Syre är det vanligaste grundämnet på jorden. Tillsammans med kväve och en liten mängd andra gaser bildar fritt syre jordens atmosfär. Dess innehåll i luften är 20,95 volymprocent eller 23,15 viktprocent. I jordskorpan är 58 % av atomerna bundna syreatomer (47 viktprocent). Syre är en del av vatten (reserverna av bundet syre i hydrosfären är extremt stora), stenar, många mineraler och salter, och finns i fetter, proteiner och kolhydrater som utgör levande organismer. Nästan allt av jordens fria syre skapas och bevaras som ett resultat av fotosyntesprocessen.

Fysikaliska egenskaper.

Syre är en färglös, smaklös och luktfri gas, något tyngre än luft. Det är svagt lösligt i vatten (31 ml syre löses i 1 liter vatten vid 20 grader), men det är fortfarande bättre än andra atmosfäriska gaser, så vatten berikas med syre. Syredensiteten under normala förhållanden är 1,429 g/l. Vid en temperatur på -183 0 C och ett tryck på 101,325 kPa förvandlas syre till ett flytande tillstånd. Flytande syre har en blåaktig färg, dras in i ett magnetfält och bildar blå kristaller vid -218,7 ° C.

Naturligt syre har tre isotoper O 16, O 17, O 18.

Allotropi- förmågan hos ett kemiskt element att existera i form av två eller flera enkla ämnen som endast skiljer sig åt i antal atomer i molekylen eller i struktur.

Ozon O 3 - finns i atmosfärens övre skikt på en höjd av 20-25 km från jordens yta och bildar det så kallade "ozonskiktet", som skyddar jorden från den skadliga ultravioletta strålningen från solen; en blekt lila, giftig gas i stora mängder med en specifik, stickande men behaglig lukt. Smältpunkten är -192,7 0 C, kokpunkten är 111,9 0 C. Vi löser syre bättre i vatten.

Ozon är ett starkt oxidationsmedel. Dess oxidativa aktivitet är baserad på molekylens förmåga att sönderdelas med frisättning av atomärt syre:

Det oxiderar många enkla och komplexa ämnen. Med vissa metaller bildar den ozonider, till exempel kaliumozonid:

K + O 3 = KO 3

Ozon produceras i speciella enheter - ozonisatorer. I dem, under påverkan av en elektrisk urladdning, omvandlas molekylärt syre till ozon:

En liknande reaktion inträffar under påverkan av blixtarladdningar.

Användningen av ozon beror på dess starka oxiderande egenskaper: det används för att bleka tyger, desinficera dricksvatten och inom medicinen som desinfektionsmedel.

Att andas in ozon i stora mängder är skadligt: ​​det irriterar slemhinnorna i ögonen och andningsorganen.

Kemiska egenskaper.

I kemiska reaktioner med atomer av andra grundämnen (förutom fluor) uppvisar syre uteslutande oxiderande egenskaper

Den viktigaste kemiska egenskapen är förmågan att bilda oxider med nästan alla grundämnen. Samtidigt reagerar syre direkt med de flesta ämnen, speciellt vid upphettning.

Som ett resultat av dessa reaktioner bildas som regel oxider, mindre ofta peroxider:

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

2Na + O2 = Na2O2

Syre interagerar inte direkt med halogener, guld och platina; deras oxider erhålls indirekt. Vid uppvärmning brinner svavel, kol och fosfor i syre.

Interaktionen mellan syre och kväve börjar endast vid en temperatur på 1200 0 C eller i en elektrisk urladdning:

N2 + O2 = 2NO

Med väte bildar syre vatten:

2H2 + O2 = 2H2O

Under denna reaktion frigörs en betydande mängd värme.

En blandning av två volymer väte med en volym syre exploderar vid antändning; det kallas detonerande gas.

Många metaller vid kontakt med atmosfäriskt syre är föremål för förstörelse - korrosion. Vissa metaller under normala förhållanden oxideras endast från ytan (till exempel aluminium, krom). Den resulterande oxidfilmen förhindrar ytterligare interaktion.

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Under vissa förhållanden interagerar komplexa ämnen också med syre. I det här fallet bildas oxider, och i vissa fall oxider och enkla ämnen.

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

H2S + O2 = 2SO2 + 2H2O

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

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

När det interagerar med komplexa ämnen, fungerar syre som ett oxidationsmedel. Dess viktiga egendom, förmågan att underhålla förbränningämnen.

Syre bildar också en förening med väte - väteperoxid H 2 O 2 - en färglös transparent vätska med en stickande sammandragande smak, mycket löslig i vatten. Kemiskt är väteperoxid en mycket intressant förening. Dess låga stabilitet är karakteristisk: när den står, sönderdelas den långsamt till vatten och syre:

H2O2 = H2O + O2

Ljus, värme, närvaron av alkalier och kontakt med oxiderande eller reduktionsmedel påskyndar nedbrytningsprocessen. Oxidationstillståndet för syre i väteperoxid = - 1, d.v.s. har ett mellanvärde mellan oxidationstillståndet för syre i vatten (-2) och i molekylärt syre (0), så väteperoxid uppvisar redoxdualitet. De oxiderande egenskaperna hos väteperoxid är mycket mer uttalade än de reducerande egenskaperna, och de visar sig i sura, alkaliska och neutrala miljöer.

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

Vätets kemiska egenskaper

Under vanliga förhållanden är molekylärt väte relativt lite aktivt, direkt kombineras endast med den mest aktiva av icke-metaller (med fluor och i ljus med klor). Men när den värms upp reagerar den med många element.

Väte reagerar med enkla och komplexa ämnen:

- Interaktion av väte med metaller leder till bildandet av komplexa ämnen - hydrider, i de kemiska formlerna där metallatomen alltid kommer först:

Vid hög temperatur reagerar väte direkt med några metaller(alkaliska, alkaliska jordartsmetaller och andra), bildar vita kristallina ämnen - metallhydrider (Li H, Na H, KH, CaH 2, etc.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metallhydrider bryts lätt ned av vatten för att bilda motsvarande alkali och väte:

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

- När väte interagerar med icke-metaller flyktiga väteföreningar bildas. I den kemiska formeln för en flyktig väteförening kan väteatomen vara på antingen första eller andra plats, beroende på dess placering i PSHE (se plattan på bilden):

1). Med syre Väte bildar vatten:

Video "Väteförbränning"

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Vid normala temperaturer fortskrider reaktionen extremt långsamt, över 550°C - med explosion (en blandning av 2 volymer H 2 och 1 volym O 2 kallas explosiv gas) .

Video "Explosion av detonerande gas"

Video "Förberedelse och explosion av en explosiv blandning"

2). Med halogener Väte bildar vätehalogenider, till exempel:

H2 + Cl2 = 2HCl

Samtidigt exploderar väte med fluor (även i mörker och vid -252°C), reagerar med klor och brom endast vid belysning eller upphettning och med jod endast vid uppvärmning.

3). Med kväve Väte reagerar och bildar ammoniak:

ZN2 + N2 = 2NH3

endast på en katalysator och vid förhöjda temperaturer och tryck.

4). Vid upphettning reagerar väte kraftigt med svavel:

H 2 + S = H 2 S (vätesulfid),

mycket svårare med selen och tellur.

5). Med rent kol Väte kan reagera utan katalysator endast vid höga temperaturer:

2H2 + C (amorf) = CH4 (metan)

- Väte genomgår en substitutionsreaktion med metalloxider , i detta fall bildas vatten i produkterna och metallen reduceras. Väte - uppvisar egenskaperna hos ett reduktionsmedel:

Väte används för återvinning av många metaller eftersom det tar bort syre från deras oxider:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, etc.

Tillämpningar av väte

Video "Using Hydrogen"

För närvarande produceras väte i enorma mängder. En mycket stor del av det används vid syntes av ammoniak, hydrering av fetter och vid hydrering av kol, oljor och kolväten. Dessutom används väte för syntes av saltsyra, metylalkohol, cyanvätesyra, vid svetsning och smide av metaller, såväl som vid tillverkning av glödlampor och ädelstenar. Väte säljs i cylindrar under ett tryck på över 150 atm. De är målade mörkgröna och har en röd inskription "väte".

Väte används för att omvandla flytande fetter till fasta fetter (hydrering), vilket ger flytande bränsle genom att hydrera kol och eldningsolja. Inom metallurgin används väte som reduktionsmedel för oxider eller klorider för att producera metaller och icke-metaller (germanium, kisel, gallium, zirkonium, hafnium, molybden, volfram, etc.).

De praktiska användningarna av väte är varierande: det används vanligtvis för att fylla sondballonger, i den kemiska industrin fungerar det som råmaterial för produktion av många mycket viktiga produkter (ammoniak, etc.), i livsmedelsindustrin - för produktionen av fasta fetter från vegetabiliska oljor etc. Hög temperatur (upp till 2600 °C), erhållen genom att bränna väte i syre, används för att smälta eldfasta metaller, kvarts etc. Flytande väte är ett av de mest effektiva flygbränslena. Den årliga globala förbrukningen av väte överstiger 1 miljon ton.

SIMULATORER

Nr 2. Väte

UPPDRAG UPPGIFTER

Uppgift nr 1
Skriv ner reaktionsekvationer för vätgas interaktion med följande ämnen: F 2, Ca, Al 2 O 3, kvicksilver (II) oxid, volfram (VI) oxid. Namnge reaktionsprodukterna, ange typer av reaktioner.

Uppgift nr 2
Utför transformationer enligt schemat:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Uppgift nr 3.
Beräkna massan vatten som kan erhållas genom att bränna 8 g väte?

Syftet med lektionen. I den här lektionen får du lära dig om de kanske viktigaste kemiska grundämnena för livet på jorden - väte och syre, lära dig om deras kemiska egenskaper, samt de fysikaliska egenskaperna hos de enkla ämnen de bildar, lära dig mer om syre och vätes roll i naturen och livet person.

Väte– det vanligaste elementet i universum. Syre– det vanligaste grundämnet på jorden. Tillsammans bildar de vatten, ett ämne som utgör mer än hälften av människokroppens massa. Syre är en gas vi behöver för att andas, och utan vatten skulle vi inte kunna leva ens några dagar, så utan tvekan kan vi betrakta syre och väte som de viktigaste kemiska grundämnena som är nödvändiga för liv.

Struktur av väte- och syreatomer

Väte uppvisar således icke-metalliska egenskaper. I naturen finns väte i form av tre isotoper, protium, deuterium och tritium.Väteisotoper är mycket olika varandra i fysikaliska egenskaper, så de tilldelas till och med individuella symboler.

Om du inte kommer ihåg eller inte vet vad isotoper är, arbeta med materialet i den elektroniska utbildningsresursen "Isotoper som varianter av atomer av ett kemiskt element." I den kommer du att lära dig hur isotoper av ett element skiljer sig från varandra, vad närvaron av flera isotoper av ett element leder till, och också bekanta dig med isotoper av flera element.

Således är de möjliga oxidationstillstånden för syre begränsade till värden från -2 till +2. Om syre accepterar två elektroner (blir en anjon) eller bildar två kovalenta bindningar med färre elektronegativa element, går det in i -2-oxidationstillståndet. Om syre bildar en bindning med en annan syreatom och en andra bindning med en atom av ett mindre elektronegativt element, går det in i -1 oxidationstillstånd. Genom att bilda två kovalenta bindningar med fluor (det enda grundämnet med ett högre elektronegativitetsvärde) går syre in i +2-oxidationstillståndet. Bildar en bindning med en annan syreatom och den andra med en fluoratom – +1. Slutligen, om syre bildar en bindning med en mindre elektronegativ atom och en andra bindning med fluor, kommer det att vara i oxidationstillstånd 0.

Fysikaliska egenskaper hos väte och syre, allotropi av syre

Väte– en färglös gas utan smak eller lukt. Mycket lätt (14,5 gånger lättare än luft). Vätets kondenseringstemperatur – -252,8 °C – är nästan den lägsta av alla gaser (näst efter helium). Flytande och fast väte är mycket lätta, färglösa ämnen.

Syre- en färglös, smaklös och luktfri gas, något tyngre än luft. Vid en temperatur på -182,9 °C förvandlas den till en tung blå vätska, vid -218 °C stelnar den med bildandet av blå kristaller. Syremolekyler är paramagnetiska, vilket innebär att syre attraheras av en magnet. Syre är dåligt lösligt i vatten.

Till skillnad från väte, som bildar molekyler av endast en typ, uppvisar syre allotropi och bildar molekyler av två typer, det vill säga grundämnet syre bildar två enkla ämnen: syre och ozon.

Kemiska egenskaper och framställning av enkla ämnen

Väte.

Bindningen i vätemolekylen är en enkelbindning, men det är en av de starkaste enkelbindningarna i naturen, och för att bryta den är det nödvändigt att förbruka mycket energi, av denna anledning är väte mycket inaktivt vid rumstemperatur, men med ökande temperatur (eller i närvaro av en katalysator) väte interagerar lätt med många enkla och komplexa ämnen.

Ur kemisk synvinkel är väte en typisk icke-metall. Det vill säga, det kan interagera med aktiva metaller för att bilda hydrider, där det uppvisar ett oxidationstillstånd på -1. Med vissa metaller (litium, kalcium) sker interaktionen även vid rumstemperatur, men ganska långsamt, så uppvärmning används vid syntes av hydrider:

,

.

Bildandet av hydrider genom direkt interaktion av enkla ämnen är endast möjlig för aktiva metaller. Aluminium interagerar inte längre med väte direkt, dess hydrid erhålls genom utbytesreaktioner.

Väte reagerar också med icke-metaller endast vid upphettning. Undantag är halogenerna klor och brom, vars reaktion kan induceras av ljus:

.

Reaktionen med fluor kräver inte heller uppvärmning, den fortskrider explosivt även vid stark kylning och i absolut mörker.

Reaktionen med syre fortskrider längs en grenad kedja, så reaktionshastigheten ökar snabbt, och i en blandning av syre och väte i förhållandet 1:2 fortskrider reaktionen med en explosion (en sådan blandning kallas "explosiv gas" ):

.

Reaktionen med svavel fortskrider mycket lugnare, med praktiskt taget ingen värmegenerering:

.

Reaktioner med kväve och jod är reversibla:

,

.

Denna omständighet gör det mycket svårt att få fram ammoniak inom industrin: processen kräver användning av ökat tryck för att blanda jämvikten mot bildning av ammoniak. Vätejodid erhålls inte genom direkt syntes, eftersom det finns flera mycket mer bekväma metoder för dess syntes.

Väte reagerar inte direkt med lågaktiva icke-metaller (), även om dess föreningar med dem är kända.

I reaktioner med komplexa ämnen fungerar väte i de flesta fall som ett reduktionsmedel. I lösningar kan väte reducera lågaktiva metaller (placerade efter väte i spänningsserien) från deras salter:

Vid upphettning kan väte reducera många metaller från deras oxider. Dessutom, ju mer aktiv metallen är, desto svårare är det att återställa den och desto högre temperatur krävs för detta:

.

Metaller som är mer aktiva än zink är nästan omöjliga att reducera med väte.

Väte produceras i laboratoriet genom att metaller reagerar med starka syror. De vanligaste är zink och saltsyra:

Mindre vanligt förekommande är elektrolys av vatten i närvaro av starka elektrolyter:

Inom industrin erhålls väte som en biprodukt vid framställning av natriumhydroxid genom elektrolys av en natriumkloridlösning:

Dessutom erhålls väte från oljeraffinering.

Att producera väte genom fotolys av vatten är en av de mest lovande metoderna i framtiden, men för närvarande är den industriella tillämpningen av denna metod svår.

Arbeta med material för elektroniska utbildningsresurser Laborationer ”Produktion och egenskaper hos vätgas” och Laborationer ”Reducerande vätgas egenskaper”. Studera principen för driften av Kipp-apparaten och Kiryushkin-apparaten. Tänk på i vilka fall det är bekvämare att använda Kipp-apparaten, och i vilka fall är det bekvämare att använda Kiryushkin-apparaten. Vilka egenskaper uppvisar väte i reaktioner?

Syre.

Bindningen i syremolekylen är dubbel och mycket stark. Därför är syre ganska inaktivt vid rumstemperatur. Vid upphettning börjar den emellertid uppvisa starka oxiderande egenskaper.

Syre reagerar utan upphettning med aktiva metaller (alkali, jordalkali och vissa lantanider):

Vid upphettning reagerar syre med de flesta metaller för att bilda oxider:

,

,

.

Silver och mindre aktiva metaller oxideras inte av syre.

Syre reagerar också med de flesta icke-metaller för att bilda oxider:

,

,

.

Interaktion med kväve sker endast vid mycket höga temperaturer, cirka 2000 °C.

Syre reagerar inte med klor, brom och jod, även om många av deras oxider kan erhållas indirekt.

Interaktionen mellan syre och fluor kan utföras genom att leda en elektrisk urladdning genom en blandning av gaser:

.

Syre(II)fluorid är en instabil förening, sönderdelas lätt och är ett mycket starkt oxidationsmedel.

I lösningar är syre ett starkt, men långsamt, oxidationsmedel. Som regel främjar syre övergången av metaller till högre oxidationstillstånd:

Närvaron av syre tillåter ofta att metaller som ligger omedelbart bakom väte i spänningsserien löses upp i syror:

Vid uppvärmning kan syre oxidera lägre metalloxider:

.

Syre i industrin erhålls inte med kemiska metoder, det erhålls från luft genom destillation.

I laboratoriet använder de nedbrytningsreaktioner av syrerika föreningar - nitrater, klorater, permanganater när de värms upp:

Du kan också få syre genom katalytisk nedbrytning av väteperoxid:

Dessutom kan ovanstående vattenelektrolysreaktion användas för att producera syre.

Arbeta med materialen i den elektroniska utbildningsresursen Laboratoriearbete "Syrgasproduktion och dess egenskaper."

Vad heter den syreuppsamlingsmetod som används i laboratoriearbete? Vilka andra metoder för att samla upp gaser finns och vilka av dem är lämpliga för att samla upp syre?

Uppgift 1. Se videoklippet "Sönderdelning av kaliumpermanganat vid upphettning."

Svara på frågorna:

1. 1. Vilken av de fasta reaktionsprodukterna är löslig i vatten?
   2. Vilken färg har kaliumpermanganatlösningen?
   3. Vilken färg har kaliummanganatlösningen?

Skriv ekvationerna för de reaktioner som uppstår. Balansera dem med den elektroniska balansmetoden.

Diskutera uppgiften med din lärare i eller i videorummet.

Ozon.

Ozonmolekylen är triatomisk och bindningarna i den är mindre starka än i syremolekylen, vilket leder till större kemisk aktivitet hos ozon: ozon oxiderar lätt många ämnen i lösningar eller i torr form utan att värmas upp:

Ozon kan lätt oxidera kväve(IV)oxid till kväve(V)oxid och svavel(IV)oxid till svavel(VI)oxid utan katalysator:

Ozon sönderfaller gradvis och bildar syre:

För att producera ozon används speciella enheter - ozonisatorer, där en glödurladdning passerar genom syre.

I laboratoriet, för att erhålla små mängder ozon, används ibland nedbrytningsreaktioner av peroxoföreningar och vissa högre oxider vid upphettning:

Arbeta med materialen i den elektroniska utbildningsresursen Laboratoriearbete "Ozonproduktion och studie av dess egenskaper."

Förklara varför indigolösningen blir missfärgad. Skriv ekvationerna för reaktionerna som uppstår när lösningar av blynitrat och natriumsulfid blandas och när ozonerad luft passerar genom den resulterande suspensionen. Skriv joniska ekvationer för en jonbytesreaktion. För redoxreaktionen, skapa en elektronbalans.

Diskutera uppgiften med din lärare i eller i videorummet.

Vattens kemiska egenskaper

För att bättre bekanta dig med vattnets fysiska egenskaper och dess betydelse, arbeta med materialen i de elektroniska utbildningsresurserna "Anomala egenskaper hos vatten" och "Vatten är den viktigaste vätskan på jorden."

Vatten är av stor betydelse för alla levande organismer – i själva verket består många levande organismer av mer än hälften av vatten. Vatten är ett av de mest universella lösningsmedlen (vid höga temperaturer och tryck ökar dess förmåga som lösningsmedel avsevärt). Ur kemisk synvinkel är vatten väteoxid, och i en vattenlösning dissocierar det (om än i mycket liten utsträckning) till vätekatjoner och hydroxidanjoner:

.

Vatten reagerar med många metaller. Vatten reagerar med aktiva (alkaliska, alkaliska jordartsmetaller och vissa lantanider) utan uppvärmning:

Interaktion med mindre aktiva uppstår vid uppvärmning.

Allmän och oorganisk kemi

Föreläsning 6. Väte och syre. Vatten. Väteperoxid.

Väte

Väteatomen är kemins enklaste föremål. Strängt taget är dess jon, protonen, ännu enklare. Beskrevs första gången 1766 av Cavendish. Namn från grekiska. "hydrogener" - genererar vatten.

Radien för en väteatom är ungefär 0,5 * 10-10 m, och dess jon (proton) är 1,2 * 10-15 m. Eller från 50 pm till 1,2 * 10-3 pm eller från 50 meter (diagonal av SCA ) upp till 1 mm.

Nästa 1s element, litium, ändras endast från 155 pm till 68 pm för Li+. En sådan skillnad i storleken på en atom och dess katjon (5 storleksordningar) är unik.

På grund av den lilla storleken på protonen sker utbyte vätebindning, främst mellan syre-, kväve- och fluoratomer. Styrkan hos vätebindningar är 10-40 kJ/mol, vilket är betydligt mindre än brytenergin för de flesta vanliga bindningar (100-150 kJ/mol i organiska molekyler), men större än den genomsnittliga kinetiska energin för termisk rörelse vid 370 C (4 kJ/mol). Som ett resultat, i en levande organism, bryts vätebindningar reversibelt, vilket säkerställer flödet av vitala processer.

Väte smälter vid 14 K, kokar vid 20,3 K (tryck 1 atm), densiteten för flytande väte är endast 71 g/l (14 gånger lättare än vatten).

Exciterade väteatomer med övergångar upp till n 733 → 732 med en våglängd på 18 m upptäcktes i det försålda interstellära mediet, vilket motsvarar en Bohr-radie (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) i storleksordningen 0,1 mm ( !).

Det vanligaste grundämnet i rymden (88,6% av atomerna, 11,3% av atomerna är helium och endast 0,1% är atomer av alla andra grundämnen).

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

Eftersom protoner har spin 1/2 finns det tre varianter av vätemolekyler:

ortoväte o-H2 med parallella kärnspinn, paraväte p-H2 med antiparallell spins och normal n-H2 - en blandning av 75% orto-väte och 25% para-väte. Under omvandlingen o-H2 → p-H2 frigörs 1418 J/mol.

Egenskaper hos orto- och paraväte

Eftersom atommassan av väte är den minsta möjliga, skiljer sig dess isotoper - deuterium D (2 H) och tritium T (3 H) avsevärt från protium 1 H i fysikaliska och kemiska egenskaper. Till exempel, att ersätta en av vätena i en organisk förening med deuterium har en märkbar effekt på dess vibrationsspektrum (infrarött), vilket gör det möjligt att bestämma strukturen hos komplexa molekyler. Liknande substitutioner ("märkt atommetod") används också för att fastställa komplexets mekanismer

kemiska och biokemiska processer. Den taggade atommetoden är särskilt känslig när man använder radioaktivt tritium istället för protium (β-sönderfall, halveringstid 12,5 år).

Egenskaper hos protium och deuterium

					Densitet, g/l (20 K)
Grundläggande metod väteproduktion inom industrin – metanomvandling
eller hydratisering av kol vid 800-11000 C (katalysator):
CH4 + H2O = CO + 3 H2				över 10 000 C
"Vattengas": C + H2 O = CO + H2
Sedan CO-omvandling: CO + H2O = CO2 + H2						4000 C, koboltoxider

Totalt: C + 2 H2O = CO2 + 2 H2

Andra källor till väte.

Koksugnsgas: ca 55 % väte, 25 % metan, upp till 2 % tunga kolväten, 4-6 % CO, 2 % CO2, 10-12 % kväve.

Väte som förbränningsprodukt:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + CaO + 2 H2

Upp till 370 liter väte frigörs per 1 kg pyroteknisk blandning.

Väte i form av ett enkelt ämne används för produktion av ammoniak och hydrering (härdning) av vegetabiliska fetter, för reduktion från oxider av vissa metaller (molybden, volfram), för produktion av hydrider (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Reaktionens entalpin: H. + H. = H2 är -436 kJ/mol, så atomärt väte används för att producera en "låga" med hög temperaturreduktion ("Langmuir-brännare"). En vätestråle i en ljusbåge finfördelas vid 35 000 C med 30 %, sedan med rekombination av atomer är det möjligt att nå 50 000 C.

Flytande väte används som bränsle i raketer (se syre). Utlovar miljövänligt bränsle för marktransporter; Experiment pågår med användning av metallhydrid-vätebatterier. Till exempel kan en LaNi5-legering absorbera 1,5-2 gånger mer väte än vad som finns i samma volym (som volymen av legeringen) av flytande väte.

Syre

Enligt nu allmänt accepterade uppgifter upptäcktes syre 1774 av J. Priestley och oberoende av K. Scheele. Syrets upptäckts historia är ett bra exempel på paradigmens inflytande på vetenskapens utveckling (se bilaga 1).

Tydligen upptäcktes syre faktiskt mycket tidigare än det officiella datumet. År 1620 kunde vem som helst ta en tur på Themsen (i Themsen) i en ubåt designad av Cornelius van Drebbel. Båten rörde sig under vattnet tack vare ansträngningarna från ett dussin roddare. Enligt många ögonvittnen löste ubåtens uppfinnare framgångsrikt problemet med andning genom att "uppfriska" luften i den kemiskt. Robert Boyle skrev 1661: "... Förutom båtens mekaniska struktur hade uppfinnaren en kemisk lösning (lut), som han

anses vara huvudhemligheten med dykning. Och när han då och då var övertygad om att en del av luften som lämpar sig för att andas redan var förbrukad och gjorde det svårt för personerna i båten att andas, kunde han, genom att korka loss ett kärl fyllt med denna lösning, snabbt fylla på luften med ett sådant innehåll av vitala delar som skulle göra den återigen lämplig att andas under tillräckligt lång tid.”

En frisk person i ett lugnt tillstånd pumpar cirka 7200 liter luft genom sina lungor per dag och tar in oåterkalleligt 720 liter syre. I ett slutet rum med en volym på 6 m3 kan en person överleva utan ventilation i upp till 12 timmar och med fysiskt arbete i 3-4 timmar. Den främsta orsaken till andningssvårigheter är inte brist på syre, men koldioxidansamling från 0,3 till 2,5 %.

Under lång tid var den huvudsakliga metoden för att producera syre "barium" -cykeln (syreproduktion med Breen-metoden):

BaS04 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Drebbels hemliga lösning kan vara en lösning av väteperoxid: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Erhålla syre genom att bränna en pyrolysblandning: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Blandningen innehåller upp till 80 % NaClO3, upp till 10 % järnpulver, 4 % bariumperoxid och glasull.

Syremolekylen är paramagnetisk (praktiskt taget en biradikal), därför är dess aktivitet hög. Organiska ämnen i luften oxideras genom peroxidbildningsstadiet.

Syret smälter vid 54,8 K och kokar vid 90,2 K.

En allotrop modifiering av syreelementet är ämnet ozon O3. Biologiskt ozonskydd av jorden är extremt viktigt. På en höjd av 20-25 km etableras jämvikt:

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

1974 upptäcktes det att atomärt klor, som bildas av freoner på en höjd av mer än 25 km, katalyserar nedbrytningen av ozon, som om det ersätter "ozon" ultraviolett strålning. Denna UV kan orsaka hudcancer (upp till 600 tusen fall per år i USA). Förbudet mot freoner i aerosolburkar har varit i kraft i USA sedan 1978.

Sedan 1990 har listan över förbjudna ämnen (i 92 länder) inkluderat CH3 CCl3, CCl4 och klorbromerade kolväten - deras produktion kommer att fasas ut år 2000.

Förbränning av väte i syre

Reaktionen är mycket komplex (schema i föreläsning 3), så långa studier krävdes innan praktisk tillämpning.

Den 21 juli 1969 gick den första jordlingen, N. Armstrong, på månen. Saturn 5-raketkastaren (designad av Wernher von Braun) består av tre steg. Den första innehåller fotogen och syre, den andra och tredje innehåller flytande väte och syre. Totalt 468 ton flytande O2 och H2. 13 framgångsrika lanseringar gjordes.

Sedan april 1981 har rymdfärjan flugit i USA: 713 ton flytande O2 och H2, samt två fastbränsleacceleratorer på 590 ton vardera (total massa fast bränsle 987 ton). De första 40 km stigningen till TTU:n, från 40 till 113 km går motorerna på väte och syre.

15 maj 1987 den första lanseringen av "Energia", 15 november 1988 den första och enda flygningen av "Buran". Lanseringsvikt 2400 ton, bränslevikt (fotogen in

sidofack, flytande O2 och H2) 2000 ton Motoreffekt 125000 MW, nyttolast 105 ton.

Förbränningen var inte alltid kontrollerad och framgångsrik.

1936 byggdes världens största väteluftskepp, LZ-129 Hindenburg. Volym 200 000 m3, längd ca 250 m, diameter 41,2 m. Hastighet 135 km/h tack vare 4 motorer på 1100 hk, nyttolast 88 ton. Luftskeppet gjorde 37 flygningar över Atlanten och transporterade mer än 3 tusen passagerare.

Den 6 maj 1937, medan den lade till i USA, exploderade luftskeppet och brann. En möjlig orsak är sabotage.

Den 28 januari 1986, vid den 74:e andra flygningen, exploderade Challenger med sju astronauter - den 25:e flygningen i Shuttle-systemet. Anledningen är en defekt i fastbränsleacceleratorn.

Demonstration:

explosion av detonerande gas (en blandning av väte och syre)

Bränsleceller

En tekniskt viktig variant av denna förbränningsreaktion är att dela upp processen i två:

elektrooxidation av väte (anod): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroreduktion av syre (katod): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Systemet där sådan "förbränning" sker är bränslecell. Verkningsgraden är mycket högre än för termiska kraftverk, eftersom det inte finns någon

speciellt stadium av värmealstring. Maximal verkningsgrad = ∆ G/∆ H; för väteförbränning visar det sig vara 94 %.

Effekten har varit känd sedan 1839, men de första praktiskt fungerande bränslecellerna har implementerats

i slutet av 1900-talet i rymden ("Gemini", "Apollo", "Shuttle" - USA, "Buran" - USSR).

Utsikter för bränsleceller [17]

En representant för Ballard Power Systems, som talade vid en vetenskaplig konferens i Washington, betonade att en bränslecellsmotor kommer att bli kommersiellt gångbar när den uppfyller fyra huvudkriterier: att minska kostnaden för genererad energi, öka hållbarheten, minska storleken på installationen och förmåga att snabbt starta i kallt väder. . Kostnaden för en kilowatt energi som genereras av en bränslecellsinstallation bör sjunka till $30. Som jämförelse, 2004 var samma siffra $103, och 2005 förväntas den nå $80. För att uppnå detta pris är det nödvändigt att producera minst 500 tusen motorer per år. Europeiska forskare är mer försiktiga i sina prognoser och tror att den kommersiella användningen av vätebränsleceller inom bilindustrin kommer att börja tidigast 2020.

• Beteckning - H (väte);
• Latinskt namn - Hydrogenium;
• Period - I;
• Grupp - 1 (la);
• Atommassa - 1,00794;
• Atomnummer - 1;
• Atomradie = 53 pm;
• Kovalent radie = 32 pm;
• Elektronfördelning - 1s 1;
• smälttemperatur = -259,14°C;
• kokpunkt = -252,87°C;
• Elektronegativitet (enligt Pauling/enligt Alpred och Rochow) = 2,02/-;
• Oxidationstillstånd: +1; 0; -1;
• Densitet (antal) = 0,0000899 g/cm3;
• Molvolym = 14,1 cm3/mol.

Binära föreningar av väte med syre:

Väte ("föder vatten") upptäcktes av den engelske vetenskapsmannen G. Cavendish 1766. Det är det enklaste grundämnet i naturen - en väteatom har en kärna och en elektron, vilket förmodligen är anledningen till att väte är det vanligaste grundämnet i universum (som står för mer än hälften av massan av de flesta stjärnor).

Om väte kan vi säga att "spolen är liten, men dyr." Trots sin "enkelhet" ger väte energi till alla levande varelser på jorden - en kontinuerlig termonukleär reaktion äger rum på solen under vilken en heliumatom bildas av fyra väteatomer, denna process åtföljs av frigörandet av en kolossal mängd energi (för mer information, se Kärnfusion).

I jordskorpan är massfraktionen väte endast 0,15 %. Samtidigt innehåller den överväldigande majoriteten (95%) av alla kemiska ämnen som är kända på jorden en eller flera väteatomer.

I föreningar med icke-metaller (HCl, H 2 O, CH 4 ...) ger väte upp sin enda elektron till mer elektronegativa element, uppvisar ett oxidationstillstånd på +1 (oftare), och bildar endast kovalenta bindningar (se Kovalenta bindningar) obligation).

I föreningar med metaller (NaH, CaH 2 ...) accepterar väte tvärtom en annan elektron i sin enda s-orbital, och försöker på så sätt komplettera sitt elektroniska skikt, uppvisar ett oxidationstillstånd på -1 (mindre ofta), bildar ofta en jonbindning (se Jonbindning), eftersom skillnaden i elektronegativitet för väteatomen och metallatomen kan vara ganska stor.

H 2

I det gasformiga tillståndet finns väte i form av diatomiska molekyler som bildar en opolär kovalent bindning.

Vätemolekyler har:

• stor rörlighet;
• bra styrka;
• låg polariserbarhet;
• liten storlek och vikt.

Egenskaper för vätgas:

• den lättaste gasen i naturen, färglös och luktfri;
• dåligt löslig i vatten och organiska lösningsmedel;
• löser sig i små mängder i flytande och fasta metaller (särskilt platina och palladium);
• svår att göra flytande (på grund av dess låga polariserbarhet);
• har den högsta värmeledningsförmågan av alla kända gaser;
• vid upphettning reagerar den med många icke-metaller och uppvisar egenskaperna hos ett reduktionsmedel;
• vid rumstemperatur reagerar den med fluor (en explosion inträffar): H 2 + F 2 = 2HF;
• reagerar med metaller för att bilda hydrider, uppvisar oxiderande egenskaper: H 2 + Ca = CaH 2 ;

I föreningar uppvisar väte sina reducerande egenskaper mycket starkare än sina oxiderande egenskaper. Väte är det mest kraftfulla reduktionsmedlet efter kol, aluminium och kalcium. Vätets reducerande egenskaper används i stor utsträckning inom industrin för att erhålla metaller och icke-metaller (enkla ämnen) från oxider och gallider.

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Reaktioner av väte med enkla ämnen

Väte tar emot en elektron och spelar en roll reduktionsmedel, i reaktioner:

• Med syre(vid antändning eller i närvaro av en katalysator), i förhållandet 2:1 (väte:syre) bildas en explosiv detonationsgas: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Med grå(vid upphettning till 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Med klor(vid antändning eller bestrålning med UV-strålar): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Med fluor: H20+F2 = 2H+1F
• Med kväve(vid upphettning i närvaro av katalysatorer eller vid högt tryck): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Väte donerar en elektron och spelar en roll oxidationsmedel, i reaktioner med alkalisk Och jordalkali metaller med bildning av metallhydrider - saltliknande jonföreningar som innehåller hydridjoner H - dessa är instabila vita kristallina ämnen.

Ca+H2 = CaH2-1 2Na+H20 = 2NaH-1

Det är inte typiskt för väte att uppvisa ett oxidationstillstånd på -1. När de reagerar med vatten sönderdelas hydriderna, vilket reducerar vatten till väte. Reaktionen av kalciumhydrid med vatten är som följer:

CaH2-1 +2H2+10 = 2H20 +Ca(OH)2

Reaktioner av väte med komplexa ämnen

• vid höga temperaturer reducerar väte många metalloxider: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• metylalkohol erhålls genom reaktion av väte med kolmonoxid (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• I hydrogeneringsreaktioner reagerar väte med många organiska ämnen.

Ekvationerna för kemiska reaktioner av väte och dess föreningar diskuteras mer i detalj på sidan "Väte och dess föreningar - ekvationer av kemiska reaktioner som involverar väte."

Tillämpningar av väte

• inom kärnenergi används väteisotoper - deuterium och tritium;
• i den kemiska industrin används väte för syntes av många organiska ämnen, ammoniak, väteklorid;
• inom livsmedelsindustrin används väte vid framställning av fasta fetter genom hydrering av vegetabiliska oljor;
• för svetsning och skärning av metaller används den höga förbränningstemperaturen för väte i syre (2600°C);
• vid framställning av vissa metaller används väte som reduktionsmedel (se ovan);
• eftersom väte är en lätt gas, används det inom flygteknik som ett fyllmedel för ballonger, aerostater och luftskepp;
• Väte används som bränsle blandat med CO.

Nyligen har forskare ägnat mycket uppmärksamhet åt sökandet efter alternativa källor till förnybar energi. Ett av de lovande områdena är "väte" energi, där väte används som bränsle, vars förbränningsprodukt är vanligt vatten.

Metoder för framställning av väte

Industriella metoder för framställning av väte:

• metanomvandling (katalytisk reduktion av vattenånga) med vattenånga vid hög temperatur (800°C) på en nickelkatalysator: CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2;
• omvandling av kolmonoxid med vattenånga (t=500°C) på en Fe2O3-katalysator: CO + H2O = CO2 + H2;
• termisk sönderdelning av metan: CH4 = C + 2H2;
• förgasning av fasta bränslen (t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• elektrolys av vatten (en mycket dyr metod som ger mycket rent väte): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoriemetoder för framställning av väte:

• verkan på metaller (vanligtvis zink) med saltsyra eller utspädd svavelsyra: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• interaktion av vattenånga med hett järnspån: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.