Το οξυγόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στη Γη. Μαζί με το άζωτο και μια μικρή ποσότητα άλλων αερίων, το ελεύθερο οξυγόνο σχηματίζει την ατμόσφαιρα της Γης. Η περιεκτικότητά του στον αέρα είναι 20,95% κατ' όγκο ή 23,15% κατά μάζα. Στον φλοιό της γης, το 58% των ατόμων είναι συνδεδεμένα άτομα οξυγόνου (47% κατά μάζα). Το οξυγόνο είναι μέρος του νερού (τα αποθέματα δεσμευμένου οξυγόνου στην υδρόσφαιρα είναι εξαιρετικά μεγάλα), των πετρωμάτων, πολλών ορυκτών και αλάτων και βρίσκεται σε λίπη, πρωτεΐνες και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Σχεδόν όλο το ελεύθερο οξυγόνο της Γης δημιουργείται και διατηρείται ως αποτέλεσμα της διαδικασίας της φωτοσύνθεσης.

Φυσικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (31 ml οξυγόνου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20 βαθμούς), αλλά εξακολουθεί να είναι καλύτερο από άλλα αέρια της ατμόσφαιρας, επομένως το νερό εμπλουτίζεται με οξυγόνο. Η πυκνότητα του οξυγόνου υπό κανονικές συνθήκες είναι 1,429 g/l. Σε θερμοκρασία -183 0 C και πίεση 101.325 kPa, το οξυγόνο μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση. Το υγρό οξυγόνο έχει μπλε χρώμα, έλκεται σε μαγνητικό πεδίο και στους -218,7 ° C σχηματίζει μπλε κρυστάλλους.

Το φυσικό οξυγόνο έχει τρία ισότοπα O 16, O 17, O 18.

Αλλοτροπία- την ικανότητα ενός χημικού στοιχείου να υπάρχει με τη μορφή δύο ή περισσότερων απλών ουσιών που διαφέρουν μόνο στον αριθμό των ατόμων στο μόριο ή στη δομή.

Όζον O 3 – υπάρχει στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας σε υψόμετρο 20-25 km από την επιφάνεια της Γης και σχηματίζει το λεγόμενο «στρώμα του όζοντος», το οποίο προστατεύει τη Γη από την επιβλαβή υπεριώδη ακτινοβολία του Ήλιου. ένα απαλό μωβ, δηλητηριώδες αέριο σε μεγάλες ποσότητες με συγκεκριμένη, πικάντικη αλλά ευχάριστη οσμή. Το σημείο τήξης είναι -192,7 0 C, το σημείο βρασμού είναι 111,9 0 C. Διαλύουμε το οξυγόνο καλύτερα στο νερό.

Το όζον είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Η οξειδωτική του δράση βασίζεται στην ικανότητα του μορίου να αποσυντίθεται με την απελευθέρωση ατομικού οξυγόνου:

Οξειδώνει πολλές απλές και πολύπλοκες ουσίες. Με ορισμένα μέταλλα σχηματίζει οζονίδια, για παράδειγμα οζονίδιο του καλίου:

K + O 3 = KO 3

Το όζον παράγεται σε ειδικές συσκευές - οζονιστές. Σε αυτά, υπό την επίδραση ηλεκτρικής εκκένωσης, το μοριακό οξυγόνο μετατρέπεται σε όζον:

Μια παρόμοια αντίδραση συμβαίνει υπό την επίδραση των κεραυνών.

Η χρήση του όζοντος οφείλεται στις ισχυρές οξειδωτικές του ιδιότητες: χρησιμοποιείται για τη λεύκανση υφασμάτων, την απολύμανση του πόσιμου νερού και στην ιατρική ως απολυμαντικό.

Η εισπνοή όζοντος σε μεγάλες ποσότητες είναι επιβλαβής: ερεθίζει τους βλεννογόνους των ματιών και τα αναπνευστικά όργανα.

Χημικές ιδιότητες.

Σε χημικές αντιδράσεις με άτομα άλλων στοιχείων (εκτός του φθορίου), το οξυγόνο εμφανίζει αποκλειστικά οξειδωτικές ιδιότητες

Η πιο σημαντική χημική ιδιότητα είναι η ικανότητα σχηματισμού οξειδίων με όλα σχεδόν τα στοιχεία. Ταυτόχρονα, το οξυγόνο αντιδρά άμεσα με τις περισσότερες ουσίες, ειδικά όταν θερμαίνεται.

Ως αποτέλεσμα αυτών των αντιδράσεων, κατά κανόνα, σχηματίζονται οξείδια, λιγότερο συχνά υπεροξείδια:

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Το οξυγόνο δεν αλληλεπιδρά άμεσα με τα αλογόνα, τον χρυσό και την πλατίνα· τα οξείδια τους λαμβάνονται έμμεσα. Όταν θερμαίνεται, το θείο, ο άνθρακας και ο φώσφορος καίγονται σε οξυγόνο.

Η αλληλεπίδραση του οξυγόνου με το άζωτο ξεκινά μόνο σε θερμοκρασία 1200 0 C ή σε ηλεκτρική εκκένωση:

N 2 + O 2 = 2NO

Με το υδρογόνο, το οξυγόνο σχηματίζει νερό:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Κατά τη διάρκεια αυτής της αντίδρασης, απελευθερώνεται σημαντική ποσότητα θερμότητας.

Ένα μείγμα δύο όγκων υδρογόνου με έναν όγκο οξυγόνου εκρήγνυται όταν αναφλέγεται. ονομάζεται εκρηκτικό αέριο.

Πολλά μέταλλα κατά την επαφή με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο υπόκεινται σε καταστροφή - διάβρωση. Ορισμένα μέταλλα υπό κανονικές συνθήκες οξειδώνονται μόνο από την επιφάνεια (για παράδειγμα, αλουμίνιο, χρώμιο). Η προκύπτουσα μεμβράνη οξειδίου εμποδίζει την περαιτέρω αλληλεπίδραση.

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

Υπό ορισμένες συνθήκες, πολύπλοκες ουσίες αλληλεπιδρούν επίσης με το οξυγόνο. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται οξείδια και σε ορισμένες περιπτώσεις οξείδια και απλές ουσίες.

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

Όταν αλληλεπιδρά με σύνθετες ουσίες, το οξυγόνο δρα ως οξειδωτικός παράγοντας. Σημαντική ιδιότητά του, η ικανότητα διατήρησης καύσηουσίες.

Το οξυγόνο σχηματίζει επίσης μια ένωση με το υδρογόνο - υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 - ένα άχρωμο διαφανές υγρό με πικάντικη στυφή γεύση, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό. Χημικά, το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι μια πολύ ενδιαφέρουσα ένωση. Η χαμηλή του σταθερότητα είναι χαρακτηριστική: όταν στέκεται, αποσυντίθεται αργά σε νερό και οξυγόνο:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

Το φως, η θερμότητα, η παρουσία αλκαλίων και η επαφή με οξειδωτικά ή αναγωγικά μέσα επιταχύνουν τη διαδικασία αποσύνθεσης. Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στο υπεροξείδιο του υδρογόνου = - 1, δηλ. έχει μια ενδιάμεση τιμή μεταξύ της κατάστασης οξείδωσης του οξυγόνου στο νερό (-2) και στο μοριακό οξυγόνο (0), έτσι το υπεροξείδιο του υδρογόνου εμφανίζει δυαδικότητα οξειδοαναγωγής. Οι οξειδωτικές ιδιότητες του υπεροξειδίου του υδρογόνου είναι πολύ πιο έντονες από τις αναγωγικές ιδιότητες και εκδηλώνονται σε όξινο, αλκαλικό και ουδέτερο περιβάλλον.

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

Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου

Υπό κανονικές συνθήκες, το μοριακό Υδρογόνο είναι σχετικά λίγο ενεργό, συνδυάζεται άμεσα μόνο με το πιο ενεργό από τα αμέταλλα (με φθόριο και στο φως με χλώριο). Ωστόσο, όταν θερμαίνεται, αντιδρά με πολλά στοιχεία.

Το υδρογόνο αντιδρά με απλές και σύνθετες ουσίες:

- Αλληλεπίδραση υδρογόνου με μέταλλα οδηγεί στο σχηματισμό πολύπλοκων ουσιών - υδριδίων, στους χημικούς τύπους των οποίων το άτομο μετάλλου έρχεται πάντα πρώτο:

Σε υψηλή θερμοκρασία, το Υδρογόνο αντιδρά άμεσα με μερικά μέταλλα(αλκαλική, αλκαλική γη και άλλα), σχηματίζοντας λευκές κρυσταλλικές ουσίες - υδρίδια μετάλλων (Li H, Na H, KH, CaH 2, κ.λπ.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Τα υδρίδια μετάλλων αποσυντίθενται εύκολα από το νερό για να σχηματίσουν τα αντίστοιχα αλκάλια και υδρογόνο:

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

- Όταν το υδρογόνο αλληλεπιδρά με αμέταλλα σχηματίζονται πτητικές ενώσεις υδρογόνου. Στον χημικό τύπο μιας πτητικής ένωσης υδρογόνου, το άτομο υδρογόνου μπορεί να βρίσκεται είτε στην πρώτη είτε στη δεύτερη θέση, ανάλογα με τη θέση του στο PSHE (βλ. πινακίδα στη διαφάνεια):

1). Με οξυγόνοΤο υδρογόνο σχηματίζει νερό:

Βίντεο "Κύση υδρογόνου"

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

Σε κανονικές θερμοκρασίες η αντίδραση προχωρά εξαιρετικά αργά, πάνω από 550°C - με έκρηξη (ένα μείγμα 2 όγκων H 2 και 1 όγκου O 2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο) .

Βίντεο "Έκρηξη εκρηκτικού αερίου"

Βίντεο "Προετοιμασία και έκρηξη ενός εκρηκτικού μείγματος"

2). Με αλογόναΤο υδρογόνο σχηματίζει υδραλογονίδια, για παράδειγμα:

H2 + Cl2 = 2HCl

Ταυτόχρονα, το Υδρογόνο εκρήγνυται με φθόριο (ακόμα και στο σκοτάδι και στους -252°C), αντιδρά με χλώριο και βρώμιο μόνο όταν φωτίζεται ή θερμαίνεται και με ιώδιο μόνο όταν θερμαίνεται.

3). Με άζωτοΤο υδρογόνο αντιδρά σχηματίζοντας αμμωνία:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

μόνο σε καταλύτη και σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις.

4). Όταν θερμαίνεται, το Υδρογόνο αντιδρά έντονα με θειάφι:

H 2 + S = H 2 S (υδρόθειο),

πολύ πιο δύσκολο με το σελήνιο και το τελλούριο.

5). Με καθαρό άνθρακαΤο υδρογόνο μπορεί να αντιδράσει χωρίς καταλύτη μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες:

2H 2 + C (άμορφο) = CH 4 (μεθάνιο)

- Το υδρογόνο υφίσταται αντίδραση υποκατάστασης με οξείδια μετάλλων , σε αυτή την περίπτωση σχηματίζεται νερό στα προϊόντα και μειώνεται το μέταλλο. Υδρογόνο - παρουσιάζει τις ιδιότητες ενός αναγωγικού παράγοντα:

Χρησιμοποιείται υδρογόνο για την ανάκτηση πολλών μετάλλων, δεδομένου ότι αφαιρεί το οξυγόνο από τα οξείδια τους:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, κ.λπ.

Εφαρμογές υδρογόνου

Βίντεο "Χρήση υδρογόνου"

Επί του παρόντος, το υδρογόνο παράγεται σε τεράστιες ποσότητες. Ένα πολύ μεγάλο μέρος του χρησιμοποιείται στη σύνθεση αμμωνίας, υδρογόνωση λιπών και στην υδρογόνωση άνθρακα, ελαίων και υδρογονανθράκων. Επιπλέον, το υδρογόνο χρησιμοποιείται για τη σύνθεση υδροχλωρικού οξέος, μεθυλικής αλκοόλης, υδροκυανικού οξέος, σε συγκόλληση και σφυρηλάτηση μετάλλων, καθώς και στην κατασκευή λαμπτήρων πυρακτώσεως και πολύτιμων λίθων. Το υδρογόνο πωλείται σε κυλίνδρους υπό πίεση άνω των 150 atm. Είναι βαμμένα σκούρα πράσινα και έχουν κόκκινη επιγραφή «Hydrogen».

Το υδρογόνο χρησιμοποιείται για τη μετατροπή υγρών λιπών σε στερεά λίπη (υδρογόνωση), παράγοντας υγρό καύσιμο με υδρογόνωση άνθρακα και μαζούτ. Στη μεταλλουργία, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας για οξείδια ή χλωρίδια για την παραγωγή μετάλλων και μη μετάλλων (γερμάνιο, πυρίτιο, γάλλιο, ζιρκόνιο, άφνιο, μολυβδαίνιο, βολφράμιο κ.λπ.).

Οι πρακτικές χρήσεις του υδρογόνου ποικίλλουν: χρησιμοποιείται συνήθως για την πλήρωση μπαλονιών ανιχνευτών, στη χημική βιομηχανία χρησιμεύει ως πρώτη ύλη για την παραγωγή πολλών πολύ σημαντικών προϊόντων (αμμωνία κ.λπ.), στη βιομηχανία τροφίμων - για την παραγωγή στερεών λιπών από φυτικά έλαια κ.λπ. Η υψηλή θερμοκρασία (έως 2600 °C), που λαμβάνεται με καύση υδρογόνου σε οξυγόνο, χρησιμοποιείται για την τήξη πυρίμαχων μετάλλων, χαλαζία κ.λπ. Το υγρό υδρογόνο είναι ένα από τα πιο αποδοτικά καύσιμα αεριωθουμένων. Η ετήσια παγκόσμια κατανάλωση υδρογόνου υπερβαίνει το 1 εκατομμύριο τόνους.

ΠΡΟΣΟΜΟΙΩΤΕΣ

Νο 2. Υδρογόνο

ΕΡΓΑΣΙΕΣ ΑΝΑΘΕΣΗ

Εργασία Νο. 1
Να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης για την αλληλεπίδραση του υδρογόνου με τις ακόλουθες ουσίες: F 2, Ca, Al 2 O 3, οξείδιο υδραργύρου (II), οξείδιο βολφραμίου (VI). Ονομάστε τα προϊόντα της αντίδρασης, αναφέρετε τα είδη των αντιδράσεων.

Εργασία Νο. 2
Εκτελέστε μετασχηματισμούς σύμφωνα με το σχήμα:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Εργασία Νο. 3.
Υπολογίστε τη μάζα του νερού που μπορεί να ληφθεί με την καύση 8 g υδρογόνου;

Σκοπός του μαθήματος.Σε αυτό το μάθημα θα μάθετε ίσως για τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία για τη ζωή στη γη - το υδρογόνο και το οξυγόνο, θα μάθετε για τις χημικές τους ιδιότητες, καθώς και για τις φυσικές ιδιότητες των απλών ουσιών που σχηματίζουν, θα μάθετε περισσότερα για το ρόλο του οξυγόνου και του υδρογόνου στη φύση και στη ζωή πρόσωπο.

Υδρογόνο– το πιο κοινό στοιχείο στο Σύμπαν. Οξυγόνο– το πιο κοινό στοιχείο στη Γη. Μαζί σχηματίζουν νερό, μια ουσία που αποτελεί περισσότερο από το ήμισυ της μάζας του ανθρώπινου σώματος. Το οξυγόνο είναι ένα αέριο που χρειαζόμαστε για την αναπνοή και χωρίς νερό δεν θα μπορούσαμε να ζήσουμε ούτε λίγες μέρες, οπότε χωρίς αμφιβολία μπορούμε να θεωρήσουμε το οξυγόνο και το υδρογόνο τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία που είναι απαραίτητα για τη ζωή.

Δομή ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου

Έτσι, το υδρογόνο εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Στη φύση, το υδρογόνο βρίσκεται με τη μορφή τριών ισοτόπων, του πρωτίου, του δευτέριου και του τριτίου.Τα ισότοπα υδρογόνου διαφέρουν πολύ μεταξύ τους ως προς τις φυσικές ιδιότητες, επομένως τους αποδίδονται ακόμη και μεμονωμένα σύμβολα.

Εάν δεν θυμάστε ή δεν ξέρετε τι είναι τα ισότοπα, δουλέψτε με τα υλικά της ηλεκτρονικής εκπαιδευτικής πηγής «Τα ισότοπα ως ποικιλίες ατόμων ενός χημικού στοιχείου». Σε αυτό θα μάθετε πώς διαφέρουν τα ισότοπα ενός στοιχείου μεταξύ τους, σε τι οδηγεί η παρουσία πολλών ισοτόπων ενός στοιχείου και επίσης θα εξοικειωθείτε με τα ισότοπα πολλών στοιχείων.

Έτσι, οι πιθανές καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου περιορίζονται σε τιμές από –2 έως +2. Εάν το οξυγόνο δεχτεί δύο ηλεκτρόνια (γίνοντας ανιόν) ή σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με λιγότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία, μεταβαίνει σε κατάσταση οξείδωσης –2. Εάν το οξυγόνο σχηματίζει έναν δεσμό με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και έναν δεύτερο δεσμό με ένα άτομο ενός λιγότερο ηλεκτραρνητικού στοιχείου, μεταβαίνει στην κατάσταση οξείδωσης –1. Σχηματίζοντας δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με το φθόριο (το μόνο στοιχείο με υψηλότερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας), το οξυγόνο εισέρχεται στην κατάσταση οξείδωσης +2. Σχηματισμός ενός δεσμού με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και του δεύτερου με ένα άτομο φθορίου – +1. Τέλος, εάν το οξυγόνο σχηματίσει έναν δεσμό με ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο και έναν δεύτερο δεσμό με το φθόριο, θα είναι σε κατάσταση οξείδωσης 0.

Φυσικές ιδιότητες υδρογόνου και οξυγόνου, αλλοτροπία οξυγόνου

Υδρογόνο– άχρωμο αέριο χωρίς γεύση ή οσμή. Πολύ ελαφρύ (14,5 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα). Η θερμοκρασία υγροποίησης του υδρογόνου – -252,8 °C – είναι σχεδόν η χαμηλότερη μεταξύ όλων των αερίων (δεύτερη μόνο μετά το ήλιο). Το υγρό και στερεό υδρογόνο είναι πολύ ελαφριές, άχρωμες ουσίες.

Οξυγόνο- άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Σε θερμοκρασία -182,9 °C μετατρέπεται σε βαρύ μπλε υγρό, στους -218 °C στερεοποιείται με το σχηματισμό μπλε κρυστάλλων. Τα μόρια οξυγόνου είναι παραμαγνητικά, που σημαίνει ότι το οξυγόνο έλκεται από έναν μαγνήτη. Το οξυγόνο είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό.

Σε αντίθεση με το υδρογόνο, το οποίο σχηματίζει μόρια ενός μόνο τύπου, το οξυγόνο παρουσιάζει αλλοτροπία και σχηματίζει μόρια δύο τύπων, δηλαδή το στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει δύο απλές ουσίες: οξυγόνο και όζον.

Χημικές ιδιότητες και παρασκευή απλών ουσιών

Υδρογόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του υδρογόνου είναι ένας απλός δεσμός, αλλά είναι ένας από τους ισχυρότερους απλούς δεσμούς στη φύση και για να σπάσει είναι απαραίτητο να ξοδέψετε πολλή ενέργεια, για το λόγο αυτό το υδρογόνο είναι πολύ αδρανές σε θερμοκρασία δωματίου, αλλά με αυξανόμενη θερμοκρασία (ή παρουσία καταλύτη) το υδρογόνο αλληλεπιδρά εύκολα με πολλές απλές και πολύπλοκες ουσίες.

Από χημική άποψη, το υδρογόνο είναι ένα τυπικό αμέταλλο. Δηλαδή, είναι ικανό να αλληλεπιδρά με ενεργά μέταλλα για να σχηματίσει υδρίδια, στα οποία εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1. Με ορισμένα μέταλλα (λίθιο, ασβέστιο), η αλληλεπίδραση συμβαίνει ακόμη και σε θερμοκρασία δωματίου, αλλά μάλλον αργά, επομένως η θέρμανση χρησιμοποιείται στη σύνθεση υδριδίων:

,

.

Ο σχηματισμός υδριδίων με άμεση αλληλεπίδραση απλών ουσιών είναι δυνατός μόνο για ενεργά μέταλλα. Το αλουμίνιο δεν αλληλεπιδρά πλέον άμεσα με το υδρογόνο· το υδρίδιο του λαμβάνεται με αντιδράσεις ανταλλαγής.

Το υδρογόνο αντιδρά επίσης με τα αμέταλλα μόνο όταν θερμαίνεται. Εξαιρέσεις αποτελούν τα αλογόνα χλώριο και βρώμιο, η αντίδραση με τα οποία μπορεί να προκληθεί από το φως:

.

Η αντίδραση με το φθόριο επίσης δεν απαιτεί θέρμανση· προχωρά εκρηκτικά ακόμη και με έντονη ψύξη και σε απόλυτο σκοτάδι.

Η αντίδραση με το οξυγόνο προχωρά κατά μήκος ενός μηχανισμού διακλαδισμένης αλυσίδας, έτσι ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται γρήγορα και σε ένα μείγμα οξυγόνου και υδρογόνου σε αναλογία 1:2, η αντίδραση προχωρά με έκρηξη (ένα τέτοιο μείγμα ονομάζεται "εκρηκτικό αέριο" ):

.

Η αντίδραση με το θείο προχωρά πολύ πιο ήρεμα, χωρίς σχεδόν καμία παραγωγή θερμότητας:

.

Οι αντιδράσεις με άζωτο και ιώδιο είναι αναστρέψιμες:

,

.

Αυτή η περίσταση καθιστά πολύ δύσκολη την απόκτηση αμμωνίας στη βιομηχανία: η διαδικασία απαιτεί τη χρήση αυξημένης πίεσης για την ανάμειξη της ισορροπίας προς το σχηματισμό αμμωνίας. Το ιωδιούχο υδρογόνο δεν λαμβάνεται με άμεση σύνθεση, καθώς υπάρχουν πολλές πολύ πιο βολικές μέθοδοι για τη σύνθεσή του.

Το υδρογόνο δεν αντιδρά άμεσα με αμέταλλα χαμηλής δράσης (), αν και οι ενώσεις του με αυτά είναι γνωστές.

Σε αντιδράσεις με σύνθετες ουσίες, το υδρογόνο στις περισσότερες περιπτώσεις δρα ως αναγωγικός παράγοντας. Στα διαλύματα, το υδρογόνο μπορεί να μειώσει τα μέταλλα χαμηλής ενεργότητας (που βρίσκονται μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσης) από τα άλατά τους:

Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο μπορεί να αναγάγει πολλά μέταλλα από τα οξείδια τους. Επιπλέον, όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο πιο δύσκολο είναι να αποκατασταθεί και τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία που απαιτείται για αυτό:

.

Μέταλλα πιο ενεργά από τον ψευδάργυρο είναι σχεδόν αδύνατο να αναχθούν με υδρογόνο.

Το υδρογόνο παράγεται στο εργαστήριο με την αντίδραση μετάλλων με ισχυρά οξέα. Τα πιο συχνά χρησιμοποιούμενα είναι ο ψευδάργυρος και το υδροχλωρικό οξύ:

Λιγότερο συχνά χρησιμοποιείται η ηλεκτρόλυση του νερού παρουσία ισχυρών ηλεκτρολυτών:

Στη βιομηχανία, το υδρογόνο λαμβάνεται ως παραπροϊόν κατά την παραγωγή υδροξειδίου του νατρίου με ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου νατρίου:

Επιπλέον, το υδρογόνο λαμβάνεται από τη διύλιση πετρελαίου.

Η παραγωγή υδρογόνου με φωτόλυση νερού είναι μια από τις πιο υποσχόμενες μεθόδους στο μέλλον, αλλά αυτή τη στιγμή η βιομηχανική εφαρμογή αυτής της μεθόδου είναι δύσκολη.

Εργασία με τα υλικά ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων Εργαστηριακή εργασία «Παραγωγή και ιδιότητες υδρογόνου» και Εργαστηριακή εργασία «Μειωτικές ιδιότητες υδρογόνου». Μελετήστε την αρχή λειτουργίας της συσκευής Kipp και της συσκευής Kiryushkin. Σκεφτείτε σε ποιες περιπτώσεις είναι πιο βολικό να χρησιμοποιείτε τη συσκευή Kipp και σε ποιες περιπτώσεις είναι πιο βολικό να χρησιμοποιείτε τη συσκευή Kiryushkin. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζει το υδρογόνο στις αντιδράσεις;

Οξυγόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του οξυγόνου είναι διπλός και πολύ ισχυρός. Επομένως, το οξυγόνο είναι μάλλον ανενεργό σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμαίνεται, ωστόσο, αρχίζει να εμφανίζει ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο αντιδρά χωρίς θέρμανση με ενεργά μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες):

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο αντιδρά με τα περισσότερα μέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

,

,

.

Ο άργυρος και τα λιγότερο ενεργά μέταλλα δεν οξειδώνονται από το οξυγόνο.

Το οξυγόνο αντιδρά επίσης με τα περισσότερα αμέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

,

,

.

Η αλληλεπίδραση με το άζωτο συμβαίνει μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, περίπου 2000 °C.

Το οξυγόνο δεν αντιδρά με το χλώριο, το βρώμιο και το ιώδιο, αν και πολλά από τα οξείδια τους μπορούν να ληφθούν έμμεσα.

Η αλληλεπίδραση του οξυγόνου με το φθόριο μπορεί να πραγματοποιηθεί περνώντας μια ηλεκτρική εκκένωση μέσω ενός μείγματος αερίων:

.

Το φθόριο οξυγόνο(II) είναι μια ασταθής ένωση, αποσυντίθεται εύκολα και είναι πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

Στα διαλύματα, το οξυγόνο είναι ένας ισχυρός, αν και αργός, οξειδωτικός παράγοντας. Κατά κανόνα, το οξυγόνο προάγει τη μετάβαση των μετάλλων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης:

Η παρουσία οξυγόνου συχνά επιτρέπει στα μέταλλα που βρίσκονται αμέσως πίσω από το υδρογόνο στη σειρά τάσης να διαλυθούν σε οξέα:

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο μπορεί να οξειδώσει τα κατώτερα οξείδια μετάλλων:

.

Το οξυγόνο στη βιομηχανία δεν λαμβάνεται με χημικές μεθόδους· λαμβάνεται από τον αέρα με απόσταξη.

Στο εργαστήριο, χρησιμοποιούν τις αντιδράσεις αποσύνθεσης ενώσεων πλούσιων σε οξυγόνο - νιτρικά, χλωρικά, υπερμαγγανικά άλατα όταν θερμαίνονται:

Μπορείτε επίσης να λάβετε οξυγόνο μέσω της καταλυτικής αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου:

Επιπλέον, η παραπάνω αντίδραση ηλεκτρόλυσης νερού μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή οξυγόνου.

Εργαστείτε με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Παραγωγή οξυγόνου και οι ιδιότητές του».

Πώς ονομάζεται η μέθοδος συλλογής οξυγόνου που χρησιμοποιείται στις εργαστηριακές εργασίες; Ποιες άλλες μέθοδοι συλλογής αερίων υπάρχουν και ποιες από αυτές είναι κατάλληλες για τη συλλογή οξυγόνου;

Εργασία 1. Δείτε το βίντεο κλιπ «Αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου όταν θερμαίνεται».

Απάντησε στις ερωτήσεις:

1. 1. Ποιο από τα στερεά προϊόντα της αντίδρασης είναι διαλυτό στο νερό;
   2. Τι χρώμα έχει το διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου;
   3. Τι χρώμα έχει το διάλυμα μαγγανικού καλίου;

Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν. Ισορροπήστε τα χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του ηλεκτρονικού ισοζυγίου.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλό σας μέσα ή μέσα στην αίθουσα βίντεο.

Οζο.

Το μόριο του όζοντος είναι τριατομικό και οι δεσμοί σε αυτό είναι λιγότερο ισχυροί από ό,τι στο μόριο του οξυγόνου, γεγονός που οδηγεί σε μεγαλύτερη χημική δραστηριότητα του όζοντος: το όζον οξειδώνει εύκολα πολλές ουσίες σε διαλύματα ή σε ξηρή μορφή χωρίς θέρμανση:

Το όζον μπορεί εύκολα να οξειδώσει το οξείδιο του αζώτου (IV) σε οξείδιο του αζώτου (V) και το οξείδιο του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) χωρίς καταλύτη:

Το όζον σταδιακά αποσυντίθεται για να σχηματίσει οξυγόνο:

Για την παραγωγή όζοντος, χρησιμοποιούνται ειδικές συσκευές - οζονιστές, στους οποίους μια εκκένωση λάμψης διέρχεται μέσω οξυγόνου.

Στο εργαστήριο, για τη λήψη μικρών ποσοτήτων όζοντος, μερικές φορές χρησιμοποιούνται οι αντιδράσεις αποσύνθεσης υπεροξο ενώσεων και ορισμένων ανώτερων οξειδίων όταν θερμαίνονται:

Εργαστείτε με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Παραγωγή όζοντος και μελέτη των ιδιοτήτων του».

Εξηγήστε γιατί το διάλυμα indigo αποχρωματίζεται. Γράψτε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν αναμιγνύονται διαλύματα νιτρικού μολύβδου και θειούχου νατρίου και όταν διοχετεύεται οζονισμένος αέρας μέσω του εναιωρήματος που προκύπτει. Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για μια αντίδραση ανταλλαγής ιόντων. Για την αντίδραση οξειδοαναγωγής, δημιουργήστε μια ισορροπία ηλεκτρονίων.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλό σας μέσα ή μέσα στην αίθουσα βίντεο.

Χημικές ιδιότητες του νερού

Για να εξοικειωθείτε καλύτερα με τις φυσικές ιδιότητες του νερού και τη σημασία του, εργαστείτε με τα υλικά των ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων «Ανώμαλες ιδιότητες του νερού» και «Το νερό είναι το πιο σημαντικό υγρό στη Γη».

Το νερό έχει μεγάλη σημασία για όλους τους ζωντανούς οργανισμούς—στην πραγματικότητα, πολλοί ζωντανοί οργανισμοί αποτελούνται από περισσότερο από το μισό νερό. Το νερό είναι ένας από τους πιο καθολικούς διαλύτες (σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις, οι δυνατότητές του ως διαλύτης αυξάνονται σημαντικά). Από χημική άποψη, το νερό είναι οξείδιο του υδρογόνου και σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται (αν και σε πολύ μικρό βαθμό) σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υδροξειδίου:

.

Το νερό αντιδρά με πολλά μέταλλα. Το νερό αντιδρά με ενεργές (αλκαλικές, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες) χωρίς θέρμανση:

Η αλληλεπίδραση με λιγότερο ενεργές εμφανίζεται όταν θερμαίνεται.

Γενική και ανόργανη χημεία

Διάλεξη 6. Υδρογόνο και οξυγόνο. Νερό. Υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Υδρογόνο

Το άτομο υδρογόνου είναι το απλούστερο αντικείμενο της χημείας. Αυστηρά μιλώντας, το ιόν του, το πρωτόνιο, είναι ακόμα πιο απλό. Περιγράφηκε για πρώτη φορά το 1766 από τον Cavendish. Όνομα από τα ελληνικά. «υδρογονίδια» – που παράγουν νερό.

Η ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου είναι περίπου 0,5 * 10-10 m και το ιόν του (πρωτόνιο) είναι 1,2 * 10-15 m. Ή από 50 μ.μ. έως 1,2 * 10-3 μ.μ. ή από 50 μέτρα (διαγώνιος του SCA ) έως 1 mm.

Το επόμενο στοιχείο 1s, το λίθιο, αλλάζει μόνο από τις 155 μ.μ. έως τις 68 μ.μ. για το Li+. Μια τέτοια διαφορά στα μεγέθη ενός ατόμου και του κατιόντος του (5 τάξεις μεγέθους) είναι μοναδική.

Λόγω του μικρού μεγέθους του πρωτονίου, λαμβάνει χώρα ανταλλαγή δεσμός υδρογόνου, κυρίως μεταξύ ατόμων οξυγόνου, αζώτου και φθορίου. Η ισχύς των δεσμών υδρογόνου είναι 10-40 kJ/mol, η οποία είναι σημαντικά μικρότερη από την ενέργεια θραύσης των περισσότερων συνηθισμένων δεσμών (100-150 kJ/mol σε οργανικά μόρια), αλλά μεγαλύτερη από τη μέση κινητική ενέργεια της θερμικής κίνησης στους 370 C (4 kJ/mol). Ως αποτέλεσμα, σε έναν ζωντανό οργανισμό, οι δεσμοί υδρογόνου σπάνε αναστρέψιμα, διασφαλίζοντας τη ροή των ζωτικών διεργασιών.

Το υδρογόνο λιώνει στους 14 Κ, βράζει στους 20,3 Κ (πίεση 1 atm), η πυκνότητα του υγρού υδρογόνου είναι μόνο 71 g/l (14 φορές ελαφρύτερη από το νερό).

Διεγερμένα άτομα υδρογόνου με μεταπτώσεις έως n 733 → 732 με μήκος κύματος 18 m ανακαλύφθηκαν στο σπάνιο διαστρικό μέσο, ​​το οποίο αντιστοιχεί σε ακτίνα Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) της τάξης του 0,1 mm ( !).

Το πιο κοινό στοιχείο στο διάστημα (88,6% των ατόμων, 11,3% των ατόμων είναι ήλιο και μόνο το 0,1% είναι άτομα όλων των άλλων στοιχείων).

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

Εφόσον τα πρωτόνια έχουν σπιν 1/2, υπάρχουν τρεις παραλλαγές μορίων υδρογόνου:

ορθοϋδρογονο ο-Η2 με παράλληλες πυρηνικές σπιν, παραϋδρογονο p-H2 με αντιπαράλληλος spins και κανονικό n-H2 - ένα μείγμα 75% ορθο-υδρογόνου και 25% παρα-υδρογόνου. Κατά τη διάρκεια του μετασχηματισμού o-H2 → p-H2, απελευθερώνονται 1418 J/mol.

Ιδιότητες ορθο- και παραϋδρογόνου

Δεδομένου ότι η ατομική μάζα του υδρογόνου είναι η ελάχιστη δυνατή, τα ισότοπά του - το δευτέριο D (2 H) και το τρίτιο T (3 H) διαφέρουν σημαντικά από το πρωτίου 1 Η ως προς τις φυσικές και χημικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, η αντικατάσταση ενός από τα υδρογόνα σε μια οργανική ένωση με δευτέριο έχει μια αξιοσημείωτη επίδραση στο δονητικό (υπέρυθρο) φάσμα του, το οποίο καθιστά δυνατό τον προσδιορισμό της δομής των σύνθετων μορίων. Παρόμοιες υποκαταστάσεις («μέθοδος επισημασμένου ατόμου») χρησιμοποιούνται επίσης για τον καθορισμό των μηχανισμών του συμπλόκου

χημικές και βιοχημικές διεργασίες. Η μέθοδος ατόμου με ετικέτα είναι ιδιαίτερα ευαίσθητη όταν χρησιμοποιείται ραδιενεργό τρίτιο αντί για πρωτίου (β-διάσπαση, χρόνος ημιζωής 12,5 χρόνια).

Ιδιότητες πρωτίου και δευτερίου

					Πυκνότητα, g/l (20 K)
Βασική μέθοδος παραγωγή υδρογόνουστη βιομηχανία – μετατροπή μεθανίου
ή ενυδάτωση άνθρακα στους 800-11000 C (καταλύτης):
CH4 + H2O = CO + 3 H2				πάνω από 10000 C
«Νερό αέριο»: C + H2 O = CO + H2
Στη συνέχεια μετατροπή CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, οξείδια κοβαλτίου

Σύνολο: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Άλλες πηγές υδρογόνου.

Αέριο φούρνου οπτάνθρακα: περίπου 55% υδρογόνο, 25% μεθάνιο, έως 2% βαρείς υδρογονάνθρακες, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% άζωτο.

Το υδρογόνο ως προϊόν καύσης:

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

Απελευθερώνονται έως και 370 λίτρα υδρογόνου ανά 1 κιλό μίγματος πυροτεχνίας.

Το υδρογόνο με τη μορφή απλής ουσίας χρησιμοποιείται για την παραγωγή αμμωνίας και την υδρογόνωση (σκλήρυνση) φυτικών λιπών, για αναγωγή από οξείδια ορισμένων μετάλλων (μολυβδαίνιο, βολφράμιο), για την παραγωγή υδριδίων (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Η ενθαλπία της αντίδρασης: Η. + Η. = Η2 είναι -436 kJ/mol, επομένως το ατομικό υδρογόνο χρησιμοποιείται για την παραγωγή μιας «φλόγας» μείωσης υψηλής θερμοκρασίας («καυστήρας Langmuir»). Ένας πίδακας υδρογόνου σε ένα ηλεκτρικό τόξο εξατμίζεται στους 35.000 C κατά 30%, τότε με τον ανασυνδυασμό των ατόμων είναι δυνατό να φθάσουμε στους 50.000 C.

Το υγροποιημένο υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο σε πυραύλους (βλ. οξυγόνο). Υποσχόμενο φιλικό προς το περιβάλλον καύσιμο για χερσαίες μεταφορές. Πειράματα βρίσκονται σε εξέλιξη σχετικά με τη χρήση μπαταριών υδρογόνου μετάλλου υδριδίου. Για παράδειγμα, ένα κράμα LaNi5 μπορεί να απορροφήσει 1,5-2 φορές περισσότερο υδρογόνο από αυτό που περιέχεται στον ίδιο όγκο (με τον όγκο του κράματος) υγρού υδρογόνου.

Οξυγόνο

Σύμφωνα με πλέον γενικά αποδεκτά δεδομένα, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε το 1774 από τον J. Priestley και ανεξάρτητα από τον K. Scheele. Η ιστορία της ανακάλυψης του οξυγόνου είναι ένα καλό παράδειγμα της επίδρασης των παραδειγμάτων στην ανάπτυξη της επιστήμης (βλ. Παράρτημα 1).

Προφανώς, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε στην πραγματικότητα πολύ νωρίτερα από την επίσημη ημερομηνία. Το 1620, ο καθένας μπορούσε να κάνει μια βόλτα στον Τάμεση (στον Τάμεση) με ένα υποβρύχιο που σχεδίασε ο Κορνήλιος βαν Ντρέμπελ. Το σκάφος κινήθηκε υποβρύχια χάρη στις προσπάθειες δώδεκα κωπηλατών. Σύμφωνα με πολυάριθμους αυτόπτες μάρτυρες, ο εφευρέτης του υποβρυχίου έλυσε με επιτυχία το πρόβλημα της αναπνοής «φρεσκάροντας» τον αέρα σε αυτό χημικά. Ο Robert Boyle έγραψε το 1661: «... Εκτός από τη μηχανική δομή του σκάφους, ο εφευρέτης είχε ένα χημικό διάλυμα (ποτό), το οποίο

θεωρείται το κύριο μυστικό της αυτόνομης κατάδυσης. Και όταν από καιρό σε καιρό βεβαιωνόταν ότι μέρος του αέρα που ήταν κατάλληλο για αναπνοή είχε ήδη εξαντληθεί και δυσκόλευε τους ανθρώπους στο σκάφος να αναπνεύσουν, μπορούσε, ανοίγοντας ένα δοχείο γεμάτο με αυτό το διάλυμα, να αναπληρώσει γρήγορα ο αέρας με τέτοια περιεκτικότητα σε ζωτικά μέρη που θα τον έκανε ξανά κατάλληλο για αναπνοή για αρκετά μεγάλο χρονικό διάστημα».

Ένας υγιής άνθρωπος σε ήρεμη κατάσταση αντλεί περίπου 7200 λίτρα αέρα μέσω των πνευμόνων του την ημέρα, λαμβάνοντας αμετάκλητα 720 λίτρα οξυγόνου. Σε ένα κλειστό δωμάτιο με όγκο 6 m3, ένα άτομο μπορεί να επιβιώσει χωρίς αερισμό έως και 12 ώρες και με σωματική εργασία για 3-4 ώρες. Η κύρια αιτία της δυσκολίας στην αναπνοή δεν είναι η έλλειψη οξυγόνου, αλλά συσσώρευση διοξειδίου του άνθρακααπό 0,3 έως 2,5%.

Για μεγάλο χρονικό διάστημα, η κύρια μέθοδος παραγωγής οξυγόνου ήταν ο κύκλος «βαρίου» (παραγωγή οξυγόνου με τη μέθοδο Breen):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Το μυστικό διάλυμα του Drebbel θα μπορούσε να είναι ένα διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Λήψη οξυγόνου με καύση μείγματος πυρόλυσης: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Το μείγμα περιέχει έως και 80% NaClO3, έως 10% σκόνη σιδήρου, 4% υπεροξείδιο του βαρίου και υαλοβάμβακα.

Το μόριο οξυγόνου είναι παραμαγνητικό (πρακτικά διριζικό), επομένως η δραστηριότητά του είναι υψηλή. Οι οργανικές ουσίες στον αέρα οξειδώνονται κατά το στάδιο του σχηματισμού υπεροξειδίου.

Το οξυγόνο λιώνει στους 54,8 Κ και βράζει στους 90,2 Κ.

Μια αλλοτροπική τροποποίηση του στοιχείου οξυγόνου είναι η ουσία όζον Ο3. Η βιολογική προστασία του όζοντος της Γης είναι εξαιρετικά σημαντική. Σε υψόμετρο 20-25 km, επιτυγχάνεται ισορροπία:

UV<280 нм		UV 280-320nm
O2 ----> 2 O*	Ο* + Ο2 + Μ --> Ο3	Ο3-------	> O2 + O
	(M – N2, Ar)

Το 1974, ανακαλύφθηκε ότι το ατομικό χλώριο, το οποίο σχηματίζεται από φρέον σε υψόμετρο μεγαλύτερο από 25 km, καταλύει τη διάσπαση του όζοντος, σαν να αντικαθιστά την υπεριώδη ακτινοβολία «όζοντος». Αυτή η υπεριώδης ακτινοβολία μπορεί να προκαλέσει καρκίνο του δέρματος (έως 600 χιλιάδες περιπτώσεις ετησίως στις ΗΠΑ). Η απαγόρευση των φρέον σε δοχεία αεροζόλ ισχύει στις Ηνωμένες Πολιτείες από το 1978.

Από το 1990, ο κατάλογος των απαγορευμένων ουσιών (σε 92 χώρες) περιλαμβάνει CH3 CCl3, CCl4 και χλωροβρωμιωμένους υδρογονάνθρακες - η παραγωγή τους θα καταργηθεί σταδιακά έως το 2000.

Καύση υδρογόνου σε οξυγόνο

Η αντίδραση είναι πολύ περίπλοκη (σχήμα στη διάλεξη 3), επομένως απαιτήθηκε μακρά μελέτη πριν από την πρακτική εφαρμογή.

Στις 21 Ιουλίου 1969, ο πρώτος γήινος, ο Ν. Άρμστρονγκ, περπάτησε στη Σελήνη. Ο εκτοξευτής πυραύλων Saturn 5 (σχεδιασμένος από τον Wernher von Braun) αποτελείται από τρία στάδια. Το πρώτο περιέχει κηροζίνη και οξυγόνο, το δεύτερο και το τρίτο περιέχουν υγρό υδρογόνο και οξυγόνο. Συνολικά 468 τόνοι υγρού Ο2 και Η2. Πραγματοποιήθηκαν 13 επιτυχημένες εκτοξεύσεις.

Από τον Απρίλιο του 1981, το Διαστημικό Λεωφορείο πετάει στις Ηνωμένες Πολιτείες: 713 τόνοι υγρού O2 και H2, καθώς και δύο επιταχυντές στερεών καυσίμων 590 τόνων έκαστος (συνολική μάζα στερεού καυσίμου 987 τόνοι). Τα πρώτα 40 χλμ. ανάβαση στο TTU, από 40 έως 113 χλμ. οι κινητήρες λειτουργούν με υδρογόνο και οξυγόνο.

15 Μαΐου 1987 η πρώτη εκτόξευση του «Energia», 15 Νοεμβρίου 1988 η πρώτη και μοναδική πτήση του «Buran». Βάρος εκτόξευσης 2400 τόνοι, βάρος καυσίμου (κηροζίνη μέσα

πλαϊνά διαμερίσματα, υγρό O2 και H2) 2000 τόνοι Ισχύς κινητήρα 125000 MW, ωφέλιμο φορτίο 105 τόνοι.

Η καύση δεν ήταν πάντα ελεγχόμενη και επιτυχής.

Το 1936 κατασκευάστηκε το μεγαλύτερο αερόπλοιο υδρογόνου στον κόσμο, το LZ-129 Hindenburg. Όγκος 200.000 m3, μήκος περίπου 250 m, διάμετρος 41,2 m Ταχύτητα 135 km/h χάρη σε 4 κινητήρες 1100 hp, ωφέλιμο φορτίο 88 τόνους. Το αερόπλοιο πραγματοποίησε 37 πτήσεις πέρα ​​από τον Ατλαντικό και μετέφερε περισσότερους από 3 χιλιάδες επιβάτες.

Στις 6 Μαΐου 1937, ενώ ελλιμενιζόταν στις ΗΠΑ, το αερόπλοιο εξερράγη και κάηκε. Ένας πιθανός λόγος είναι το σαμποτάζ.

Στις 28 Ιανουαρίου 1986, στο 74ο δευτερόλεπτο της πτήσης, το Challenger εξερράγη με επτά αστροναύτες - την 25η πτήση του συστήματος Shuttle. Ο λόγος είναι ένα ελάττωμα στο γκάζι στερεού καυσίμου.

Επίδειξη:

έκρηξη εκρηκτικού αερίου (μίγμα υδρογόνου και οξυγόνου)

Κυψέλες καυσίμου

Μια τεχνικά σημαντική παραλλαγή αυτής της αντίδρασης καύσης είναι να χωριστεί η διαδικασία σε δύο:

ηλεκτροοξείδωση υδρογόνου (άνοδος): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

ηλεκτροαναγωγή οξυγόνου (κάθοδος): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Το σύστημα στο οποίο συμβαίνει μια τέτοια «καύση» είναι κυψέλη καυσίμου. Η απόδοση είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των θερμοηλεκτρικών σταθμών, αφού δεν υπάρχει

ειδικό στάδιο παραγωγής θερμότητας. Μέγιστη απόδοση = ∆ G/∆ H; για την καύση υδρογόνου αποδεικνύεται ότι είναι 94%.

Το φαινόμενο είναι γνωστό από το 1839, αλλά έχουν εφαρμοστεί οι πρώτες πρακτικά λειτουργικές κυψέλες καυσίμου

στα τέλη του 20ου αιώνα στο διάστημα ("Δίδυμοι", "Απόλλων", "Σαΐτα" - ΗΠΑ, "Μπουράν" - ΕΣΣΔ).

Προοπτικές για κυψέλες καυσίμου [17]

Ένας εκπρόσωπος της Ballard Power Systems, μιλώντας σε επιστημονικό συνέδριο στην Ουάσιγκτον, τόνισε ότι ένας κινητήρας κυψελών καυσίμου θα γίνει εμπορικά βιώσιμος όταν πληροί τέσσερα βασικά κριτήρια: μείωση του κόστους της παραγόμενης ενέργειας, αύξηση της ανθεκτικότητας, μείωση του μεγέθους της εγκατάστασης και ικανότητα γρήγορης εκκίνησης σε κρύο καιρό. . Το κόστος ενός κιλοβάτ ενέργειας που παράγεται από μια εγκατάσταση κυψελών καυσίμου θα πρέπει να πέσει στα $30. Για σύγκριση, το 2004 το ίδιο ποσό ήταν 103 δολάρια και το 2005 αναμένεται να φτάσει τα 80 δολάρια. Για να επιτευχθεί αυτή η τιμή, είναι απαραίτητο να παράγονται τουλάχιστον 500 χιλιάδες κινητήρες ετησίως. Οι Ευρωπαίοι επιστήμονες είναι πιο προσεκτικοί στις προβλέψεις τους και πιστεύουν ότι η εμπορική χρήση κυψελών καυσίμου υδρογόνου στην αυτοκινητοβιομηχανία θα ξεκινήσει όχι νωρίτερα από το 2020.

• Ονομασία - H (Υδρογόνο);
• Λατινική ονομασία - Hydrogenium;
• Περίοδος - I;
• Όμιλος - 1 (Ια);
• Ατομική μάζα - 1,00794;
• Ατομικός αριθμός - 1;
• Ατομική ακτίνα = 53 μ.μ.
• Ομοιοπολική ακτίνα = 32 μ.μ.
• Κατανομή ηλεκτρονίων - 1s 1;
• θερμοκρασία τήξης = -259,14°C;
• σημείο βρασμού = -252,87°C;
• Ηλεκτραρνητικότητα (σύμφωνα με τον Pauling/σύμφωνα με τους Alpred και Rochow) = 2,02/-;
• Κατάσταση οξείδωσης: +1; 0; -1;
• Πυκνότητα (αρ.) = 0,0000899 g/cm 3 ;
• Μοριακός όγκος = 14,1 cm 3 /mol.

Δυαδικές ενώσεις υδρογόνου με οξυγόνο:

Το υδρογόνο («γεννώντας το νερό») ανακαλύφθηκε από τον Άγγλο επιστήμονα G. Cavendish το 1766. Είναι το απλούστερο στοιχείο στη φύση - ένα άτομο υδρογόνου έχει έναν πυρήνα και ένα ηλεκτρόνιο, γι' αυτό πιθανώς το υδρογόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στο Σύμπαν (που αντιπροσωπεύει περισσότερο από το ήμισυ της μάζας των περισσότερων αστεριών).

Σχετικά με το υδρογόνο μπορούμε να πούμε ότι «το καρούλι είναι μικρό, αλλά ακριβό». Παρά την «απλότητά» του, το υδρογόνο παρέχει ενέργεια σε όλα τα έμβια όντα στη Γη - μια συνεχής θερμοπυρηνική αντίδραση λαμβάνει χώρα στον Ήλιο κατά την οποία σχηματίζεται ένα άτομο ηλίου από τέσσερα άτομα υδρογόνου, αυτή η διαδικασία συνοδεύεται από την απελευθέρωση κολοσσιαίας ποσότητας ενέργειας (για περισσότερες λεπτομέρειες, βλέπε Πυρηνική σύντηξη).

Στον φλοιό της γης, το κλάσμα μάζας του υδρογόνου είναι μόνο 0,15%. Εν τω μεταξύ, η συντριπτική πλειοψηφία (95%) όλων των γνωστών χημικών ουσιών στη Γη περιέχει ένα ή περισσότερα άτομα υδρογόνου.

Σε ενώσεις με αμέταλλα (HCl, H 2 O, CH 4 ...), το υδρογόνο δίνει το μόνο του ηλεκτρόνιο σε πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία, εμφανίζοντας κατάσταση οξείδωσης +1 (πιο συχνά), σχηματίζοντας μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς (βλ. δεσμός).

Σε ενώσεις με μέταλλα (NaH, CaH 2 ...), το υδρογόνο, αντίθετα, δέχεται ένα άλλο ηλεκτρόνιο στο μοναδικό s-τροχιακό του, προσπαθώντας έτσι να ολοκληρώσει το ηλεκτρονικό του στρώμα, εμφανίζοντας μια κατάσταση οξείδωσης -1 (λιγότερο συχνά). σχηματίζοντας συχνά έναν ιοντικό δεσμό (βλ. Ιωνικός δεσμός), επειδή η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου του υδρογόνου και του ατόμου του μετάλλου μπορεί να είναι αρκετά μεγάλη.

H 2

Στην αέρια κατάσταση, το υδρογόνο υπάρχει με τη μορφή διατομικών μορίων, σχηματίζοντας έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.

Τα μόρια υδρογόνου έχουν:

• μεγάλη κινητικότητα?
• μεγάλη δύναμη?
• χαμηλή πόλωση.
• μικρό μέγεθος και βάρος.

Ιδιότητες αερίου υδρογόνου:

• το ελαφρύτερο αέριο στη φύση, άχρωμο και άοσμο.
• ελάχιστα διαλυτό στο νερό και σε οργανικούς διαλύτες.
• διαλύεται σε μικρές ποσότητες σε υγρά και στερεά μέταλλα (ιδιαίτερα πλατίνα και παλλάδιο).
• δύσκολο να ρευστοποιηθεί (λόγω της χαμηλής πόλωσής του).
• έχει την υψηλότερη θερμική αγωγιμότητα από όλα τα γνωστά αέρια.
• όταν θερμαίνεται, αντιδρά με πολλά αμέταλλα, παρουσιάζοντας τις ιδιότητες ενός αναγωγικού παράγοντα.
• σε θερμοκρασία δωματίου αντιδρά με φθόριο (συμβαίνει έκρηξη): H 2 + F 2 = 2HF;
• αντιδρά με μέταλλα για να σχηματίσει υδρίδια, εμφανίζοντας οξειδωτικές ιδιότητες: H 2 + Ca = CaH 2 ;

Στις ενώσεις, το υδρογόνο εμφανίζει τις αναγωγικές του ιδιότητες πολύ πιο έντονα από τις οξειδωτικές του ιδιότητες. Το υδρογόνο είναι ο ισχυρότερος αναγωγικός παράγοντας μετά τον άνθρακα, το αλουμίνιο και το ασβέστιο. Οι αναγωγικές ιδιότητες του υδρογόνου χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία για τη λήψη μετάλλων και μη μετάλλων (απλές ουσίες) από οξείδια και γαλλίδια.

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

Αντιδράσεις υδρογόνου με απλές ουσίες

Το υδρογόνο δέχεται ένα ηλεκτρόνιο, παίζοντας ένα ρόλο αναγωγικό μέσο, σε αντιδράσεις:

• Με οξυγόνο(όταν αναφλέγεται ή παρουσία καταλύτη), σε αναλογία 2:1 (υδρογόνο:οξυγόνο) σχηματίζεται εκρηκτικό εκρηκτικό αέριο: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Με γκρί(όταν θερμαίνεται στους 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Με χλώριο(όταν αναφλέγεται ή ακτινοβολείται με ακτίνες UV): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Με φθόριο: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• Με άζωτο(όταν θερμαίνεται παρουσία καταλυτών ή σε υψηλή πίεση): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Το υδρογόνο δίνει ένα ηλεκτρόνιο, παίζοντας ένα ρόλο μέσο οξείδωσης, σε αντιδράσεις με αλκαλικήΚαι αλκαλική γημέταλλα με το σχηματισμό υδριδίων μετάλλων - ιοντικές ενώσεις που μοιάζουν με άλατα που περιέχουν ιόντα υδριδίου H - αυτές είναι ασταθείς λευκές κρυσταλλικές ουσίες.

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

Δεν είναι τυπικό το υδρογόνο να εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1. Όταν αντιδρούν με το νερό, τα υδρίδια αποσυντίθενται, μειώνοντας το νερό σε υδρογόνο. Η αντίδραση του υδριδίου του ασβεστίου με το νερό είναι η εξής:

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

Αντιδράσεις υδρογόνου με σύνθετες ουσίες

• σε υψηλές θερμοκρασίες, το υδρογόνο μειώνει πολλά οξείδια μετάλλων: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• Η μεθυλική αλκοόλη λαμβάνεται με την αντίδραση υδρογόνου με μονοξείδιο του άνθρακα (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• Στις αντιδράσεις υδρογόνωσης, το υδρογόνο αντιδρά με πολλές οργανικές ουσίες.

Οι εξισώσεις των χημικών αντιδράσεων του υδρογόνου και των ενώσεων του αναλύονται λεπτομερέστερα στη σελίδα «Το υδρογόνο και οι ενώσεις του - εξισώσεις χημικών αντιδράσεων που περιλαμβάνουν υδρογόνο».

Εφαρμογές υδρογόνου

• στην πυρηνική ενέργεια, χρησιμοποιούνται ισότοπα υδρογόνου - δευτέριο και τρίτιο.
• στη χημική βιομηχανία, το υδρογόνο χρησιμοποιείται για τη σύνθεση πολλών οργανικών ουσιών, αμμωνία, υδροχλώριο.
• στη βιομηχανία τροφίμων, το υδρογόνο χρησιμοποιείται για την παραγωγή στερεών λιπών μέσω της υδρογόνωσης φυτικών ελαίων.
• Για τη συγκόλληση και την κοπή μετάλλων, χρησιμοποιείται η υψηλή θερμοκρασία καύσης του υδρογόνου σε οξυγόνο (2600°C).
• Στην παραγωγή ορισμένων μετάλλων, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας (βλ. παραπάνω).
• Δεδομένου ότι το υδρογόνο είναι ελαφρύ αέριο, χρησιμοποιείται στην αεροναυπηγική ως πληρωτικό για μπαλόνια, αεροστάτες και αερόπλοια.
• Το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο αναμεμειγμένο με CO.

Πρόσφατα, οι επιστήμονες δίνουν μεγάλη προσοχή στην αναζήτηση εναλλακτικών πηγών ανανεώσιμης ενέργειας. Ένας από τους πολλά υποσχόμενους τομείς είναι η ενέργεια «υδρογόνου», στην οποία το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο, το προϊόν της καύσης του οποίου είναι το συνηθισμένο νερό.

Μέθοδοι παραγωγής υδρογόνου

Βιομηχανικές μέθοδοι για την παραγωγή υδρογόνου:

• μετατροπή μεθανίου (καταλυτική αναγωγή υδρατμών) με υδρατμούς σε υψηλή θερμοκρασία (800°C) σε καταλύτη νικελίου: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• μετατροπή μονοξειδίου του άνθρακα με υδρατμούς (t=500°C) σε καταλύτη Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• θερμική αποσύνθεση μεθανίου: CH 4 = C + 2H 2;
• αεριοποίηση στερεών καυσίμων (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• ηλεκτρόλυση νερού (μια πολύ ακριβή μέθοδος που παράγει πολύ καθαρό υδρογόνο): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Εργαστηριακές μέθοδοι για την παραγωγή υδρογόνου:

• δράση σε μέταλλα (συνήθως ψευδάργυρος) με υδροχλωρικό ή αραιό θειικό οξύ: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2;
• αλληλεπίδραση υδρατμών με ζεστά ρινίσματα σιδήρου: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.