Oksijen Dünya üzerinde en bol bulunan elementtir. Serbest oksijen, nitrojen ve az miktarda diğer gazlarla birlikte Dünya'nın atmosferini oluşturur. Havadaki içeriği hacimce %20,95 veya kütlece %23,15'tir. Yer kabuğundaki atomların %58'i oksijen atomlarına bağlıdır (kütlenin %47'si). Oksijen suyun bir parçasıdır (hidrosferdeki bağlı oksijen rezervleri son derece büyüktür), kayalar, birçok mineral ve tuzdur ve canlı organizmaları oluşturan yağlarda, proteinlerde ve karbonhidratlarda bulunur. Dünyadaki serbest oksijenin neredeyse tamamı fotosentez sürecinin bir sonucu olarak yaratılır ve korunur.

Fiziki ozellikleri.

Oksijen renksiz, tatsız ve kokusuz, havadan biraz daha ağır bir gazdır. Suda az çözünür (31 ml oksijen, 1 litre suda 20 derecede çözünür), ancak yine de diğer atmosferik gazlardan daha iyidir, bu nedenle su oksijenle zenginleştirilir. Normal şartlarda oksijen yoğunluğu 1,429 g/l'dir. -183 0 C sıcaklıkta ve 101.325 kPa basınçta oksijen sıvı hale gelir. Sıvı oksijen mavimsi bir renge sahiptir, manyetik bir alana çekilir ve -218,7°C'de mavi kristaller oluşturur.

Doğal oksijenin üç izotopu O 16, O 17, O 18'dir.

Allotropi- bir kimyasal elementin, yalnızca molekül veya yapıdaki atom sayısında farklılık gösteren iki veya daha fazla basit madde formunda var olma yeteneği.

Ozon O 3 - atmosferin üst katmanlarında, Dünya yüzeyinden 20-25 km yükseklikte bulunur ve Dünya'yı Güneş'in zararlı ultraviyole radyasyonundan koruyan "ozon tabakasını" oluşturur; özel, keskin ama hoş bir kokuya sahip, büyük miktarlarda soluk mor, zehirli bir gaz. Erime noktası -192,7 0 C, kaynama noktası 111,9 0 C'dir. Oksijeni suda daha iyi çözeriz.

Ozon güçlü bir oksitleyici ajandır. Oksidatif aktivitesi, molekülün atomik oksijenin salınmasıyla parçalanma yeteneğine dayanmaktadır:

Birçok basit ve karmaşık maddeyi oksitler. Bazı metallerle ozonitler oluşturur, örneğin potasyum ozonit:

K + Ö3 = KO3

Ozon özel cihazlarda - ozonlayıcılarda üretilir. İçlerinde elektrik deşarjının etkisi altında moleküler oksijen ozona dönüştürülür:

Yıldırım deşarjlarının etkisi altında da benzer bir reaksiyon meydana gelir.

Ozonun kullanımı güçlü oksitleyici özelliklerinden kaynaklanmaktadır: kumaşları ağartmak, içme suyunu dezenfekte etmek ve tıpta dezenfektan olarak kullanılır.

Ozonun büyük miktarlarda solunması zararlıdır: gözlerin ve solunum organlarının mukozalarını tahriş eder.

Kimyasal özellikler.

Diğer elementlerin atomlarıyla (flor hariç) kimyasal reaksiyonlarda oksijen yalnızca oksitleyici özellikler sergiler

En önemli kimyasal özelliği hemen hemen tüm elementlerle oksit oluşturabilmesidir. Aynı zamanda oksijen, özellikle ısıtıldığında çoğu maddeyle doğrudan reaksiyona girer.

Bu reaksiyonların bir sonucu olarak, kural olarak oksitler, daha az sıklıkla peroksitler oluşur:

2Ca + Ö2 = 2CaO

2Ba + Ö2 = 2BaO

2Na + O2 = Na202

Oksijen halojenler, altın ve platin ile doğrudan etkileşime girmez; bunların oksitleri dolaylı olarak elde edilir. Isıtıldığında kükürt, karbon ve fosfor oksijen içinde yanar.

Oksijenin nitrojenle etkileşimi yalnızca 1200 0 C sıcaklıkta veya elektriksel deşarjla başlar:

N2 + Ö2 = 2NO

Hidrojen ile oksijen suyu oluşturur:

2H2 + Ö2 = 2H2Ö

Bu reaksiyon sırasında önemli miktarda ısı açığa çıkar.

İki hacim hidrojen ile bir hacim oksijenin karışımı ateşlendiğinde patlar; Patlayıcı gaz denir.

Birçok metal atmosferik oksijenle temas ettiğinde tahribat - korozyona maruz kalır. Normal koşullar altında bazı metaller yalnızca yüzeyden oksitlenir (örneğin alüminyum, krom). Ortaya çıkan oksit filmi daha fazla etkileşimi önler.

4Al + 3O2 = 2Al203

Belirli koşullar altında karmaşık maddeler de oksijenle etkileşime girer. Bu durumda oksitler ve bazı durumlarda oksitler ve basit maddeler oluşur.

CH4 + 2O2 = C02 + 2H2O

H 2 S + Ö 2 = 2SO 2 + 2H 2 Ö

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H20

Oksijen, karmaşık maddelerle etkileşime girdiğinde oksitleyici bir madde görevi görür. Önemli özelliği, sürdürme yeteneği yanma maddeler.

Oksijen aynı zamanda hidrojen - hidrojen peroksit H202 - suda oldukça çözünür, keskin, büzücü bir tada sahip renksiz şeffaf bir sıvı olan bir bileşik oluşturur. Kimyasal olarak hidrojen peroksit çok ilginç bir bileşiktir. Düşük stabilitesi karakteristiktir: ayakta durduğunda yavaş yavaş suya ve oksijene ayrışır:

H 2 Ö 2 = H 2 Ö + Ö 2

Işık, ısı, alkalilerin varlığı ve oksitleyici veya indirgeyici maddelerle temas, ayrışma sürecini hızlandırır. Hidrojen peroksitteki oksijenin oksidasyon durumu = - 1, yani. sudaki (-2) ve moleküler oksijendeki (0) oksijenin oksidasyon durumu arasında bir ara değere sahiptir, dolayısıyla hidrojen peroksit redoks ikiliği sergiler. Hidrojen peroksitin oksitleyici özellikleri indirgeyici özelliklerinden çok daha belirgindir ve asidik, alkali ve nötr ortamlarda kendilerini gösterirler.

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

Hidrojenin kimyasal özellikleri

Sıradan koşullar altında, moleküler Hidrojen nispeten az aktiftir ve yalnızca metal olmayanların en aktif olanlarıyla (flor ile ve ışıkta klor ile) doğrudan birleşir. Ancak ısıtıldığında birçok elementle reaksiyona girer.

Hidrojen basit ve karmaşık maddelerle reaksiyona girer:

- Hidrojenin metallerle etkileşimi metal atomunun her zaman önce geldiği kimyasal formüllerde karmaşık maddelerin - hidritlerin oluşumuna yol açar:

Yüksek sıcaklıkta Hidrojen doğrudan reaksiyona girer bazı metallerle(alkali, alkali toprak ve diğerleri), beyaz kristalli maddeler oluşturan - metal hidritler (Li H, Na H, KH, CaH2, vb.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metal hidrürler, karşılık gelen alkali ve hidrojeni oluşturmak üzere su ile kolayca ayrıştırılır:

Sa H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

- Hidrojen metal olmayanlarla etkileşime girdiğinde uçucu hidrojen bileşikleri oluşur. Uçucu bir hidrojen bileşiğinin kimyasal formülünde hidrojen atomu, PSHE'deki konumuna bağlı olarak birinci veya ikinci sırada olabilir (slayttaki plakaya bakın):

1). Oksijen ile Hidrojen suyu oluşturur:

Video "Hidrojenin yanması"

2H2 + Ö2 = 2H2Ö + Q

Normal sıcaklıklarda reaksiyon son derece yavaş, 550°C'nin üzerinde, patlamayla ilerler. (2 hacim H2 ve 1 hacim O2 karışımına denir patlayıcı gaz) .

Video "Patlayıcı gazın patlaması"

Video "Patlayıcı bir karışımın hazırlanması ve patlaması"

2). Halojenli Hidrojen, hidrojen halojenürleri oluşturur, örneğin:

H2 + Cl2 = 2HCl

Aynı zamanda Hidrojen, flor ile patlar (karanlıkta ve -252°C'de bile), yalnızca aydınlatıldığında veya ısıtıldığında klor ve brom ile, yalnızca ısıtıldığında ise iyot ile reaksiyona girer.

3). Azotlu Hidrojen amonyak oluşturmak üzere reaksiyona girer:

ZN2 + N2 = 2NH3

yalnızca bir katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda.

4). Hidrojen ısıtıldığında güçlü bir şekilde reaksiyona girer kükürtlü:

H2 + S = H2S (hidrojen sülfür),

selenyum ve tellür ile çok daha zordur.

5). Saf karbonlu Hidrojen katalizör olmadan yalnızca yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girebilir:

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

- Hidrojen metal oksitlerle yer değiştirme reaksiyonuna girer Bu durumda ürünlerde su oluşur ve metal azalır. Hidrojen - indirgeyici bir maddenin özelliklerini sergiler:

Hidrojen kullanılıyor birçok metalin geri kazanılması için, oksijeni oksitlerinden uzaklaştırdığı için:

Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, vb.

Hidrojenin uygulamaları

Video "Hidrojen Kullanımı"

Şu anda büyük miktarlarda hidrojen üretiliyor. Çok büyük bir kısmı amonyak sentezinde, yağların hidrojenlenmesinde, kömür, yağlar ve hidrokarbonların hidrojenasyonunda kullanılır. Ayrıca hidrojen, hidroklorik asit, metil alkol, hidrosiyanik asit sentezinde, metallerin kaynaklanmasında ve dövülmesinde, ayrıca akkor lambaların ve değerli taşların imalatında kullanılır. Hidrojen, 150 atm'nin üzerindeki basınç altında silindirlerde satılmaktadır. Koyu yeşil boyalıdırlar ve kırmızı bir "Hidrojen" yazısı vardır.

Hidrojen, sıvı yağları katı yağlara (hidrojenasyon) dönüştürmek, kömür ve akaryakıtın hidrojenlenmesiyle sıvı yakıt üretmek için kullanılır. Metalurjide hidrojen, metalleri ve metal olmayanları (germanyum, silikon, galyum, zirkonyum, hafniyum, molibden, tungsten vb.) üretmek için oksitler veya klorürler için indirgeyici bir madde olarak kullanılır.

Hidrojenin pratik kullanımları çeşitlidir: genellikle sonda balonlarını doldurmak için kullanılır, kimya endüstrisinde çok önemli birçok ürünün (amonyak vb.) üretimi için hammadde olarak hizmet eder, gıda endüstrisinde üretim için kullanılır. bitkisel yağlardan vb. katı yağların elde edilmesi. Hidrojenin oksijen içinde yakılmasıyla elde edilen yüksek sıcaklık (2600 °C'ye kadar), refrakter metallerin, kuvarsın vb. eritilmesinde kullanılır. Sıvı hidrojen, en verimli jet yakıtlarından biridir. Yıllık küresel hidrojen tüketimi 1 milyon tonu aşıyor.

SİMÜLATÖRLER

2 numara. Hidrojen

ATAMA GÖREVLERİ

Görev No.1
Hidrojenin aşağıdaki maddelerle etkileşimi için reaksiyon denklemlerini yazın: F2, Ca, Al203, cıva (II) oksit, tungsten (VI) oksit. Reaksiyon ürünlerini adlandırın, reaksiyon türlerini belirtin.

Görev No.2
Şemaya göre dönüşümleri gerçekleştirin:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Görev No.3.
8 g hidrojen yakılarak elde edilebilecek suyun kütlesini hesaplayın?

Dersin amacı. Bu derste, dünyadaki yaşam için belki de en önemli kimyasal elementler olan hidrojen ve oksijen hakkında bilgi edinecek, kimyasal özelliklerinin yanı sıra oluşturdukları basit maddelerin fiziksel özelliklerini öğrenecek, oksijen ve hidrojenin rolü hakkında daha fazla bilgi edineceksiniz. doğada ve yaşamda kişi.

Hidrojen– Evrendeki en yaygın element. Oksijen– Dünyadaki en yaygın element. Birlikte, insan vücudunun kütlesinin yarısından fazlasını oluşturan bir madde olan suyu oluştururlar. Oksijen nefes almak için ihtiyacımız olan bir gazdır ve su olmadan birkaç gün bile yaşayamayız, dolayısıyla oksijen ve hidrojeni şüphesiz yaşam için gerekli olan en önemli kimyasal elementler olarak kabul edebiliriz.

Hidrojen ve oksijen atomlarının yapısı

Böylece hidrojen metalik olmayan özellikler sergiler. Doğada hidrojen üç izotop halinde bulunur: protium, döteryum ve trityum.Hidrojen izotopları fiziksel özellikler bakımından birbirinden çok farklıdır, bu nedenle onlara ayrı semboller bile atanır.

İzotopların ne olduğunu hatırlamıyorsanız veya bilmiyorsanız, "Bir kimyasal elementin atom çeşitleri olarak izotoplar" elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın. İçinde bir elementin izotoplarının birbirinden nasıl farklı olduğunu, bir elementin birkaç izotopunun varlığının neye yol açtığını öğrenecek ve ayrıca birkaç elementin izotoplarını tanıyacaksınız.

Böylece oksijenin olası oksidasyon durumları –2 ila +2 arasındaki değerlerle sınırlıdır. Oksijen iki elektron alırsa (anyon haline gelir) veya daha az elektronegatif elementlerle iki kovalent bağ oluşturursa -2 oksidasyon durumuna girer. Oksijen başka bir oksijen atomuyla bir bağ ve daha az elektronegatif bir elementin atomuyla ikinci bir bağ oluşturursa -1 oksidasyon durumuna girer. Oksijen, flor (elektronegatiflik değeri daha yüksek olan tek element) ile iki kovalent bağ oluşturarak +2 oksidasyon durumuna girer. Bir bağın başka bir oksijen atomu ile, ikincisinin ise bir flor atomu ile kurulması – +1. Son olarak, oksijen daha az elektronegatif bir atomla bir bağ ve flor ile ikinci bir bağ oluşturursa, oksidasyon durumu 0 olacaktır.

Hidrojen ve oksijenin fiziksel özellikleri, oksijenin allotropisi

Hidrojen– tadı ve kokusu olmayan, renksiz bir gaz. Çok hafif (havadan 14,5 kat daha hafif). Hidrojenin sıvılaşma sıcaklığı (-252,8 °C) tüm gazlar arasında neredeyse en düşük olanıdır (helyumdan sonra ikinci). Sıvı ve katı hidrojen çok hafif, renksiz maddelerdir.

Oksijen- Havadan biraz ağır, renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır. -182,9 °C sıcaklıkta ağır mavi bir sıvıya dönüşür, -218 °C'de mavi kristaller oluşturarak katılaşır. Oksijen molekülleri paramanyetiktir, yani oksijen bir mıknatıs tarafından çekilir. Oksijen suda az çözünür.

Yalnızca tek tip moleküller oluşturan hidrojenin aksine, oksijen allotropi sergiler ve iki tip molekül oluşturur; yani oksijen elementi iki basit maddeyi oluşturur: oksijen ve ozon.

Basit maddelerin kimyasal özellikleri ve hazırlanması

Hidrojen.

Hidrojen molekülündeki bağ tekli bir bağdır ancak doğadaki en güçlü tekli bağlardan biridir ve onu kırmak için çok fazla enerji harcamak gerekir, bu nedenle hidrojen oda sıcaklığında oldukça etkisizdir, ancak artan sıcaklık (veya bir katalizör varlığında) hidrojen birçok basit ve karmaşık maddeyle kolayca etkileşime girer.

Kimyasal açıdan bakıldığında hidrojen tipik bir metal değildir. Yani, -1 oksidasyon durumunu sergilediği hidritler oluşturmak için aktif metallerle etkileşime girebilir. Bazı metallerle (lityum, kalsiyum), etkileşim oda sıcaklığında bile meydana gelir, ancak oldukça yavaştır, bu nedenle hidritlerin sentezinde ısıtma kullanılır:

,

.

Basit maddelerin doğrudan etkileşimi yoluyla hidritlerin oluşumu yalnızca aktif metaller için mümkündür. Alüminyum artık doğrudan hidrojenle etkileşime girmiyor; hidriti değişim reaksiyonlarıyla elde ediliyor.

Hidrojen ayrıca metal olmayan maddelerle yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer. Reaksiyonu ışıkla indüklenebilen klor ve brom halojenleri istisnadır:

.

Flor ile reaksiyon da ısıtma gerektirmez, güçlü soğutmada ve mutlak karanlıkta bile patlayıcı bir şekilde ilerler.

Oksijen ile reaksiyon dallanmış zincir mekanizması boyunca ilerler, bu nedenle reaksiyon hızı hızla artar ve 1:2 oranındaki oksijen ve hidrojen karışımında reaksiyon bir patlama ile ilerler (böyle bir karışıma "patlayıcı gaz" denir) ):

.

Kükürt ile reaksiyon, neredeyse hiç ısı üretimi olmadan, çok daha sakin bir şekilde ilerler:

.

Azot ve iyot ile reaksiyonlar tersine çevrilebilir:

,

.

Bu durum endüstride amonyak elde edilmesini çok zorlaştırır: süreç, dengeyi amonyak oluşumuna doğru karıştırmak için artan basıncın kullanılmasını gerektirir. Hidrojen iyodür doğrudan sentez yoluyla elde edilmez, çünkü sentezi için çok daha uygun birkaç yöntem vardır.

Hidrojen, düşük aktif ametallerle () doğrudan reaksiyona girmez, ancak bunlarla olan bileşikleri bilinmektedir.

Karmaşık maddelerle reaksiyonlarda çoğu durumda hidrojen indirgeyici madde olarak görev yapar. Çözeltilerde hidrojen, düşük aktif metalleri (voltaj serisinde hidrojenden sonra yer alan) tuzlarından indirgeyebilir:

Hidrojen ısıtıldığında birçok metali oksitlerinden indirgeyebilir. Üstelik metal ne kadar aktif olursa, onu eski haline getirmek o kadar zor olur ve bunun için gereken sıcaklık da o kadar yüksek olur:

.

Çinkodan daha aktif metallerin hidrojenle indirgenmesi neredeyse imkansızdır.

Hidrojen, metallerin güçlü asitlerle reaksiyona sokulmasıyla laboratuvarda üretilir. En yaygın kullanılanlar çinko ve hidroklorik asittir:

Daha az yaygın olarak kullanılan yöntem ise güçlü elektrolitlerin varlığında suyun elektrolizidir:

Endüstride hidrojen, bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi yoluyla sodyum hidroksit üretilirken yan ürün olarak elde edilir:

Ayrıca petrolün rafine edilmesinden hidrojen elde edilir.

Suyun fotolizi yoluyla hidrojen üretmek, gelecekte en umut verici yöntemlerden biridir, ancak şu anda bu yöntemin endüstriyel uygulaması zordur.

Elektronik eğitim kaynaklarının materyalleriyle çalışma Laboratuvar çalışması “Hidrojenin üretimi ve özellikleri” ve Laboratuvar çalışması “Hidrojenin indirgenme özellikleri”. Kipp aparatının ve Kiryushkin aparatının çalışma prensibini inceleyin. Hangi durumlarda Kipp aparatını kullanmanın daha uygun olduğunu ve hangi durumlarda Kiryushkin aparatını kullanmanın daha uygun olduğunu düşünün. Hidrojen reaksiyonlarda hangi özellikleri sergiler?

Oksijen.

Oksijen molekülündeki bağ çift ve çok kuvvetlidir. Bu nedenle oksijen oda sıcaklığında oldukça etkisizdir. Ancak ısıtıldığında güçlü oksitleyici özellikler sergilemeye başlar.

Oksijen, aktif metallerle (alkali, alkali toprak ve bazı lantanitler) ısınmadan reaksiyona girer:

Isıtıldığında oksijen çoğu metalle reaksiyona girerek oksitler oluşturur:

,

,

.

Gümüş ve daha az aktif metaller oksijenle oksitlenmez.

Oksijen ayrıca çoğu ametalle reaksiyona girerek oksitler oluşturur:

,

,

.

Azotla etkileşim yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda, yaklaşık 2000 °C'de meydana gelir.

Oksijen, klor, brom ve iyot ile reaksiyona girmez, ancak bunların oksitlerinin çoğu dolaylı olarak elde edilebilir.

Oksijenin flor ile etkileşimi, bir gaz karışımından bir elektrik deşarjının geçirilmesiyle gerçekleştirilebilir:

.

Oksijen(II) florür kararsız bir bileşiktir, kolayca ayrışır ve çok güçlü bir oksitleyici maddedir.

Çözeltilerde oksijen, yavaş olmasına rağmen güçlü bir oksitleyici maddedir. Kural olarak oksijen, metallerin daha yüksek oksidasyon durumlarına geçişini teşvik eder:

Oksijenin varlığı genellikle voltaj serisinde hidrojenin hemen arkasında bulunan metallerin asitlerde çözünmesine izin verir:

Isıtıldığında oksijen düşük metal oksitleri oksitleyebilir:

.

Endüstride oksijen kimyasal yöntemlerle elde edilmez, havadan damıtma yoluyla elde edilir.

Laboratuvarda, ısıtıldığında oksijen açısından zengin bileşiklerin (nitratlar, kloratlar, permanganatlar) ayrışma reaksiyonlarını kullanırlar:

Ayrıca hidrojen peroksitin katalitik ayrışması yoluyla da oksijen elde edebilirsiniz:

Ek olarak, yukarıdaki su elektroliz reaksiyonu oksijen üretmek için kullanılabilir.

Elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın Laboratuvar çalışması “Oksijen üretimi ve özellikleri.”

Laboratuvar çalışmalarında kullanılan oksijen toplama yönteminin adı nedir? Gazları toplamak için başka hangi yöntemler mevcuttur ve bunlardan hangileri oksijen toplamak için uygundur?

Görev 1. “Isıtıldığında potasyum permanganatın ayrışması” video klibini izleyin.

Soruları cevapla:

1. 1. Katı reaksiyon ürünlerinden hangisi suda çözünür?
   2. Potasyum permanganat çözeltisi ne renktir?
   3. Potasyum manganat çözeltisi ne renktir?

Oluşan reaksiyonların denklemlerini yazınız. Elektronik denge yöntemini kullanarak bunları dengeleyin.

Ödevinizi öğretmeninizle video odasında veya video odasında tartışın.

Ozon.

Ozon molekülü triatomiktir ve içindeki bağlar oksijen molekülündekinden daha az güçlüdür, bu da ozonun daha büyük kimyasal aktivitesine yol açar: ozon, çözeltilerdeki veya kuru formdaki birçok maddeyi ısıtmadan kolayca oksitler:

Ozon, bir katalizör olmadan nitrojen(IV) oksidi nitrojen(V) okside ve sülfür(IV) oksidi sülfür(VI) okside kolayca oksitleyebilir:

Ozon yavaş yavaş oksijene ayrışır:

Ozon üretmek için özel cihazlar kullanılır - içinde parlak bir deşarjın oksijenden geçtiği ozonlaştırıcılar.

Laboratuvarda, küçük miktarlarda ozon elde etmek için bazen perokso bileşiklerinin ve bazı yüksek oksitlerin ısıtıldığında ayrışma reaksiyonları kullanılır:

Elektronik eğitim kaynağının materyalleriyle çalışın Laboratuvar çalışması “Ozon üretimi ve özelliklerinin incelenmesi.”

İndigo çözeltisinin renginin neden bozulduğunu açıklayın. Kurşun nitrat ve sodyum sülfit çözeltileri karıştırıldığında ve elde edilen süspansiyondan ozonlanmış hava geçirildiğinde meydana gelen reaksiyonların denklemlerini yazın. Bir iyon değişim reaksiyonu için iyonik denklemleri yazın. Redoks reaksiyonu için bir elektron dengesi oluşturun.

Ödevinizi öğretmeninizle video odasında veya video odasında tartışın.

Suyun kimyasal özellikleri

Suyun fiziksel özelliklerini ve önemini daha iyi tanımak için, "Suyun anormal özellikleri" ve "Su, Dünyadaki en önemli sıvıdır" elektronik eğitim kaynaklarının materyalleriyle çalışın.

Su, tüm canlı organizmalar için büyük önem taşır; aslında pek çok canlı organizmanın yarısından fazlası sudan oluşur. Su, en evrensel solventlerden biridir (yüksek sıcaklık ve basınçlarda solvent olarak kapasitesi önemli ölçüde artar). Kimyasal açıdan su, hidrojen oksittir ve sulu bir çözeltide (çok küçük bir ölçüde de olsa) hidrojen katyonlarına ve hidroksit anyonlarına ayrışır:

.

Su birçok metalle reaksiyona girer. Su, aktif maddelerle (alkali, alkali toprak ve bazı lantanitler) ısıtmadan reaksiyona girer:

Isıtıldığında daha az aktif olanlarla etkileşim meydana gelir.

Genel ve inorganik kimya

Ders 6. Hidrojen ve oksijen. Su. Hidrojen peroksit.

Hidrojen

Hidrojen atomu kimyanın en basit nesnesidir. Aslına bakılırsa iyonu, yani protonu daha da basittir. İlk kez 1766 yılında Cavendish tarafından tanımlanmıştır. Yunanca'dan isim. “hidro genler” – su üretiyor.

Bir hidrojen atomunun yarıçapı yaklaşık 0,5 * 10-10 m'dir ve iyonu (proton) 1,2 * 10-15 m'dir veya 50 pm'den 1,2 * 10-3 pm'ye veya 50 metreden (SCA'nın köşegeni) 1 mm'ye kadar.

Bir sonraki 1s elementi olan lityum, Li+ için yalnızca 155 pm'den 68 pm'ye değişir. Bir atomun ve katyonunun boyutlarındaki bu tür bir fark (5 büyüklük sırası) benzersizdir.

Protonun boyutunun küçük olması nedeniyle değişim meydana gelir hidrojen bağı, öncelikle oksijen, nitrojen ve flor atomları arasında. Hidrojen bağlarının kuvveti 10-40 kJ/mol'dür; bu, çoğu sıradan bağın kopma enerjisinden önemli ölçüde daha azdır (organik moleküllerde 100-150 kJ/mol), ancak 370 C'deki termal hareketin ortalama kinetik enerjisinden daha yüksektir. (4kJ/mol). Sonuç olarak, canlı bir organizmada hidrojen bağları tersine çevrilebilir şekilde kırılır ve hayati süreçlerin akışı sağlanır.

Hidrojen 14 K'de erir, 20,3 K'de (basınç 1 atm) kaynar, sıvı hidrojenin yoğunluğu yalnızca 71 g/l'dir (sudan 14 kat daha hafif).

Seyreltilmiş yıldızlararası ortamda, 0,1 mm düzeyinde bir Bohr yarıçapına (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) karşılık gelen, 18 m dalga boyuna sahip n 733 → 732'ye kadar geçişlere sahip uyarılmış hidrojen atomları keşfedildi ( !).

Uzaydaki en yaygın elementtir (atomların %88,6'sı, atomların %11,3'ü helyumdur ve yalnızca %0,1'i diğer tüm elementlerin atomlarıdır).

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

Protonların spini 1/2 olduğundan, hidrojen moleküllerinin üç çeşidi vardır:

paralel nükleer spinli ortohidrojen o-H2, paralel nükleer spinli parahidrojen p-H2 antiparalel dönüşler ve normal n-H2 - %75 orto-hidrojen ve %25 para-hidrojen karışımı. o-H2 → p-H2 dönüşümü sırasında 1418 J/mol açığa çıkar.

Orto ve parahidrojenin özellikleri

Hidrojenin atom kütlesi mümkün olan minimum olduğundan, izotopları - döteryum D (2 H) ve trityum T (3 H), fiziksel ve kimyasal özellikler açısından protium 1 H'den önemli ölçüde farklıdır. Örneğin, organik bir bileşikteki hidrojenlerden birinin döteryumla değiştirilmesi, titreşim (kızılötesi) spektrumu üzerinde gözle görülür bir etkiye sahiptir ve bu da karmaşık moleküllerin yapısını belirlemeyi mümkün kılar. Benzer ikameler (“etiketli atom yöntemi”) karmaşık atomların mekanizmalarını oluşturmak için de kullanılır.

kimyasal ve biyokimyasal süreçler. Etiketli atom yöntemi, protium yerine radyoaktif trityum kullanıldığında özellikle hassastır (β-bozunması, yarılanma ömrü 12,5 yıl).

Protium ve döteryumun özellikleri

					Yoğunluk, g/l (20 K)
Temel yöntem hidrojen üretimi endüstride – metan dönüşümü
veya kömürün 800-11000 C'de hidrasyonu (katalizör):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				10000 C'nin üzerinde
"Su gazı": C + H2 O = CO + H2
Daha sonra CO dönüşümü: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, kobalt oksitler

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

Diğer hidrojen kaynakları.

Kok fırını gazı: yaklaşık %55 hidrojen, %25 metan, %2'ye kadar ağır hidrokarbonlar, %4-6 CO, %2 CO2, %10-12 nitrojen.

Yanma ürünü olarak hidrojen:

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

1 kg piroteknik karışım başına 370 litreye kadar hidrojen açığa çıkar.

Basit bir madde formundaki hidrojen, amonyak üretiminde ve bitkisel yağların hidrojenlenmesinde (sertleştirilmesinde), bazı metallerin (molibden, tungsten) oksitlerinin indirgenmesinde, hidritlerin (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Reaksiyonun entalpisi: H. + H. = H2 -436 kJ/mol'dür, dolayısıyla atomik hidrojen, yüksek sıcaklıkta indirgeyici bir "alev" ("Langmuir brülörü") üretmek için kullanılır. Bir elektrik arkındaki hidrojen jeti 35.000 C'de %30 oranında atomize edilir, daha sonra atomların rekombinasyonu ile 50.000 C'ye ulaşmak mümkündür.

Sıvılaştırılmış hidrojen roketlerde yakıt olarak kullanılır (bakınız oksijen). Kara taşımacılığı için çevre dostu yakıt vaat ediyor; Metal hidrit hidrojen pillerin kullanımına ilişkin deneyler devam etmektedir. Örneğin, bir LaNi5 alaşımı, aynı hacimde (alaşımın hacmi olarak) sıvı hidrojenin içerdiğinden 1,5-2 kat daha fazla hidrojen emebilir.

Oksijen

Artık genel kabul gören verilere göre oksijen, 1774 yılında J. Priestley ve bağımsız olarak K. Scheele tarafından keşfedilmiştir. Oksijenin keşfinin tarihi, paradigmaların bilimin gelişimi üzerindeki etkisine iyi bir örnektir (bkz. Ek 1).

Görünüşe göre oksijen aslında resmi tarihten çok daha önce keşfedildi. 1620'de herkes Cornelius van Drebbel tarafından tasarlanan bir denizaltıyla Thames nehrinde (Thames'te) gezinebiliyordu. Bir düzine kürekçinin çabaları sayesinde tekne su altında hareket etti. Çok sayıda görgü tanığının ifadesine göre, denizaltının mucidi, içindeki havayı kimyasal olarak "tazeleyerek" nefes alma sorununu başarıyla çözdü. Robert Boyle 1661'de şöyle yazmıştı: “... Mucit, teknenin mekanik yapısına ek olarak kimyasal bir çözeltiye (likör) sahipti ve bunu

tüplü dalışın ana sırrı olarak kabul edildi. Ve zaman zaman, nefes almaya uygun havanın bir kısmının zaten tükendiğine ve teknedeki insanların nefes almasını zorlaştırdığına ikna olduğunda, bu solüsyonla dolu bir kabın tıpasını açarak hızla yenileyebilirdi. havayı yeterince uzun bir süre nefes almaya uygun hale getirecek kadar hayati parçalar içeren bir hava.”

Sakin bir durumdaki sağlıklı bir insan, ciğerlerine günde yaklaşık 7200 litre hava pompalayarak geri dönülemez bir şekilde 720 litre oksijen alır. 6 m3 hacme sahip kapalı bir odada bir kişi havalandırma olmadan 12 saate kadar, fiziksel çalışma ile 3-4 saate kadar hayatta kalabilir. Nefes almada zorluk çekmenin ana nedeni oksijen eksikliği değil, karbondioksit birikimi%0,3 ile %2,5 arasında.

Uzun bir süre boyunca oksijen üretmenin ana yöntemi “baryum” döngüsüydü (Breen yöntemini kullanarak oksijen üretimi):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Drebbel'in gizli çözümü bir hidrojen peroksit çözeltisi olabilir: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Piroliz karışımının yakılmasıyla oksijen elde edilmesi: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Karışım %80'e kadar NaClO3, %10'a kadar demir tozu, %4 baryum peroksit ve cam yünü içerir.

Oksijen molekülü paramanyetiktir (pratik olarak biradiktir), dolayısıyla aktivitesi yüksektir. Havadaki organik maddeler peroksit oluşumu aşamasında oksitlenir.

Oksijen 54,8 K'de erir ve 90,2 K'da kaynar.

Oksijen elementinin allotropik bir modifikasyonu ozon O3 maddesidir. Dünyanın biyolojik ozon koruması son derece önemlidir. 20-25 km yükseklikte denge kurulur:

UV<280 нм		UV280-320nm
O2 ----> 2 O*	O* + O2 + M --> O3	O3------	> O2 + O
	(M – N2, Koç)

1974 yılında, 25 km'den daha yüksek bir rakımda freonlardan oluşan atomik klorun, sanki "ozon" ultraviyole radyasyonunun yerini alıyormuş gibi ozonun çürümesini katalize ettiği keşfedildi. Bu UV cilt kanserine neden olabilir (ABD'de yılda 600 bin vakaya kadar). Aerosol kutularındaki freon yasağı Amerika Birleşik Devletleri'nde 1978'den beri yürürlüktedir.

1990'dan bu yana yasaklı maddeler listesi (92 ülkede) CH3 CCl3, CCl4 ve klorobromlu hidrokarbonları içermektedir; bunların üretimi 2000 yılına kadar aşamalı olarak durdurulacaktır.

Hidrojenin oksijende yanması

Reaksiyon çok karmaşıktır (3. dersteki şema), dolayısıyla pratik uygulamadan önce uzun bir çalışma yapılması gerekmiştir.

21 Temmuz 1969'da ilk dünyalı N. Armstrong Ay'da yürüdü. Saturn 5 roketatar (Wernher von Braun tarafından tasarlandı) üç aşamadan oluşuyor. Birincisi gazyağı ve oksijeni, ikincisi ve üçüncüsü sıvı hidrojen ve oksijeni içerir. Toplam 468 ton sıvı O2 ve H2. 13 başarılı lansman gerçekleştirildi.

Nisan 1981'den bu yana, Uzay Mekiği Amerika Birleşik Devletleri'nde uçuyor: 713 ton sıvı O2 ve H2'nin yanı sıra her biri 590 tonluk iki katı yakıt hızlandırıcı (toplam katı yakıt kütlesi 987 ton). TTU'ya ilk 40 kilometrelik tırmanışta, 40'tan 113 kilometreye kadar motorlar hidrojen ve oksijenle çalışıyor.

15 Mayıs 1987 “Energia”nın ilk lansmanı, 15 Kasım 1988 “Buran”ın ilk ve tek uçuşu. Fırlatma ağırlığı 2400 ton, yakıt ağırlığı (gazyağı içinde)

yan bölmeler, sıvı O2 ve H2) 2000 ton Motor gücü 125000 MW, taşıma kapasitesi 105 ton.

Yanma her zaman kontrollü ve başarılı olmuyordu.

1936'da dünyanın en büyük hidrojen zeplini LZ-129 Hindenburg inşa edildi. Hacim 200.000 m3, uzunluk yaklaşık 250 m, çap 41,2 m, 1100 hp'lik 4 motor sayesinde hız 135 km/saat, taşıma kapasitesi 88 ton, zeplin Atlantik boyunca 37 uçuş yaptı ve 3 binden fazla yolcu taşıdı.

6 Mayıs 1937'de ABD'ye yanaşırken zeplin patladı ve yandı. Olası nedenlerden biri sabotajdır.

28 Ocak 1986'da, uçuşun 74. saniyesinde Challenger, Shuttle sisteminin 25. uçuşu olan yedi astronotla birlikte patladı. Bunun nedeni katı yakıt hızlandırıcısındaki bir kusurdur.

Gösteri:

Patlayıcı gazın patlaması (hidrojen ve oksijen karışımı)

Yakıt hücreleri

Bu yanma reaksiyonunun teknik açıdan önemli bir çeşidi, prosesi ikiye bölmektir:

hidrojenin elektrooksidasyonu (anot): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

oksijenin elektro-indirgenmesi (katot): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Böyle bir “yanmanın” meydana geldiği sistem yakıt hücresi. Termik santrallere göre verim çok daha yüksektir.

ısı üretiminin özel aşaması. Maksimum verimlilik = ∆ G/∆ H; hidrojenin yanması için bu oran %94'tür.

Etkisi 1839'dan beri biliniyor ancak pratik olarak çalışan ilk yakıt hücreleri uygulandı.

20. yüzyılın sonunda uzayda (“İkizler”, “Apollo”, “Mekik” - ABD, “Buran” - SSCB).

Yakıt hücreleri için beklentiler [17]

Washington'daki bilimsel bir konferansta konuşan Ballard Güç Sistemleri'nin bir temsilcisi, yakıt hücreli bir motorun dört ana kriteri karşıladığında ticari olarak uygun hale geleceğini vurguladı: üretilen enerjinin maliyetinin azaltılması, dayanıklılığın arttırılması, tesisin boyutunun küçültülmesi ve Soğuk havalarda hızlı başlama yeteneği. Bir yakıt hücresi kurulumunun ürettiği bir kilowatt enerjinin maliyeti 30 dolara düşmelidir. Karşılaştırma yapmak gerekirse, 2004'te aynı rakam 103 dolardı, 2005'te ise 80 dolara ulaşması bekleniyor. Bu fiyata ulaşmak için yılda en az 500 bin motor üretmek gerekiyor. Avrupalı ​​bilim insanları tahminlerinde daha temkinli davranıyor ve hidrojen yakıt hücrelerinin otomotiv endüstrisinde ticari kullanımının 2020'den önce başlamayacağına inanıyor.

• Tanım - H (Hidrojen);
• Latince adı - Hydrogenium;
• Dönem - I;
• Grup - 1 (la);
• Atom kütlesi - 1,00794;
• Atom numarası - 1;
• Atom yarıçapı = 53 pm;
• Kovalent yarıçap = 32 pm;
• Elektron dağılımı - 1s 1;
• erime sıcaklığı = -259,14°C;
• kaynama noktası = -252,87°C;
• Elektronegatiflik (Pauling'e göre/Alred ve Rochow'a göre) = 2,02/-;
• Oksidasyon durumu: +1; 0; -1;
• Yoğunluk (no.) = 0,0000899 g/cm3;
• Molar hacim = 14,1 cm3/mol.

Hidrojenin oksijenle ikili bileşikleri:

Hidrojen (“suyu doğuran”) 1766 yılında İngiliz bilim adamı G. Cavendish tarafından keşfedildi. Doğadaki en basit elementtir; hidrojen atomunun bir çekirdeği ve bir elektronu vardır, muhtemelen hidrojenin Evrende en bol bulunan element olmasının nedeni budur (çoğu yıldızın kütlesinin yarısından fazlasını oluşturur).

Hidrojen konusunda “makara küçük ama pahalı” diyebiliriz. "Basitliğine" rağmen, hidrojen Dünya'daki tüm canlılara enerji sağlar - Güneş'te dört hidrojen atomundan bir helyum atomunun oluştuğu sürekli bir termonükleer reaksiyon meydana gelir, bu sürece muazzam miktarda enerjinin salınması eşlik eder. (Daha fazla ayrıntı için bkz. Nükleer füzyon).

Yerkabuğunda hidrojenin kütle oranı yalnızca %0,15'tir. Bu arada, Dünya üzerinde bilinen tüm kimyasal maddelerin büyük çoğunluğu (%95) bir veya daha fazla hidrojen atomu içermektedir.

Metal olmayan bileşiklerde (HCl, H2O, CH4 ...), hidrojen tek elektronunu daha elektronegatif elementlere verir, +1 oksidasyon durumu sergiler (daha sıklıkla), yalnızca kovalent bağlar oluşturur (bkz. Kovalent bağlamak).

Metalli bileşiklerde (NaH, CaH 2 ...), hidrojen ise tam tersine tek s-orbitaline başka bir elektronu kabul eder, böylece elektronik katmanını tamamlamaya çalışır ve -1 oksidasyon durumunu (daha az sıklıkla) sergiler, genellikle iyonik bir bağ oluşturur (bkz. İyonik bağ), çünkü hidrojen atomu ile metal atomunun elektronegatifliği arasındaki fark oldukça büyük olabilir.

H2

Gaz halinde hidrojen, polar olmayan bir kovalent bağ oluşturan diatomik moleküller formunda bulunur.

Hidrojen molekülleri şunları içerir:

• büyük hareketlilik;
• büyük güç;
• düşük polarize edilebilirlik;
• küçük boyut ve ağırlık.

Hidrojen gazının özellikleri:

• doğadaki en hafif gazdır, renksiz ve kokusuzdur;
• su ve organik çözücülerde az çözünür;
• sıvı ve katı metallerde (özellikle platin ve paladyum) az miktarda çözünür;
• sıvılaştırılması zor (düşük polarize edilebilirliği nedeniyle);
• bilinen tüm gazlar arasında en yüksek termal iletkenliğe sahiptir;
• ısıtıldığında birçok metal olmayan maddeyle reaksiyona girerek indirgeyici bir maddenin özelliklerini sergiler;
• oda sıcaklığında flor ile reaksiyona girer (bir patlama meydana gelir): H2 + F2 = 2HF;
• hidritler oluşturmak üzere metallerle reaksiyona girerek oksitleyici özellikler sergiler: H2 + Ca = CaH2;

Bileşiklerde hidrojen, indirgeyici özelliklerini oksitleyici özelliklerinden çok daha güçlü bir şekilde gösterir. Hidrojen, kömür, alüminyum ve kalsiyumdan sonra en güçlü indirgeyici maddedir. Hidrojenin indirgeyici özellikleri endüstride oksitlerden ve galidlerden metaller ve ametaller (basit maddeler) elde etmek için yaygın olarak kullanılmaktadır.

Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20

Hidrojenin basit maddelerle reaksiyonları

Hidrojen bir rol oynayan bir elektronu kabul eder indirgen madde, reaksiyonlarda:

• İle oksijen(ateşlendiğinde veya bir katalizör varlığında), 2:1 (hidrojen:oksijen) oranında patlayıcı bir patlayıcı gaz oluşur: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• İle gri(150°C-300°C'ye ısıtıldığında): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• İle klor(tutuşturulduğunda veya UV ışınlarına maruz kaldığında): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• İle flor: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• İle azot(katalizörlerin varlığında veya yüksek basınçta ısıtıldığında): 3H 2 0 +N2 ↔ 2NH3 +1

Hidrojen bir rol oynayarak bir elektron bağışlıyor oksitleyici ajan ile reaksiyonlarda alkalin Ve Alkalin toprak metal hidritlerin oluşumu ile metaller - hidrit iyonları H içeren tuz benzeri iyonik bileşikler - bunlar kararsız beyaz kristalli maddelerdir.

Ca+H2 = CaH2-1 2Na+H2 0 = 2NaH-1

Hidrojenin oksidasyon durumunun -1 olması tipik bir durum değildir. Su ile reaksiyona girdiğinde hidritler ayrışır ve suyu hidrojene indirger. Kalsiyum hidrürün su ile reaksiyonu aşağıdaki gibidir:

CaH2-1 +2H2 +1 0 = 2H2 0 +Ca(OH)2

Hidrojenin karmaşık maddelerle reaksiyonları

• yüksek sıcaklıklarda hidrojen birçok metal oksidi azaltır: ZnO+H2 = Zn+H2O
• metil alkol, hidrojenin karbon monoksit (II) ile reaksiyonundan elde edilir: 2H2 +CO → CH30H
• Hidrojenasyon reaksiyonlarında hidrojen birçok organik maddeyle reaksiyona girer.

Hidrojen ve bileşiklerinin kimyasal reaksiyonlarının denklemleri “Hidrojen ve bileşikleri - hidrojeni içeren kimyasal reaksiyonların denklemleri” sayfasında daha ayrıntılı olarak tartışılmaktadır.

Hidrojenin uygulamaları

• nükleer enerjide hidrojen izotopları kullanılır - döteryum ve trityum;
• kimya endüstrisinde hidrojen birçok organik maddenin, amonyağın, hidrojen klorürün sentezinde kullanılır;
• gıda endüstrisinde hidrojen, bitkisel yağların hidrojenasyonu yoluyla katı yağların üretiminde kullanılır;
• metallerin kaynaklanması ve kesilmesi için oksijen içindeki hidrojenin yüksek yanma sıcaklığı (2600°C) kullanılır;
• bazı metallerin üretiminde indirgeyici madde olarak hidrojen kullanılır (yukarıya bakın);
• Hidrojen hafif bir gaz olduğundan havacılıkta balonlar, aerostatlar ve hava gemileri için dolgu maddesi olarak kullanılır;
• Hidrojen, CO ile karıştırılarak yakıt olarak kullanılır.

Son zamanlarda bilim adamları alternatif yenilenebilir enerji kaynakları arayışına büyük önem veriyorlar. Gelecek vaat eden alanlardan biri, yanma ürünü sıradan su olan hidrojenin yakıt olarak kullanıldığı “hidrojen” enerjisidir.

Hidrojen üretme yöntemleri

Hidrojen üretimi için endüstriyel yöntemler:

• bir nikel katalizörü üzerinde yüksek sıcaklıkta (800°C) su buharı ile metan dönüşümü (su buharının katalitik indirgenmesi): CH4 + 2H20 = 4H2 + CO2;
• karbon monoksitin bir Fe203 katalizörü üzerinde su buharı (t=500°C) ile dönüşümü: CO + H20 = CO2 + H2;
• metanın termal ayrışması: CH4 = C + 2H2;
• katı yakıtların gazlaştırılması (t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• suyun elektrolizi (çok saf hidrojen üreten çok pahalı bir yöntem): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

• hidroklorik veya seyreltik sülfürik asit ile metaller (genellikle çinko) üzerindeki etki: Zn + 2HCl = ZCl2 + H2; Zn + H2S04 = ZnS04 + H2;
• su buharının sıcak demir talaşlarıyla etkileşimi: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.