекули е незначителен в сравнение с общия брой водни молекули, можем да приемем, че концентрацията на вода по време на автопротолиза практически не се променя и 2 = const Такава ниска концентрация на противоположно заредени йони в чиста вода обяснява защо тази течност, макар и слабо, все още провежда електрически ток.

АВТОПРОТОЛИЗА НА ВОДА, АВТОПРОТОЛИЗА КОНСТАНТ (ЙОНЕН ПРОДУКТ) НА ВОДА.
Йонният продукт на течен амоняк (точка на кипене –33 °C) е 2·10 –28. Напишете уравнение за автопротолизата на амоняка. Определете концентрацията на амониеви йони в чист течен амоняк. Кое вещество има по-голяма електропроводимост, вода или течен амоняк?

1. Производство на водород и неговото изгаряне (редуциращи свойства).
2. Получаване на кислород и изгаряне на вещества в него (окислителни свойства).

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 (диагонал на SCA) до 1 мм.

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

Поради малкия размер на протона се получава обмен водородна връзкаглавно между кислородни, азотни и флуорни атоми. Силата на водородните връзки е 10-40 kJ/mol, което е значително по-малко от енергията на разкъсване на повечето обикновени връзки (100-150 kJ/mol в органичните молекули), но по-голямо 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 варианта на водородни молекули:

ортоводород o-H2 с паралелни ядрени спинове, параводород p-H2 с антипаралеленспинове и нормален n-H2 - смес от 75% орто-водород и 25% пара-водород. При трансформацията 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, замяната на един от водородите в органично съединение с деутерий има забележим ефект върху неговия вибрационен (инфрачервен) спектър, което прави възможно определянето на 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 маркирания атом е особено чувствителен, когато се използва радиоактивен тритий вместо протий (β-разпадане, полуживот 12,5 години).

Свойства на протия и деутерия

		Плътност, g/l (20 K)



Основен метод производство на водородв промишлеността – преобразуване на метан
или хидратация на въглища при 800-11000 C (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2	над 10000 С
"Воден газ": C + H2 O = CO + H2	над 10000 С
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 атомният водород се използва за получаване на високотемпературен редукционен "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 наземен транспорт; Провеждат се експерименти за използването на металохидридни водородни батерии. Например сплав LaNi5 може да абсорбира 1,5-2 пъти повече водород, отколкото се съдържа в същия обем (като обема 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 кислородът всъщност е открит много по-рано от официалната дата. През 1620 г. всеки може да се повози 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 „опреснявал“ въздуха в нея химически. Робърт Бойл пише през 1661 г.: „... В допълнение към механичната структура на лодката, изобретателят имаше химически разтвор (ликьор), който той

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

Здравият човек в спокойно състояние изпомпва около 7200 литра въздух през белите си дробове на ден, като поема безвъзвратно 720 литра кислород. В затворено помещение с обем 6 м3 човек може да издържи без вентилация до 12 часа, а при физически труд до 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 производство на кислород беше "бариевият" цикъл (производство на кислород по метода на Брийн):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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 чрез изгаряне на пиролизна смес: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Сместа съдържа 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 във въздуха се окисляват през етапа на образуване на пероксид.

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

Алотропна модификация на кислородния елемент 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. беше открито, че атомният хлор, който се образува от фреони на надморска височина над 25 км, катализира разпадането на озона, сякаш заменя „озоновото“ ултравиолетово лъчение. Това UV може да причини рак на кожата (до 600 хиляди 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 и хлорбромирани въглеводороди - тяхното производство ще бъде преустановено до 2000 г.

Изгаряне на водород в кислород

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

На 21 юли 1969 г. първият землянин Н. Армстронг стъпва на Луната. Ракетната установка Saturn 5 (проектирана от Wernher von Braun) се състои от три степени. Първият съдържа керосин и кислород, вторият и третият съдържат течен водород и кислород. Общо 468 тона течни O2 и H2. Извършени са 13 успешни изстрелвания.

От април 1981 г. космическата совалка лети в Съединените щати: 713 тона течни O2 и H2, както и два ускорителя на твърдо гориво по 590 тона всеки (обща маса на твърдо гориво 987 тона). Първите 40 км изкачване до TTU, от 40 до 113 км двигателите работят на водород и кислород.

15 май 1987 г., първото изстрелване на Енергия, 15 ноември 1988 г., първият и единствен полет на Буран. Тегло при изстрелване 2400 тона, тегло 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 Hindenburg. Обем 200 000 м3, дължина около 250 м, диаметър 41,2 м. Скорост 135 км/ч благодарение на 4 двигателя по 1100 к.с., полезен товар 88 т. Дирижабълът извърши 37 полета през Атлантическия океан и превози повече от 3 хиляди пътници.

На 6 май 1937 г. при акостиране в САЩ дирижабълът експлодира и изгаря. Една от възможните причини е саботаж.

На 28 януари 1986 г., на 74-тата секунда от полета, Challenger избухва със седем астронавти - 25-ият полет на системата Shuttle. Причината е дефект в ускорителя на твърдо гориво.

Демонстрация:

експлозия на детониращ газ (смес от водород и кислород)

Горивни клетки

Технически важен вариант на тази реакция на горене е да се раздели процесът на две:

електроокисление на водород (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 случва 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 оказва 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 за горивни 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: намаляване на цената на генерираната енергия, увеличаване на издръжливостта, намаляване на размера на инсталацията и способност за бързо стартиране в студено време. Цената на един киловат енергия, генерирана от инсталация с горивни клетки, трябва да падне до 30 долара. За сравнение, през 2004 г. същата цифра е била 103 долара, а през 2005 г. се очаква да достигне 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 си и смятат, че комерсиалното използване на водородни горивни клетки в автомобилната индустрия ще започне не по-рано от 2020 г.

Водородът Н е най-често срещаният елемент във Вселената (около 75% от масата), а на Земята е деветият най-разпространен. Най-важното естествено водородно съединение е водата.
Водородът е на първо място в периодичната таблица (Z = 1). Има най-простата атомна структура: ядрото на атома е 1 протон, заобиколен от електронен облак, състоящ се от 1 електрон.
При някои условия водородът проявява метални свойства (отдава електрон), докато при други проявява неметални свойства (приема електрон).
Срещащите се в природата водородни изотопи са: 1H – протий (ядрото се състои от един протон), 2H – деутерий (D – ядрото се състои от един протон и един неутрон), 3H – тритий (T – ядрото се състои от един протон и два неутрони).

Просто вещество водород

Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с ковалентна неполярна връзка.
Физични свойства.Водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен газ. Молекулата на водорода не е полярна. Следователно силите на междумолекулно взаимодействие във водородния газ са малки. Това се проявява в ниски точки на кипене (-252,6 0C) и точки на топене (-259,2 0C).
Водородът е по-лек от въздуха, D (по въздух) = 0,069; слабо разтворим във вода (2 обема H2 се разтварят в 100 обема H2O). Следователно водородът, когато се произвежда в лабораторията, може да бъде събран чрез методи на изместване на въздух или вода.

Производство на водород

В лабораторията:

1. Ефект на разредените киселини върху металите:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Взаимодействие на алкални и основни метали с вода:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3. Хидролиза на хидриди: металните хидриди лесно се разлагат от вода, за да образуват съответните алкали и водород:
NaH +H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

4. Ефектът на алкалите върху цинка, алуминия или силиция:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Електролиза на вода. За да се увеличи електрическата проводимост на водата, към нея се добавя електролит, например NaOH, H 2 SO 4 или Na 2 SO 4. На катода се образуват 2 обема водород, а на анода - 1 обем кислород.
2H 2 O → 2H 2 +O 2

Промишлено производство на водород

1. Конверсия на метан с пара, Ni 800 °C (най-евтиният):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Общо:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Водна пара през горещ кокс при 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Полученият въглероден окис (IV) се абсорбира от водата и 50% от индустриалния водород се произвежда по този начин.

3. Чрез нагряване на метан до 350°C в присъствието на железен или никелов катализатор:
CH 4 → C + 2H 2

4. Електролиза на водни разтвори на KCl или NaCl като страничен продукт:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химични свойства на водорода

В съединенията водородът винаги е едновалентен. Характеризира се със степен на окисление +1, но в металните хидриди е равна на -1.
Молекулата на водорода се състои от два атома. Появата на връзка между тях се обяснява с образуването на обобщена двойка електрони H: H или H 2
Благодарение на това обобщение на електроните, молекулата Н 2 е по-енергийно стабилна от нейните отделни атоми. За да се разбие 1 мол водородни молекули на атоми, е необходимо да се изразходват 436 kJ енергия: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
Това обяснява относително ниската активност на молекулярния водород при обикновени температури.
С много неметали водородът образува газообразни съединения като RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Образува водородни халогениди с халогени:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
В същото време той експлодира с флуор, реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване и с йод само при нагряване.

2) С кислород:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
с отделяне на топлина. При нормални температури реакцията протича бавно, над 550°C експлодира. Смес от 2 обема Н 2 и 1 обем О 2 се нарича детониращ газ.

3) При нагряване реагира енергично със сяра (много по-трудно със селен и телур):
H 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азот с образуване на амоняк само на катализатор и при повишени температури и налягания:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) С въглерод при високи температури:
2H 2 + C → CH 4 (метан)

6) Образува хидриди с алкални и алкалоземни метали (водородът е окислител):
H 2 + 2Li → 2LiH
в металните хидриди водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H хидрид - изграден подобно на Na + Cl хлорид -

Със сложни вещества:

7) С метални оксиди (използвани за редуциране на метали):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) с въглероден оксид (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтезът - газ (смес от водород и въглероден окис) е от важно практическо значение, тъй като в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др.

9) Ненаситените въглеводороди реагират с водород, като се насищат:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.