Kreu iv substanca të thjeshta dhe komplekse. hidrogjeni dhe oksigjeni

GjuhĂ« tĂ« huaja 

Oksigjeni është elementi më i bollshëm në tokë. Së bashku me azotin dhe një sasi të vogël të gazrave të tjerë, oksigjeni i lirë formon atmosferën e Tokës. Përmbajtja e tij në ajër është 20,95% në vëllim ose 23,15% në masë. Në koren e tokës, 58% e atomeve janë atome të oksigjenit të lidhur (47% në masë). Oksigjeni është pjesë e ujit (rezervat e oksigjenit të lidhur në hidrosferë janë jashtëzakonisht të mëdha), shkëmbinj, shumë minerale dhe kripëra, dhe gjendet në yndyrna, proteina dhe karbohidrate që përbëjnë organizmat e gjallë. Pothuajse i gjithë oksigjeni i lirë në Tokë krijohet dhe ruhet si rezultat i procesit të fotosintezës.

vetitë fizike.

Oksigjeni Ă«shtĂ« njĂ« gaz pa ngjyrĂ«, pa shije dhe erĂ«, pak mĂ« i rĂ«ndĂ« se ajri. ËshtĂ« pak i tretshĂ«m nĂ« ujĂ« (31 ml oksigjen tretet nĂ« 1 litĂ«r ujĂ« nĂ« 20 gradĂ«), por gjithsesi Ă«shtĂ« mĂ« i mirĂ« se gazrat e tjerĂ« atmosferikĂ«, kĂ«shtu qĂ« uji pasurohet me oksigjen. DendĂ«sia e oksigjenit nĂ« kushte normale Ă«shtĂ« 1.429 g/l. NĂ« njĂ« temperaturĂ« prej -183 0 C dhe njĂ« presion prej 101.325 kPa, oksigjeni kalon nĂ« gjendje tĂ« lĂ«ngshme. Oksigjeni i lĂ«ngshĂ«m ka njĂ« ngjyrĂ« kaltĂ«rosh, tĂ«rhiqet nĂ« fushĂ«n magnetike dhe nĂ« -218.7 ° C, formon kristale blu.

Oksigjeni natyror ka tre izotope O 16, O 17, O 18.

alotropia- aftësia e një elementi kimik për të ekzistuar në formën e dy ose më shumë substancave të thjeshta që ndryshojnë vetëm në numrin e atomeve në molekulë ose në strukturë.

Ozoni O 3 - ekziston në atmosferën e sipërme në një lartësi prej 20-25 km nga sipërfaqja e Tokës dhe formon të ashtuquajturën "shtresa e ozonit", e cila mbron Tokën nga rrezatimi i dëmshëm ultravjollcë i Diellit; vjollcë e zbehtë, gaz helmues në sasi të mëdha me erë specifike, të athët, por të këndshme. Pika e shkrirjes është -192,7 0 C, pika e vlimit është -111,9 0 C. Le të tretemi në ujë më mirë se oksigjeni.

Ozoni është një agjent i fortë oksidues. Aktiviteti i tij oksidues bazohet në aftësinë e molekulës për t'u dekompozuar me lëshimin e oksigjenit atomik:

Ai oksidon shumë substanca të thjeshta dhe komplekse. Formon ozonide me disa metale, për shembull, ozonidin e kaliumit:

K + O 3 \u003d KO 3

Ozoni merret në pajisje speciale - ozonizues. Në to, nën veprimin e një shkarkimi elektrik, oksigjeni molekular shndërrohet në ozon:

Një reagim i ngjashëm ndodh nën veprimin e shkarkimeve të rrufesë.

Përdorimi i ozonit është për shkak të vetive të tij të forta oksiduese: përdoret për zbardhjen e pëlhurave, dezinfektimin e ujit të pijshëm dhe në mjekësi si dezinfektues.

Thithja e ozonit në sasi të mëdha është e dëmshme: irriton mukozën e syve dhe organet e frymëmarrjes.

Vetitë kimike.

Në reaksionet kimike me atomet e elementeve të tjerë (përveç fluorit), oksigjeni shfaq veti ekskluzivisht oksiduese.



Vetia kimike më e rëndësishme është aftësia për të formuar okside me pothuajse të gjithë elementët. Në të njëjtën kohë, oksigjeni reagon drejtpërdrejt me shumicën e substancave, veçanërisht kur nxehet.

Si rezultat i këtyre reaksioneve, si rregull, formohen okside, më rrallë perokside:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Oksigjeni nuk ndërvepron drejtpërdrejt me halogjenet, arin, platinin, oksidet e tyre merren në mënyrë indirekte. Kur nxehet, squfuri, karboni, fosfori digjen në oksigjen.

Ndërveprimi i oksigjenit me azotin fillon vetëm në një temperaturë prej 1200 0 C ose në një shkarkesë elektrike:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Oksigjeni kombinohet me hidrogjenin për të formuar ujë:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Gjatë këtij reagimi, një sasi e konsiderueshme e nxehtësisë lirohet.

Një përzierje e dy vëllimeve të hidrogjenit me një oksigjen shpërthen kur ndizet; quhet gaz shpërthyes.

Shumë metale në kontakt me oksigjenin atmosferik i nënshtrohen shkatërrimit - korrozionit. Disa metale në kushte normale oksidohen vetëm nga sipërfaqja (për shembull, alumini, kromi). Filmi i oksidit që rezulton parandalon ndërveprimin e mëtejshëm.

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Substancat komplekse në kushte të caktuara ndërveprojnë gjithashtu me oksigjenin. Në këtë rast, formohen okside, dhe në disa raste, okside dhe substanca të thjeshta.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

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

Kur bashkëvepron me substanca komplekse, oksigjeni vepron si një agjent oksidues. Vetia e tij e rëndësishme bazohet në aktivitetin oksidativ të oksigjenit - aftësia për të ruajtur djegje substancave.

Oksigjeni gjithashtu formon një përbërje me hidrogjen - peroksid hidrogjeni H 2 O 2 - një lëng transparent pa ngjyrë me një shije astringente djegëse, shumë i tretshëm në ujë. Kimikisht, peroksidi i hidrogjenit është një përbërës shumë interesant. Stabiliteti i tij i ulët është karakteristik: kur qëndron në këmbë, ngadalë dekompozohet në ujë dhe oksigjen:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

Drita, nxehtësia, prania e alkaleve, kontakti me agjentë oksidues ose reduktues përshpejtojnë procesin e dekompozimit. Shkalla e oksidimit të oksigjenit në peroksid hidrogjeni = - 1, d.m.th. ka një vlerë të ndërmjetme midis gjendjes së oksidimit të oksigjenit në ujë (-2) dhe në oksigjenin molekular (0), kështu që peroksidi i hidrogjenit shfaq dualitet redoks. Vetitë oksiduese të peroksidit të hidrogjenit janë shumë më të theksuara se ato reduktuese dhe shfaqen në mjedise acidike, alkaline dhe neutrale.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në kushte normale, Hidrogjeni molekular është relativisht joaktiv, duke u kombinuar drejtpërdrejt vetëm me jometalet më aktive (me fluorin dhe në dritë edhe me klorin). Megjithatë, kur nxehet, ai reagon me shumë elementë.

Hidrogjeni reagon me substanca të thjeshta dhe komplekse:

- Ndërveprimi i hidrogjenit me metalet çon në formimin e substancave komplekse - hidride, në formulat kimike të të cilave atomi i metalit është gjithmonë i pari:


Në temperaturë të lartë, hidrogjeni reagon drejtpërdrejt me disa metale(alkaline, toka alkaline dhe të tjera), duke formuar substanca kristalore të bardha - hidride metalike (Li H, Na H, KH, CaH 2, etj.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji me formimin e alkalit dhe hidrogjenit përkatës:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

- Kur hidrogjeni ndërvepron me jometalet formohen komponime të avullueshme të hidrogjenit. Në formulën kimike të një përbërjeje të paqëndrueshme të hidrogjenit, atomi i hidrogjenit mund të jetë ose në vendin e parë ose në vendin e dytë, në varësi të vendndodhjes në PSCE (shih pllakën në rrëshqitje):

1). Me oksigjen Hidrogjeni formon ujin:

Video "Djegia e hidrogjenit"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

Në temperatura të zakonshme, reagimi vazhdon jashtëzakonisht ngadalë, mbi 550 ° C - me një shpërthim (quhet një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 gaz shpërthyes) .

Video "Shpërthimi i gazit shpërthyes"

Video "Përgatitja dhe shpërthimi i një përzierje shpërthyese"

2). Me halogjene Hidrogjeni formon halogjenet e hidrogjenit, për shembull:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

Hidrogjeni shpĂ«rthen me fluorin (madje edhe nĂ« errĂ«sirĂ« ​​dhe nĂ« -252°C), reagon me klorin dhe bromin vetĂ«m kur ndizet ose nxehet, dhe me jodin vetĂ«m kur nxehet.

3). Me azot Hidrogjeni reagon me formimin e amoniakut:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

vetëm në një katalizator dhe në temperatura dhe presione të larta.

katër). Kur nxehet, hidrogjeni reagon fuqishëm me squfur:

H 2 + S \u003d H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

shumë më e vështirë me selenin dhe telurin.

5). me karbon të pastër Hidrogjeni mund të reagojë pa një katalizator vetëm në temperatura të larta:

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

- Hidrogjeni hyn në një reaksion zëvendësimi me oksidet e metaleve , ndërsa në produkte formohet uji dhe reduktohet metali. Hidrogjeni - shfaq vetitë e një agjenti reduktues:


Përdoret hidrogjeni për rikuperimin e shumë metaleve, pasi heq oksigjenin nga oksidet e tyre:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, etj.

Aplikimi i hidrogjenit

Video "PĂ«rdorimi i hidrogjenit"

Aktualisht, hidrogjeni prodhohet në sasi të mëdha. Një pjesë shumë e madhe e tij përdoret në sintezën e amoniakut, hidrogjenizimin e yndyrave dhe hidrogjenizimin e qymyrit, vajrave dhe hidrokarbureve. Përveç kësaj, hidrogjeni përdoret për sintezën e acidit klorhidrik, alkoolit metil, acidit hidrocianik, në saldimin dhe falsifikimin e metaleve, si dhe në prodhimin e llambave inkandeshente dhe gurëve të çmuar. Hidrogjeni del në shitje në cilindra nën presion mbi 150 atm. Ato janë të lyera me ngjyrë jeshile të errët dhe janë të pajisura me mbishkrimin e kuq "Hydrogen".

Hidrogjeni përdoret për shndërrimin e yndyrave të lëngshme në yndyrna të ngurta (hidrogjenizimi), për të prodhuar lëndë djegëse të lëngshme duke hidrogjenizuar qymyrin dhe vajin e karburantit. Në metalurgji, hidrogjeni përdoret si një agjent reduktues për oksidet ose kloruret për të prodhuar metale dhe jometale (gjermanium, silikon, galium, zirkon, hafnium, molibden, tungsten, etj.).

Zbatimi praktik i hidrogjenit Ă«shtĂ« i larmishĂ«m: zakonisht mbushet me balona, ​​nĂ« industrinĂ« kimike shĂ«rben si lĂ«ndĂ« e parĂ« pĂ«r prodhimin e shumĂ« produkteve shumĂ« tĂ« rĂ«ndĂ«sishme (amoniak, etj.), nĂ« industrinĂ« ushqimore - pĂ«r prodhimin e lĂ«ndĂ«ve tĂ« ngurta. yndyrnat nga vajrat bimore etj. Temperatura e lartĂ« (deri nĂ« 2600 °C), e pĂ«rftuar nga djegia e hidrogjenit nĂ« oksigjen, pĂ«rdoret pĂ«r shkrirjen e metaleve zjarrduruese, kuarcit etj. Hidrogjeni i lĂ«ngshĂ«m Ă«shtĂ« njĂ« nga karburantet mĂ« efikase tĂ« avionĂ«ve. Konsumi vjetor botĂ«ror i hidrogjenit tejkalon 1 milion ton.

SIMULATORËT

nr 2. Hidrogjeni

DETYRA PËR PËRFORCIM

Detyra numër 1
Bëni ekuacionet për reaksionet e bashkëveprimit të hidrogjenit me këto substanca: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , oksidi i merkurit (II), oksidi i tungstenit (VI). Emërtoni produktet e reaksionit, tregoni llojet e reaksioneve.

Detyra numër 2
Kryeni transformimet sipas skemës:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Detyra numër 3.
Llogaritni masën e ujit që mund të përftohet duke djegur 8 g hidrogjen?

Qëllimi i mësimit. Në këtë mësim, do të mësoni për elementët kimikë ndoshta më të rëndësishëm për jetën në tokë - hidrogjenin dhe oksigjenin, do të mësoni për vetitë e tyre kimike, si dhe për vetitë fizike të substancave të thjeshta që ato formojnë, do të mësoni më shumë për rolin e oksigjenit dhe hidrogjeni në natyrë dhe jetë personi.

Hidrogjeniështë elementi më i bollshëm në univers. Oksigjenështë elementi më i bollshëm në tokë. Së bashku ata formojnë ujin, një substancë që përbën më shumë se gjysmën e masës së trupit të njeriut. Oksigjeni është gazi që na duhet për të marrë frymë dhe pa ujë nuk mund të jetonim as disa ditë, ndaj pa dyshim oksigjeni dhe hidrogjeni mund të konsiderohen elementët kimikë më të rëndësishëm të nevojshëm për jetën.

Struktura e atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit

Kështu, hidrogjeni shfaq veti jo metalike. Në natyrë, hidrogjeni shfaqet në formën e tre izotopeve, protium, deuterium dhe tritium, izotopet e hidrogjenit janë shumë të ndryshëm nga njëri-tjetri në vetitë fizike, kështu që atyre u caktohen edhe simbole individuale.

Nëse nuk mbani mend ose nuk dini se çfarë janë izotopet, punoni me materialet e burimit arsimor elektronik "Izotopet si varietete të atomeve të një elementi kimik". Në të, do të mësoni se si ndryshojnë izotopet e një elementi nga njëri-tjetri, çfarë çon prania e disa izotopeve në një element, si dhe do të njiheni me izotopet e disa elementeve.

Kështu, gjendjet e mundshme të oksidimit të oksigjenit janë të kufizuara në vlerat nga -2 në +2. Nëse oksigjeni pranon dy elektrone (duke u bërë anion) ose formon dy lidhje kovalente me më pak elementë elektronegativë, ai kalon në gjendjen e oksidimit -2. Nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom tjetër oksigjeni, dhe e dyta me një atom të një elementi më pak elektronegativ, ai kalon në gjendjen e oksidimit -1. Duke formuar dy lidhje kovalente me fluorin (i vetmi element me vlerë më të lartë elektronegativiteti), oksigjeni kalon në gjendjen e oksidimit +2. Formimi i një lidhjeje me një atom tjetër oksigjeni, dhe e dyta me një atom fluori - +1. Së fundi, nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom më pak elektronegativ dhe një lidhje të dytë me fluorin, ai do të jetë në gjendje oksidimi 0.

Vetitë fizike të hidrogjenit dhe oksigjenit, alotropia e oksigjenit

Hidrogjeni- gaz pa ngjyrë pa shije dhe erë. Shumë i lehtë (14.5 herë më i lehtë se ajri). Temperatura e lëngëzimit të hidrogjenit - -252.8 ° C - është pothuajse më e ulëta midis të gjithë gazrave (e dyta vetëm pas heliumit). Hidrogjeni i lëngshëm dhe i ngurtë janë substanca shumë të lehta, pa ngjyrë.

OksigjenËshtĂ« gaz pa ngjyrĂ«, pa erĂ«, pa shije, pak mĂ« i rĂ«ndĂ« se ajri. NĂ« -182,9 °C shndĂ«rrohet nĂ« njĂ« lĂ«ng tĂ« rĂ«ndĂ« blu, nĂ« -218 °C ngurtĂ«sohet me formimin e kristaleve blu. Molekulat e oksigjenit janĂ« paramagnetike, qĂ« do tĂ« thotĂ« se oksigjeni tĂ«rhiqet nga njĂ« magnet. Oksigjeni Ă«shtĂ« pak i tretshĂ«m nĂ« ujĂ«.

Ndryshe nga hidrogjeni, i cili formon molekula të vetëm një lloji, oksigjeni shfaq alotropi dhe formon molekula të dy llojeve, domethënë, elementi oksigjen formon dy substanca të thjeshta: oksigjen dhe ozon.

Vetitë kimike dhe marrja e substancave të thjeshta

Hidrogjeni.

Lidhja në molekulën e hidrogjenit është e vetme, por është një nga lidhjet e vetme më të forta në natyrë, dhe duhet shumë energji për ta thyer atë, për këtë arsye hidrogjeni është shumë joaktiv në temperaturën e dhomës, megjithatë, kur temperatura rritet ( ose në prani të një katalizatori), hidrogjeni ndërvepron lehtësisht me shumë substanca të thjeshta dhe komplekse.

Hidrogjeni është një jometal tipik nga pikëpamja kimike. Kjo do të thotë, është në gjendje të ndërveprojë me metale aktive për të formuar hidride, në të cilat shfaq një gjendje oksidimi prej -1. Me disa metale (litium, kalcium), ndërveprimi vazhdon edhe në temperaturën e dhomës, por ngadalë, prandaj, ngrohja përdoret në sintezën e hidrideve:

,

.

Formimi i hidrideve nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i substancave të thjeshta është i mundur vetëm për metalet aktive. Tashmë alumini nuk ndërvepron drejtpërdrejt me hidrogjenin, hidridi i tij fitohet nga reaksionet e shkëmbimit.

Hidrogjeni gjithashtu reagon me jometalet vetëm kur nxehet. Përjashtim bëjnë halogjenet klori dhe bromi, reagimi me të cilin mund të shkaktohet nga drita:

.

Reagimi me fluor gjithashtu nuk kĂ«rkon ngrohje; ai vazhdon me njĂ« shpĂ«rthim edhe me ftohje tĂ« fortĂ« dhe nĂ« errĂ«sirĂ« ​​absolute.

Reagimi me oksigjen zhvillohet sipas një mekanizmi zinxhir të degëzuar, prandaj shpejtësia e reagimit rritet me shpejtësi, dhe në një përzierje të oksigjenit dhe hidrogjenit në një raport 1: 2, reagimi vazhdon me një shpërthim (një përzierje e tillë quhet "gaz shpërthyes "):

.

Reagimi me squfur vazhdon shumë më i qetë, me pak ose aspak lëshim nxehtësie:

.

Reaksionet me azotin dhe jodin vazhdojnë në mënyrë të kthyeshme:

,

.

Kjo rrethanë e ndërlikon shumë prodhimin e amoniakut në industri: procesi kërkon përdorimin e presionit të ngritur për përzierjen e ekuilibrit në drejtim të formimit të amoniakut. Jodi i hidrogjenit nuk merret me sintezë të drejtpërdrejtë, pasi ka disa metoda shumë më të përshtatshme për sintezën e tij.

Hidrogjeni nuk reagon drejtpërdrejt me jometalet me aktivitet të ulët (), megjithëse komponimet e tij me to janë të njohura.

Në reaksionet me substanca komplekse, hidrogjeni në shumicën e rasteve vepron si një agjent reduktues. Në tretësirat, hidrogjeni mund të zvogëlojë metalet me aktivitet të ulët (të vendosura pas hidrogjenit në serinë e tensioneve) nga kripërat e tyre:

Kur nxehet, hidrogjeni mund të reduktojë shumë metale nga oksidet e tyre. Për më tepër, sa më aktiv të jetë metali, aq më e vështirë është rivendosja e tij dhe aq më e lartë është temperatura e kërkuar për këtë:

.

Metalet më aktivë se zinku janë praktikisht të pamundur të reduktohen me hidrogjen.

Hidrogjeni prodhohet në laborator duke reaguar metalet me acide të forta. Zinku dhe acidi klorhidrik më i përdorur:

Elektroliza më pak e përdorur e ujit në prani të elektroliteve të forta:

Në industri, hidrogjeni prodhohet si një nënprodukt në prodhimin e sodës kaustike nga elektroliza e një solucioni të klorurit të natriumit:

Përveç kësaj, hidrogjeni merret gjatë rafinimit të naftës.

Prodhimi i hidrogjenit me fotolizë të ujit është një nga metodat më premtuese në të ardhmen, megjithatë, për momentin, aplikimi industrial i kësaj metode është i vështirë.

PunĂ« me materialet e burimeve edukative elektronike Puna laboratorike “PĂ«rftimi dhe vetitĂ« e hidrogjenit” dhe PunĂ« laboratori “Reduktimi i vetive tĂ« hidrogjenit”. MĂ«soni parimin e funksionimit tĂ« aparatit Kipp dhe aparatit Kiryushkin. Mendoni se nĂ« cilat raste Ă«shtĂ« mĂ« i pĂ«rshtatshĂ«m tĂ« pĂ«rdorni aparatin Kipp, dhe nĂ« cilat - Kiryushkin. ÇfarĂ« veti shfaq hidrogjeni nĂ« reaksione?

Oksigjen.

Lidhja në molekulën e oksigjenit është e dyfishtë dhe shumë e fortë. Prandaj, oksigjeni është mjaft joaktiv në temperaturën e dhomës. Kur nxehet, megjithatë, fillon të shfaqë veti të forta oksiduese.

Oksigjeni reagon pa u ngrohur me metale aktive (alkali, toka alkaline dhe disa lantanide):

Kur nxehet, oksigjeni reagon me shumicën e metaleve për të formuar okside:

,

,

.

Argjendi dhe metalet më pak aktive nuk oksidohen nga oksigjeni.

Oksigjeni gjithashtu reagon me shumicën e jometaleve për të formuar okside:

,

,

.

Ndërveprimi me azotin ndodh vetëm në temperatura shumë të larta, rreth 2000 °C.

Oksigjeni nuk reagon me klorin, bromin dhe jodin, megjithëse shumë nga oksidet e tyre mund të merren në mënyrë indirekte.

Ndërveprimi i oksigjenit me fluorin mund të kryhet duke kaluar një shkarkesë elektrike përmes një përzierje gazesh:

.

Fluori i oksigjenit (II) është një përbërje e paqëndrueshme, e dekompozuar lehtë dhe një agjent shumë i fortë oksidues.

Në tretësirat, oksigjeni është një agjent oksidues i fortë, megjithëse i ngadaltë. Si rregull, oksigjeni nxit kalimin e metaleve në gjendje më të larta oksidimi:

Prania e oksigjenit shpesh bën të mundur tretjen në acide të metaleve të vendosura menjëherë pas hidrogjenit në serinë e tensionit:

Kur nxehet, oksigjeni mund të oksidojë oksidet më të ulëta të metalit:

.

Oksigjeni nuk merret kimikisht në industri, ai merret nga ajri me distilim.

Laboratori përdor reaksionet e dekompozimit të përbërjeve të pasura me oksigjen - nitrate, klorate, permanganate kur nxehen:

Ju gjithashtu mund të merrni oksigjen nga dekompozimi katalitik i peroksidit të hidrogjenit:

Përveç kësaj, reaksioni i mësipërm i elektrolizës së ujit mund të përdoret për të prodhuar oksigjen.

Puna me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Prodhimi i oksigjenit dhe vetitë e tij".

Si quhet metoda e grumbullimit të oksigjenit që përdoret në punën laboratorike? Cilat mënyra të tjera për mbledhjen e gazeve ekzistojnë dhe cilat janë të përshtatshme për mbledhjen e oksigjenit?

Detyra 1. Shikoni videoklipin "Zbërthimi i permanganatit të kaliumit kur nxehet".

PĂ«rgjigju pyetjeve:

    1. Cili nga produktet e ngurta të reaksionit është i tretshëm në ujë?
    2. ÇfarĂ« ngjyre Ă«shtĂ« tretĂ«sira e permanganatit tĂ« kaliumit?
    3. Cila është ngjyra e tretësirës së manganatit të kaliumit?

Shkruani ekuacionet për reaksionet në vazhdim. Barazoni ato duke përdorur metodën e bilancit elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin në ose në dhomën e videove.

Ozoni.

Molekula e ozonit Ă«shtĂ« triatomike dhe lidhjet nĂ« tĂ« janĂ« mĂ« pak tĂ« forta sesa nĂ« molekulĂ«n e oksigjenit, gjĂ« qĂ« çon nĂ« njĂ« aktivitet kimik mĂ« tĂ« madh tĂ« ozonit: ozoni oksidon lehtĂ«sisht shumĂ« substanca nĂ« tretĂ«sirĂ« ​​ose nĂ« formĂ« tĂ« thatĂ« pa ngrohje:

Ozoni është në gjendje të oksidojë lehtësisht oksidin nitrik (IV) në oksid nitrik (V) dhe oksidin e squfurit (IV) në oksid squfuri (VI) pa një katalizator:

Ozoni gradualisht dekompozohet për të formuar oksigjen:

Për prodhimin e ozonit, përdoren pajisje speciale - ozonizues, në të cilët një shkarkesë shkëlqimi kalon përmes oksigjenit.

Në laborator, për të marrë sasi të vogla të ozonit, reaksionet e dekompozimit të perokso-komponimeve dhe disa oksideve më të larta përdoren ndonjëherë kur nxehen:

Punoni me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Marrja e ozonit dhe studimi i vetive të tij".

Shpjegoni pse tretësira e indigos bëhet e pangjyrë. Shkruani ekuacionet për reaksionet që ndodhin kur përzihen tretësirat e nitratit të plumbit dhe sulfurit të natriumit dhe kur ajri i ozonizuar kalon nëpër suspensionin që rezulton. Shkruani ekuacionet jonike për reaksionin e shkëmbimit të joneve. Për reaksionin redoks, bëni një bilanc elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin në ose në dhomën e videove.

Vetitë kimike të ujit

Për një kuptim më të mirë të vetive fizike të ujit dhe rëndësisë së tij, punoni me materialet e burimeve arsimore elektronike "Vetitë anormale të ujit" dhe "Uji është lëngu më i rëndësishëm në Tokë".

Uji ka njĂ« rĂ«ndĂ«si tĂ« madhe pĂ«r çdo organizĂ«m tĂ« gjallĂ« - nĂ« fakt, shumĂ« organizma tĂ« gjallĂ« pĂ«rbĂ«hen nga mĂ« shumĂ« se gjysma e ujit. Uji Ă«shtĂ« njĂ« nga tretĂ«sit mĂ« tĂ« gjithanshĂ«m (nĂ« temperatura dhe presione tĂ« larta, aftĂ«sitĂ« e tij si tretĂ«s rriten ndjeshĂ«m). Nga pikĂ«pamja kimike, uji Ă«shtĂ« oksid hidrogjeni, ndĂ«rsa nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ​​ujore ai shpĂ«rndahet (megjithĂ«se nĂ« njĂ« masĂ« shumĂ« tĂ« vogĂ«l) nĂ« katione hidrogjeni dhe anione hidroksid:

.

Uji ndërvepron me shumë metale. Me aktive (tokë alkaline, alkaline dhe disa lantanide) uji reagon pa u ngrohur:

Me më pak ndërveprim aktiv ndodh kur nxehet.

Kimi e përgjithshme dhe inorganike

Leksioni 6. Hidrogjeni dhe oksigjeni. Uji. Peroksid hidrogjeni.

Hidrogjeni

Atomi i hidrogjenit është objekti më i thjeshtë i kimisë. Në mënyrë të rreptë, joni i tij - protoni - është edhe më i thjeshtë. Përshkruar për herë të parë në 1766 nga Cavendish. Emër nga greqishtja. "hidro gjenet" - gjenerojnë ujë.

Rrezja e një atomi hidrogjeni është afërsisht 0,5 * 10-10 m, dhe joni (protoni) i tij është 1,2 * 10-15 m ose nga ora 50 pasdite deri në 1,2 * 10-3 pasdite ose nga 50 metra (diagonalja SCA ) deri në 1 mm.

Elementi tjetër 1s, litiumi, ndryshon vetëm nga ora 155 në 68 pasdite për Li+. Një ndryshim i tillë në madhësinë e një atomi dhe kationit të tij (5 rend të madhësisë) është unik.

PĂ«r shkak tĂ« madhĂ«sisĂ« sĂ« vogĂ«l tĂ« protonit, shkĂ«mbimi lidhje hidrogjenore, kryesisht midis atomeve tĂ« oksigjenit, azotit dhe fluorit. Forca e lidhjeve tĂ« hidrogjenit Ă«shtĂ« 10–40 kJ/mol, qĂ« Ă«shtĂ« shumĂ« mĂ« pak se energjia e thyerjes sĂ« shumicĂ«s sĂ« lidhjeve tĂ« zakonshme (100–150 kJ/mol nĂ« molekulat organike), por mĂ« shumĂ« se energjia mesatare kinetike e lĂ«vizjes termike nĂ« 370 C. (4 kJ/mol). Si rezultat, nĂ« njĂ« organizĂ«m tĂ« gjallĂ«, lidhjet e hidrogjenit prishen nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« kthyeshme, duke siguruar rrjedhĂ«n e proceseve jetĂ«sore.

Hidrogjeni shkrihet në 14 K, vlon në 20,3 K (presion 1 atm), dendësia e hidrogjenit të lëngshëm është vetëm 71 g/l (14 herë më e lehtë se uji).

NĂ« mjedisin e rrallĂ« ndĂ«ryjor, atomet e hidrogjenit tĂ« ngacmuar u gjetĂ«n me kalime deri nĂ« n 733 → 732 me njĂ« gjatĂ«si vale prej 18 m, qĂ« korrespondon me njĂ« rreze Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) tĂ« rendit prej 0,1 mm (!).

Elementi mĂ« i zakonshĂ«m nĂ« hapĂ«sirĂ« ​​(88.6% e atomeve, 11.3% e atomeve janĂ« helium dhe vetĂ«m 0.1% janĂ« atome tĂ« tĂ« gjithĂ« elementĂ«ve tĂ« tjerĂ«).

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

Meqenëse protonet kanë rrotullim 1/2, ekzistojnë tre lloje të molekulave të hidrogjenit:

ortohidrogjen o-H2 me rrotullime bĂ«rthamore paralele, parahidrogjen n-H2 me antiparalele rrotullime dhe n-H2 normale - njĂ« pĂ«rzierje prej 75% orto-hidrogjen dhe 25% para-hidrogjen. GjatĂ« transformimit tĂ« o-H2 → p-H2, lirohet 1418 J/mol.

Vetitë e orto- dhe parahidrogjenit

Meqenëse masa atomike e hidrogjenit është minimalja e mundshme, izotopet e tij - deuterium D (2 H) dhe tritium T (3 H) ndryshojnë ndjeshëm nga protium 1 H në vetitë fizike dhe kimike. Për shembull, zëvendësimi i një prej hidrogjeneve në një përbërje organike me deuterium ndikon ndjeshëm në spektrin e tij vibrues (infra të kuqe), gjë që bën të mundur vendosjen e strukturës së molekulave komplekse. Zëvendësime të ngjashme ("metoda e atomit të etiketuar") përdoren gjithashtu për të vendosur mekanizmat e kompleksit

proceset kimike dhe biokimike. Metoda e atomeve tĂ« etiketuara Ă«shtĂ« veçanĂ«risht e ndjeshme kur pĂ«rdoret tritium radioaktiv nĂ« vend tĂ« protiumit (ÎČ-zbĂ«rthimi, gjysma e jetĂ«s 12,5 vjet).

Vetitë e protiumit dhe deuteriumit

Dendësia, g/l (20 K)

Metoda kryesore prodhimi i hidrogjenit nĂ« industri – shndĂ«rrimi i metanit

ose hidratimi i qymyrit në 800-11000 C (katalizator):

CH4 + H2 O = CO + 3 H2

mbi 10000 C

"Gaz uji": C + H2 O = CO + H2

Pastaj shndërrimi i CO: CO + H2 O = CO2 + H2

4000 C, oksidet e kobaltit

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

Burime të tjera të hidrogjenit.

Gazi i furrës së koksit: rreth 55% hidrogjen, 25% metan, deri në 2% hidrokarbure të rënda, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azot.

Hidrogjeni si produkt djegieje:

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

Për 1 kg përzierje piroteknike lëshohen deri në 370 litra hidrogjen.

Hidrogjeni në formën e një lënde të thjeshtë përdoret për prodhimin e amoniakut dhe hidrogjenizimin (forcimin) e yndyrave bimore, për reduktimin nga oksidet e disa metaleve (molibden, tungsten), për prodhimin e hidrideve (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia e reaksionit: H. + H. = H2 është -436 kJ / mol, kështu që hidrogjeni atomik përdoret për të prodhuar një "flakë" reduktuese të temperaturës së lartë ("djegësi Langmuir"). Një avion hidrogjeni në një hark elektrik atomizohet në 35,000 C me 30%, pastaj, me rikombinimin e atomeve, është e mundur të arrihet 50,000 C.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret si lëndë djegëse në raketa (shih oksigjenin). Premtimi i karburantit miqësor ndaj mjedisit për transportin tokësor; janë duke u zhvilluar eksperimente mbi përdorimin e baterive të hidrogjenit të hidrogjenit. Për shembull, aliazhi LaNi5 mund të thithë 1,5-2 herë më shumë hidrogjen se sa përmbahet në të njëjtin vëllim (si vëllimi i aliazhit) të hidrogjenit të lëngshëm.

Oksigjen

Sipas të dhënave tashmë të pranuara përgjithësisht, oksigjeni u zbulua në 1774 nga J. Priestley dhe në mënyrë të pavarur nga K. Scheele. Historia e zbulimit të oksigjenit është një shembull i mirë i ndikimit të paradigmave në zhvillimin e shkencës (shih Shtojcën 1).

Me sa duket, nĂ« fakt, oksigjeni u zbulua shumĂ« mĂ« herĂ«t se data zyrtare. NĂ« 1620, çdokush mund tĂ« hipte pĂ«rgjatĂ« Thames (nĂ« Thames) nĂ« njĂ« nĂ«ndetĂ«se tĂ« projektuar nga Cornelius van Drebbel. Varka lĂ«vizi nĂ«n ujĂ« falĂ« pĂ«rpjekjeve tĂ« njĂ« duzinĂ« kanotazhesh. Sipas dĂ«shmitarĂ«ve tĂ« shumtĂ« okularĂ«, shpikĂ«si i nĂ«ndetĂ«ses zgjidhi me sukses problemin e frymĂ«marrjes duke "freskuar" ajrin nĂ« tĂ« me mjete kimike. Robert Boyle shkroi nĂ« vitin 1661: “... PĂ«rveç ndĂ«rtimit mekanik tĂ« varkĂ«s, shpikĂ«si kishte njĂ« tretĂ«sirĂ« ​​kimike (liquor), tĂ« cilĂ«n ai

konsiderohet sekreti kryesor i zhytjes në skuba. Dhe kur herë pas here u bind se pjesa e ajrit që merrte frymë tashmë ishte konsumuar dhe ua kishte vështirësuar frymëmarrjen njerëzve në barkë, ai mund të mbushte shpejt ajrin duke hapur një enë të mbushur me këtë solucion. një përmbajtje e tillë pjesësh jetike që do ta bënte atë përsëri të përshtatshëm për frymëmarrje për një kohë mjaft të gjatë.

Një person i shëndetshëm në gjendje të qetë pompon rreth 7200 litra ajër në mushkëri në ditë, duke marrë 720 litra oksigjen në mënyrë të pakthyeshme. Në një dhomë të mbyllur me një vëllim prej 6 m3, një person mund të mbijetojë pa ventilim deri në 12 orë, dhe gjatë punës fizike 3-4 orë. Shkaku kryesor i vështirësisë në frymëmarrje nuk është mungesa e oksigjenit, por akumulimi i dioksidit të karbonit nga 0.3 në 2.5%.

Për një kohë të gjatë, metoda kryesore e marrjes së oksigjenit ishte cikli "barium" (marrja e oksigjenit duke përdorur metodën Brin):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

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

Zgjidhja sekrete e Drebbel mund tĂ« jetĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ​​e peroksidit tĂ« hidrogjenit: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Marrja e oksigjenit gjatë djegies së pirompërzierjes: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Në një përzierje deri në 80% NaClO3, deri në 10% pluhur hekuri, 4% peroksid bariumi dhe lesh xhami.

Molekula e oksigjenit është paramagnetike (praktikisht biradikale), prandaj aktiviteti i saj është i lartë. Substancat organike oksidohen në ajër përmes fazës së formimit të peroksidit.

Oksigjeni shkrihet në 54,8 K dhe vlon në 90,2 K.

Modifikimi alotropik i elementit oksigjen është substanca ozon O3. Mbrojtja biologjike e Tokës nga ozoni është jashtëzakonisht e rëndësishme. Në një lartësi prej 20-25 km, vendoset një ekuilibër:

UV<280 ĐœĐŒ

UV 280-320 nm

O2 ----> 2 O*

O* + O2 + M --> O3

O3 -------

> O2 + O

(M - N2 , Ar)

Në vitin 1974, u zbulua se klori atomik, i cili formohet nga freonet në një lartësi prej më shumë se 25 km, katalizon prishjen e ozonit, sikur të zëvendësonte ultravjollcën "ozoni". Kjo UV është e aftë të shkaktojë kancer të lëkurës (deri në 600,000 raste në vit në SHBA). Ndalimi i freoneve në kanaçe me aerosol ka qenë në fuqi në Shtetet e Bashkuara që nga viti 1978.

Që nga viti 1990, lista e substancave të ndaluara (në 92 vende) ka përfshirë CH3 CCl3, CCl4, klorobromohidrokarbure - prodhimi i tyre është zvogëluar deri në vitin 2000.

Djegia e hidrogjenit në oksigjen

Reagimi është shumë kompleks (skema në leksionin 3), ndaj kërkohej një studim i gjatë përpara fillimit të aplikimit praktik.

21 korrik 1969 toka e parë - N. Armstrong eci në hënë. Mjeti lëshues Saturn-5 (i projektuar nga Wernher von Braun) përbëhet nga tre faza. Në të parën, vajguri dhe oksigjeni, në të dytën dhe të tretën - hidrogjen dhe oksigjen të lëngshëm. Gjithsej 468 ton lëng O2 dhe H2. Janë bërë 13 lëshime të suksesshme.

Që nga prilli 1981, Space Shuttle ka funksionuar në SHBA: 713 ton O2 dhe H2 të lëngshëm, si dhe dy përforcues të lëndëve djegëse të ngurta prej 590 tonë secili (masa totale e karburantit të ngurtë është 987 ton). Ngjitja e parë 40 km në TTU, nga 40 në 113 km motorët punojnë me hidrogjen dhe oksigjen.

Më 15 maj 1987 nisja e parë e Energia, më 15 nëntor 1988 fluturimi i parë dhe i vetëm i Buranit. Pesha e lëshimit është 2400 ton, masa e karburantit (vajguri në

ndarjet anësore, lëngu O2 dhe H2) 2000 ton Fuqia e motorit 125000 MW, ngarkesa 105 ton.

Djegia nuk ishte gjithmonë e kontrolluar dhe e suksesshme.

Në vitin 1936, u ndërtua avioni më i madh në botë me hidrogjen LZ-129 "Hindenburg". Vëllimi është 200,000 m3, gjatësia është rreth 250 m, diametri është 41,2 m. Shpejtësia është 135 km / orë falë 4 motorëve 1100 kf secili, ngarkesa është 88 ton. Aeroplani bëri 37 fluturime përtej Atlantikut dhe transportoi më shumë se 3 mijë pasagjerë.

Më 6 maj 1937, teksa ankorohej në SHBA, avioni shpërtheu dhe u dogj. Një arsye e mundshme është sabotimi.

Më 28 janar 1986, në sekondën e 74-të të fluturimit, Challenger shpërtheu me shtatë kozmonautë - fluturimi i 25-të i sistemit Shuttle. Arsyeja është një defekt në përforcuesin e karburantit të ngurtë.

Demonstrimi:

shpërthim gazi shpërthyes (një përzierje e hidrogjenit dhe oksigjenit)

qelizat e karburantit

Një variant teknikisht i rëndësishëm i këtij reagimi të djegies është ndarja e procesit në dy:

elektrooksidimi i hidrogjenit (anodĂ«): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroreduktimi i oksigjenit (katodĂ«): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Sistemi në të cilin kryhet një "djegie" e tillë është vëndi i karburantit. Efikasiteti është shumë më i lartë se ai i termocentraleve, pasi nuk ka

faza e veçantĂ« e gjenerimit tĂ« nxehtĂ«sisĂ«. Efikasiteti maksimal = ∆G/∆H; pĂ«r djegien e hidrogjenit fitohet 94%.

Efekti është i njohur që nga viti 1839, por qelizat e para praktike të karburantit janë zbatuar

nĂ« fund tĂ« shekullit tĂ« 20-tĂ« nĂ« hapĂ«sirĂ« ​​("BinjakĂ«t", "Apollo", "Shuttle" - SHBA, "Buran" - BRSS).

Perspektivat e qelizave të karburantit [17]

Një përfaqësues i Ballard Power Systems, duke folur në një konferencë shkencore në Uashington, theksoi se një motor me qeliza karburanti do të bëhet komercialisht i zbatueshëm kur të plotësojë katër kritere kryesore: kosto më e ulët e energjisë së gjeneruar, rritje të qëndrueshmërisë, madhësi të reduktuar të instalimit dhe aftësi për të nisur shpejt. ne mot te ftohte.. Kostoja e një kilovat energjie të prodhuar nga një impiant qelizash karburanti duhet të reduktohet në 30 dollarë. Për krahasim, në vitin 2004 e njëjta shifër ishte 103 dollarë dhe në vitin 2005 pritet të jetë 80 dollarë. Për të arritur këtë çmim, është e nevojshme të prodhohen të paktën 500 mijë motorë në vit. Shkencëtarët evropianë janë më të kujdesshëm në parashikimet dhe besojnë se përdorimi komercial i qelizave të karburantit të hidrogjenit në industrinë e automobilave do të fillojë jo më herët se 2020.

  • EmĂ«rtimi - H (Hidrogjen);
  • Emri latin - Hydrogenium;
  • Periudha - I;
  • Grupi - 1 (Ia);
  • Masa atomike - 1,00794;
  • Numri atomik - 1;
  • Rrezja e njĂ« atomi = 53 pm;
  • Rrezja kovalente = 32 pm;
  • ShpĂ«rndarja e elektroneve - 1s 1;
  • pika e shkrirjes = -259,14°C;
  • pika e vlimit = -252,87°C;
  • Elektronegativiteti (sipas Pauling / sipas Alpred dhe Rochov) \u003d 2.02 / -;
  • Gjendja e oksidimit: +1; 0; -njĂ«;
  • DendĂ«sia (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
  • VĂ«llimi molar = 14,1 cm 3 / mol.

Komponimet binare të hidrogjenit me oksigjen:

Hidrogjeni ("lindja e ujit") u zbulua nga shkencëtari anglez G. Cavendish në 1766. Ky është elementi më i thjeshtë në natyrë - një atom hidrogjeni ka një bërthamë dhe një elektron, ndoshta për këtë arsye hidrogjeni është elementi më i zakonshëm në univers (më shumë se gjysma e masës së shumicës së yjeve).

Për hidrogjenin, mund të themi se "bobina është e vogël, por e shtrenjtë". Pavarësisht nga "thjeshtësia" e tij, hidrogjeni u jep energji të gjitha qenieve të gjalla në Tokë - një reaksion termonuklear i vazhdueshëm zhvillohet në Diell, gjatë të cilit një atom helium formohet nga katër atome hidrogjeni, ky proces shoqërohet me lëshimin e një sasie të madhe të energjia (për më shumë detaje, shih Fusioni bërthamor).

Në koren e tokës, pjesa masive e hidrogjenit është vetëm 0,15%. Ndërkohë, shumica dërrmuese (95%) e të gjitha kimikateve të njohura në Tokë përmbajnë një ose më shumë atome hidrogjeni.

Në përbërjet me jometale (HCl, H 2 O, CH 4 ...), hidrogjeni ia jep elektronin e tij të vetëm elementëve më elektronegativë, duke treguar një gjendje oksidimi +1 (më shpesh), duke formuar vetëm lidhje kovalente (shih Kovalente lidhje).

Në përbërjet me metale (NaH, CaH 2 ...), hidrogjeni, përkundrazi, merr orbitalin e vetëm s një elektron më shumë, duke u përpjekur kështu të plotësojë shtresën e tij elektronike, duke treguar një gjendje oksidimi prej -1 (më rrallë) , duke formuar më shpesh një lidhje jonike (shih lidhjen jonike), pasi ndryshimi në elektronegativitetin e një atomi hidrogjeni dhe një atomi metali mund të jetë mjaft i madh.

H2

Në gjendje të gaztë, hidrogjeni është në formën e molekulave diatomike, duke formuar një lidhje kovalente jopolare.

Molekulat e hidrogjenit kanë:

  • lĂ«vizshmĂ«ri e madhe;
  • forcĂ« e madhe;
  • polarizueshmĂ«ri e ulĂ«t;
  • madhĂ«sia dhe pesha e vogĂ«l.

Karakteristikat e gazit hidrogjen:

  • gazi mĂ« i lehtĂ« nĂ« natyrĂ«, pa ngjyrĂ« dhe pa erĂ«;
  • dobĂ«t i tretshĂ«m nĂ« ujĂ« dhe tretĂ«s organikĂ«;
  • tretet nĂ« sasi tĂ« vogla nĂ« metale tĂ« lĂ«ngĂ«ta dhe tĂ« ngurta (veçanĂ«risht nĂ« platin dhe paladium);
  • vĂ«shtirĂ« pĂ«r t'u lĂ«ngĂ«zuar (pĂ«r shkak tĂ« polarizimit tĂ« ulĂ«t);
  • ka pĂ«rçueshmĂ«rinĂ« mĂ« tĂ« lartĂ« termike nga tĂ« gjithĂ« gazrat e njohur;
  • kur nxehet, ai reagon me shumĂ« jometale, duke treguar vetitĂ« e njĂ« agjenti reduktues;
  • nĂ« temperaturĂ«n e dhomĂ«s reagon me fluorin (ndodh njĂ« shpĂ«rthim): H 2 + F 2 = 2HF;
  • reagon me metalet pĂ«r tĂ« formuar hidride, duke shfaqur veti oksiduese: H 2 + Ca = CaH 2;

Në komponimet, hidrogjeni shfaq vetitë e tij reduktuese shumë më fort sesa ato oksiduese. Hidrogjeni është agjenti reduktues më i fortë pas qymyrit, aluminit dhe kalciumit. Vetitë reduktuese të hidrogjenit përdoren gjerësisht në industri për të marrë metale dhe jometale (substanca të thjeshta) nga oksidet dhe galidet.

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O

Reaksionet e hidrogjenit me substanca të thjeshta

Hidrogjeni pranon një elektron, duke luajtur rolin agjent reduktues, në reagimet:

  • Me oksigjen(kur ndizet ose nĂ« prani tĂ« njĂ« katalizatori), nĂ« njĂ« raport prej 2:1 (hidrogjen:oksigjen) formohet njĂ« gaz shpĂ«rthyes shpĂ«rthyes: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
  • Me gri(kur nxehet nĂ« 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
  • Me klorit(kur ndizet ose rrezatohet me rreze UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
  • Me fluorin: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
  • Me azotit(kur nxehet nĂ« prani tĂ« katalizatorĂ«ve ose nĂ« presion tĂ« lartĂ«): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Hidrogjeni dhuron një elektron, duke luajtur rolin agjent oksidues, në reagimet me alkaline dhe tokë alkaline metalet për të formuar hidride metalike - përbërje jonike të ngjashme me kripën që përmbajnë jone hidride H - janë substanca kristalore të paqëndrueshme me ngjyrë të bardhë.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

ËshtĂ« e pazakontĂ« qĂ« hidrogjeni tĂ« shfaqĂ« njĂ« gjendje oksidimi prej -1. Duke reaguar me ujin, hidridet dekompozohen, duke e kthyer ujin nĂ« hidrogjen. Reagimi i hidridit tĂ« kalciumit me ujĂ« Ă«shtĂ« si mĂ« poshtĂ«:

CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Reaksionet e hidrogjenit me substanca komplekse

  • nĂ« temperaturĂ« tĂ« lartĂ«, hidrogjeni redukton shumĂ« okside metalike: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
  • alkooli metil fitohet si rezultat i reaksionit tĂ« hidrogjenit me monoksid karboni (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
  • nĂ« reaksionet e hidrogjenizimit, hidrogjeni reagon me shumĂ« substanca organike.

Në mënyrë më të detajuar, ekuacionet e reaksioneve kimike të hidrogjenit dhe përbërjeve të tij janë konsideruar në faqen "Hidrogjeni dhe përbërjet e tij - ekuacionet e reaksioneve kimike që përfshijnë hidrogjenin".

Aplikimi i hidrogjenit

  • nĂ« energjinĂ« bĂ«rthamore pĂ«rdoren izotopet e hidrogjenit - deuterium dhe tritium;
  • nĂ« industrinĂ« kimike, hidrogjeni pĂ«rdoret pĂ«r sintezĂ«n e shumĂ« substancave organike, amoniakut dhe klorurit tĂ« hidrogjenit;
  • nĂ« industrinĂ« ushqimore, hidrogjeni pĂ«rdoret nĂ« prodhimin e yndyrave tĂ« ngurta nĂ«pĂ«rmjet hidrogjenizimit tĂ« vajrave bimore;
  • pĂ«r saldimin dhe prerjen e metaleve, pĂ«rdoret njĂ« temperaturĂ« e lartĂ« e djegies sĂ« hidrogjenit nĂ« oksigjen (2600 ° C);
  • nĂ« prodhimin e disa metaleve, hidrogjeni pĂ«rdoret si njĂ« agjent reduktues (shih mĂ« lart);
  • meqenĂ«se hidrogjeni Ă«shtĂ« njĂ« gaz i lehtĂ«, ai pĂ«rdoret nĂ« aeronautikĂ« si mbushĂ«s pĂ«r balona, ​​balona, ​​aeroplanĂ«;
  • Si lĂ«ndĂ« djegĂ«se, hidrogjeni pĂ«rdoret i pĂ«rzier me CO.

Kohët e fundit, shkencëtarët i kanë kushtuar shumë vëmendje kërkimit të burimeve alternative të energjisë së rinovueshme. Një nga fushat premtuese është energjia e "hidrogjenit", në të cilën hidrogjeni përdoret si lëndë djegëse, produkti i djegies së të cilit është uji i zakonshëm.

Metodat për prodhimin e hidrogjenit

Metodat industriale për prodhimin e hidrogjenit:

  • shndĂ«rrimi i metanit (reduktimi katalitik i avullit tĂ« ujit) me avull uji nĂ« temperaturĂ« tĂ« lartĂ« (800°C) nĂ« njĂ« katalizator nikeli: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
  • shndĂ«rrimi i monoksidit tĂ« karbonit me avull (t=500°C) nĂ« njĂ« katalizator Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
  • dekompozimi termik i metanit: CH 4 \u003d C + 2H 2;
  • gazifikimi i lĂ«ndĂ«ve djegĂ«se tĂ« ngurta (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
  • elektroliza e ujit (njĂ« metodĂ« shumĂ« e shtrenjtĂ« nĂ« tĂ« cilĂ«n pĂ«rftohet hidrogjen shumĂ« i pastĂ«r): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit:

  • veprim nĂ« metale (zakonisht zink) me acid klorhidrik ose tĂ« holluar sulfurik: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
  • ndĂ«rveprimi i avullit tĂ« ujit me ashkĂ«l hekuri tĂ« nxehtĂ«: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.
Ju gjithashtu mund të pëlqeni...
ÇfarĂ« bĂ«n kromi. Element kromi. Karakteristikat e kromit. Aplikacioni Chromium. Pika e shkrirjes dhe e vlimit

ÇfarĂ« bĂ«n kromi. Element kromi. Karakteristikat e kromit. Aplikacioni Chromium. Pika e shkrirjes dhe e vlimit

Trajtimi i ozonit në ujë Tretja e ozonit në ujë të kripur

Trajtimi i ozonit në ujë Tretja e ozonit në ujë të kripur

Nanomaterialet dhe Nanoteknologjitë Lënda, qëllimet dhe drejtimet kryesore në nanoteknologji

Nanomaterialet dhe Nanoteknologjitë Lënda, qëllimet dhe drejtimet kryesore në nanoteknologji