Der 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, erfahren mehr über die Rolle von Sauerstoff und Wasserstoff in der Natur und im Leben des Menschen.

Wasserstoff ist das am häufigsten vorkommende Element im Universum. Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde. Zusammen bilden sie Wasser, einen Stoff, der mehr als die Hälfte der Masse des menschlichen Körpers ausmacht. Sauerstoff ist das Gas, das wir zum Atmen brauchen, und ohne Wasser könnten wir nicht einmal ein paar Tage leben, daher können Sauerstoff und Wasserstoff ohne Zweifel als die wichtigsten chemischen Elemente angesehen werden, die für das Leben notwendig sind.

Die Struktur von Wasserstoff- und Sauerstoffatomen

Somit weist Wasserstoff nichtmetallische Eigenschaften auf. In der Natur kommt Wasserstoff in Form der drei Isotope Protium, Deuterium und Tritium vor. Wasserstoffisotope unterscheiden sich in ihren physikalischen Eigenschaften stark voneinander, sodass 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 in einem Element 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 die zweite 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) geht Sauerstoff in die Oxidationsstufe +2 über. 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- farbloses Gas ohne Geschmack und Geruch. Sehr leicht (14,5-mal leichter als Luft). Die Temperatur der Wasserstoffverflüssigung 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 Es ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, etwas schwerer als Luft. Bei -182,9 °C verwandelt es sich in eine schwere blaue Flüssigkeit, bei -218 °C erstarrt es unter Bildung blauer Kristalle. Sauerstoffmoleküle sind paramagnetisch, was bedeutet, dass Sauerstoff von einem Magneten angezogen wird. 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 Gewinnung einfacher Stoffe

Wasserstoff.

Die Bindung im Wasserstoffmolekül ist einfach, aber es handelt sich um eine der stärksten Einzelbindungen in der Natur, und es erfordert viel Energie, sie aufzubrechen. Aus diesem Grund ist Wasserstoff bei Raumtemperatur sehr inaktiv, wenn die Temperatur jedoch steigt ( oder in Gegenwart eines Katalysators) interagiert Wasserstoff leicht mit vielen einfachen und komplexen Substanzen.

Wasserstoff ist aus chemischer Sicht ein typisches Nichtmetall. Das heißt, es ist in der Lage, mit aktiven Metallen zu Hydriden zu interagieren, in denen es die Oxidationsstufe -1 aufweist. Bei einigen Metallen (Lithium, Calcium) verläuft 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 bereits nicht 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 läuft auch bei starker Abkühlung und in absoluter Dunkelheit explosionsartig ab.

Die Reaktion mit Sauerstoff verläuft nach einem verzweigten Kettenmechanismus, daher steigt die Reaktionsgeschwindigkeit schnell an, und in einem Gemisch aus Sauerstoff und Wasserstoff im Verhältnis 1:2 verläuft die Reaktion mit einer Explosion (ein solches Gemisch wird „explosives Gas“ genannt). "):

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Die Reaktion mit Schwefel verläuft viel ruhiger und mit geringer oder keiner Wärmeabgabe:

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Reaktionen mit Stickstoff und Jod verlaufen reversibel:

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Dieser Umstand erschwert die Produktion von Ammoniak in der Industrie erheblich: Der Prozess erfordert die Anwendung von erhöhtem Druck, um das Gleichgewicht in Richtung der Ammoniakbildung zu vermischen. Wasserstoffjod 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 (die sich in der Spannungsreihe hinter Wasserstoff befinden) 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 praktisch nicht reduzieren.

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

Weniger häufig verwendete Elektrolyse von Wasser in Gegenwart starker Elektrolyte:

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

Darüber hinaus wird bei der Erdölraffinierung Wasserstoff 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 „Gewinnung und Eigenschaften von Wasserstoff“ und Laborarbeit „Reduzierende Eigenschaften von Wasserstoff“. Lernen Sie das Funktionsprinzip des Kipp-Apparats und des Kiryushkin-Apparats kennen. Überlegen Sie, in welchen Fällen es bequemer ist, den Kipp-Apparat zu verwenden, und in welchen Fällen - Kiryushkin. 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, leicht zersetzbar und 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 es oft, in Säuren Metalle aufzulösen, die sich in der Spannungsreihe unmittelbar nach Wasserstoff befinden:

Beim Erhitzen kann Sauerstoff niedere Metalloxide oxidieren:

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Sauerstoff wird in der Industrie nicht chemisch gewonnen, sondern durch Destillation aus der Luft gewonnen.

Das Labor nutzt Zersetzungsreaktionen sauerstoffreicher Verbindungen – Nitrate, Chlorate, Permanganate beim Erhitzen:

Sie können Sauerstoff auch durch 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 „Produktion von Sauerstoff und seine Eigenschaften“.

Wie heißt die bei der Laborarbeit verwendete Methode zur Sauerstoffgewinnung? Welche anderen Möglichkeiten der Gassammlung gibt es und welche eignen sich zur Sauerstoffsammlung?

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 Kaliumpermanganatlösung?
   3. Welche Farbe hat Kaliummanganatlösung?

Schreiben Sie die Gleichungen für die ablaufenden Reaktionen. Gleichen Sie sie mit der Methode der elektronischen Waage aus.

Besprechen Sie die Aufgabe mit dem 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 Stoffe in Lösungen oder in trockener Form ohne Erhitzen:

Ozon ist in der Lage, ohne Katalysator leicht Stickoxid (IV) zu Stickoxid (V) und Schwefeloxid (IV) zu Schwefeloxid (VI) zu oxidieren:

Ozon zerfällt allmählich zu Sauerstoff:

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

Im Labor werden zur Gewinnung kleiner Mengen Ozon manchmal Zersetzungsreaktionen von Peroxoverbindungen und einigen höheren Oxiden beim Erhitzen eingesetzt:

Arbeiten Sie mit den Materialien der elektronischen Bildungsressource Laborarbeit „Ozon gewinnen und seine Eigenschaften untersuchen“.

Erklären Sie, warum die Indigolösung farblos wird. 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 die Ionenaustauschreaktion. Erstellen Sie für die Redoxreaktion eine elektronische Waage.

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

Chemische Eigenschaften von Wasser

Um die physikalischen Eigenschaften von Wasser und seine Bedeutung besser zu verstehen, 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 vielseitigsten Lösungsmittel (bei hohen Temperaturen und Drücken nimmt seine Fähigkeit als Lösungsmittel erheblich zu). Aus chemischer Sicht ist Wasser Wasserstoffoxid, während es in wässriger Lösung (wenn auch in sehr geringem Maße) in Wasserstoffkationen und Hydroxidanionen zerfällt:

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Wasser interagiert mit vielen Metallen. Mit aktivem Wasser (Alkali, Erdalkali und einige Lanthaniden) reagiert Wasser ohne Erhitzen:

Bei Erwärmung kommt es zu einer weniger aktiven Wechselwirkung.

Im Periodensystem befindet sich Wasserstoff in zwei Gruppen von Elementen, die in ihren Eigenschaften absolut gegensätzlich sind. Diese Funktion macht es völlig einzigartig. Wasserstoff ist nicht nur ein Element oder Stoff, sondern auch Bestandteil vieler komplexer Verbindungen, ein organogenes und biogenes Element. Daher betrachten wir seine Eigenschaften und Eigenschaften genauer.

Die Freisetzung brennbaren Gases bei der Wechselwirkung von Metallen und Säuren wurde bereits im 16. Jahrhundert, also während der Entstehung der Chemie als Wissenschaft, beobachtet. Der berühmte englische Wissenschaftler Henry Cavendish untersuchte den Stoff ab 1766 und gab ihm den Namen „brennbare Luft“. Bei der Verbrennung entstand aus diesem Gas Wasser. Leider verhinderte das Festhalten des Wissenschaftlers an der Theorie von Phlogiston (hypothetische „hyperfeine Materie“), dass er zu den richtigen Schlussfolgerungen gelangte.

Der französische Chemiker und Naturforscher A. Lavoisier führte 1783 zusammen mit dem Ingenieur J. Meunier und mit Hilfe spezieller Gasometer die Wassersynthese und anschließende Analyse durch Zersetzung von Wasserdampf mit glühendem Eisen durch. So konnten Wissenschaftler zu den richtigen Schlussfolgerungen kommen. Sie fanden heraus, dass „brennbare Luft“ nicht nur Bestandteil des Wassers ist, sondern auch daraus gewonnen werden kann.

Im Jahr 1787 schlug Lavoisier vor, dass das untersuchte Gas eine einfache Substanz sei und dementsprechend zu den primären chemischen Elementen gehöre. Er nannte es Wasserstoff (von den griechischen Wörtern hydor – Wasser + gennao – ich gebäre), das heißt „Wasser gebären“.

Der russische Name „Wasserstoff“ wurde 1824 vom Chemiker M. Solovyov vorgeschlagen. Die Bestimmung der Zusammensetzung des Wassers markierte das Ende der „Phlogiston-Theorie“. An der Wende vom 18. zum 19. Jahrhundert wurde festgestellt, dass das Wasserstoffatom (im Vergleich zu den Atomen anderer Elemente) sehr leicht ist, und seine Masse wurde als Haupteinheit für den Vergleich der Atommassen verwendet, wobei man einen Wert von 1 erhielt.

Physikalische Eigenschaften

Wasserstoff ist der leichteste aller der Wissenschaft bekannten Stoffe (er ist 14,4-mal leichter als Luft), seine Dichte beträgt 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Dieses Material schmilzt (erstarrt) und siedet (verflüssigt) bei -259,1 °C bzw. -252,8 °C (nur Helium hat einen niedrigeren Siede- und Schmelzpunkt).

Die kritische Temperatur von Wasserstoff ist extrem niedrig (-240 °C). Aus diesem Grund ist seine Verflüssigung ein ziemlich komplizierter und kostspieliger Prozess. Der kritische Druck eines Stoffes beträgt 12,8 kgf/cm² und die kritische Dichte beträgt 0,0312 g/cm³. Unter allen Gasen hat Wasserstoff die höchste Wärmeleitfähigkeit: Bei 1 atm und 0 °C beträgt sie 0,174 W/(mxK).

Die spezifische Wärmekapazität eines Stoffes beträgt unter gleichen Bedingungen 14,208 kJ/(kgxK) oder 3,394 cal/(gh°C). Dieses Element ist in Wasser leicht löslich (ca. 0,0182 ml/g bei 1 atm und 20 °C), aber gut – in den meisten Metallen (Ni, Pt, Pa und anderen), insbesondere in Palladium (ca. 850 Volumina pro Volumen Pd). .

Letztere Eigenschaft hängt mit seiner Fähigkeit zur Diffusion zusammen, während die Diffusion durch eine Kohlenstofflegierung (z. B. Stahl) mit der Zerstörung der Legierung aufgrund der Wechselwirkung von Wasserstoff mit Kohlenstoff einhergehen kann (dieser Vorgang wird als Dekarbonisierung bezeichnet). Im flüssigen Zustand ist die Substanz sehr leicht (Dichte – 0,0708 g/cm³ bei t° = –253 °C) und flüssig (Viskosität – 13,8 Grad Celsius unter den gleichen Bedingungen).

In vielen Verbindungen weist dieses Element eine Wertigkeit von +1 (Oxidationsstufe) auf, ähnlich wie Natrium und andere Alkalimetalle. Es wird üblicherweise als Analogon dieser Metalle betrachtet. Dementsprechend leitet er die I-Gruppe des Mendelejew-Systems. In Metallhydriden weist das Wasserstoffion eine negative Ladung auf (die Oxidationsstufe ist -1), d. h. Na + H- hat eine ähnliche Struktur wie Na + Cl--Chlorid. In Übereinstimmung mit dieser und einigen anderen Tatsachen (der Nähe der physikalischen Eigenschaften des Elements „H“ und der Halogene, der Fähigkeit, es in organischen Verbindungen durch Halogene zu ersetzen) wird Wasserstoff der Gruppe VII des Mendelejew-Systems zugeordnet.

Unter normalen Bedingungen weist molekularer Wasserstoff eine geringe Aktivität auf und verbindet sich direkt nur mit den aktivsten Nichtmetallen (mit Fluor und Chlor, mit letzterem – im Licht). Beim Erhitzen interagiert es wiederum mit vielen chemischen Elementen.

Atomarer Wasserstoff hat eine erhöhte chemische Aktivität (im Vergleich zu molekularem Wasserstoff). Mit Sauerstoff bildet es Wasser nach der Formel:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

Dabei werden 285,937 kJ/mol Wärme bzw. 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm) freigesetzt. Unter normalen Temperaturbedingungen verläuft die Reaktion eher langsam und bei t ° >= 550 ° C unkontrolliert. Die Explosionsgrenzen einer Mischung aus Wasserstoff + Sauerstoff liegen bei 4–94 Vol.-% H₂, und Mischungen aus Wasserstoff + Luft liegen bei 4–74 Vol.-% H₂ (eine Mischung aus zwei Volumina H₂ und einer Volumina O₂ wird als explosives Gas bezeichnet).

Dieses Element wird zur Reduktion der meisten Metalle verwendet, da es Sauerstoff aus Oxiden entzieht:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O usw.

Mit verschiedenen Halogenen bildet Wasserstoff Halogenwasserstoffe, zum Beispiel:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Bei der Reaktion mit Fluor explodiert Wasserstoff jedoch (dies geschieht auch im Dunkeln bei -252 °C), reagiert mit Brom und Chlor nur beim Erhitzen oder Beleuchten und mit Jod – nur beim Erhitzen. Bei der Wechselwirkung mit Stickstoff entsteht Ammoniak, jedoch nur an einem Katalysator, bei erhöhten Drücken und Temperaturen:

ZN₂ + N₂ = 2NH₃.

Beim Erhitzen reagiert Wasserstoff aktiv mit Schwefel:

H₂ + S = H₂S (Schwefelwasserstoff),

und viel schwieriger - mit Tellur oder Selen. Wasserstoff reagiert mit reinem Kohlenstoff ohne Katalysator, aber bei hohen Temperaturen:

2H₂ + C (amorph) = CH₄ (Methan).

Dieser Stoff reagiert direkt mit einigen Metallen (Alkali, Erdalkali und andere) und bildet Hydride, zum Beispiel:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Von nicht geringer praktischer Bedeutung sind die Wechselwirkungen von Wasserstoff und Kohlenmonoxid (II). Dabei entstehen je nach Druck, Temperatur und Katalysator verschiedene organische Verbindungen: HCHO, CH₃OH usw. Ungesättigte Kohlenwasserstoffe werden bei der Reaktion zu gesättigten, zum Beispiel:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wasserstoff und seine Verbindungen spielen in der Chemie eine herausragende Rolle. Es bestimmt die sauren Eigenschaften des sogenannten. Protonensäuren neigen dazu, mit verschiedenen Elementen Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden, die einen erheblichen Einfluss auf die Eigenschaften vieler anorganischer und organischer Verbindungen haben.

Wasserstoff bekommen

Die wichtigsten Rohstoffe für die industrielle Produktion dieses Elements sind Raffineriegase, natürliche Brennstoffe und Kokereigase. Es wird auch durch Elektrolyse aus Wasser gewonnen (an Orten mit bezahlbarem Strom). Eine der wichtigsten Methoden zur Stoffgewinnung aus Erdgas ist die katalytische Wechselwirkung von Kohlenwasserstoffen, hauptsächlich Methan, mit Wasserdampf (die sogenannte Konvertierung). Zum Beispiel:

CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.

Unvollständige Oxidation von Kohlenwasserstoffen mit Sauerstoff:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Synthetisiertes Kohlenmonoxid (II) wird umgewandelt:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Am günstigsten ist Wasserstoff, der aus Erdgas hergestellt wird.

Zur Elektrolyse von Wasser wird Gleichstrom verwendet, der durch eine Lösung aus NaOH oder KOH geleitet wird (Säuren werden nicht verwendet, um Korrosion der Geräte zu vermeiden). Unter Laborbedingungen wird das Material durch Elektrolyse von Wasser oder durch die Reaktion zwischen Salzsäure und Zink gewonnen. Allerdings wird in Zylindern häufiger vorgefertigtes Werksmaterial verwendet.

Aus Raffineriegasen und Kokereigas wird dieses Element isoliert, indem alle anderen Bestandteile des Gasgemisches entfernt werden, da diese bei der Tiefkühlung leichter verflüssigt werden.

Die industrielle Gewinnung dieses Materials begann Ende des 18. Jahrhunderts. Dann wurde es zum Befüllen von Luftballons verwendet. Derzeit wird Wasserstoff in großem Umfang in der Industrie, vor allem in der chemischen Industrie, zur Herstellung von Ammoniak eingesetzt.

Massenkonsumenten des Stoffes sind Hersteller von Methyl- und anderen Alkoholen, synthetischem Benzin und vielen anderen Produkten. Sie werden durch Synthese aus Kohlenmonoxid (II) und Wasserstoff gewonnen. Wasserstoff wird zur Hydrierung von schweren und festen flüssigen Brennstoffen, Fetten usw., zur Synthese von HCl, zur Hydrobehandlung von Erdölprodukten sowie zum Schneiden/Schweißen von Metallen verwendet. Die wichtigsten Elemente für die Kernenergie sind ihre Isotope – Tritium und Deuterium.

Die biologische Rolle von Wasserstoff

Etwa 10 % der Masse lebender Organismen (im Durchschnitt) entfallen auf dieses Element. Es ist Bestandteil von Wasser und den wichtigsten Gruppen natürlicher Verbindungen, darunter Proteine, Nukleinsäuren, Lipide und Kohlenhydrate. Wozu dient es?

Dieses Material spielt eine entscheidende Rolle: bei der Aufrechterhaltung der räumlichen Struktur von Proteinen (quartär), bei der Umsetzung des Prinzips der Komplementarität von Nukleinsäuren (d. h. bei der Umsetzung und Speicherung genetischer Informationen), allgemein bei der „Erkennung“ auf molekularer Ebene Ebene.

Das Wasserstoffion H+ ist an wichtigen dynamischen Reaktionen/Prozessen im Körper beteiligt. Einschließlich: bei der biologischen Oxidation, die lebende Zellen mit Energie versorgt, bei Biosynthesereaktionen, bei der Photosynthese in Pflanzen, bei der bakteriellen Photosynthese und Stickstofffixierung, bei der Aufrechterhaltung des Säure-Basen-Gleichgewichts und der Homöostase, bei Membrantransportprozessen. Zusammen mit Kohlenstoff und Sauerstoff bildet es die funktionelle und strukturelle Grundlage der Lebensphänomene.

10.1 Wasserstoff

Der Name „Wasserstoff“ bezieht sich sowohl auf ein chemisches Element als auch auf eine einfache Substanz. Element Wasserstoff besteht aus Wasserstoffatomen. einfache Substanz Wasserstoff besteht aus Wasserstoffmolekülen.

a) Chemisches Element Wasserstoff

In der natürlichen Reihe der Elemente beträgt die Ordnungszahl von Wasserstoff 1. Im System der Elemente befindet sich Wasserstoff in der ersten Periode der IA- oder VIIA-Gruppe.

Wasserstoff ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf der Erde. Der molare Anteil der Wasserstoffatome in der Atmosphäre, Hydrosphäre und Lithosphäre der Erde (gemeinsam wird dies als Erdkruste bezeichnet) beträgt 0,17. Es kommt in Wasser, vielen Mineralien, Öl, Erdgas, Pflanzen und Tieren vor. Der durchschnittliche menschliche Körper enthält etwa 7 Kilogramm Wasserstoff.

Es gibt drei Isotope von Wasserstoff:
a) leichter Wasserstoff - Protium,
b) schwerer Wasserstoff - Deuterium(D)
c) superschwerer Wasserstoff - Tritium(T).

Tritium ist ein instabiles (radioaktives) Isotop und kommt daher in der Natur praktisch nicht vor. Deuterium ist stabil, aber es gibt sehr wenig davon: w D = 0,015 % (der Masse des gesamten terrestrischen Wasserstoffs). Daher weicht die Atommasse von Wasserstoff kaum von 1 Dn (1,00794 Dn) ab.

b) Wasserstoffatom

Aus den vorherigen Abschnitten des Chemiekurses kennen Sie bereits folgende Eigenschaften des Wasserstoffatoms:

Die Valenzfähigkeiten eines Wasserstoffatoms werden durch die Anwesenheit eines Elektrons in einem einzelnen Valenzorbital bestimmt. Eine große Ionisierungsenergie führt dazu, dass das Wasserstoffatom nicht dazu neigt, ein Elektron abzugeben, und eine nicht zu hohe Elektronenaffinität führt zu einer leichten Tendenz, es aufzunehmen. Folglich ist in chemischen Systemen die Bildung des H-Kations unmöglich und Verbindungen mit dem H-Anion sind nicht sehr stabil. Daher ist die Bildung einer kovalenten Bindung mit anderen Atomen aufgrund seines einen ungepaarten Elektrons das charakteristischste für das Wasserstoffatom. Sowohl bei der Bildung eines Anions als auch bei der Bildung einer kovalenten Bindung ist das Wasserstoffatom einwertig.
In einer einfachen Substanz ist die Oxidationsstufe der Wasserstoffatome Null, in den meisten Verbindungen weist Wasserstoff die Oxidationsstufe +I auf und nur in Hydriden der am wenigsten elektronegativen Elemente im Wasserstoff liegt die Oxidationsstufe –I vor.
Informationen zu den Valenzfähigkeiten des Wasserstoffatoms finden Sie in Tabelle 28. Der Valenzzustand eines Wasserstoffatoms, das durch eine kovalente Bindung mit einem beliebigen Atom verbunden ist, wird in der Tabelle durch das Symbol „H-“ angezeigt.

Tabelle 28Valenzmöglichkeiten des Wasserstoffatoms

Valenzzustand				Beispiele für Chemikalien
			ICH 0 -ICH	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 H2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH 2 , BaH 2

c) Wasserstoffmolekül

Das zweiatomige Wasserstoffmolekül H 2 entsteht, wenn Wasserstoffatome durch die einzig mögliche kovalente Bindung gebunden werden. Kommunikation entsteht durch den Austauschmechanismus. Aufgrund der Art und Weise, wie Elektronenwolken überlappen, handelt es sich um eine S-Bindung (Abb. 10.1). A). Da die Atome gleich sind, ist die Bindung unpolar.

Interatomarer Abstand (genauer gesagt der interatomare Gleichgewichtsabstand, da Atome schwingen) in einem Wasserstoffmolekül R(H-H) = 0,74 A (Abb. 10.1 V), was viel kleiner ist als die Summe der Umlaufradien (1,06 A). Folglich überlappen sich die Elektronenwolken bindender Atome stark (Abb. 10.1). B), und die Bindung im Wasserstoffmolekül ist stark. Dies wird auch durch den recht großen Wert der Bindungsenergie (454 kJ/mol) belegt.
Wenn wir die Form des Moleküls durch die Grenzfläche charakterisieren (ähnlich der Grenzfläche der Elektronenwolke), dann können wir sagen, dass das Wasserstoffmolekül die Form einer leicht deformierten (länglichen) Kugel hat (Abb. 10.1). G).

d) Wasserstoff (Stoff)

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoff ein farb- und geruchloses Gas. In kleinen Mengen ist es ungiftig. Fester Wasserstoff schmilzt bei 14 K (–259 °C), während flüssiger Wasserstoff bei 20 K (–253 °C) siedet. Niedrige Schmelz- und Siedepunkte, ein sehr kleines Temperaturintervall für die Existenz von flüssigem Wasserstoff (nur 6 °C) sowie kleine molare Schmelzwärmen (0,117 kJ/mol) und Verdampfungswärmen (0,903 kJ/mol) weisen auf intermolekulare Bindungen hin in Wasserstoff sehr schwach.
Wasserstoffdichte R (H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Zum Vergleich: Die durchschnittliche Luftdichte beträgt 1,29 g/l. Das heißt, Wasserstoff ist 14,5-mal „leichter“ als Luft. Es ist praktisch unlöslich in Wasser.
Bei Raumtemperatur ist Wasserstoff inaktiv, beim Erhitzen reagiert er jedoch mit vielen Stoffen. Bei diesen Reaktionen können Wasserstoffatome ihren Oxidationszustand sowohl erhöhen als auch verringern: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H 2 - 2 e- = 2H + I.
Im ersten Fall ist Wasserstoff ein Oxidationsmittel, beispielsweise bei Reaktionen mit Natrium oder Calcium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( T) Ca + H 2 = CaH 2 . ( T)
Die reduzierenden Eigenschaften sind jedoch charakteristischer für Wasserstoff: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( T)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( T)
Beim Erhitzen wird Wasserstoff nicht nur durch Sauerstoff, sondern auch durch einige andere Nichtmetalle wie Fluor, Chlor, Schwefel und sogar Stickstoff oxidiert.
Im Labor entsteht durch die Reaktion Wasserstoff

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

Anstelle von Zink können Eisen, Aluminium und einige andere Metalle verwendet werden, und anstelle von Schwefelsäure können einige andere verdünnte Säuren verwendet werden. Der entstehende Wasserstoff wird im Reagenzglas nach der Methode der Wasserverdrängung gesammelt (siehe Abb. 10.2). B) oder einfach in einen umgedrehten Kolben (Abb. 10.2). A).

In der Industrie wird Wasserstoff in großen Mengen aus Erdgas (hauptsächlich Methan) durch Wechselwirkung mit Wasserdampf bei 800 °C in Gegenwart eines Nickelkatalysators gewonnen:

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 ( T, Ni)

oder bei hoher Temperatur mit Wasserdampfkohle behandelt:

2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. ( T)

Reiner Wasserstoff wird aus Wasser durch Zersetzung mit elektrischem Strom (Elektrolyse) gewonnen:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (Elektrolyse).

e) Wasserstoffverbindungen

Hydride (binäre Verbindungen, die Wasserstoff enthalten) werden in zwei Haupttypen unterteilt:
a) flüchtig (molekulare) Hydride,
b) salzartige (ionische) Hydride.
Die Elemente IVA – VIIA-Gruppen und Bor bilden molekulare Hydride. Von diesen sind nur Hydride von Elementen, die Nichtmetalle bilden, stabil:

B 2 H 6 ; CH 4 ; NH3; H2O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H2S; HCl
AsH 3 ; H2Se; HBr
H2Te; HALLO
Mit Ausnahme von Wasser sind alle diese Verbindungen bei Raumtemperatur gasförmige Stoffe, daher der Name „flüchtige Hydride“.
Einige der Elemente, die Nichtmetalle bilden, sind auch in komplexeren Hydriden enthalten. Kohlenstoff bildet beispielsweise Verbindungen mit der allgemeinen Formel C N H2 N+2 , C N H2 N, C N H2 N-2 und andere, wo N kann sehr groß sein (die organische Chemie untersucht diese Verbindungen).
Zu den ionischen Hydriden zählen Alkali-, Erdalkali- und Magnesiumhydride. Die Kristalle dieser Hydride bestehen aus H-Anionen und Metallkationen in der höchsten Oxidationsstufe Me oder Me 2 (je nach Gruppe des Elementsystems).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Sowohl ionische als auch fast alle molekularen Hydride (außer H 2 O und HF) sind Reduktionsmittel, aber ionische Hydride weisen viel stärkere reduzierende Eigenschaften auf als molekulare.
Neben Hydriden ist Wasserstoff Bestandteil von Hydroxiden und einigen Salzen. In den folgenden Kapiteln lernen Sie die Eigenschaften dieser komplexeren Wasserstoffverbindungen kennen.
Hauptverbraucher des in der Industrie erzeugten Wasserstoffs sind Anlagen zur Herstellung von Ammoniak und Stickstoffdüngern, in denen Ammoniak direkt aus Stickstoff und Wasserstoff gewonnen wird:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, T, Pt ist der Katalysator).

Wasserstoff wird in großen Mengen zur Herstellung von Methylalkohol (Methanol) durch die Reaktion 2H 2 + CO = CH 3 OH ( T, ZnO - Katalysator) sowie bei der Herstellung von Chlorwasserstoff, der direkt aus Chlor und Wasserstoff gewonnen wird:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Manchmal wird Wasserstoff in der Metallurgie als Reduktionsmittel bei der Herstellung reiner Metalle verwendet, zum Beispiel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Aus welchen Teilchen bestehen die Kerne von a) Protium, b) Deuterium, c) Tritium?
2. Vergleichen Sie die Ionisierungsenergie eines Wasserstoffatoms mit der Ionisierungsenergie von Atomen anderer Elemente. Welches Element kommt in dieser Eigenschaft dem Wasserstoff am nächsten?
3. Machen Sie dasselbe für die Elektronenaffinitätsenergie
4. Vergleichen Sie die Polarisationsrichtung der kovalenten Bindung und den Grad der Wasserstoffoxidation in den Verbindungen: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Schreiben Sie die einfachste molekulare, strukturelle und räumliche Formel von Wasserstoff auf. Welches wird am häufigsten verwendet?
6. Sie sagen oft: „Wasserstoff ist leichter als Luft.“ Was ist damit gemeint? In welchen Fällen kann dieser Ausdruck wörtlich genommen werden, in welchen nicht?
7. Erstellen Sie die Strukturformeln von Kalium- und Calciumhydriden sowie Ammoniak, Schwefelwasserstoff und Bromwasserstoff.
8. Bestimmen Sie die Werte der entsprechenden spezifischen Größen, indem Sie die molaren Schmelz- und Verdampfungswärmen von Wasserstoff kennen.
9. Erstellen Sie für jede der vier Reaktionen, die die grundlegenden chemischen Eigenschaften von Wasserstoff veranschaulichen, eine elektronische Bilanz. Listen Sie die Oxidations- und Reduktionsmittel auf.
10. Bestimmen Sie im Labor die Masse an Zink, die erforderlich ist, um 4,48 Liter Wasserstoff zu erhalten.
11. Bestimmen Sie die Masse und das Volumen an Wasserstoff, die aus 30 m 3 einer Mischung aus Methan und Wasserdampf im Volumenverhältnis 1:2 mit einer Ausbeute von 80 % gewonnen werden können.
12. Stellen Sie die Reaktionsgleichungen auf, die bei der Wechselwirkung von Wasserstoff a) mit Fluor, b) mit Schwefel ablaufen.
13. Die folgenden Reaktionsschemata veranschaulichen die grundlegenden chemischen Eigenschaften ionischer Hydride:

a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( T);
c) MH + H 2 O MOH + H 2; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Dabei steht M für Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium oder Cäsium. Stellen Sie die Gleichungen der entsprechenden Reaktionen auf, wenn M Natrium ist. Veranschaulichen Sie die chemischen Eigenschaften von Calciumhydrid mit Reaktionsgleichungen.
14. Schreiben Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Gleichungen für die folgenden Reaktionen, die die reduzierenden Eigenschaften einiger molekularer Hydride veranschaulichen:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( T); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( T); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( T).

10.2 Sauerstoff

Wie im Fall von Wasserstoff ist das Wort „Sauerstoff“ sowohl der Name eines chemischen Elements als auch einer einfachen Substanz. Außer einfacher Substanz“ Sauerstoff"(Disauerstoff) Das chemische Element Sauerstoff bildet eine weitere einfache Substanz namens „ Ozon"(Trisauerstoff). Dies sind allotrope Modifikationen von Sauerstoff. Der Stoff Sauerstoff besteht aus Sauerstoffmolekülen O 2 und der Stoff Ozon besteht aus Ozonmolekülen O 3 .

a) Das chemische Element Sauerstoff

In der natürlichen Reihe der Elemente beträgt die Ordnungszahl des Sauerstoffs 8. Im System der Elemente steht Sauerstoff in der zweiten Periode der VIA-Gruppe.
Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde. In der Erdkruste ist jedes zweite Atom ein Sauerstoffatom, das heißt, der molare Anteil an Sauerstoff in der Atmosphäre, Hydrosphäre und Lithosphäre der Erde beträgt etwa 50 %. Sauerstoff (Stoff) ist ein integraler Bestandteil der Luft. Der Volumenanteil von Sauerstoff in der Luft beträgt 21 %. Sauerstoff (Element) ist Bestandteil von Wasser, vielen Mineralien sowie Pflanzen und Tieren. Der menschliche Körper enthält durchschnittlich 43 kg Sauerstoff.
Natürlicher Sauerstoff besteht aus drei Isotopen (16 O, 17 O und 18 O), von denen das leichteste Isotop 16 O am häufigsten vorkommt. Daher liegt die Atommasse von Sauerstoff nahe bei 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Sauerstoffatom

Sie kennen die folgenden Eigenschaften des Sauerstoffatoms.

Tabelle 29Valenzmöglichkeiten des Sauerstoffatoms

Valenzzustand				Beispiele für Chemikalien
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II -ICH 0 +Ich +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** O 2 F 2 VON 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

* Diese Oxide können auch als ionische Verbindungen betrachtet werden.
** Die Sauerstoffatome im Molekül befinden sich nicht im angegebenen Valenzzustand; Dies ist nur ein Beispiel für einen Stoff mit einer Oxidationsstufe der Sauerstoffatome gleich Null
Die hohe Ionisierungsenergie (wie bei Wasserstoff) schließt die Bildung eines einfachen Kations aus dem Sauerstoffatom aus. Die Elektronenaffinitätsenergie ist recht hoch (fast doppelt so hoch wie die von Wasserstoff), was dem Sauerstoffatom eine größere Neigung zur Bindung von Elektronen und die Fähigkeit zur Bildung von O 2A-Anionen verleiht. Aber die Elektronenaffinitätsenergie des Sauerstoffatoms ist immer noch geringer als die von Halogenatomen und sogar anderen Elementen der VIA-Gruppe. Daher sind Sauerstoffanionen ( Oxidionen) kommen nur in Verbindungen von Sauerstoff mit Elementen vor, deren Atome sehr leicht Elektronen abgeben.
Durch die gemeinsame Nutzung zweier ungepaarter Elektronen kann ein Sauerstoffatom zwei kovalente Bindungen eingehen. Zwei einzelne Elektronenpaare können aufgrund der Unmöglichkeit der Anregung nur eine Donor-Akzeptor-Wechselwirkung eingehen. Ohne Berücksichtigung der Vielzahl von Bindungen und Hybridisierungen kann sich das Sauerstoffatom also in einem der fünf Valenzzustände befinden (Tabelle 29).
Das charakteristischste Merkmal des Sauerstoffatoms ist der Valenzzustand mit W k \u003d 2, das heißt die Bildung von zwei kovalenten Bindungen aufgrund zweier ungepaarter Elektronen.
Die sehr hohe Elektronegativität des Sauerstoffatoms (nur Fluor ist höher) führt dazu, dass Sauerstoff in den meisten seiner Verbindungen die Oxidationsstufe -II aufweist. Es gibt Stoffe, bei denen Sauerstoff andere Werte der Oxidationsstufe aufweist, einige davon sind beispielhaft in Tabelle 29 aufgeführt und die Vergleichsstabilität ist in Abb. 1 dargestellt. 10.3.

c) Sauerstoffmolekül

Es wurde experimentell festgestellt, dass das zweiatomige Sauerstoffmolekül O 2 zwei ungepaarte Elektronen enthält. Mit der Methode der Valenzbindungen kann eine solche elektronische Struktur dieses Moleküls nicht erklärt werden. Dennoch ähnelt die Bindung im Sauerstoffmolekül in ihren Eigenschaften der kovalenten Bindung. Das Sauerstoffmolekül ist unpolar. Interatomarer Abstand ( R o–o = 1,21 A = 121 nm) ist kleiner als der Abstand zwischen Atomen, die durch eine Einfachbindung verbunden sind. Die molare Bindungsenergie ist recht hoch und beträgt 498 kJ/mol.

d) Sauerstoff (Stoff)

Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein farb- und geruchloses Gas. Fester Sauerstoff schmilzt bei 55 K (–218 °C), während flüssiger Sauerstoff bei 90 K (–183 °C) siedet.
Intermolekulare Bindungen in festem und flüssigem Sauerstoff sind etwas stärker als in Wasserstoff, was durch das größere Temperaturintervall für die Existenz von flüssigem Sauerstoff (36 °C) und die molaren Schmelzwärmen (0,446 kJ/mol) und Verdampfung (6,83) belegt wird kJ/mol).
Sauerstoff ist in Wasser schwer löslich: Bei 0 °C lösen sich nur 5 Volumenteile Sauerstoff (Gas!) in 100 Volumenteilen Wasser (Flüssigkeit!)
Die hohe Neigung der Sauerstoffatome zur Elektronenbindung und die hohe Elektronegativität führen dazu, dass Sauerstoff ausschließlich oxidierende Eigenschaften aufweist. Diese Eigenschaften sind bei hohen Temperaturen besonders ausgeprägt.
Sauerstoff reagiert mit vielen Metallen: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
Nichtmetalle: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
und komplexe Stoffe: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Am häufigsten werden als Ergebnis solcher Reaktionen verschiedene Oxide erhalten (siehe Kap. II § 5), aber aktive Alkalimetalle wie Natrium verwandeln sich beim Verbrennen in Peroxide:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Strukturformel des resultierenden Natriumperoxids (Na) 2 (O-O).
Ein in Sauerstoff gelegter, glimmender Splitter flammt auf. Dies ist eine bequeme und einfache Möglichkeit, reinen Sauerstoff nachzuweisen.
In der Industrie wird Sauerstoff durch Rektifikation (aufwendige Destillation) aus Luft gewonnen, im Labor durch thermische Zersetzung einiger sauerstoffhaltiger Verbindungen, zum Beispiel:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - Katalysator);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
und zusätzlich durch katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid bei Raumtemperatur: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -Katalysator).
Reiner Sauerstoff wird in der Industrie verwendet, um Oxidationsprozesse zu intensivieren und eine Hochtemperaturflamme zu erzeugen. In der Raketentechnik wird flüssiger Sauerstoff als Oxidationsmittel eingesetzt.
Sauerstoff spielt eine wichtige Rolle bei der Erhaltung des Lebens von Pflanzen, Tieren und Menschen. Unter normalen Bedingungen benötigt ein Mensch ausreichend Sauerstoff, um die Luft einzuatmen. Aber wenn Luft nicht ausreichend oder gar nicht vorhanden ist (in Flugzeugen, bei Taucheinsätzen, in Raumschiffen etc.), werden spezielle sauerstoffhaltige Gasgemische zum Atmen vorbereitet. Sauerstoff wird in der Medizin auch bei Krankheiten eingesetzt, die zu Atembeschwerden führen.

e) Ozon und seine Moleküle

Ozon O 3 ist die zweite allotrope Modifikation von Sauerstoff.
Das dreiatomige Ozonmolekül hat eine Eckstruktur in der Mitte zwischen den beiden Strukturen, die durch die folgenden Formeln dargestellt werden:

Ozon ist ein dunkelblaues Gas mit stechendem Geruch. Aufgrund seiner starken oxidativen Aktivität ist es giftig. Ozon ist anderthalbmal „schwerer“ als Sauerstoff und etwas schwerer als Sauerstoff, wasserlöslich.
Bei elektrischen Blitzentladungen entsteht in der Atmosphäre aus Sauerstoff Ozon:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Bei normalen Temperaturen wandelt sich Ozon langsam in Sauerstoff um, und wenn es erhitzt wird, kommt es zu einer Explosion.
Ozon ist in der sogenannten „Ozonschicht“ der Erdatmosphäre enthalten und schützt alles Leben auf der Erde vor den schädlichen Auswirkungen der Sonnenstrahlung.
In einigen Städten wird Ozon anstelle von Chlor zur Desinfektion (Dekontamination) von Trinkwasser verwendet.

Zeichnen Sie die Strukturformeln der folgenden Stoffe: 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 . Benennen Sie diese Stoffe. Beschreiben Sie die Valenzzustände der Sauerstoffatome in diesen Verbindungen.
Bestimmen Sie die Wertigkeit und den Oxidationszustand jedes Sauerstoffatoms.
2. Stellen Sie die Gleichungen für die Verbrennungsreaktionen von Lithium, Magnesium, Aluminium, Silizium, rotem Phosphor und Selen in Sauerstoff auf (die Atome des Selens werden zur Oxidationsstufe + IV oxidiert, die Atome der übrigen Elemente zur höchsten Oxidationsstufe). ). Zu welchen Oxidklassen gehören die Produkte dieser Reaktionen?
3. Wie viele Liter Ozon können (unter normalen Bedingungen) a) aus 9 Litern Sauerstoff, b) aus 8 g Sauerstoff gewonnen werden?

Wasser ist die am häufigsten vorkommende Substanz in der Erdkruste. Die Masse des Erdwassers wird auf 10 18 Tonnen geschätzt. Wasser ist die Grundlage der Hydrosphäre unseres Planeten, darüber hinaus kommt es in der Atmosphäre vor, bildet in Form von Eis die Polkappen der Erde und Hochgebirgsgletscher und ist auch Bestandteil verschiedener Gesteine. Der Massenanteil von Wasser im menschlichen Körper beträgt etwa 70 %.
Wasser ist der einzige Stoff, der in allen drei Aggregatzuständen eigene spezielle Namen hat.

Die elektronische Struktur des Wassermoleküls (Abb. 10.4 A) haben wir bereits ausführlich untersucht (siehe § 7.10).
Aufgrund der Polarität der O-H-Bindungen und der eckigen Form ist das Wassermolekül Elektrischer Dipol.

Um die Polarität eines elektrischen Dipols zu charakterisieren, wird eine physikalische Größe namens „ elektrisches Moment eines elektrischen Dipols oder einfach " Dipolmoment".

In der Chemie wird das Dipolmoment in Debyes gemessen: 1 D = 3,34. 10–30 °C. M

In einem Wassermolekül gibt es zwei polare kovalente Bindungen, also zwei elektrische Dipole, von denen jeder sein eigenes Dipolmoment (und) hat. Das gesamte Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme dieser beiden Momente (Abb. 10.5):

(H 2 O) = ,

Wo Q 1 und Q 2 - Teilladungen (+) an Wasserstoffatomen und und - interatomare Abstände O - H im Molekül. Als Q 1 = Q 2 = Q, ein , dann

Die experimentell ermittelten Dipolmomente des Wassermoleküls und einiger anderer Moleküle sind in der Tabelle angegeben.

Tabelle 30Dipolmomente einiger polarer Moleküle

Molekül		Molekül		Molekül

Aufgrund der Dipolnatur des Wassermoleküls wird es oft schematisch wie folgt dargestellt:
Reines Wasser ist eine farblose Flüssigkeit ohne Geschmack und Geruch. Einige grundlegende physikalische Eigenschaften von Wasser sind in der Tabelle aufgeführt.

Tabelle 31Einige physikalische Eigenschaften von Wasser

Die großen Werte der molaren Schmelz- und Verdampfungswärmen (eine Größenordnung größer als die von Wasserstoff und Sauerstoff) weisen darauf hin, dass Wassermoleküle sowohl in festen als auch in flüssigen Substanzen recht stark aneinander gebunden sind. Diese Verbindungen werden aufgerufen Wasserstoffbrücken".

ELEKTRISCHES DIPOL, DIPOLMOMENT, KOMMUNIKATIONSPOLARITÄT, MOLEKÜLPOLARITÄT.
Wie viele Valenzelektronen eines Sauerstoffatoms sind an der Bindungsbildung in einem Wassermolekül beteiligt?
2. Bei der Überlappung welcher Orbitale entstehen Bindungen zwischen Wasserstoff und Sauerstoff in einem Wassermolekül?
3. Erstellen Sie ein Diagramm der Bindungsbildung in einem Wasserstoffperoxidmolekül H 2 O 2. Was können Sie über die räumliche Struktur dieses Moleküls sagen?
4. Die interatomaren Abstände in HF-, HCl- und HBr-Molekülen betragen jeweils 0,92; 1,28 und 1,41. Berechnen und vergleichen Sie anhand der Tabelle der Dipolmomente die Teilladungen der Wasserstoffatome in diesen Molekülen.
5. Die interatomaren Abstände S - H in einem Schwefelwasserstoffmolekül betragen 1,34 und der Winkel zwischen den Bindungen beträgt 92 °. Bestimmen Sie die Werte der Teilladungen an Schwefel- und Wasserstoffatomen. Was können Sie über die Hybridisierung der Valenzorbitale des Schwefelatoms sagen?

10.4. Wasserstoffverbindung

Wie Sie bereits wissen, entsteht aufgrund des erheblichen Unterschieds in der Elektronegativität von Wasserstoff und Sauerstoff (2,10 und 3,50) eine große positive Teilladung am Wasserstoffatom im Wassermolekül ( Q h = 0,33 e), während das Sauerstoffatom eine noch größere negative Teilladung hat ( Q h = -0,66 e). Denken Sie auch daran, dass das Sauerstoffatom jeweils zwei freie Elektronenpaare hat sp 3-Hybrid-AO. Das Wasserstoffatom eines Wassermoleküls wird vom Sauerstoffatom eines anderen Moleküls angezogen, und außerdem nimmt das halbleere 1s-AO des Wasserstoffatoms teilweise ein Elektronenpaar vom Sauerstoffatom auf. Durch diese Wechselwirkungen zwischen Molekülen entsteht eine besondere Art intermolekularer Bindungen – eine Wasserstoffbindung.
Im Fall von Wasser lässt sich die Bildung von Wasserstoffbrücken schematisch wie folgt darstellen:

In der letzten Strukturformel zeigen drei Punkte (gestrichelter Strich, keine Elektronen!) eine Wasserstoffbrücke.

Wasserstoffbrückenbindungen bestehen nicht nur zwischen Wassermolekülen. Es wird gebildet, wenn zwei Bedingungen erfüllt sind:
1) es gibt eine stark polare H-E-Bindung im Molekül (E ist das Symbol eines Atoms eines ausreichend elektronegativen Elements),
2) Im Molekül gibt es ein Atom E mit einer großen negativen Teilladung und einem ungeteilten Elektronenpaar.
Als Element E kommen Fluor, Sauerstoff und Stickstoff in Frage. Wasserstoffbrückenbindungen sind viel schwächer, wenn E Chlor oder Schwefel ist.
Beispiele für Stoffe mit einer Wasserstoffbindung zwischen Molekülen: Fluorwasserstoff, festes oder flüssiges Ammoniak, Ethylalkohol und viele andere.

In flüssigem Fluorwasserstoff sind seine Moleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen zu recht langen Ketten verbunden, während in flüssigem und festem Ammoniak dreidimensionale Netzwerke gebildet werden.
In Bezug auf die Stärke liegt eine Wasserstoffbindung zwischen einer chemischen Bindung und anderen Arten intermolekularer Bindungen. Die molare Energie der Wasserstoffbrücke liegt üblicherweise im Bereich von 5 bis 50 kJ/mol.
In festem Wasser (d. h. Eiskristallen) sind alle Wasserstoffatome über Wasserstoffbrücken an Sauerstoffatome gebunden, wobei jedes Sauerstoffatom zwei Wasserstoffbrückenbindungen bildet (unter Verwendung beider freier Elektronenpaare). Eine solche Struktur macht Eis „lockerer“ als flüssiges Wasser, bei dem einige der Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen werden und die Moleküle die Möglichkeit haben, sich etwas dichter zu „packen“. Dieses Merkmal der Eisstruktur erklärt, warum Wasser im festen Zustand im Gegensatz zu den meisten anderen Substanzen eine geringere Dichte aufweist als im flüssigen Zustand. Wasser erreicht seine maximale Dichte bei 4 °C – bei dieser Temperatur werden ziemlich viele Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen und die Wärmeausdehnung hat noch keinen sehr starken Einfluss auf die Dichte.
Wasserstoffbrückenbindungen sind in unserem Leben sehr wichtig. Stellen Sie sich für einen Moment vor, dass sich keine Wasserstoffbrückenbindungen mehr bilden. Hier sind einige Konsequenzen:

• Wasser bei Raumtemperatur würde gasförmig werden, da sein Siedepunkt auf etwa -80 °C sinken würde;
• alle Stauseen würden vom Boden her zu gefrieren beginnen, da die Dichte des Eises größer wäre als die Dichte des flüssigen Wassers;
• die DNA-Doppelhelix würde nicht mehr existieren und vieles mehr.

Die angeführten Beispiele reichen aus, um zu verstehen, dass die Natur auf unserem Planeten in diesem Fall völlig anders wäre.

WASSERSTOFFBINDUNG, BEDINGUNGEN IHRER BILDUNG.
Die Formel von Ethylalkohol lautet CH 3 -CH 2 -O-H. Zwischen welchen Atomen verschiedener Moleküle dieser Substanz werden Wasserstoffbrückenbindungen gebildet? Erstellen Sie Strukturformeln, die ihre Entstehung veranschaulichen.
2. Wasserstoffbrückenbindungen gibt es nicht nur in einzelnen Stoffen, sondern auch in Lösungen. Zeigen Sie anhand von Strukturformeln, wie Wasserstoffbrückenbindungen in einer wässrigen Lösung von a) Ammoniak, b) Fluorwasserstoff, c) Ethanol (Ethylalkohol) gebildet werden. \u003d 2H 2 O.
Beide Reaktionen laufen in Wasser konstant und mit der gleichen Geschwindigkeit ab, daher herrscht im Wasser ein Gleichgewicht: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Dieses Gleichgewicht heißt Autoprotolyse-Gleichgewicht Wasser.

Die direkte Reaktion dieses reversiblen Prozesses ist endotherm, daher nimmt die Autoprotolyse beim Erhitzen zu, während sich bei Raumtemperatur das Gleichgewicht nach links verschiebt, das heißt, die Konzentrationen von H 3 O- und OH-Ionen sind vernachlässigbar. Womit sind sie gleich?
Nach dem Massenwirkungsgesetz

Aufgrund der Tatsache, dass die Anzahl der umgesetzten Wassermoleküle im Vergleich zur Gesamtzahl der Wassermoleküle unbedeutend ist, können wir jedoch davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration während der Autoprotolyse praktisch unverändert bleibt und 2 = ist const Eine solch geringe Konzentration an entgegengesetzt geladenen Ionen in reinem Wasser erklärt, warum diese Flüssigkeit, obwohl sie schlecht ist, immer noch elektrischen Strom leitet.

AUTOPROTOLYSE VON WASSER, AUTOPROTOLYSEKONSTANTE (IONISCHES PRODUKT) VON WASSER.
Das ionische Produkt von flüssigem Ammoniak (Siedepunkt -33 °C) beträgt 2 · 10 -28. Schreiben Sie eine Gleichung für die Autoprotolyse von Ammoniak. Bestimmen Sie die Konzentration von Ammoniumionen in reinem flüssigem Ammoniak. Welcher der Stoffe hat die größere elektrische Leitfähigkeit, Wasser oder flüssiges Ammoniak?

1. Gewinnung von Wasserstoff und dessen Verbrennung (reduzierende Eigenschaften).
2. Gewinnung von Sauerstoff und Verbrennung der darin enthaltenen Stoffe (oxidierende Eigenschaften).

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 – sogar 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 (SCA-Diagonale) bis zu 1 mm.

Das nächste 1s-Element, Lithium, ändert sich für Li+ nur 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 erfolgt der Austausch Wasserstoffverbindung, hauptsächlich zwischen Sauerstoff-, Stickstoff- und Fluoratomen. Die Stärke von Wasserstoffbrückenbindungen beträgt 10–40 kJ/mol, was viel weniger ist als die Bruchenergie der meisten gewöhnlichen Bindungen (100–150 kJ/mol in organischen Molekülen), aber mehr 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 gefunden, 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 Arten von Wasserstoffmolekülen:

Orthowasserstoff o-H2 mit parallelen Kernspins, Parawasserstoff n-H2 mit antiparallel Spins und normales n-H2 – eine Mischung aus 75 % Orthowasserstoff und 25 % Parawasserstoff. Bei der Umwandlung von 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 beeinflusst der Ersatz eines der Wasserstoffatome in einer organischen Verbindung durch Deuterium deren Schwingungsspektrum (Infrarot) erheblich, wodurch die Struktur komplexer Moleküle ermittelt werden kann. Ähnliche Substitutionen („markierte Atommethode“) werden auch verwendet, um die Mechanismen komplexer Komplexe aufzuklären

chemische und biochemische Prozesse. Besonders empfindlich ist die Methode der markierten Atome, wenn radioaktives Tritium anstelle von Protium verwendet wird (β-Zerfall, Halbwertszeit 12,5 Jahre).

Eigenschaften von Protium und Deuterium

					Dichte, g/l (20 K)
Hauptmethode Wasserstoffproduktion in der Industrie – Methanumwandlung
oder Kohlehydratisierung 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 reduzierende Hochtemperatur-„Flamme“ („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 Landverkehr; Derzeit laufen Experimente zum Einsatz von Wasserstoff-Metallhydrid-Batterien. Beispielsweise kann die LaNi5-Legierung 1,5-2 mal mehr Wasserstoff aufnehmen, 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 die Themse (in der Themse) entlangfahren. 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 auf chemischem Wege „erfrischt“ hat. Robert Boyle schrieb 1661: „... Zusätzlich zur mechanischen Konstruktion des Bootes verfügte der Erfinder über eine chemische Lösung (Laugen), die er

gilt als das Hauptgeheimnis des Sporttauchens. Und als er von Zeit zu Zeit davon überzeugt war, dass der atembare Teil der Luft bereits aufgebraucht war und den Menschen im Boot das Atmen erschwerte, konnte er durch Öffnen eines mit dieser Lösung gefüllten Gefäßes die Luft schnell wieder auffüllen einen solchen Gehalt an lebenswichtigen Bestandteilen, dass es für eine ausreichend lange Zeit wieder atemfähig ist.

Ein gesunder, ruhiger Mensch pumpt pro Tag 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 ein Mensch ohne Belüftung bis zu 12 Stunden, 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 Brin-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 bei der Verbrennung der Pyromischung: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

In einer Mischung aus 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 Substanzen werden an der Luft im Stadium der Peroxidbildung oxidiert.

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

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

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

1974 wurde entdeckt, dass atomares Chlor, das aus Freonen in einer Höhe von mehr als 25 km gebildet wird, den Zerfall von Ozon katalysiert, als ob es das ultraviolette „Ozon“ ersetzen würde. 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 Chlorbromkohlenwasserstoffe – ihre Produktion wird bis zum Jahr 2000 eingeschränkt.

Verbrennung von Wasserstoff in Sauerstoff

Die Reaktion ist sehr komplex (Schema in Vorlesung 3), sodass vor Beginn der praktischen Anwendung ein langes Studium erforderlich war.

21. Juli 1969 Der erste Erdenbürger – N. Armstrong – betrat den Mond. Die Trägerrakete Saturn-5 (entworfen von Wernher von Braun) besteht aus drei Stufen. Im ersten Fall Kerosin und Sauerstoff, im zweiten und dritten flüssiger Wasserstoff und Sauerstoff. Insgesamt 468 Tonnen flüssiges O2 und H2. Es wurden 13 erfolgreiche Starts durchgeführt.

Seit April 1981 ist das Space Shuttle in den USA im Einsatz: 713 Tonnen flüssiges O2 und H2 sowie zwei Feststoffbooster mit je 590 Tonnen (die Gesamtmasse an Festbrennstoffen beträgt 987 Tonnen). Der erste 40-km-Aufstieg zur TTU, von 40 auf 113 km werden die Motoren mit Wasserstoff und Sauerstoff betrieben.

Am 15. Mai 1987 erfolgte der Erststart der Energia, am 15. November 1988 der erste und einzige Flug der Buran. Das Startgewicht beträgt 2400 Tonnen, die Treibstoffmasse (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 weltweit größte Wasserstoffluftschiff LZ-129 „Hindenburg“ gebaut. Das Volumen beträgt 200.000 m3, die Länge beträgt etwa 250 m, der Durchmesser beträgt 41,2 m. Die Geschwindigkeit beträgt 135 km/h dank 4 Motoren mit je 1100 PS, die Nutzlast beträgt 88 Tonnen. Das Luftschiff absolvierte 37 Flüge über den Atlantik und beförderte mehr als 3.000 Passagiere.

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

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

Demonstration:

explosive Gasexplosion (eine Mischung aus Wasserstoff und Sauerstoff)

Brennstoffzellen

Eine technisch wichtige Variante dieser Verbrennungsreaktion ist die Zweiteilung des Prozesses:

Wasserstoffelektrooxidation (Anode): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

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

Das System, in dem ein solches „Verbrennen“ durchgeführt wird, ist Brennstoffzelle. Der Wirkungsgrad ist viel höher als der von Wärmekraftwerken, da es keine gibt

Sonderstufe der Wärmeerzeugung. Maximaler Wirkungsgrad = ∆G/∆H; Bei der Verbrennung von Wasserstoff werden 94 % erhalten.

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).

Brennstoffzellenperspektiven [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: niedrigere Kosten der erzeugten Energie, längere Haltbarkeit, geringere Installationsgröße und die Fähigkeit, schnell zu starten bei kaltem Wetter. . Die Kosten für ein Kilowatt Energie, die von einer Brennstoffzellenanlage erzeugt wird, sollen auf 30 US-Dollar gesenkt werden. 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.

Wasserstoff H ist das häufigste Element im Universum (ca. 75 Masse-%), auf der Erde das neunthäufigste Element. Die wichtigste natürliche Wasserstoffverbindung ist Wasser.
Wasserstoff steht im Periodensystem an erster Stelle (Z = 1). Es hat die einfachste Struktur eines Atoms: Der Atomkern besteht aus einem Proton, umgeben von einer Elektronenwolke, die aus einem Elektron besteht.
Unter bestimmten Bedingungen weist Wasserstoff metallische Eigenschaften auf (gibt ein Elektron ab), unter anderen nichtmetallische Eigenschaften (nimmt ein Elektron auf).
Wasserstoffisotope kommen in der Natur vor: 1H – Protium (der Kern besteht aus einem Proton), 2H – Deuterium (D – der Kern besteht aus einem Proton und einem Neutron), 3H – Tritium (T – der Kern besteht aus einem Proton und zwei Neutronen).

Der einfache Stoff Wasserstoff

Das Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Atomen, die durch eine unpolare kovalente Bindung verbunden sind.
physikalische Eigenschaften. Wasserstoff ist ein farbloses, ungiftiges, geruchloses und geschmackloses Gas. Das Wasserstoffmolekül ist nicht polar. Daher sind die Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung im gasförmigen Wasserstoff gering. Dies äußert sich in niedrigen Siedepunkten (-252,6 °C) und Schmelzpunkten (-259,2 °C).
Wasserstoff ist leichter als Luft, D (in Luft) = 0,069; in Wasser schwer löslich (2 Volumenteile H2 lösen sich in 100 Volumenteilen H2O). Daher kann Wasserstoff, wenn er im Labor hergestellt wird, durch Luft- oder Wasserverdrängungsverfahren gesammelt werden.

Wasserstoff bekommen

Im Labor:

1. Wirkung verdünnter Säuren auf Metalle:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Wechselwirkung von Alkali und Alkalimetallen mit Wasser:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hydrolyse von Hydriden: Metallhydride zersetzen sich leicht durch Wasser unter Bildung des entsprechenden Alkalis und Wasserstoffs:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Die Wirkung von Alkalien auf Zink oder Aluminium oder Silizium:
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. Wasserelektrolyse. Um die elektrische Leitfähigkeit von Wasser zu erhöhen, wird ihm ein Elektrolyt zugesetzt, beispielsweise NaOH, H 2 SO 4 oder Na 2 SO 4. An der Kathode entstehen 2 Volumina Wasserstoff, an der Anode 1 Volumen Sauerstoff.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Industrielle Produktion von Wasserstoff

1. Umwandlung von Methan mit Wasserdampf, Ni 800 °C (am günstigsten):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

In der Summe:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Wasserdampf durch heißen Koks bei 1000 °C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Das entstehende Kohlenmonoxid (IV) wird vom Wasser absorbiert, so werden 50 % des industriellen Wasserstoffs gewonnen.

3. Durch Erhitzen von Methan auf 350 °C in Gegenwart eines Eisen- oder Nickelkatalysators:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektrolyse wässriger Lösungen von KCl oder NaCl als Nebenprodukt:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff

• In Verbindungen ist Wasserstoff immer einwertig. Es hat eine Oxidationsstufe von +1, in Metallhydriden beträgt sie jedoch -1.
• Das Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Atomen. Die Entstehung einer Bindung zwischen ihnen wird durch die Bildung eines verallgemeinerten Elektronenpaares H: H oder H 2 erklärt
• Aufgrund dieser Verallgemeinerung der Elektronen ist das H 2 -Molekül energetisch stabiler als seine einzelnen Atome. Um ein Molekül in 1 Mol Wasserstoff in Atome zu zerlegen, muss eine Energie von 436 kJ aufgewendet werden: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ/mol
• Dies erklärt die relativ geringe Aktivität von molekularem Wasserstoff bei normaler Temperatur.
• Wasserstoff bildet mit vielen Nichtmetallen gasförmige Verbindungen wie RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Bildet mit Halogenen Halogenwasserstoffe:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Gleichzeitig explodiert es mit Fluor, reagiert mit Chlor und Brom nur bei Beleuchtung oder Erhitzen und mit Jod nur bei Erhitzen.

2) Mit Sauerstoff:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
mit Wärmeabgabe. Bei gewöhnlichen Temperaturen verläuft die Reaktion langsam, oberhalb von 550 °C – mit einer Explosion. Eine Mischung aus 2 Volumina H 2 und 1 Volumen O 2 wird als explosives Gas bezeichnet.

3) Beim Erhitzen reagiert es heftig mit Schwefel (viel schwieriger mit Selen und Tellur):
H 2 + S → H 2 S (Schwefelwasserstoff),

4) Mit Stickstoff unter Bildung von Ammoniak nur am Katalysator und bei erhöhten Temperaturen und Drücken:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Mit Kohlenstoff bei hohen Temperaturen:
2H 2 + C → CH 4 (Methan)

6) Bildet Hydride mit Alkali- und Erdalkalimetallen (Wasserstoff ist ein Oxidationsmittel):
H 2 + 2Li → 2LiH
in Metallhydriden ist das Wasserstoffion negativ geladen (Oxidationsstufe -1), d. h. das Hydrid Na + H – ist aufgebaut wie Chlorid Na + Cl –

Bei komplexen Substanzen:

7) Mit Metalloxiden (zur Wiederherstellung von Metallen):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) mit Kohlenmonoxid (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Synthesegas (eine Mischung aus Wasserstoff und Kohlenmonoxid) ist von großer praktischer Bedeutung, da je nach Temperatur, Druck und Katalysator verschiedene organische Verbindungen entstehen, beispielsweise HCHO, CH 3 OH und andere.

9) Ungesättigte Kohlenwasserstoffe reagieren mit Wasserstoff und werden gesättigt:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.