Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde. Freier Sauerstoff bildet zusammen mit Stickstoff und einer geringen Menge anderer Gase die Erdatmosphäre. Sein Anteil in der Luft beträgt 20,95 Volumen-% bzw. 23,15 Massen-%. In der Erdkruste sind 58 % der Atome gebundene Sauerstoffatome (47 % der Masse). Sauerstoff ist Teil von Wasser (die Reserven an gebundenem Sauerstoff in der Hydrosphäre sind extrem groß), Gesteinen, vielen Mineralien und Salzen und kommt in Fetten, Proteinen und Kohlenhydraten vor, aus denen lebende Organismen bestehen. Fast der gesamte freie Sauerstoff auf der Erde entsteht und bleibt durch den Prozess der Photosynthese erhalten.

Physikalische Eigenschaften.

Sauerstoff ist ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas, etwas schwerer als Luft. Es ist in Wasser leicht löslich (31 ml Sauerstoff lösen sich in 1 Liter Wasser bei 20 Grad), ist aber immer noch besser als andere atmosphärische Gase, sodass Wasser mit Sauerstoff angereichert ist. Die Sauerstoffdichte beträgt unter normalen Bedingungen 1,429 g/l. Bei einer Temperatur von -183 0 C und einem Druck von 101,325 kPa geht Sauerstoff in einen flüssigen Zustand über. Flüssiger Sauerstoff hat eine bläuliche Farbe, wird in ein Magnetfeld gezogen und bildet bei -218,7 °C blaue Kristalle.

Natürlicher Sauerstoff hat drei Isotope O 16, O 17, O 18.

Allotropie- die Fähigkeit eines chemischen Elements, in Form von zwei oder mehr einfachen Substanzen zu existieren, die sich nur in der Anzahl der Atome im Molekül oder in der Struktur unterscheiden.

Ozon O 3 – kommt in den oberen Schichten der Atmosphäre in einer Höhe von 20–25 km über der Erdoberfläche vor und bildet die sogenannte „Ozonschicht“, die die Erde vor der schädlichen ultravioletten Strahlung der Sonne schützt; ein blassviolettes, giftiges Gas in großen Mengen mit einem spezifischen, stechenden, aber angenehmen Geruch. Der Schmelzpunkt liegt bei -192,7 0 C, der Siedepunkt bei 111,9 0 C. In Wasser lösen wir Sauerstoff besser.

Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel. Seine oxidative Aktivität beruht auf der Fähigkeit des Moleküls, sich unter Freisetzung von atomarem Sauerstoff zu zersetzen:

Es oxidiert viele einfache und komplexe Substanzen. Mit einigen Metallen bildet es Ozonide, zum Beispiel Kaliumozonid:

K + O 3 = KO 3

Ozon wird in speziellen Geräten erzeugt – Ozonisatoren. In ihnen wird unter dem Einfluss einer elektrischen Entladung molekularer Sauerstoff in Ozon umgewandelt:

Eine ähnliche Reaktion findet unter dem Einfluss von Blitzentladungen statt.

Der Einsatz von Ozon ist auf seine stark oxidierenden Eigenschaften zurückzuführen: Es wird zum Bleichen von Textilien, zur Desinfektion von Trinkwasser und in der Medizin als Desinfektionsmittel eingesetzt.

Das Einatmen großer Mengen Ozon ist schädlich: Es reizt die Schleimhäute der Augen und Atmungsorgane.

Chemische Eigenschaften.

Bei chemischen Reaktionen mit Atomen anderer Elemente (außer Fluor) zeigt Sauerstoff ausschließlich oxidierende Eigenschaften

Die wichtigste chemische Eigenschaft ist die Fähigkeit, mit fast allen Elementen Oxide zu bilden. Gleichzeitig reagiert Sauerstoff direkt mit den meisten Stoffen, insbesondere beim Erhitzen.

Durch diese Reaktionen entstehen in der Regel Oxide, seltener Peroxide:

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Sauerstoff interagiert nicht direkt mit Halogenen, Gold und Platin; ihre Oxide werden indirekt gewonnen. Beim Erhitzen verbrennen Schwefel, Kohlenstoff und Phosphor in Sauerstoff.

Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Stickstoff beginnt erst bei einer Temperatur von 1200 0 C oder in einer elektrischen Entladung:

N 2 + O 2 = 2NO

Sauerstoff bildet mit Wasserstoff Wasser:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Bei dieser Reaktion wird eine erhebliche Menge Wärme freigesetzt.

Eine Mischung aus zwei Volumina Wasserstoff und einer Volumina Sauerstoff explodiert beim Zünden; es wird Sprenggas genannt.

Viele Metalle unterliegen bei Kontakt mit Luftsauerstoff der Zerstörung – Korrosion. Einige Metalle werden unter normalen Bedingungen nur an der Oberfläche oxidiert (z. B. Aluminium, Chrom). Der entstehende Oxidfilm verhindert weitere Wechselwirkungen.

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

Unter bestimmten Bedingungen interagieren komplexe Stoffe auch mit Sauerstoff. Dabei entstehen Oxide, teilweise auch Oxide und einfache Stoffe.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

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

Bei der Wechselwirkung mit komplexen Stoffen wirkt Sauerstoff als Oxidationsmittel. Seine wichtige Eigenschaft ist die Fähigkeit zur Aufrechterhaltung Verbrennung Substanzen.

Sauerstoff bildet auch eine Verbindung mit Wasserstoff – Wasserstoffperoxid H 2 O 2 – eine farblose, transparente Flüssigkeit mit einem scharfen, adstringierenden Geschmack, die in Wasser gut löslich ist. Chemisch gesehen ist Wasserstoffperoxid eine sehr interessante Verbindung. Charakteristisch ist seine geringe Stabilität: Beim Stehen zerfällt es langsam in Wasser und Sauerstoff:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

Licht, Hitze, die Anwesenheit von Alkalien und der Kontakt mit Oxidations- oder Reduktionsmitteln beschleunigen den Zersetzungsprozess. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in Wasserstoffperoxid = - 1, d.h. hat einen Zwischenwert zwischen der Oxidationsstufe von Sauerstoff in Wasser (-2) und in molekularem Sauerstoff (0), sodass Wasserstoffperoxid Redox-Dualität aufweist. Die oxidierenden Eigenschaften von Wasserstoffperoxid sind viel stärker ausgeprägt als die reduzierenden Eigenschaften und manifestieren sich in sauren, alkalischen und neutralen Umgebungen.

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

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff

Unter normalen Bedingungen ist molekularer Wasserstoff relativ wenig aktiv und verbindet sich direkt nur mit den aktivsten Nichtmetallen (mit Fluor und im Licht mit Chlor). Beim Erhitzen reagiert es jedoch mit vielen Elementen.

Wasserstoff reagiert mit einfachen und komplexen Stoffen:

- Wechselwirkung von Wasserstoff mit Metallen führt zur Bildung komplexer Stoffe - Hydride, in deren chemischen Formeln das Metallatom immer an erster Stelle steht:

Bei hoher Temperatur reagiert Wasserstoff direkt mit einigen Metallen(Alkali, Erdalkali und andere), die weiße kristalline Substanzen bilden - Metallhydride (Li H, Na H, KH, CaH 2 usw.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Metallhydride zersetzen sich leicht durch Wasser unter Bildung des entsprechenden Alkalis und Wasserstoffs:

Ca H 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

- Wenn Wasserstoff mit Nichtmetallen interagiert Es entstehen flüchtige Wasserstoffverbindungen. In der chemischen Formel einer flüchtigen Wasserstoffverbindung kann das Wasserstoffatom je nach Position im PSHE entweder an erster oder zweiter Stelle stehen (siehe Tafel in der Folie):

1). Mit Sauerstoff Wasserstoff bildet Wasser:

Video „Wasserstoffverbrennung“

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Bei normalen Temperaturen verläuft die Reaktion äußerst langsam, oberhalb von 550°C – mit Explosion (eine Mischung aus 2 Volumina H 2 und 1 Volumen O 2 wird genannt explosives Gas) .

Video „Explosion von Knallgas“

Video „Herstellung und Explosion eines explosiven Gemisches“

2). Mit Halogenen Wasserstoff bildet beispielsweise Halogenwasserstoffe:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Gleichzeitig explodiert Wasserstoff mit Fluor (auch im Dunkeln und bei -252°C), reagiert mit Chlor und Brom nur bei Beleuchtung oder Erhitzen und mit Jod nur bei Erhitzen.

3). Mit Stickstoff Wasserstoff reagiert zu Ammoniak:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

nur an einem Katalysator und bei erhöhten Temperaturen und Drücken.

4). Beim Erhitzen reagiert Wasserstoff heftig mit Schwefel:

H 2 + S = H 2 S (Schwefelwasserstoff),

viel schwieriger ist es bei Selen und Tellur.

5). Mit reinem Kohlenstoff Wasserstoff kann ohne Katalysator nur bei hohen Temperaturen reagieren:

2H 2 + C (amorph) = CH 4 (Methan)

- Wasserstoff unterliegt einer Substitutionsreaktion mit Metalloxiden Dabei entsteht Wasser in den Produkten und das Metall wird reduziert. Wasserstoff – weist die Eigenschaften eines Reduktionsmittels auf:

Wasserstoff wird verwendet zur Rückgewinnung vieler Metalle, da es ihren Oxiden Sauerstoff entzieht:

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

Anwendungen von Wasserstoff

Video „Wasserstoff nutzen“

Derzeit wird Wasserstoff in großen Mengen produziert. Ein sehr großer Teil davon wird bei der Ammoniaksynthese, der Hydrierung von Fetten sowie bei der Hydrierung von Kohle, Ölen und Kohlenwasserstoffen verwendet. Darüber hinaus wird Wasserstoff zur Synthese von Salzsäure, Methylalkohol, Blausäure, beim Schweißen und Schmieden von Metallen sowie bei der Herstellung von Glühlampen und Edelsteinen verwendet. Wasserstoff wird in Flaschen unter einem Druck von über 150 atm verkauft. Sie sind dunkelgrün lackiert und tragen eine rote Aufschrift „Hydrogen“.

Wasserstoff wird verwendet, um flüssige Fette in feste Fette umzuwandeln (Hydrierung), wobei durch Hydrierung von Kohle und Heizöl flüssiger Kraftstoff entsteht. In der Metallurgie wird Wasserstoff als Reduktionsmittel für Oxide oder Chloride zur Herstellung von Metallen und Nichtmetallen (Germanium, Silizium, Gallium, Zirkonium, Hafnium, Molybdän, Wolfram usw.) verwendet.

Die praktischen Einsatzmöglichkeiten von Wasserstoff sind vielfältig: Meist wird er zum Befüllen von Sondenballons verwendet, in der chemischen Industrie dient er als Rohstoff für die Herstellung vieler sehr wichtiger Produkte (Ammoniak etc.), in der Lebensmittelindustrie – für die Produktion von festen Fetten aus Pflanzenölen usw. Hochtemperatur (bis zu 2600 °C), gewonnen durch Verbrennung von Wasserstoff in Sauerstoff, wird zum Schmelzen von hochschmelzenden Metallen, Quarz usw. verwendet. Flüssiger Wasserstoff ist einer der effizientesten Flugtreibstoffe. Der jährliche globale Wasserstoffverbrauch übersteigt 1 Million Tonnen.

SIMULATOREN

Nr. 2. Wasserstoff

ZUTEILUNGSAUFGABEN

Aufgabe Nr. 1
Schreiben Sie Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung von Wasserstoff mit folgenden Stoffen auf: F 2, Ca, Al 2 O 3, Quecksilber(II)-oxid, Wolfram(VI)-oxid. Benennen Sie die Reaktionsprodukte und geben Sie die Reaktionstypen an.

Aufgabe Nr. 2
Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Aufgabe Nr. 3.
Berechnen Sie die Wassermasse, die durch die Verbrennung von 8 g Wasserstoff gewonnen werden kann?

Zweck der Lektion. In dieser Lektion lernen Sie die vielleicht wichtigsten chemischen Elemente für das Leben auf der Erde kennen – Wasserstoff und Sauerstoff, lernen ihre chemischen Eigenschaften sowie die physikalischen Eigenschaften der einfachen Substanzen kennen, die sie bilden, und erfahren mehr über die Rolle von Sauerstoff und Wasserstoff in Natur und Leben Mensch.

Wasserstoff– das häufigste Element im Universum. Sauerstoff– das häufigste Element auf der Erde. Zusammen bilden sie Wasser, eine Substanz, die mehr als die Hälfte der Masse des menschlichen Körpers ausmacht. Sauerstoff ist ein Gas, das wir zum Atmen benötigen, und ohne Wasser könnten wir nicht einmal ein paar Tage leben. Daher können wir Sauerstoff und Wasserstoff ohne Zweifel als die wichtigsten chemischen Elemente betrachten, die zum Leben notwendig sind.

Struktur von Wasserstoff- und Sauerstoffatomen

Somit weist Wasserstoff nichtmetallische Eigenschaften auf. In der Natur kommt Wasserstoff in Form von drei Isotopen vor: Protium, Deuterium und Tritium. Wasserstoffisotope unterscheiden sich in ihren physikalischen Eigenschaften stark voneinander, weshalb ihnen sogar einzelne Symbole zugeordnet werden.

Wenn Sie sich nicht erinnern oder nicht wissen, was Isotope sind, arbeiten Sie mit den Materialien der elektronischen Bildungsressource „Isotope als Atomarten eines chemischen Elements“. Darin erfahren Sie, wie sich die Isotope eines Elements voneinander unterscheiden, wozu das Vorhandensein mehrerer Isotope eines Elements führt und lernen auch die Isotope mehrerer Elemente kennen.

Somit sind die möglichen Oxidationsstufen von Sauerstoff auf Werte von –2 bis +2 begrenzt. Wenn Sauerstoff zwei Elektronen aufnimmt (und zu einem Anion wird) oder zwei kovalente Bindungen mit weniger elektronegativen Elementen eingeht, geht er in die Oxidationsstufe –2 über. Wenn Sauerstoff eine Bindung mit einem anderen Sauerstoffatom und eine zweite Bindung mit einem Atom eines weniger elektronegativen Elements eingeht, geht er in die Oxidationsstufe –1 über. Durch die Bildung zweier kovalenter Bindungen mit Fluor (dem einzigen Element mit einem höheren Elektronegativitätswert) gelangt Sauerstoff in die Oxidationsstufe +2. Bildung einer Bindung mit einem anderen Sauerstoffatom und der zweiten mit einem Fluoratom – +1. Wenn Sauerstoff schließlich eine Bindung mit einem weniger elektronegativen Atom und eine zweite Bindung mit Fluor eingeht, liegt er in der Oxidationsstufe 0 vor.

Physikalische Eigenschaften von Wasserstoff und Sauerstoff, Allotropie von Sauerstoff

Wasserstoff– ein farbloses Gas ohne Geschmack und Geruch. Sehr leicht (14,5-mal leichter als Luft). Die Verflüssigungstemperatur von Wasserstoff ist mit -252,8 °C fast die niedrigste aller Gase (nach Helium an zweiter Stelle). Flüssiger und fester Wasserstoff sind sehr leichte, farblose Stoffe.

Sauerstoff- ein farbloses, geschmacks- und geruchloses Gas, etwas schwerer als Luft. Bei einer Temperatur von -182,9 °C verwandelt es sich in eine schwere blaue Flüssigkeit, bei -218 °C erstarrt es unter Bildung blauer Kristalle. Sauerstoffmoleküle sind paramagnetisch, das heißt, Sauerstoff wird von einem Magneten angezogen. Sauerstoff ist in Wasser schlecht löslich.

Im Gegensatz zu Wasserstoff, der nur Moleküle einer Art bildet, weist Sauerstoff Allotropie auf und bildet Moleküle zweier Arten, d. h. das Element Sauerstoff bildet zwei einfache Substanzen: Sauerstoff und Ozon.

Chemische Eigenschaften und Herstellung einfacher Stoffe

Wasserstoff.

Die Bindung im Wasserstoffmolekül ist eine Einfachbindung, aber es ist eine der stärksten Einzelbindungen in der Natur, und um sie zu brechen, muss viel Energie aufgewendet werden, aus diesem Grund ist Wasserstoff bei Raumtemperatur sehr inaktiv, aber mit Bei steigender Temperatur (oder in Gegenwart eines Katalysators) interagiert Wasserstoff leicht mit vielen einfachen und komplexen Substanzen.

Aus chemischer Sicht ist Wasserstoff ein typisches Nichtmetall. Das heißt, es ist in der Lage, mit aktiven Metallen zu Hydriden zu interagieren, in denen es eine Oxidationsstufe von –1 aufweist. Bei einigen Metallen (Lithium, Calcium) erfolgt die Wechselwirkung bereits bei Raumtemperatur, jedoch eher langsam, daher wird bei der Synthese von Hydriden Erhitzen eingesetzt:

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Die Bildung von Hydriden durch direkte Wechselwirkung einfacher Substanzen ist nur für aktive Metalle möglich. Aluminium wechselwirkt nicht mehr direkt mit Wasserstoff, sein Hydrid wird durch Austauschreaktionen gewonnen.

Auch Wasserstoff reagiert nur beim Erhitzen mit Nichtmetallen. Ausnahmen bilden die Halogene Chlor und Brom, deren Reaktion durch Licht induziert werden kann:

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Auch die Reaktion mit Fluor erfordert keine Erwärmung, sie verläuft auch bei starker Kühlung und in absoluter Dunkelheit explosionsartig.

Die Reaktion mit Sauerstoff verläuft nach einem verzweigten Kettenmechanismus, sodass die Reaktionsgeschwindigkeit schnell zunimmt, und in einer Mischung aus Sauerstoff und Wasserstoff im Verhältnis 1:2 verläuft die Reaktion mit einer Explosion (eine solche Mischung wird „explosives Gas“ genannt). ):

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Die Reaktion mit Schwefel verläuft wesentlich ruhiger und nahezu ohne Wärmeentwicklung:

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Reaktionen mit Stickstoff und Jod sind reversibel:

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Dieser Umstand macht es sehr schwierig, Ammoniak in der Industrie zu gewinnen: Der Prozess erfordert die Anwendung von erhöhtem Druck, um das Gleichgewicht in Richtung Ammoniakbildung zu vermischen. Jodwasserstoff wird nicht durch direkte Synthese gewonnen, da es mehrere, viel bequemere Methoden für seine Synthese gibt.

Wasserstoff reagiert nicht direkt mit niedrigaktiven Nichtmetallen (), obwohl seine Verbindungen mit ihnen bekannt sind.

Bei Reaktionen mit komplexen Stoffen fungiert Wasserstoff in den meisten Fällen als Reduktionsmittel. In Lösungen kann Wasserstoff schwach aktive Metalle (in der Spannungsreihe hinter Wasserstoff angeordnet) aus ihren Salzen reduzieren:

Beim Erhitzen kann Wasserstoff viele Metalle aus ihren Oxiden reduzieren. Darüber hinaus gilt: Je aktiver das Metall, desto schwieriger ist seine Wiederherstellung und desto höher ist die dafür erforderliche Temperatur:

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Aktivere Metalle als Zink lassen sich mit Wasserstoff kaum reduzieren.

Wasserstoff entsteht im Labor durch die Reaktion von Metallen mit starken Säuren. Am häufigsten werden Zink und Salzsäure verwendet:

Weniger verbreitet ist die Elektrolyse von Wasser in Gegenwart starker Elektrolyte:

In der Industrie entsteht Wasserstoff als Nebenprodukt bei der Herstellung von Natriumhydroxid durch Elektrolyse einer Natriumchloridlösung:

Darüber hinaus wird Wasserstoff aus der Erdölraffinierung gewonnen.

Die Herstellung von Wasserstoff durch Photolyse von Wasser ist eine der vielversprechendsten Methoden der Zukunft, allerdings ist die industrielle Anwendung dieser Methode derzeit schwierig.

Arbeiten Sie mit den Materialien elektronischer Bildungsressourcen. Laborarbeit „Herstellung und Eigenschaften von Wasserstoff“ und Laborarbeit „Reduzierende Eigenschaften von Wasserstoff“. Studieren Sie das Funktionsprinzip des Kipp-Apparats und des Kiryushkin-Apparats. Überlegen Sie, in welchen Fällen es bequemer ist, den Kipp-Apparat zu verwenden, und in welchen Fällen es bequemer ist, den Kiryushkin-Apparat zu verwenden. Welche Eigenschaften zeigt Wasserstoff bei Reaktionen?

Sauerstoff.

Die Bindung im Sauerstoffmolekül ist doppelt und sehr stark. Daher ist Sauerstoff bei Raumtemperatur eher inaktiv. Beim Erhitzen zeigt es jedoch stark oxidierende Eigenschaften.

Sauerstoff reagiert ohne Erhitzen mit aktiven Metallen (Alkali, Erdalkali und einige Lanthanoide):

Beim Erhitzen reagiert Sauerstoff mit den meisten Metallen unter Bildung von Oxiden:

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Silber und weniger aktive Metalle werden durch Sauerstoff nicht oxidiert.

Sauerstoff reagiert auch mit den meisten Nichtmetallen unter Bildung von Oxiden:

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Die Wechselwirkung mit Stickstoff erfolgt nur bei sehr hohen Temperaturen, etwa 2000 °C.

Sauerstoff reagiert nicht mit Chlor, Brom und Jod, obwohl viele ihrer Oxide indirekt gewonnen werden können.

Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Fluor kann durch Leiten einer elektrischen Entladung durch ein Gasgemisch erfolgen:

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Sauerstoff(II)fluorid ist eine instabile Verbindung, zersetzt sich leicht und ist ein sehr starkes Oxidationsmittel.

In Lösungen ist Sauerstoff ein starkes, wenn auch langsames Oxidationsmittel. Sauerstoff fördert in der Regel den Übergang von Metallen in höhere Oxidationsstufen:

Die Anwesenheit von Sauerstoff ermöglicht häufig die Auflösung von Metallen, die in der Spannungsreihe unmittelbar hinter Wasserstoff liegen, in Säuren:

Beim Erhitzen kann Sauerstoff niedere Metalloxide oxidieren:

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Sauerstoff wird in der Industrie nicht auf chemischem Wege gewonnen, sondern durch Destillation aus Luft.

Im Labor nutzen sie die Zersetzungsreaktionen sauerstoffreicher Verbindungen – Nitrate, Chlorate, Permanganate beim Erhitzen:

Sie können Sauerstoff auch durch die katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid gewinnen:

Darüber hinaus kann die obige Wasserelektrolysereaktion zur Herstellung von Sauerstoff genutzt werden.

Arbeiten Sie mit den Materialien der elektronischen Bildungsressource Laborarbeit „Sauerstoffproduktion und ihre Eigenschaften“.

Wie heißt die bei der Laborarbeit verwendete Methode zur Sauerstoffgewinnung? Welche anderen Methoden zur Gasgewinnung gibt es und welche davon eignen sich zur Sauerstoffgewinnung?

Aufgabe 1. Sehen Sie sich den Videoclip „Zersetzung von Kaliumpermanganat beim Erhitzen“ an.

Beantworten Sie die Fragen:

1. 1. Welches der festen Reaktionsprodukte ist wasserlöslich?
   2. Welche Farbe hat die Kaliumpermanganatlösung?
   3. Welche Farbe hat die Kaliummanganatlösung?

Schreiben Sie die Gleichungen für die auftretenden Reaktionen. Balancieren Sie sie mit der elektronischen Waagenmethode.

Besprechen Sie die Aufgabe mit Ihrem Lehrer im oder im Videoraum.

Ozon.

Das Ozonmolekül ist dreiatomig und die Bindungen darin sind weniger stark als im Sauerstoffmolekül, was zu einer größeren chemischen Aktivität von Ozon führt: Ozon oxidiert leicht viele Substanzen in Lösungen oder in trockener Form ohne Erhitzen:

Ozon kann ohne Katalysator leicht Stickstoff(IV)-oxid zu Stickstoff(V)-oxid und Schwefel(IV)-oxid zu Schwefel(VI)-oxid oxidieren:

Ozon zerfällt allmählich zu Sauerstoff:

Zur Herstellung von Ozon werden spezielle Geräte eingesetzt – Ozonisatoren, bei denen eine Glimmentladung durch Sauerstoff geleitet wird.

Um kleine Mengen Ozon zu gewinnen, werden im Labor manchmal die Zersetzungsreaktionen von Peroxoverbindungen und einigen höheren Oxiden beim Erhitzen genutzt:

Arbeiten Sie mit den Materialien der elektronischen Bildungsressource Laborarbeit „Ozonproduktion und Untersuchung seiner Eigenschaften“.

Erklären Sie, warum sich die Indigolösung verfärbt. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die ablaufen, wenn Lösungen von Bleinitrat und Natriumsulfid gemischt werden und ozonisierte Luft durch die resultierende Suspension geleitet wird. Schreiben Sie Ionengleichungen für eine Ionenaustauschreaktion. Stellen Sie für die Redoxreaktion ein Elektronengleichgewicht her.

Besprechen Sie die Aufgabe mit Ihrem Lehrer im oder im Videoraum.

Chemische Eigenschaften von Wasser

Um sich besser mit den physikalischen Eigenschaften von Wasser und seiner Bedeutung vertraut zu machen, arbeiten Sie mit den Materialien der elektronischen Bildungsressourcen „Anormale Eigenschaften von Wasser“ und „Wasser ist die wichtigste Flüssigkeit auf der Erde“.

Wasser ist für alle Lebewesen von großer Bedeutung – tatsächlich bestehen viele Lebewesen zu mehr als der Hälfte aus Wasser. Wasser ist eines der universellsten Lösungsmittel (bei hohen Temperaturen und Drücken nimmt seine Fähigkeit als Lösungsmittel deutlich zu). Aus chemischer Sicht ist Wasser Wasserstoffoxid und zerfällt in wässriger Lösung (wenn auch in sehr geringem Maße) in Wasserstoffkationen und Hydroxidanionen:

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Wasser reagiert mit vielen Metallen. Wasser reagiert mit Wirkstoffen (Alkali, Erdalkali und einige Lanthanoide) ohne Erhitzen:

Beim Erhitzen kommt es zu einer Wechselwirkung mit weniger aktiven Stoffen.

Allgemeine und anorganische Chemie

Vorlesung 6. Wasserstoff und Sauerstoff. Wasser. Wasserstoffperoxid.

Wasserstoff

Das Wasserstoffatom ist das einfachste Objekt der Chemie. Genau genommen ist sein Ion, das Proton, noch einfacher. Erstmals 1766 von Cavendish beschrieben. Name aus dem Griechischen. „Hydro-Gene“ – Wasser erzeugend.

Der Radius eines Wasserstoffatoms beträgt ungefähr 0,5 * 10-10 m und sein Ion (Proton) beträgt 1,2 * 10-15 m. Oder von 50 Uhr bis 1,2 * 10-3 Uhr oder von 50 Metern (Diagonale des SCA). bis zu 1 mm.

Das nächste 1s-Element, Lithium, ändert sich für Li+ erst von 155 Uhr auf 68 Uhr. Ein solcher Größenunterschied zwischen einem Atom und seinem Kation (fünf Größenordnungen) ist einzigartig.

Aufgrund der geringen Größe des Protons findet ein Austausch statt Wasserstoffverbindung, hauptsächlich zwischen Sauerstoff-, Stickstoff- und Fluoratomen. Die Stärke von Wasserstoffbrückenbindungen beträgt 10–40 kJ/mol, was deutlich weniger ist als die Bruchenergie der meisten gewöhnlichen Bindungen (100–150 kJ/mol in organischen Molekülen), aber größer als die durchschnittliche kinetische Energie der thermischen Bewegung bei 370 °C (4 kJ/mol). Dadurch werden in einem lebenden Organismus Wasserstoffbrückenbindungen reversibel aufgebrochen, wodurch der Ablauf lebenswichtiger Prozesse sichergestellt wird.

Wasserstoff schmilzt bei 14 K, siedet bei 20,3 K (Druck 1 atm), die Dichte von flüssigem Wasserstoff beträgt nur 71 g/l (14-mal leichter als Wasser).

Im verdünnten interstellaren Medium wurden angeregte Wasserstoffatome mit Übergängen bis n 733 → 732 mit einer Wellenlänge von 18 m entdeckt, was einem Bohr-Radius (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) in der Größenordnung von 0,1 mm entspricht ( !).

Das häufigste Element im Weltraum (88,6 % der Atome, 11,3 % der Atome sind Helium und nur 0,1 % sind Atome aller anderen Elemente).

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

Da Protonen den Spin 1/2 haben, gibt es drei Varianten von Wasserstoffmolekülen:

Orthowasserstoff o-H2 mit parallelen Kernspins, Parawasserstoff p-H2 mit antiparallel Spins und normales n-H2 – eine Mischung aus 75 % Orthowasserstoff und 25 % Parawasserstoff. Bei der Umwandlung o-H2 → p-H2 werden 1418 J/mol freigesetzt.

Eigenschaften von Ortho- und Parawasserstoff

Da die Atommasse von Wasserstoff so gering wie möglich ist, unterscheiden sich seine Isotope Deuterium D (2 H) und Tritium T (3 H) in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften erheblich von Protium 1 H. Beispielsweise hat der Ersatz eines Wasserstoffatoms in einer organischen Verbindung durch Deuterium einen spürbaren Einfluss auf deren Schwingungsspektrum (Infrarotspektrum), wodurch die Struktur komplexer Moleküle bestimmt werden kann. Ähnliche Substitutionen („markierte Atommethode“) werden auch verwendet, um die Mechanismen komplexer Komplexe aufzuklären

chemische und biochemische Prozesse. Die Methode mit markierten Atomen ist besonders empfindlich, wenn radioaktives Tritium anstelle von Protium verwendet wird (β-Zerfall, Halbwertszeit 12,5 Jahre).

Eigenschaften von Protium und Deuterium

					Dichte, g/l (20 K)
Grundlegende Methode Wasserstoffproduktion in der Industrie – Methanumwandlung
oder Hydratisierung von Kohle bei 800-11000 C (Katalysator):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				über 10000 C
„Wassergas“: C + H2 O = CO + H2
Dann CO-Umwandlung: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, Kobaltoxide

Gesamt: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Andere Wasserstoffquellen.

Koksofengas: etwa 55 % Wasserstoff, 25 % Methan, bis zu 2 % schwere Kohlenwasserstoffe, 4–6 % CO, 2 % CO2, 10–12 % Stickstoff.

Wasserstoff als Verbrennungsprodukt:

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

Pro 1 kg pyrotechnischer Mischung werden bis zu 370 Liter Wasserstoff freigesetzt.

Wasserstoff in Form einer einfachen Substanz wird zur Herstellung von Ammoniak und zur Hydrierung (Härtung) pflanzlicher Fette, zur Reduktion aus Oxiden bestimmter Metalle (Molybdän, Wolfram), zur Herstellung von Hydriden (LiH, CaH2,

LiAlH4 ).

Die Enthalpie der Reaktion: H. + H. = H2 beträgt -436 kJ/mol, daher wird atomarer Wasserstoff verwendet, um eine Hochtemperatur-Reduktionsflamme („Langmuir-Brenner“) zu erzeugen. Ein Wasserstoffstrahl in einem Lichtbogen wird bei 35.000 °C zu 30 % zerstäubt, dann ist es durch die Rekombination von Atomen möglich, 50.000 °C zu erreichen.

Als Treibstoff in Raketen wird verflüssigter Wasserstoff verwendet (siehe Sauerstoff). Vielversprechender umweltfreundlicher Kraftstoff für den Bodentransport; Derzeit laufen Experimente zum Einsatz von Metallhydrid-Wasserstoffbatterien. Beispielsweise kann eine LaNi5-Legierung 1,5–2 Mal mehr Wasserstoff absorbieren, als im gleichen Volumen (wie das Volumen der Legierung) an flüssigem Wasserstoff enthalten ist.

Sauerstoff

Nach heute allgemein anerkannten Daten wurde Sauerstoff 1774 von J. Priestley und unabhängig davon von K. Scheele entdeckt. Die Geschichte der Entdeckung des Sauerstoffs ist ein gutes Beispiel für den Einfluss von Paradigmen auf die Entwicklung der Wissenschaft (siehe Anhang 1).

Anscheinend wurde Sauerstoff tatsächlich viel früher als am offiziellen Datum entdeckt. Im Jahr 1620 konnte jeder in einem von Cornelius van Drebbel entworfenen U-Boot eine Fahrt auf der Themse (in der Themse) unternehmen. Dank der Bemühungen von einem Dutzend Ruderern bewegte sich das Boot unter Wasser. Zahlreichen Augenzeugen zufolge hat der Erfinder des U-Bootes das Problem der Atmung erfolgreich gelöst, indem er die Luft darin chemisch „erfrischt“ hat. Robert Boyle schrieb 1661: „... Zusätzlich zur mechanischen Struktur des Bootes verfügte der Erfinder über eine chemische Lösung (Laugen), die er

gilt als das Hauptgeheimnis des Sporttauchens. Und wenn er von Zeit zu Zeit davon überzeugt war, dass ein Teil der zum Atmen geeigneten Luft bereits aufgebraucht war und den Menschen im Boot das Atmen erschwerte, konnte er durch Entkorken eines mit dieser Lösung gefüllten Gefäßes schnell Nachschub leisten die Luft mit einem solchen Gehalt an lebenswichtigen Bestandteilen, dass sie für eine ausreichend lange Zeit wieder zum Atmen geeignet wäre.“

Ein gesunder Mensch pumpt im Ruhezustand täglich etwa 7200 Liter Luft durch seine Lunge und nimmt dabei unwiderruflich 720 Liter Sauerstoff auf. In einem geschlossenen Raum mit einem Volumen von 6 m3 kann eine Person ohne Belüftung bis zu 12 Stunden und bei körperlicher Arbeit 3-4 Stunden überleben. Die Hauptursache für Atembeschwerden ist nicht Sauerstoffmangel, sondern Ansammlung von Kohlendioxid von 0,3 bis 2,5 %.

Die wichtigste Methode zur Sauerstoffgewinnung war lange Zeit der „Barium“-Zyklus (Sauerstoffgewinnung nach der Breen-Methode):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 °C ->

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

Drebbels geheime Lösung könnte eine Lösung von Wasserstoffperoxid sein: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Gewinnung von Sauerstoff durch Verbrennen einer Pyrolysemischung: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Die Mischung enthält bis zu 80 % NaClO3, bis zu 10 % Eisenpulver, 4 % Bariumperoxid und Glaswolle.

Das Sauerstoffmolekül ist paramagnetisch (praktisch ein Biradikal), daher ist seine Aktivität hoch. Organische Stoffe in der Luft werden im Stadium der Peroxidbildung oxidiert.

Sauerstoff schmilzt bei 54,8 K und siedet bei 90,2 K.

Eine allotrope Modifikation des Sauerstoffelements ist der Stoff Ozon O3. Der biologische Ozonschutz der Erde ist äußerst wichtig. In einer Höhe von 20-25 km stellt sich das Gleichgewicht ein:

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

Im Jahr 1974 wurde entdeckt, dass atomares Chlor, das aus Freonen in einer Höhe von mehr als 25 km entsteht, den Zerfall von Ozon katalysiert und so die ultraviolette Strahlung „Ozon“ ersetzt. Diese UV-Strahlung kann Hautkrebs verursachen (in den USA bis zu 600.000 Fälle pro Jahr). Das Verbot von Freonen in Aerosoldosen gilt in den Vereinigten Staaten seit 1978.

Seit 1990 umfasst die Liste der verbotenen Substanzen (in 92 Ländern) CH3 CCl3, CCl4 und chlorbromierte Kohlenwasserstoffe – ihre Produktion wird bis zum Jahr 2000 eingestellt.

Verbrennung von Wasserstoff in Sauerstoff

Die Reaktion ist sehr komplex (Schema in Vorlesung 3), sodass vor der praktischen Anwendung lange Studien erforderlich waren.

Am 21. Juli 1969 betrat der erste Erdenbürger, N. Armstrong, den Mond. Der Raketenwerfer Saturn 5 (entworfen von Wernher von Braun) besteht aus drei Stufen. Der erste enthält Kerosin und Sauerstoff, der zweite und dritte enthalten flüssigen Wasserstoff und Sauerstoff. Insgesamt 468 Tonnen flüssiges O2 und H2. Es wurden 13 erfolgreiche Starts durchgeführt.

Seit April 1981 fliegt das Space Shuttle in den Vereinigten Staaten: 713 Tonnen flüssiges O2 und H2 sowie zwei Festbrennstoffbeschleuniger à 590 Tonnen (Gesamtmasse der Festbrennstoffe 987 Tonnen). Die ersten 40 km Anstieg zur TTU, von 40 bis 113 km laufen die Motoren mit Wasserstoff und Sauerstoff.

15. Mai 1987 der Erststart der „Energia“, 15. November 1988 der erste und einzige Flug der „Buran“. Startgewicht 2400 Tonnen, Treibstoffgewicht (Kerosin in

Seitenfächer, flüssiger O2 und H2) 2000 Tonnen. Motorleistung 125000 MW, Nutzlast 105 Tonnen.

Die Verbrennung verlief nicht immer kontrolliert und erfolgreich.

1936 wurde das größte Wasserstoff-Luftschiff der Welt, die LZ-129 Hindenburg, gebaut. Volumen 200.000 m3, Länge ca. 250 m, Durchmesser 41,2 m. Geschwindigkeit 135 km/h dank 4 Motoren mit 1100 PS, Nutzlast 88 Tonnen. Das Luftschiff führte 37 Flüge über den Atlantik durch und beförderte mehr als 3.000 Passagiere.

Am 6. Mai 1937 explodierte das Luftschiff beim Andocken in den USA und brannte nieder. Ein möglicher Grund ist Sabotage.

Am 28. Januar 1986, in der 74. Flugsekunde, explodierte die Challenger mit sieben Astronauten – der 25. Flug des Shuttle-Systems. Grund ist ein Defekt am Feststoffbeschleuniger.

Demonstration:

Explosion von Knallgas (einem Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff)

Brennstoffzellen

Eine technisch wichtige Variante dieser Verbrennungsreaktion besteht in der Zweiteilung des Prozesses:

Elektrooxidation von Wasserstoff (Anode): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

Elektroreduktion von Sauerstoff (Kathode): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Das System, in dem eine solche „Verbrennung“ stattfindet, ist Brennstoffzelle. Der Wirkungsgrad ist viel höher als der von Wärmekraftwerken, da es keine gibt

Sonderstufe der Wärmeerzeugung. Maximaler Wirkungsgrad = ∆ G/∆ H; bei der Wasserstoffverbrennung sind es 94 %.

Der Effekt ist seit 1839 bekannt, es wurden jedoch die ersten praktisch funktionierenden Brennstoffzellen implementiert

am Ende des 20. Jahrhunderts im Weltraum („Gemini“, „Apollo“, „Shuttle“ – USA, „Buran“ – UdSSR).

Perspektiven für Brennstoffzellen [17]

Ein Vertreter von Ballard Power Systems betonte auf einer wissenschaftlichen Konferenz in Washington, dass ein Brennstoffzellenmotor kommerziell nutzbar sein wird, wenn er vier Hauptkriterien erfüllt: Reduzierung der Kosten der erzeugten Energie, Erhöhung der Haltbarkeit, Reduzierung der Anlagengröße usw Fähigkeit, bei kaltem Wetter schnell zu starten. . Die Kosten für ein Kilowatt Energie, die durch eine Brennstoffzellenanlage erzeugt wird, sollen auf 30 US-Dollar sinken. Zum Vergleich: Im Jahr 2004 lag derselbe Wert bei 103 US-Dollar und im Jahr 2005 wird mit 80 US-Dollar gerechnet. Um diesen Preis zu erreichen, müssen mindestens 500.000 Motoren pro Jahr produziert werden. Europäische Wissenschaftler sind in ihren Prognosen vorsichtiger und gehen davon aus, dass der kommerzielle Einsatz von Wasserstoff-Brennstoffzellen in der Automobilindustrie frühestens im Jahr 2020 beginnen wird.

• Bezeichnung - H (Wasserstoff);
• Lateinischer Name - Hydrogenium;
• Punkt - I;
• Gruppe - 1 (Ia);
• Atommasse - 1,00794;
• Ordnungszahl - 1;
• Atomradius = 53 Uhr;
• Kovalenter Radius = 32 Uhr;
• Elektronenverteilung - 1s 1;
• Schmelztemperatur = -259,14°C;
• Siedepunkt = -252,87°C;
• Elektronegativität (nach Pauling/nach Alpred und Rochow) = 2,02/-;
• Oxidationsstufe: +1; 0; -1;
• Dichte (Anzahl) = 0,0000899 g/cm 3 ;
• Molvolumen = 14,1 cm 3 /mol.

Binäre Verbindungen von Wasserstoff mit Sauerstoff:

Wasserstoff („Wasser gebärend“) wurde 1766 vom englischen Wissenschaftler G. Cavendish entdeckt. Es ist das einfachste Element in der Natur – ein Wasserstoffatom hat einen Kern und ein Elektron, weshalb Wasserstoff wahrscheinlich das am häufigsten vorkommende Element im Universum ist (mehr als die Hälfte der Masse der meisten Sterne).

Über Wasserstoff können wir sagen: „Die Spule ist klein, aber teuer.“ Trotz seiner „Einfachheit“ versorgt Wasserstoff alle Lebewesen auf der Erde mit Energie – auf der Sonne findet eine kontinuierliche thermonukleare Reaktion statt, bei der aus vier Wasserstoffatomen ein Heliumatom entsteht, dieser Prozess geht mit der Freisetzung einer enormen Energiemenge einher (Weitere Einzelheiten finden Sie unter Kernfusion).

In der Erdkruste beträgt der Massenanteil von Wasserstoff nur 0,15 %. Mittlerweile enthält die überwältigende Mehrheit (95 %) aller auf der Erde bekannten chemischen Substanzen ein oder mehrere Wasserstoffatome.

In Verbindungen mit Nichtmetallen (HCl, H 2 O, CH 4 ...) gibt Wasserstoff sein einziges Elektron an elektronegativere Elemente ab, weist (häufiger) eine Oxidationsstufe von +1 auf und bildet nur kovalente Bindungen (siehe Kovalent). Bindung).

In Verbindungen mit Metallen (NaH, CaH 2 ...) nimmt Wasserstoff hingegen ein weiteres Elektron in sein einziges s-Orbital auf und versucht so, seine elektronische Schicht zu vervollständigen, wobei er (seltener) eine Oxidationsstufe von -1 aufweist. bildet oft eine Ionenbindung (siehe Ionenbindung), da der Unterschied in der Elektronegativität des Wasserstoffatoms und des Metallatoms recht groß sein kann.

H 2

Im gasförmigen Zustand liegt Wasserstoff in Form zweiatomiger Moleküle vor und bildet eine unpolare kovalente Bindung.

Wasserstoffmoleküle haben:

• große Mobilität;
• große Stärke;
• geringe Polarisierbarkeit;
• geringe Größe und Gewicht.

Eigenschaften von Wasserstoffgas:

• das leichteste Gas der Natur, farb- und geruchlos;
• schlecht löslich in Wasser und organischen Lösungsmitteln;
• löst sich in geringen Mengen in flüssigen und festen Metallen (insbesondere Platin und Palladium);
• schwer zu verflüssigen (aufgrund seiner geringen Polarisierbarkeit);
• hat die höchste Wärmeleitfähigkeit aller bekannten Gase;
• Beim Erhitzen reagiert es mit vielen Nichtmetallen und weist die Eigenschaften eines Reduktionsmittels auf.
• bei Raumtemperatur reagiert es mit Fluor (es kommt zu einer Explosion): H 2 + F 2 = 2HF;
• reagiert mit Metallen unter Bildung von Hydriden und zeigt oxidierende Eigenschaften: H 2 + Ca = CaH 2 ;

In Verbindungen zeigt Wasserstoff seine reduzierenden Eigenschaften deutlich stärker als seine oxidierenden Eigenschaften. Wasserstoff ist nach Kohle, Aluminium und Kalzium das stärkste Reduktionsmittel. Die reduzierenden Eigenschaften von Wasserstoff werden in der Industrie häufig genutzt, um aus Oxiden und Galliden Metalle und Nichtmetalle (einfache Stoffe) zu gewinnen.

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

Reaktionen von Wasserstoff mit einfachen Stoffen

Wasserstoff nimmt ein Elektron auf und spielt dabei eine Rolle Reduktionsmittel, in Reaktionen:

• Mit Sauerstoff(bei Zündung oder in Gegenwart eines Katalysators) entsteht im Verhältnis 2:1 (Wasserstoff:Sauerstoff) ein explosives Knallgas: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Mit grau(bei Erwärmung auf 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Mit Chlor(bei Zündung oder Bestrahlung mit UV-Strahlen): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Mit Fluor: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• Mit Stickstoff(bei Erhitzen in Gegenwart von Katalysatoren oder bei hohem Druck): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Wasserstoff spendet ein Elektron und spielt dabei eine Rolle Oxidationsmittel, in Reaktionen mit alkalisch Und Erdalkali Metalle unter Bildung von Metallhydriden – salzartige ionische Verbindungen mit Hydridionen H – das sind instabile weiße kristalline Stoffe.

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

Es ist nicht typisch, dass Wasserstoff eine Oxidationsstufe von -1 aufweist. Bei der Reaktion mit Wasser zersetzen sich die Hydride und reduzieren Wasser zu Wasserstoff. Die Reaktion von Calciumhydrid mit Wasser ist wie folgt:

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

Reaktionen von Wasserstoff mit komplexen Stoffen

• Bei hohen Temperaturen reduziert Wasserstoff viele Metalloxide: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• Methylalkohol wird durch die Reaktion von Wasserstoff mit Kohlenmonoxid (II) erhalten: 2H 2 +CO → CH 3 OH
• Bei Hydrierungsreaktionen reagiert Wasserstoff mit vielen organischen Substanzen.

Die Gleichungen chemischer Reaktionen von Wasserstoff und seinen Verbindungen werden auf der Seite „Wasserstoff und seine Verbindungen – Gleichungen chemischer Reaktionen mit Wasserstoff“ ausführlicher besprochen.

Anwendungen von Wasserstoff

• in der Kernenergie werden Wasserstoffisotope verwendet – Deuterium und Tritium;
• in der chemischen Industrie wird Wasserstoff zur Synthese vieler organischer Stoffe, Ammoniak, Chlorwasserstoff verwendet;
• In der Lebensmittelindustrie wird Wasserstoff zur Herstellung fester Fette durch Hydrierung von Pflanzenölen eingesetzt.
• zum Schweißen und Schneiden von Metallen wird die hohe Verbrennungstemperatur von Wasserstoff in Sauerstoff (2600°C) genutzt;
• Bei der Herstellung einiger Metalle wird Wasserstoff als Reduktionsmittel verwendet (siehe oben);
• Da Wasserstoff ein leichtes Gas ist, wird es in der Luftfahrt als Füllstoff für Ballons, Aerostaten und Luftschiffe verwendet.
• Als Kraftstoff wird Wasserstoff im Gemisch mit CO verwendet.

In letzter Zeit widmen Wissenschaftler der Suche nach alternativen Quellen erneuerbarer Energie große Aufmerksamkeit. Einer der vielversprechenden Bereiche ist die „Wasserstoff“-Energie, bei der Wasserstoff als Brennstoff verwendet wird, dessen Verbrennungsprodukt gewöhnliches Wasser ist.

Methoden zur Herstellung von Wasserstoff

Industrielle Methoden zur Herstellung von Wasserstoff:

• Methanumwandlung (katalytische Reduktion von Wasserdampf) mit Wasserdampf bei hoher Temperatur (800°C) an einem Nickelkatalysator: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• Umwandlung von Kohlenmonoxid mit Wasserdampf (t=500°C) an einem Fe 2 O 3-Katalysator: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• thermische Zersetzung von Methan: CH 4 = C + 2H 2;
• Vergasung fester Brennstoffe (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• Elektrolyse von Wasser (eine sehr teure Methode, die sehr reinen Wasserstoff erzeugt): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Labormethoden zur Herstellung von Wasserstoff:

• Einwirkung auf Metalle (meist Zink) mit Salzsäure oder verdünnter Schwefelsäure: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2;
• Wechselwirkung von Wasserdampf mit heißen Eisenspänen: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.