Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. Wraz z azotem i niewielką ilością innych gazów wolny tlen tworzy atmosferę ziemską. Jego zawartość w powietrzu wynosi 20,95% objętościowych lub 23,15% masowych. W skorupie ziemskiej 58% atomów to związane atomy tlenu (47% masowych). Tlen wchodzi w skład wody (zasoby związanego tlenu w hydrosferze są niezwykle duże), skał, wielu minerałów i soli oraz występuje w tłuszczach, białkach i węglowodanach tworzących organizmy żywe. Prawie cały wolny tlen na Ziemi powstaje i jest zachowywany w wyniku procesu fotosyntezy.

Właściwości fizyczne.

Tlen jest bezbarwnym, pozbawionym smaku i zapachu gazem, nieco cięższym od powietrza. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (31 ml tlenu rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20 stopni), ale nadal jest lepszy od innych gazów atmosferycznych, dzięki czemu woda jest wzbogacona w tlen. Gęstość tlenu w normalnych warunkach wynosi 1,429 g/l. W temperaturze -183 0 C i ciśnieniu 101,325 kPa tlen przechodzi w stan ciekły. Ciekły tlen ma niebieskawy kolor, jest wciągany w pole magnetyczne i w temperaturze -218,7 ° C tworzy niebieskie kryształy.

Naturalny tlen ma trzy izotopy O 16, O 17, O 18.

Alotropia- zdolność pierwiastka chemicznego do istnienia w postaci dwóch lub więcej prostych substancji, które różnią się jedynie liczbą atomów w cząsteczce lub budową.

Ozon O 3 – występuje w górnych warstwach atmosfery na wysokości 20-25 km od powierzchni Ziemi i tworzy tzw. „warstwę ozonową”, która chroni Ziemię przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym Słońca; bladofioletowy, trujący gaz w dużych ilościach o specyficznym, ostrym, ale przyjemnym zapachu. Temperatura topnienia wynosi -192,7 0 C, temperatura wrzenia 111,9 0 C. Lepiej rozpuszczamy tlen w wodzie.

Ozon jest silnym utleniaczem. Jego aktywność oksydacyjna opiera się na zdolności cząsteczki do rozkładu z uwolnieniem tlenu atomowego:

Utlenia wiele substancji prostych i złożonych. Z niektórymi metalami tworzy ozonki, np. ozonek potasu:

K + O 3 = KO 3

Ozon wytwarzany jest w specjalnych urządzeniach – ozonatorach. W nich pod wpływem wyładowania elektrycznego tlen cząsteczkowy przekształca się w ozon:

Podobna reakcja zachodzi pod wpływem wyładowań atmosferycznych.

Zastosowanie ozonu wynika z jego silnych właściwości utleniających: stosowany jest do wybielania tkanin, dezynfekcji wody pitnej, a także w medycynie jako środek dezynfekujący.

Wdychanie ozonu w dużych ilościach jest szkodliwe: podrażnia błony śluzowe oczu i narządy oddechowe.

Właściwości chemiczne.

W reakcjach chemicznych z atomami innych pierwiastków (z wyjątkiem fluoru) tlen wykazuje wyłącznie właściwości utleniające

Najważniejszą właściwością chemiczną jest zdolność do tworzenia tlenków z prawie wszystkimi pierwiastkami. Jednocześnie tlen reaguje bezpośrednio z większością substancji, zwłaszcza po podgrzaniu.

W wyniku tych reakcji z reguły powstają tlenki, rzadziej nadtlenki:

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

2Na + O2 = Na2O2

Tlen nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami, złotem i platyną, ich tlenki otrzymuje się pośrednio. Po podgrzaniu siarka, węgiel i fosfor spalają się w tlenie.

Oddziaływanie tlenu z azotem rozpoczyna się dopiero w temperaturze 1200 0 C lub w wyładowaniu elektrycznym:

N2 + O2 = 2NO

Z wodorem tlen tworzy wodę:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Podczas tej reakcji wydziela się znaczna ilość ciepła.

Mieszanina dwóch objętości wodoru i jednej objętości tlenu eksploduje po zapaleniu; nazywa się to gazem detonującym.

Wiele metali w kontakcie z tlenem atmosferycznym ulega zniszczeniu - korozji. Niektóre metale w normalnych warunkach utleniają się tylko z powierzchni (na przykład aluminium, chrom). Powstała warstwa tlenkowa zapobiega dalszej interakcji.

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

W pewnych warunkach substancje złożone oddziałują również z tlenem. W tym przypadku powstają tlenki, a w niektórych przypadkach tlenki i proste substancje.

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

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O

Podczas interakcji ze złożonymi substancjami tlen działa jako środek utleniający. Jego ważną właściwością jest zdolność do konserwacji spalanie Substancje.

Tlen tworzy również związek z wodorem - nadtlenek wodoru H 2 O 2 - bezbarwną przezroczystą ciecz o ostrym cierpkim smaku, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Z chemicznego punktu widzenia nadtlenek wodoru jest bardzo interesującym związkiem. Charakterystyczna jest jego niska stabilność: stojąc, powoli rozkłada się na wodę i tlen:

H. 2 O 2 = H. 2 O + O 2

Światło, ciepło, obecność zasad i kontakt ze środkami utleniającymi lub redukującymi przyspieszają proces rozkładu. Stopień utlenienia tlenu w nadtlenku wodoru = - 1, tj. ma wartość pośrednią pomiędzy stopniem utlenienia tlenu w wodzie (-2) a tlenem cząsteczkowym (0), zatem nadtlenek wodoru wykazuje dualizm redoks. Właściwości utleniające nadtlenku wodoru są znacznie silniejsze niż właściwości redukujące i objawiają się w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym.

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

Właściwości chemiczne wodoru

W zwykłych warunkach wodór molekularny jest stosunkowo mało aktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, a w świetle z chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami.

Wodór reaguje z substancjami prostymi i złożonymi:

- Oddziaływanie wodoru z metalami prowadzi do powstawania substancji złożonych - wodorków, we wzorach chemicznych, w których atom metalu zawsze jest na pierwszym miejscu:

W wysokiej temperaturze wodór reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami(alkaliczne, ziem alkalicznych i inne), tworząc białe substancje krystaliczne - wodorki metali (Li H, Na H, KH, CaH 2 itp.):

H2+2Li = 2LiH

Wodorki metali łatwo rozkładają się pod wpływem wody, tworząc odpowiednią zasadę i wodór:

Ok H2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

- Kiedy wodór oddziałuje z niemetalami powstają lotne związki wodoru. We wzorze chemicznym lotnego związku wodoru atom wodoru może znajdować się na pierwszym lub drugim miejscu, w zależności od jego położenia w PSHE (patrz tabliczka na slajdzie):

1). Z tlenem Wodór tworzy wodę:

Wideo „Spalanie wodoru”

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

W normalnych temperaturach reakcja przebiega niezwykle powoli, powyżej 550°C - z eksplozją (nazywa się mieszaniną 2 objętości H2 i 1 objętości O2 wybuchowy gaz) .

Wideo „Eksplozja gazu detonującego”

Wideo „Przygotowanie i eksplozja mieszaniny wybuchowej”

2). Z halogenami Wodór tworzy halogenowodory, na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl

Jednocześnie wodór eksploduje fluorem (nawet w ciemności i w temperaturze -252°C), reaguje z chlorem i bromem dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

3). Z azotem Wodór reaguje tworząc amoniak:

ZN2 + N2 = 2NH3

tylko na katalizatorze i w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach.

4). Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z siarką:

H 2 + S = H 2 S (siarkowodór),

znacznie trudniejsze w przypadku selenu i telluru.

5). Z czystym węglem Wodór może reagować bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:

2H 2 + C (amorficzny) = CH 4 (metan)

- Wodór ulega reakcji podstawienia tlenkami metali w tym przypadku w produktach tworzy się woda i metal ulega redukcji. Wodór – wykazuje właściwości reduktora:

Stosowany jest wodór do odzyskiwania wielu metali, ponieważ odbiera tlen z ich tlenków:

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

Zastosowania wodoru

Film „Korzystanie z wodoru”

Obecnie wodór produkowany jest w ogromnych ilościach. Bardzo duża jego część wykorzystywana jest w syntezie amoniaku, uwodornieniu tłuszczów oraz przy uwodornieniu węgla, olejów i węglowodorów. Ponadto wodór wykorzystuje się do syntezy kwasu solnego, alkoholu metylowego, kwasu cyjanowodorowego, przy spawaniu i kuciu metali, a także do produkcji lamp żarowych i kamieni szlachetnych. Wodór sprzedawany jest w butlach pod ciśnieniem powyżej 150 atm. Są pomalowane na kolor ciemnozielony i mają czerwony napis „Wodór”.

Wodór służy do przekształcania tłuszczów ciekłych w tłuszcze stałe (uwodornienie), w wyniku czego powstaje paliwo ciekłe w drodze uwodornienia węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór stosuje się jako środek redukujący tlenki lub chlorki do produkcji metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.).

Praktyczne zastosowania wodoru są różnorodne: wykorzystuje się go najczęściej do napełniania balonów sondujących, w przemyśle chemicznym służy jako surowiec do produkcji wielu bardzo ważnych produktów (amoniak itp.), w przemyśle spożywczym – do produkcji tłuszczów stałych z olejów roślinnych itp. Wysoka temperatura (do 2600°C), uzyskiwana w wyniku spalania wodoru w tlenie, wykorzystywana jest do topienia metali ogniotrwałych, kwarcu itp. Wodór ciekły jest jednym z najbardziej wydajnych paliw do silników odrzutowych. Roczne światowe zużycie wodoru przekracza 1 milion ton.

SYMULATORY

Nr 2. Wodór

ZADANIA ZADANIA

Zadanie nr 1
Zapisz równania reakcji oddziaływania wodoru z następującymi substancjami: F 2, Ca, Al 2 O 3, tlenek rtęci (II), tlenek wolframu (VI). Nazwij produkty reakcji, wskaż rodzaje reakcji.

Zadanie nr 2
Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Zadanie nr 3.
Oblicz masę wody, którą można otrzymać spalając 8 g wodoru?

Cel lekcji. Na tej lekcji poznasz być może najważniejsze pierwiastki chemiczne dla życia na Ziemi - wodór i tlen, poznasz ich właściwości chemiczne, a także właściwości fizyczne prostych substancji, które tworzą, dowiesz się więcej o roli tlenu i wodoru w przyrodzie i życiu człowieka.

Wodór– najpowszechniejszy pierwiastek we Wszechświecie. Tlen– najpowszechniejszy pierwiastek na Ziemi. Razem tworzą wodę, substancję stanowiącą ponad połowę masy ludzkiego ciała. Tlen jest gazem niezbędnym do oddychania, bez wody nie moglibyśmy przeżyć nawet kilku dni, zatem bez wątpienia tlen i wodór możemy uznać za najważniejsze pierwiastki chemiczne niezbędne do życia.

Budowa atomów wodoru i tlenu

Zatem wodór wykazuje właściwości niemetaliczne. W przyrodzie wodór występuje w postaci trzech izotopów, protu, deuteru i trytu.Izotopy wodoru bardzo różnią się od siebie właściwościami fizycznymi, dlatego przypisuje się im nawet indywidualne symbole.

Jeśli nie pamiętasz lub nie wiesz, czym są izotopy, zapoznaj się z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego „Izotopy jako odmiany atomów jednego pierwiastka chemicznego”. Dowiesz się w nim, czym różnią się od siebie izotopy jednego pierwiastka, do czego prowadzi obecność kilku izotopów jednego pierwiastka, a także zapoznasz się z izotopami kilku pierwiastków.

Zatem możliwe stopnie utlenienia tlenu są ograniczone do wartości od –2 do +2. Jeśli tlen przyjmie dwa elektrony (stając się anionem) lub utworzy dwa wiązania kowalencyjne z pierwiastkami mniej elektroujemnymi, przechodzi na stopień utlenienia –2. Jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z innym atomem tlenu i drugie wiązanie z atomem pierwiastka mniej elektroujemnego, przechodzi w stan utlenienia –1. Tworząc dwa wiązania kowalencyjne z fluorem (jedynym pierwiastkiem o wyższej wartości elektroujemności), tlen wchodzi w stan utlenienia +2. Tworzenie jednego wiązania z innym atomem tlenu, a drugiego z atomem fluoru – +1. Wreszcie, jeśli tlen tworzy jedno wiązanie z mniej elektroujemnym atomem i drugie wiązanie z fluorem, będzie na stopniu utlenienia 0.

Właściwości fizyczne wodoru i tlenu, alotropia tlenu

Wodór– bezbarwny gaz, bez smaku i zapachu. Bardzo lekki (14,5 razy lżejszy od powietrza). Temperatura skraplania wodoru – -252,8°C – jest niemal najniższą spośród wszystkich gazów (ustępuje tylko helowi). Wodór ciekły i stały to bardzo lekkie, bezbarwne substancje.

Tlen- gaz bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu, nieco cięższy od powietrza. W temperaturze -182,9°C zmienia się w ciężką niebieską ciecz, w -218°C krzepnie tworząc niebieskie kryształy. Cząsteczki tlenu są paramagnetyczne, co oznacza, że ​​tlen jest przyciągany przez magnes. Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie.

W przeciwieństwie do wodoru, który tworzy cząsteczki tylko jednego typu, tlen wykazuje alotropię i tworzy cząsteczki dwóch typów, to znaczy pierwiastek tlen tworzy dwie proste substancje: tlen i ozon.

Właściwości chemiczne i otrzymywanie substancji prostych

Wodór.

Wiązanie w cząsteczce wodoru jest wiązaniem pojedynczym, ale jest to jedno z najsilniejszych wiązań pojedynczych w przyrodzie i aby je rozbić trzeba włożyć dużo energii, dlatego wodór jest bardzo nieaktywny w temperaturze pokojowej, ale przy rosnąc temperatura (lub w obecności katalizatora) wodór łatwo oddziałuje z wieloma prostymi i złożonymi substancjami.

Z chemicznego punktu widzenia wodór jest typowym niemetalem. Oznacza to, że może oddziaływać z aktywnymi metalami, tworząc wodorki, w których wykazuje stopień utlenienia –1. W przypadku niektórych metali (lit, wapń) interakcja zachodzi nawet w temperaturze pokojowej, ale raczej powoli, dlatego w syntezie wodorków stosuje się ogrzewanie:

,

.

Tworzenie wodorków w wyniku bezpośredniego oddziaływania prostych substancji jest możliwe tylko w przypadku metali aktywnych. Aluminium nie oddziałuje już bezpośrednio z wodorem; jego wodorek otrzymuje się w reakcjach wymiany.

Wodór reaguje również z niemetalami tylko po podgrzaniu. Wyjątkiem są halogeny, chlor i brom, których reakcję można wywołać pod wpływem światła:

.

Reakcja z fluorem również nie wymaga ogrzewania, przebiega wybuchowo nawet przy silnym ochłodzeniu i w absolutnej ciemności.

Reakcja z tlenem przebiega wzdłuż mechanizmu rozgałęzionego, więc szybkość reakcji gwałtownie wzrasta, a w mieszaninie tlenu i wodoru w stosunku 1:2 reakcja przebiega z eksplozją (taką mieszaninę nazywa się „gazem wybuchowym” ):

.

Reakcja z siarką przebiega znacznie spokojniej, praktycznie bez wytwarzania ciepła:

.

Reakcje z azotem i jodem są odwracalne:

,

.

Ta okoliczność sprawia, że ​​bardzo trudno jest uzyskać amoniak w przemyśle: proces wymaga zastosowania zwiększonego ciśnienia w celu wymieszania równowagi w kierunku utworzenia amoniaku. Jodowodór nie jest otrzymywany w drodze bezpośredniej syntezy, ponieważ istnieje kilka znacznie wygodniejszych metod jego syntezy.

Wodór nie reaguje bezpośrednio z niskoaktywnymi niemetalami (), chociaż znane są jego związki z nimi.

W reakcjach z substancjami złożonymi wodór w większości przypadków działa jako środek redukujący. W roztworach wodór może redukować metale niskoaktywne (znajdujące się w szeregu napięciowym po wodorze) z ich soli:

Po podgrzaniu wodór może zredukować wiele metali z ich tlenków. Co więcej, im bardziej aktywny jest metal, tym trudniej go przywrócić i im wyższa jest do tego wymagana temperatura:

.

Metale bardziej aktywne niż cynk są prawie niemożliwe do redukcji za pomocą wodoru.

Wodór wytwarza się w laboratorium w wyniku reakcji metali z mocnymi kwasami. Najczęściej stosowane są cynk i kwas solny:

Rzadziej stosowana jest elektroliza wody w obecności mocnych elektrolitów:

W przemyśle wodór otrzymuje się jako produkt uboczny podczas wytwarzania wodorotlenku sodu w drodze elektrolizy roztworu chlorku sodu:

Ponadto wodór pozyskiwany jest z rafinacji ropy naftowej.

Wytwarzanie wodoru poprzez fotolizę wody jest jedną z najbardziej obiecujących metod przyszłości, jednak w chwili obecnej przemysłowe zastosowanie tej metody jest trudne.

Praca z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych Praca laboratoryjna „Produkcja i właściwości wodoru” oraz Praca laboratoryjna „Właściwości redukcyjne wodoru”. Przestudiuj zasadę działania aparatu Kippa i aparatu Kiryushkina. Zastanów się, w jakich przypadkach wygodniej jest korzystać z aparatu Kippa, a w jakich wygodniej jest korzystać z aparatu Kiryushkina. Jakie właściwości wykazuje wodór w reakcjach?

Tlen.

Wiązanie w cząsteczce tlenu jest podwójne i bardzo silne. Dlatego tlen jest raczej nieaktywny w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu zaczyna jednak wykazywać silne właściwości utleniające.

Tlen reaguje bez ogrzewania z metalami aktywnymi (alkalicznymi, ziemami alkalicznymi i niektórymi lantanowcami):

Po podgrzaniu tlen reaguje z większością metali, tworząc tlenki:

,

,

.

Srebro i metale mniej aktywne nie ulegają utlenieniu pod wpływem tlenu.

Tlen reaguje również z większością niemetali, tworząc tlenki:

,

,

.

Oddziaływanie z azotem zachodzi tylko w bardzo wysokich temperaturach, około 2000°C.

Tlen nie reaguje z chlorem, bromem i jodem, chociaż wiele ich tlenków można otrzymać pośrednio.

Oddziaływanie tlenu z fluorem można przeprowadzić przepuszczając wyładowanie elektryczne przez mieszaninę gazów:

.

Fluorek tlenu(II) jest związkiem niestabilnym, łatwo ulega rozkładowi i jest bardzo silnym utleniaczem.

W roztworach tlen jest silnym, choć powolnym środkiem utleniającym. Z reguły tlen sprzyja przejściu metali na wyższe stopnie utlenienia:

Obecność tlenu często pozwala na rozpuszczenie metali znajdujących się bezpośrednio za wodorem w szeregu napięcia w kwasach:

Po podgrzaniu tlen może utleniać tlenki niższych metali:

.

Tlen w przemyśle nie jest pozyskiwany metodami chemicznymi, lecz z powietrza poprzez destylację.

W laboratorium wykorzystują reakcje rozkładu związków bogatych w tlen - azotanów, chloranów, nadmanganianów po podgrzaniu:

Tlen można również uzyskać poprzez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru:

Ponadto powyższą reakcję elektrolizy wody można wykorzystać do wytworzenia tlenu.

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Wytwarzanie tlenu i jego właściwości”.

Jak nazywa się metoda pobierania tlenu stosowana w pracy laboratoryjnej? Jakie istnieją inne metody gromadzenia gazów i które z nich nadają się do gromadzenia tlenu?

Zadanie 1. Obejrzyj klip wideo „Rozkład nadmanganianu potasu podczas ogrzewania”.

Odpowiedz na pytania:

1. 1. Który ze stałych produktów reakcji jest rozpuszczalny w wodzie?
   2. Jakiego koloru jest roztwór nadmanganianu potasu?
   3. Jakiego koloru jest roztwór manganianu potasu?

Zapisz równania zachodzących reakcji. Zważ je metodą wagi elektronicznej.

Omów zadanie ze swoim nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Ozon.

Cząsteczka ozonu jest trójatomowa, a wiązania w niej zawarte są słabsze niż w cząsteczce tlenu, co prowadzi do większej aktywności chemicznej ozonu: ozon łatwo utlenia wiele substancji w roztworach lub w postaci suchej bez ogrzewania:

Ozon może łatwo utleniać tlenek azotu(IV) do tlenku azotu(V) i tlenek siarki(IV) do tlenku siarki(VI) bez katalizatora:

Ozon stopniowo rozkłada się, tworząc tlen:

Do produkcji ozonu stosuje się specjalne urządzenia - ozonizatory, w których wyładowanie jarzeniowe przepuszczane jest przez tlen.

W laboratorium, w celu uzyskania niewielkich ilości ozonu, czasami stosuje się reakcje rozkładu związków nadtlenkowych i niektórych wyższych tlenków podczas ogrzewania:

Praca z materiałami elektronicznego zasobu edukacyjnego Praca laboratoryjna „Wytwarzanie ozonu i badanie jego właściwości”.

Wyjaśnij, dlaczego roztwór indygo zmienia kolor. Napisz równania reakcji zachodzących podczas mieszania roztworów azotanu ołowiu i siarczku sodu i przepuszczania ozonowanego powietrza przez powstałą zawiesinę. Napisz równania jonowe reakcji wymiany jonowej. Dla reakcji redoks utwórz równowagę elektronową.

Omów zadanie ze swoim nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Właściwości chemiczne wody

Aby lepiej zapoznać się z właściwościami fizycznymi wody i ich znaczeniem, zapoznaj się z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych „Nietypowe właściwości wody” i „Woda jest najważniejszą cieczą na Ziemi”.

Woda ma ogromne znaczenie dla wszystkich żywych organizmów – w rzeczywistości wiele żywych organizmów składa się z więcej niż połowy wody. Woda jest jednym z najbardziej uniwersalnych rozpuszczalników (w wysokich temperaturach i ciśnieniach jej możliwości jako rozpuszczalnika znacznie wzrastają). Z chemicznego punktu widzenia woda jest tlenkiem wodoru i w roztworze wodnym dysocjuje (aczkolwiek w bardzo małym stopniu) na kationy wodorowe i aniony wodorotlenkowe:

.

Woda reaguje z wieloma metalami. Woda reaguje z substancjami aktywnymi (alkaliczne, ziem alkalicznych i niektórymi lantanowcami) bez ogrzewania:

Interakcja z mniej aktywnymi następuje po podgrzaniu.

Chemia ogólna i nieorganiczna

Wykład 6. Wodór i tlen. Woda. Nadtlenek wodoru.

Wodór

Atom wodoru jest najprostszym przedmiotem chemii. Ściśle mówiąc, jego jon, proton, jest jeszcze prostszy. Po raz pierwszy opisany w 1766 roku przez Cavendisha. Imię z języka greckiego. „hydrogeny” – wytwarzanie wody.

Promień atomu wodoru wynosi około 0,5 * 10-10 m, a jego jon (proton) wynosi 1,2 * 10-15 m. Lub od 50 do 1,2 * 10-15 lub od 50 metrów (przekątna SCA) do 1mm.

Następny pierwiastek 1s, lit, zmienia się dopiero od 155:00 do 68:00 dla Li+. Taka różnica w rozmiarach atomu i jego kationu (5 rzędów wielkości) jest wyjątkowa.

Ze względu na mały rozmiar protonu następuje wymiana wiązanie wodorowe, głównie pomiędzy atomami tlenu, azotu i fluoru. Siła wiązań wodorowych wynosi 10-40 kJ/mol, czyli znacznie mniej niż energia rozrywania większości zwykłych wiązań (100-150 kJ/mol w cząsteczkach organicznych), ale większa niż średnia energia kinetyczna ruchu termicznego w temperaturze 370 C (4 kJ/mol). W rezultacie w żywym organizmie wiązania wodorowe ulegają odwracalnemu zerwaniu, zapewniając przepływ procesów życiowych.

Wodór topi się w temperaturze 14 K, wrze w temperaturze 20,3 K (ciśnienie 1 atm), gęstość ciekłego wodoru wynosi zaledwie 71 g/l (14 razy lżejszy od wody).

Wzbudzone atomy wodoru z przejściami do n 733 → 732 przy długości fali 18 m odkryto w rozrzedzonym ośrodku międzygwiazdowym, co odpowiada promieniowi Bohra (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) rzędu 0,1 mm ( !).

Najpopularniejszy pierwiastek w kosmosie (88,6% atomów, 11,3% atomów to hel, a tylko 0,1% to atomy wszystkich pozostałych pierwiastków).

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

Ponieważ protony mają spin 1/2, istnieją trzy warianty cząsteczek wodoru:

ortowodór o-H2 z równoległymi spinami jądrowymi, parawodór p-H2 z antyrównoległe spiny i normalny n-H2 - mieszanina 75% ortowodoru i 25% parawodoru. Podczas przemiany o-H2 → p-H2 uwalnia się 1418 J/mol.

Właściwości orto- i parawodoru

Ponieważ masa atomowa wodoru jest minimalna możliwa, jego izotopy - deuter D (2 H) i tryt T (3 H) różnią się znacznie od protu 1 H właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Przykładowo zastąpienie jednego z wodorów w związku organicznym deuterem ma zauważalny wpływ na jego widmo oscylacyjne (podczerwone), co umożliwia określenie struktury złożonych cząsteczek. Podobne podstawienia („metoda znakowanego atomu”) są również stosowane w celu ustalenia mechanizmów kompleksu

procesy chemiczne i biochemiczne. Metoda znakowanego atomu jest szczególnie czuła, gdy zamiast protu stosuje się radioaktywny tryt (rozpad β, okres półtrwania 12,5 lat).

Właściwości protu i deuteru

					Gęstość, g/l (20 K)
Metoda podstawowa produkcja wodoru w przemyśle – konwersja metanu
lub hydratacja węgla w temperaturze 800-11000 C (katalizator):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				powyżej 10000 C
„Gaz wodny”: C + H2 O = CO + H2
Następnie konwersja CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, tlenki kobaltu

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

Inne źródła wodoru.

Gaz koksowniczy: około 55% wodoru, 25% metanu, do 2% ciężkich węglowodorów, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azotu.

Wodór jako produkt spalania:

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

Na 1 kg mieszaniny pirotechnicznej uwalnia się do 370 litrów wodoru.

Wodór w postaci prostej substancji wykorzystywany jest do produkcji amoniaku i uwodornienia (utwardzania) tłuszczów roślinnych, do redukcji z tlenków niektórych metali (molibdenu, wolframu), do produkcji wodorków (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia reakcji: H. + H. = H2 wynosi -436 kJ/mol, zatem wodór atomowy wykorzystuje się do wytworzenia wysokotemperaturowego „płomienia” redukcyjnego („palnik Langmuira”). Strumień wodoru w łuku elektrycznym ulega atomizacji w temperaturze 35 000 C o 30%, następnie dzięki rekombinacji atomów można osiągnąć 50 000 C.

Skroplony wodór jest używany jako paliwo w rakietach (patrz tlen). Obiecujące, przyjazne dla środowiska paliwo do transportu naziemnego; Trwają eksperymenty z zastosowaniem akumulatorów wodorowo-metalowo-wodorowych. Przykładowo stop LaNi5 może wchłonąć 1,5-2 razy więcej wodoru niż jest zawarte w tej samej objętości (jako objętość stopu) ciekłego wodoru.

Tlen

Według obecnie powszechnie przyjętych danych tlen odkrył w 1774 r. J. Priestley i niezależnie K. Scheele. Historia odkrycia tlenu jest dobrym przykładem wpływu paradygmatów na rozwój nauki (patrz Załącznik 1).

Najwyraźniej tlen został odkryty znacznie wcześniej niż oficjalna data. W 1620 roku każdy mógł przepłynąć Tamizę (w Tamizie) łodzią podwodną zaprojektowaną przez Corneliusa van Drebbela. Dzięki wysiłkom kilkunastu wioślarzy łódź przeniosła się pod wodę. Według licznych naocznych świadków wynalazca łodzi podwodnej skutecznie rozwiązał problem oddychania, „chemicznie odświeżając” znajdujące się w niej powietrze. Robert Boyle napisał w 1661 r.: „... Oprócz konstrukcji mechanicznej łodzi wynalazca dysponował roztworem chemicznym (alkoholem), który

uważany za główny sekret nurkowania. A kiedy od czasu do czasu był przekonany, że część powietrza nadającego się do oddychania została już zużyta i utrudnia oddychanie ludziom na łodzi, mógł odkorkując naczynie wypełnione tym roztworem, szybko uzupełnić powietrze o takiej zawartości składników życiowych, aby ponownie nadawało się do oddychania przez wystarczająco długi czas.”

Zdrowy człowiek w stanie spokoju przepompowuje dziennie przez płuca około 7200 litrów powietrza, pobierając nieodwołalnie 720 litrów tlenu. W zamkniętym pomieszczeniu o objętości 6 m3 człowiek może przeżyć bez wentylacji do 12 godzin, a przy pracy fizycznej 3-4 godziny. Główną przyczyną trudności w oddychaniu nie jest brak tlenu, ale akumulacja dwutlenku węgla od 0,3 do 2,5%.

Przez długi czas główną metodą wytwarzania tlenu był cykl „barowy” (produkcja tlenu metodą Breena):

BaSO4 -t- → BaO + SO3;

5000 C ->

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

Sekretnym rozwiązaniem Drebbela może być roztwór nadtlenku wodoru: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Otrzymywanie tlenu poprzez spalenie mieszaniny pirolitycznej: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Mieszanka zawiera do 80% NaClO3, do 10% proszku żelaza, 4% nadtlenku baru i wełnę szklaną.

Cząsteczka tlenu jest paramagnetyczna (praktycznie birodnikowa), dlatego jej aktywność jest wysoka. Substancje organiczne w powietrzu ulegają utlenieniu na etapie tworzenia się nadtlenku.

Tlen topi się w temperaturze 54,8 K i wrze w temperaturze 90,2 K.

Alotropową modyfikacją pierwiastka tlenu jest substancja ozon O3. Biologiczna ochrona Ziemi przed ozonem jest niezwykle ważna. Na wysokości 20-25 km ustala się równowaga:

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

W 1974 roku odkryto, że chlor atomowy powstający z freonów na wysokości ponad 25 km katalizuje rozpad ozonu, jakby zastępując „ozonowe” promieniowanie ultrafioletowe. To promieniowanie UV może powodować raka skóry (nawet 600 tysięcy przypadków rocznie w USA). Zakaz stosowania freonów w puszkach aerozolowych obowiązuje w Stanach Zjednoczonych od 1978 roku.

Od 1990 roku na liście substancji zabronionych (w 92 krajach) znajdują się CH3 CCl3, CCl4 oraz chlorobromowane węglowodory – ich produkcja zostanie wyłączona do 2000 roku.

Spalanie wodoru w tlenie

Reakcja jest bardzo złożona (schemat na wykładzie 3), dlatego przed jej praktycznym zastosowaniem wymagane były długie badania.

21 lipca 1969 roku pierwszy Ziemianin, N. Armstrong, chodził po Księżycu. Wyrzutnia rakiet Saturn 5 (projektu Wernhera von Brauna) składa się z trzech stopni. Pierwsza zawiera naftę i tlen, druga i trzecia zawierają ciekły wodór i tlen. Łącznie 468 ton ciekłego O2 i H2. Dokonano 13 udanych startów.

Od kwietnia 1981 roku w Stanach Zjednoczonych prom kosmiczny przeleciał: 713 ton ciekłego O2 i H2 oraz dwa akceleratory na paliwo stałe po 590 ton każdy (całkowita masa paliwa stałego 987 ton). Pierwsze 40 km podjazdu do TTU, od 40 do 113 km silniki pracują na wodorze i tlenie.

15 maja 1987, pierwszy start Energii, 15 listopada 1988, pierwszy i jedyny lot Burana. Masa startowa 2400 ton, masa paliwa (nafta w

przedziały boczne, ciekły O2 i H2) 2000 ton Moc silnika 125000 MW, ładowność 105 ton.

Spalanie nie zawsze było kontrolowane i skuteczne.

W 1936 roku zbudowano największy na świecie sterowiec wodorowy LZ-129 Hindenburg. Pojemność 200 000 m3, długość ok. 250 m, średnica 41,2 m. Prędkość 135 km/h dzięki 4 silnikom o mocy 1100 KM, ładowność 88 t. Sterowiec wykonał 37 lotów przez Atlantyk i przewiózł ponad 3 tysiące pasażerów.

6 maja 1937 roku podczas dokowania w USA sterowiec eksplodował i spłonął. Jedną z możliwych przyczyn jest sabotaż.

28 stycznia 1986 roku, w 74. sekundzie lotu, Challenger eksplodował z siedmioma astronautami – był to 25. lot systemu Shuttle. Przyczyną jest awaria akceleratora na paliwo stałe.

Demonstracja:

eksplozja gazu detonującego (mieszaniny wodoru i tlenu)

Ogniwa paliwowe

Technicznie ważnym wariantem tej reakcji spalania jest podzielenie procesu na dwie części:

elektroutlenianie wodoru (anoda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroredukcja tlenu (katoda): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Układ, w którym zachodzi takie „spalanie”, to ogniwo paliwowe. Sprawność jest znacznie wyższa niż w elektrowniach cieplnych, ponieważ nie ma

specjalny etap wytwarzania ciepła. Maksymalna wydajność = ∆ G/∆ H; w przypadku spalania wodoru okazuje się, że wynosi 94%.

Efekt jest znany od 1839 roku, ale wdrożono pierwsze, praktycznie działające ogniwa paliwowe

pod koniec XX wieku w kosmosie („Bliźnięta”, „Apollo”, „Shuttle” - USA, „Buran” - ZSRR).

Perspektywy ogniw paliwowych [17]

Przedstawiciel Ballard Power Systems przemawiając na konferencji naukowej w Waszyngtonie podkreślił, że silnik na ogniwa paliwowe będzie opłacalny komercyjnie, gdy spełni cztery główne kryteria: zmniejszenie kosztów wytworzonej energii, zwiększenie trwałości, zmniejszenie wielkości instalacji oraz możliwość szybkiego uruchomienia w chłodne dni. Koszt jednego kilowata energii wytworzonej w instalacji ogniw paliwowych powinien spaść do 30 dolarów. Dla porównania w 2004 roku ta sama kwota wyniosła 103 dolary, a w 2005 roku ma osiągnąć 80 dolarów. Aby osiągnąć tę cenę, trzeba produkować co najmniej 500 tysięcy silników rocznie. Europejscy naukowcy są ostrożniejsi w swoich prognozach i uważają, że komercyjne wykorzystanie wodorowych ogniw paliwowych w motoryzacji rozpocznie się nie wcześniej niż w 2020 roku.

• Oznaczenie - H (wodór);
• Nazwa łacińska - Hydrogenium;
• Okres - ja;
• Grupa - 1 (Ia);
• Masa atomowa - 1,00794;
• liczba atomowa - 1;
• Promień atomowy = 53 pm;
• Promień kowalencyjny = 32 pm;
• Rozkład elektronów - 1s 1;
• temperatura topnienia = -259,14°C;
• temperatura wrzenia = -252,87°C;
• Elektroujemność (wg Paulinga/wg Alpreda i Rochowa) = 2,02/-;
• Stan utlenienia: +1; 0; -1;
• Gęstość (liczba) = 0,0000899 g/cm3;
• Objętość molowa = 14,1 cm3/mol.

Binarne związki wodoru z tlenem:

Wodór („rodzący wodę”) odkrył angielski naukowiec G. Cavendish w 1766 roku. Jest to najprostszy pierwiastek w przyrodzie – atom wodoru posiada jądro i jeden elektron, dlatego zapewne wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem we Wszechświecie (stanowi ponad połowę masy większości gwiazd).

O wodorze można powiedzieć, że „szpula jest mała, ale droga”. Pomimo swojej „prostoty” wodór dostarcza energię wszystkim istotom żywym na Ziemi - na Słońcu zachodzi ciągła reakcja termojądrowa, podczas której z czterech atomów wodoru powstaje jeden atom helu, procesowi temu towarzyszy uwolnienie kolosalnej ilości energii (więcej szczegółów można znaleźć w artykule Fuzja jądrowa).

W skorupie ziemskiej udział masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem przeważająca większość (95%) wszystkich substancji chemicznych znanych na Ziemi zawiera jeden lub więcej atomów wodoru.

W związkach z niemetalami (HCl, H 2 O, CH 4 ...) wodór oddaje swój jedyny elektron bardziej pierwiastkom elektroujemnym, wykazując stopień utlenienia +1 (częściej), tworząc jedynie wiązania kowalencyjne (patrz Kowalencyjne obligacja).

W związkach z metalami (NaH, CaH 2 ...) wodór natomiast przyjmuje kolejny elektron na swój jedyny s-orbital, próbując w ten sposób uzupełnić swoją warstwę elektronową, wykazując stopień utlenienia -1 (rzadziej), często tworząc wiązanie jonowe (patrz wiązanie jonowe ), ponieważ różnica elektroujemności atomu wodoru i atomu metalu może być dość duża.

H 2

W stanie gazowym wodór występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych, tworząc niepolarne wiązanie kowalencyjne.

Cząsteczki wodoru mają:

• duża mobilność;
• Wielka siła;
• niska polaryzowalność;
• mały rozmiar i waga.

Właściwości gazowego wodoru:

• najlżejszy gaz w przyrodzie, bezbarwny i bezwonny;
• słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych;
• rozpuszcza się w małych ilościach w metalach ciekłych i stałych (zwłaszcza platynie i palladzie);
• trudny do upłynnienia (ze względu na niską polaryzowalność);
• ma najwyższą przewodność cieplną ze wszystkich znanych gazów;
• po podgrzaniu reaguje z wieloma niemetalami, wykazując właściwości środka redukującego;
• w temperaturze pokojowej reaguje z fluorem (następuje eksplozja): H 2 + F 2 = 2HF;
• reaguje z metalami tworząc wodorki, wykazując właściwości utleniające: H2 + Ca = CaH2;

W związkach wodór wykazuje znacznie silniejsze właściwości redukujące niż utleniające. Wodór jest najsilniejszym środkiem redukującym po węglu, aluminium i wapniu. Właściwości redukujące wodoru są szeroko stosowane w przemyśle do otrzymywania metali i niemetali (substancji prostych) z tlenków i galidów.

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

Reakcje wodoru z substancjami prostymi

Wodór przyjmuje elektron, odgrywając pewną rolę Środek redukujący, w reakcjach:

• Z tlen(po zapaleniu lub w obecności katalizatora) w stosunku 2:1 (wodór:tlen) powstaje wybuchowy gaz detonujący: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Z szary(po podgrzaniu do 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Z chlor(po zapaleniu lub napromieniowaniu promieniami UV): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Z fluor: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• Z azot(po podgrzaniu w obecności katalizatorów lub pod wysokim ciśnieniem): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Wodór oddaje elektron, odgrywając pewną rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny I ziemia alkaliczna metale z utworzeniem wodorków metali - solipodobnych związków jonowych zawierających jony wodorkowe H - są to niestabilne białe substancje krystaliczne.

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

Wodór nie jest typowym stanem utlenienia -1. Podczas reakcji z wodą wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:

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

Reakcje wodoru z substancjami złożonymi

• w wysokich temperaturach wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• alkohol metylowy otrzymuje się w reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• W reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.

Równania reakcji chemicznych wodoru i jego związków zostały omówione szerzej na stronie „Wodór i jego związki - równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru”.

Zastosowania wodoru

• w energii jądrowej wykorzystuje się izotopy wodoru - deuter i tryt;
• w przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do syntezy wielu substancji organicznych, amoniaku, chlorowodoru;
• w przemyśle spożywczym wodór wykorzystuje się do produkcji tłuszczów stałych poprzez uwodornienie olejów roślinnych;
• do spawania i cięcia metali wykorzystuje się wysoką temperaturę spalania wodoru w tlenie (2600°C);
• przy produkcji niektórych metali wodór stosuje się jako środek redukujący (patrz wyżej);
• ponieważ wodór jest gazem lekkim, stosuje się go w aeronautyce jako wypełniacz balonów, aerostatów i sterowców;
• Wodór stosowany jest jako paliwo zmieszane z CO.

W ostatnim czasie naukowcy poświęcają wiele uwagi poszukiwaniu alternatywnych źródeł energii odnawialnej. Jednym z obiecujących obszarów jest energetyka „wodorowa”, w której wodór wykorzystuje się jako paliwo, którego produktem spalania jest zwykła woda.

Metody wytwarzania wodoru

Przemysłowe metody produkcji wodoru:

• konwersja metanu (katalityczna redukcja pary wodnej) parą wodną w wysokiej temperaturze (800°C) na katalizatorze niklowym: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• konwersja tlenku węgla za pomocą pary wodnej (t=500°C) na katalizatorze Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• rozkład termiczny metanu: CH 4 = C + 2H 2;
• zgazowanie paliw stałych (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• elektroliza wody (bardzo droga metoda, w wyniku której powstaje bardzo czysty wodór): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

• działanie na metale (zwykle cynk) kwasem solnym lub rozcieńczonym kwasem siarkowym: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• oddziaływanie pary wodnej z gorącymi opiłkami żelaza: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.