Кисень - найпоширеніший на Землі елемент. Разом з азотом та незначною кількістю інших газів вільний кисень утворює атмосферу Землі. Його вміст повітря становить 20,95% за обсягом чи 23,15% за масою. У земній корі 58% атомів – це атоми зв'язаного кисню (47% за масою). Кисень входить до складу води (запаси зв'язаного кисню в гідросфері виключно великі), гірських порід, багатьох мінералів та солей, міститься в жирах, білках та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Практично весь вільний кисень Землі виник і зберігається внаслідок процесу фотосинтезу.

Фізичні властивості.

Кисень-газ без кольору, смаку і запаху, трохи важчий за повітря. У воді малорозчинний (в 1 л води при 20 градусах розчиняється 31 мл кисню), але все ж таки краще, ніж інші гази атмосфери, тому вода збагачується киснем. Щільність кисню за нормальних умов 1,429г/л. При температурі -183 0 С та тиску 101,325 кПа кисень переходить у рідкий стан. Рідкий кисень має блакитний колір, що втягується в магнітне поле, а при -218,7°С, утворює сині кристали.

Природний кисень має три ізотопи Про 16 , Про 17 , Про 18 .

Алотропія- здатність хімічного елемента існувати у вигляді двох або кількох простих речовин, що відрізняються лише числом атомів у молекулі, або будовою.

Озон О 3 – існує у верхніх шарах атмосфери на висоті 20-25 км від поверхні Землі та утворює так званий «озоновий шар», який захищає Землю від згубного ультрафіолетового випромінювання Сонця; блідо-фіолетовий, отруйний у великих кількостях газ із специфічним, різким, але приємним запахом. Температура плавлення дорівнює-192,7 0 С, температура кипіння-111,9 0 С. У воді розчинний краще за кисень.

Озон – сильний окислювач. Його окисна активність заснована на здатності молекули розкладатися з виділенням атомного кисню:

Він окислює багато простих і складних речовин. З деякими металами утворює озоніди, наприклад, озонид калію:

К + Про 3 = КО 3

Озон одержують у спеціальних приладах - озонаторах. Вони під впливом електричного розряду відбувається перетворення молекулярного кисню на озон:

Аналогічна реакція відбувається під дією грозових розрядів.

Застосування озону обумовлено його сильними окислювальними властивостями: він використовується для відбілювання тканин, знезараження питної води, в медицині як дезінфікуючий засіб.

Вдихання озону у великих кількостях шкідливе: він дратує слизові оболонки очей та дихальних органів.

Хімічні властивості.

У хімічних реакціях з атомами інших елементів (крім фтору) кисень виявляє виключно окисні властивості

Найважливіша хімічна властивість – здатність утворювати оксиди майже з усіма елементами. При цьому з більшістю речовин кисень реагує безпосередньо, особливо під час нагрівання.

В результаті цих реакцій, як правило, утворюються оксиди, рідше пероксиди:

2Са + Про 2 =2СаО

2 + Про 2 = 2ВаО

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Кисень не взаємодіє безпосередньо з галогенами, золотом, платиною, їх оксиди виходять непрямим шляхом. При нагріванні сірка, вуглець, фосфор горять у кисні.

Взаємодія кисню з азотом починається лише за температури 1200 0 С або в електричному розряді:

N 2 + О 2 = 2NО

З воднем кисень утворює воду:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

У процесі цієї реакції виділяється значна кількість теплоти.

Суміш двох обсягів водню з одним киснем при підпалюванні вибухає; вона називається гримучого газу.

Багато металів при контакті з киснем повітря зазнають руйнування – корозії. Деякі метали у звичайних умовах окислюються лише з поверхні (наприклад, алюміній, хром). Плівка оксиду, що утворюється, перешкоджає подальшій взаємодії.

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

Складні речовини за певних умов також взаємодіють із киснем. При цьому утворюються оксиди, а в деяких випадках – оксиди та прості речовини.

СН 4 +2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

Н 2 S+О 2 =2SО 2 +2Н 2 О

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

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

При взаємодії зі складними речовинами кисень виступає як окислювач. На окисній активності кисню засновано його важливу властивість - здатність підтримувати горінняречовин.

З воднем кисень утворює також з'єднання – пероксид водню Н 2 Про 2 – безбарвна прозора рідина з пекучим в'яжучим смаком, добре розчинна у воді. У хімічному відношенні пероксид водню дуже цікава сполука. Характерна його мала стійкість: при стоянні повільно розкладається на воду та кисень:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

Світло, нагрівання, присутність лугів, зіткнення з окислювачами чи відновниками прискорюють процес розкладання. Ступінь окислення кисню у пероксиді водню = - 1, тобто. має проміжне значення між ступенем окислення кисню у воді (-2) та в молекулярному кисні (0), тому пероксид водню виявляє окислювально-відновну двоїстість. Окисні властивості пероксиду водню виражені набагато сильніше, ніж відновлювальні, і проявляються вони в кислому, лужному і нейтральному середовищах.

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

Хімічні властивості водню

За звичайних умов молекулярний Водень порівняно мало активний, безпосередньо з'єднуючись лише з найактивнішими з неметалів (з фтором, але в світла і з хлором). Однак при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами.

Водень вступає в реакції з простими та складними речовинами:

- Взаємодія водню з металами призводить до утворення складних речовин - гідридів, у хімічних формулах яких атом металу завжди стоїть на першому місці:

За високої температури Водень безпосередньо реагує з деякими металами(лужними, лужноземельними та іншими), утворюючи білі кристалічні речовини - гідриди металів (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 та ін.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу та водню:

Са H 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

- при взаємодії водню з неметалами утворюються леткі водневі сполуки. У хімічній формулі летючого водневого з'єднання атом водню може стояти як на першому так і на другому місці, залежно від місцезнаходження в ПСХЕ (див. табличку в слайді):

1). З киснемВодень утворює воду:

Відео "Горіння водню"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При нормальних температурах реакція протікає вкрай повільно, вище 550 ° С - з вибухом (суміш 2 обсягів Н 2 і 1 обсягу 2 називається гримучим газом) .

Відео "Вибух гримучого газу"

Відео "Приготування та вибух гримучої суміші"

2). З галогенамиВодень утворює галогеноводи, наприклад:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl

При цьому з фтором Водень вибухає (навіть у темряві при -252°С), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні.

3). З азотомВодень взаємодіє з утворенням аміаку:

ДТ 2 + N 2 = 2NН 3

лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тисках.

4). При нагріванні Водень енергійно реагує із сіркою:

Н 2 + S = H 2 S (сірководень),

значно важче з селеном та телуром.

5). З чистим вуглецемВодень може реагувати без каталізатора тільки при високих температурах:

2Н 2 + С (аморфний) = СН 4 (метан)

- Водень входить у реакцію заміщення з оксидами металів При цьому утворюються в продуктах вода і відновлюється метал. Водень - виявляє властивості відновника:

Водень використовується для відновлення багатьох металів, оскільки забирає кисень у їх оксидів:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, і т.д.

Застосування водню

Відео "Застосування водню"

Нині водень отримують у величезних кількостях. Дуже більшу частину його використовують при синтезі аміаку, гідрогенізації жирів та при гідруванні вугілля, олій та вуглеводнів. Крім того, водень застосовують для синтезу соляної кислоти, метилового спирту, синильної кислоти, при зварюванні та куванні металів, а також при виготовленні ламп розжарювання та дорогоцінного каміння. У продаж водень надходить у балонах під тиском понад 150 атм. Вони пофарбовані в темно-зелений колір і мають червоний напис "Водень".

Водень використовується для перетворення рідких жирів у тверді (гідрогенізація), виробництва рідкого палива гідрогенізацією вугілля та мазуту. У металургії водень використовують як відновник оксидів або хлоридів для одержання металів та неметалів (германію, кремнію, галію, цирконію, гафнію, молібдену, вольфраму та ін.).

Практичне застосування водню різноманітне: їм зазвичай заповнюють кулі-зонди, в хімічній промисловості він служить сировиною для отримання багатьох вельми важливих продуктів (аміаку та ін), в харчовій - для вироблення з олії твердих жирів і т. д. Висока температура (до 2600 °С), що виходить при горінні водню в кисні, використовується для плавлення тугоплавких металів, кварцу і т. п. Рідкий водень є одним з найефективніших реактивних палив. Щорічне світове споживання водню перевищує 1 млн т.

ТРЕНАЖИРИ

№2. Водень

ЗАВДАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ

Завдання №1
Складіть рівняння реакцій взаємодії водню з такими речовинами: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , оксид ртуті (II), оксид вольфраму (VI). Назвіть продукти реакції, вкажіть типи реакцій.

Завдання №2
Здійсніть перетворення за схемою:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Завдання №3.
Обчисліть масу води, яку можна одержати при спалюванні 8 г водню?

Ціль заняття.На цьому занятті ви дізнаєтеся про, мабуть, найважливіші хімічні елементи для життя на землі – водень і кисень, дізнаєтеся про їх хімічні властивості, а також про фізичні властивості простих речовин, що ними утворюються, дізнаєтеся більше про роль кисню та водню в природі та житті людини.

Водень- Найпоширеніший елемент у Всесвіті. Кисень– найпоширеніший елемент Землі. Разом вони утворюють воду – речовину, яка становить понад половину маси людського тіла. Кисень - газ, необхідний нам для дихання, а без води ми не змогли б прожити й кількох днів, так що, без сумніву, можна вважати кисень і водень найважливішими хімічними елементами, необхідними для життя.

Будова атомів водню та кисню

Таким чином, водень виявляє неметалеві властивості. У природі водень зустрічається у вигляді трьох ізотопів, протию, дейтерію та тритію, ізотопи водню дуже сильно відрізняються один від одного за фізичними властивостями, тому їм навіть присвоєні індивідуальні символи.

Якщо ви не пам'ятаєте або не знаєте, що таке ізотопи, попрацюйте з матеріалами електронного ресурсу «Ізотопи як різновиди атомів одного хімічного елемента». У ньому ви дізнаєтеся, чим відрізняються один від одного ізотопи одного елемента, до чого призводить наявність декількох ізотопів одного елемента, а також познайомитеся з ізотопами декількох елементів.

Таким чином, можливі ступені окислення кисню обмежені значеннями від -2 до +2. Якщо кисень приймає два електрони (стаючи аніоном) або утворює два ковалентні зв'язки з менш електронегативними елементами, він переходить у ступінь окислення -2. Якщо кисень утворює один зв'язок з іншим атомом кисню, а другий з атомом менш негативного елемента, він переходить у ступінь окислення –1. Утворюючи два ковалентні зв'язки з фтором (єдиним елементом з вищим значенням електронегативності), кисень перетворюється на ступінь окислення +2. Утворюючи один зв'язок з іншим атомом кисню, а другий – з атомом фтору – +1. І нарешті, якщо кисень утворює один зв'язок із меншим електронегативним атомом, а другий – з фтором, він перебуватиме в ступені окислення 0.

Фізичні властивості водню та кисню, алотропія кисню

Водень– безбарвний газ без смаку та запаху. Дуже легкий (у 14,5 разів легший за повітря). Температура зрідження водню - -252,8 ° C - майже найнижча серед усіх газів (поступається тільки гелію). Рідкий і твердий водень дуже легкі безбарвні речовини.

Кисень– безбарвний газ без смаку та запаху, трохи важчий за повітря. При температурі -182,9 °C перетворюється на важку рідину блакитного кольору, при -218 °C твердне з утворенням кристалів синього кольору. Молекули кисню є парамагнітними, тобто кисень притягується магнітом. Кисень погано розчинний у воді.

На відміну від водню, що утворює молекули тільки одного типу, кисень виявляє алотропію і утворює молекули двох типів, тобто елемент кисень утворює дві прості речовини: кисень і озон.

Хімічні властивості та отримання простих речовин

Водень.

Зв'язок у молекулі водню – одинарний, проте це один із найміцніших одинарних зв'язків у природі, і щоб розірвати його необхідно витратити багато енергії, тому водень дуже малоактивний при кімнатній температурі, проте при підвищенні температури (або в присутності каталізатора) водень легко взаємодіє з багатьма простими та складними речовинами.

Водень з хімічної точки зору є типовим неметалом. Тобто він здатний взаємодіяти з активними металами з утворенням гідридів, де він виявляє ступінь окислення –1. З деякими металами (літій, кальцій) взаємодія протікає навіть за кімнатної температури, проте досить повільно, тому при синтезі гідридів використовують нагрівання:

,

.

Утворення гідридів прямою взаємодією простих речовин можливе лише для активних металів. Вже алюміній не взаємодіє з воднем безпосередньо, його гідрид отримують обмінними реакціями.

З неметалами водень також реагує тільки при нагріванні. Винятками є галогени хлор та бром, реакція з якими може бути індукована світлом:

.

Реакція з фтором також не вимагає нагрівання, вона протікає з вибухом навіть при сильному охолодженні та в абсолютній темряві.

Реакція з киснем протікає розгалуженим ланцюговим механізмом, тому швидкість реакції стрімко зростає, і в суміші кисню з воднем у співвідношенні 1:2 реакція протікає з вибухом (така суміш носить назву «гримучий газ»):

.

Реакція із сіркою протікає набагато спокійніше, практично без виділення тепла:

.

Реакції з азотом та йодом протікають оборотно:

,

.

Ця обставина дуже ускладнює отримання аміаку в промисловості: процес вимагає використання підвищеного тиску для змішування рівноваги у бік утворення аміаку. Йодоводень прямим синтезом не отримують, оскільки є кілька набагато зручніших способів його синтезу.

З малоактивними неметалами () водень безпосередньо не реагує, хоча його з'єднання з ними відомі.

У реакціях зі складними речовинами водень здебільшого виступає у ролі відновника. У розчинах водень може відновлювати малоактивні метали (розташовуються після водню в ряду напруг) з їх солей:

При нагріванні водень може відновлювати багато металів із їх оксидів. При цьому чим активніший метал, тим складніше його відновити і тим вища для цього потрібна температура:

.

Метали активніші, ніж цинк, практично неможливо відновити воднем.

Водень у лабораторії отримують взаємодією металів із сильними кислотами. Найчастіше використовують цинк та соляну кислоту:

Рідше використовується електроліз води у присутності сильних електролітів:

У промисловості водень отримують як побічний продукт при отриманні їдкого натру електроліз розчину хлориду натрію:

Крім того, водень одержують при переробці нафти.

Отримання водню фотолізом води – один із найбільш перспективних способів у майбутньому, проте на сьогоднішній момент промислове застосування цього методу важко.

Попрацюйте з матеріалами електронних освітніх ресурсів Лабораторна робота «Отримання та властивості водню» та Лабораторна робота «Відновлювальні властивості водню». Вивчіть принцип дії апарату Кіппа та апарату Кірюшкіна. Подумайте, у яких випадках зручніше використовувати апарат Кіппа, а в яких – Кирюшкіна. Які властивості виявляє водень у реакціях?

Кисень.

Зв'язок у молекулі кисню подвійний і дуже міцний. Тому кисень досить малоактивний за кімнатної температури. При нагріванні він, проте, починає виявляти сильні окисні властивості.

Кисень без нагрівання реагує з активними металами (лужними, лужноземельними та деякими лантаноїдами):

При нагріванні кисень взаємодіє з більшістю металів із утворенням оксидів:

,

,

.

Срібло та менш активні метали не окислюються киснем.

Кисень також реагує з більшістю неметалів з утворенням оксидів:

,

,

.

Взаємодія з азотом відбувається лише за дуже високих температур, близько 2000 °C.

З хлором, бромом та йодом кисень не реагує, хоча багато їх оксидів можна отримати непрямим шляхом.

Взаємодія кисню з фтором можна провести при пропущенні електричного розряду через суміш газів:

.

Фторид кисню (II) – нестійка сполука, легко розкладається і є дуже сильним окислювачем.

У розчинах кисень є сильним, хоч і повільним, окислювачем. Як правило, кисень сприяє переходу металів у вищі ступені окислення:

Присутність кисню часто дозволяє розчиняти в кислотах метали, розташовані відразу за воднем у ряді напруг:

При нагріванні кисень може окислювати нижчі оксиди металів:

.

Кисень у промисловості не отримують хімічними способами, його одержують із повітря перегонкою.

У лабораторії використовують реакції розкладання багатих на кисень сполук – нітратів, хлоратів, перманганатів при нагріванні:

Також можна отримати кисень при каталітичному розкладі перекису водню:

Крім того, для отримання кисню може використовуватися наведена реакція електролізу води.

Попрацюйте з матеріалами електронного освітнього ресурсу Лабораторна робота «Отримання кисню та його властивості».

Як називається метод збирання кисню, що використовується в лабораторній роботі? Які ще способи збирання газів існують і які з них підходять для збирання кисню?

Завдання 1. Перегляньте відеофрагмент «Розкладання перманганату калію при нагріванні».

Дайте відповідь на питання:

1. 1. Який із твердих продуктів реакції розчинний у воді?
   2. Який колір має розчин перманганату калію?
   3. Який колір має розчин калію манганату?

Напишіть рівняння реакцій, що протікають. Зрівняйте їх за допомогою методу електронного балансу.

Обговоріть виконання завдання з учителем на або у відеокімнаті.

Озон.

Молекула озону трихатомна і зв'язки в ній менш міцні, ніж у молекулі кисню, що призводить до більшої хімічної активності озону: озон легко окислює багато речовин у розчинах або сухому вигляді без нагрівання:

Озон здатний легко окислити оксид азоту(IV) до оксиду азоту(V), а оксид сірки(IV) до оксиду сірки(VI) без каталізатора:

Озон поступово розкладається з утворенням кисню:

Для отримання озону використовуються спеціальні прилади - озонатори, в яких через кисень пропускають розряд, що тліє.

У лабораторії для отримання незначних кількостей озону іноді використовують реакції розкладання перокосполук та деяких вищих оксидів при нагріванні:

Попрацюйте з матеріалами електронного освітнього ресурсу Лабораторна робота «Отримання озону та дослідження його властивостей».

Поясніть, чому розчин індиго знебарвлюється. Напишіть рівняння реакцій, що протікають при змішуванні розчинів нітрату свинцю та сульфіду натрію і при пропущенні через озвану озоновану повітря. Для реакції іонного обміну складіть іонні рівняння. Для окисно-відновної реакції складіть електронний баланс.

Обговоріть виконання завдання з учителем на або у відеокімнаті.

Хімічні властивості води

Для кращого ознайомлення з фізичними властивостями води та її значущістю попрацюйте з матеріалами електронних освітніх ресурсів «Аномальні властивості води» та «Вода – найважливіша рідина Землі».

Вода має величезну важливість для будь-яких живих організмів – по суті багато живих організмів складаються з води більш ніж наполовину. Вода одна із найбільш універсальних розчинників (при високих температурах і тисках її можливості як розчинника істотно зростають). З хімічної точки зору вода є оксидом водню, при цьому у водному розчині вона дисоціює (хоча і дуже мало) на катіони водню і гідроксид-аніони:

.

Вода взаємодіє з багатьма металами. З активними (лужними, лужноземельними та деякими лантаноїдами) вода реагує без нагрівання:

З менш активною взаємодія відбувається при нагріванні.

Загальна та неорганічна хімія

Лекція 6. Водень та кисень. Вода. Перекис водню.

Водень

Атом водню – найпростіший об'єкт хімії. Строго кажучи, його іон протон ще простіше. Вперше описаний у 1766 р. Кавендішем. Назва від грецьк. "hydro genes" - породжує воду.

Радіус атома водню приблизно 0,5 * 10-10 м, а його іона (протона) - 1,2 * 10-15 м. Або від 50 пм до 1,2 * 10-3 пм або від 50 метрів (діагональ СХА ) До 1 мм.

Наступний 1s елемент – літій змінюється лише від 155 до 68 пм у Li+. Така різниця у розмірах атома та його катіону (5 порядків) унікальна.

Завдяки малому розміру протона здійснюється обмінна водневий зв'язок, Насамперед між атомами кисню, азоту і фтору. Міцність водневих зв'язків становить 10-40 кДж/моль, що значно менше енергії розриву більшості звичайних зв'язків (100-150 кДж/моль в органічних молекулах), але більше за середню кінетичну енергію теплового руху при 370 С (4 кДж/моль). У результаті живому організмі водневі зв'язки оборотно розриваються, забезпечуючи перебіг процесів життєдіяльності.

Водень плавиться при 14 К, кипить при 20,3 К (тиск 1 атм), щільність рідкого водню всього 71 г/л (у 14 разів легша за воду).

У розрідженому міжзоряному середовищі виявлено збуджені атоми водню з переходами аж до n 733 → 732 з довжиною хвилі 18 м, що відповідає борівському радіусу (r = n2 * 0,5 * 10-10 м) близько 0,1 мм (!).

Найпоширеніший елемент у космосі (88,6% атомів, 11,3% атомів посідає гелій, і лише 0,1% – атоми від інших елементів) .

4 H → 4 He + 26,7 МеВ 1 еВ = 96,48 кДж/моль

Оскільки протони мають спін 1/2, існують три варіанти молекул водню:

ортоводород про-Н2 з паралельними ядерними спинами, параводень п-Н2 з антипаралельнимиспинами та нормальний н-Н2 – суміш 75% орто-водню та 25% пара-водню. При перетворенні про-Н2 → п-Н2 виділяється 1418 Дж/моль.

Властивості орто- та параводню

Оскільки атомна маса водню – мінімально можлива, його ізотопи – дейтерій D (2 H) та тритій T (3 H) істотно відрізняються від протию 1 Н за фізичними та хімічними властивостями. Наприклад, заміна одного з водень в органічній сполукі на дейтерій помітно відбивається на його коливальному (інфрачервоному) спектрі, що дозволяє встановлювати структуру складних молекул. Подібні заміни ("метод мічених атомів") використовують також для встановлення складних механізмів.

хімічних та біохімічних процесів. Особливо чутливий метод мічених атомів при використанні замість протию радіоактивного тритію (β-розпад, період напіврозпаду 12,5 років).

Властивості протию та дейтерію

					Плотн., г/л (20 К)
Основний метод отримання воднюу промисловості – конверсія метану
або гідратація вугілля при 800-11000 С (каталізатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				вище 10000 С
"Водяний газ": C + H2 O = CO + H2
Потім конверсія CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, оксиди кобальту

Сумарно: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Інші джерела водню.

Коксовий газ: близько 55% водню, 25% метану, до 2% важких вуглеводнів, 4-6%, 2% СО2, 10-12% азоту.

Водень як продукт горіння:

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

На 1 кг піротехнічної суміші виділяється до 370 л водню.

Водень у вигляді простої речовини застосовують для виробництва аміаку та гідрування (затвердіння) рослинних жирів, для відновлення з оксидів деяких металів (молібден, вольфрам), для отримання гідридів (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Ентальпія реакції: H. + H. = H2 становить -436 кДж/моль, тому атомарний водень використовується для отримання високотемпературного відновного «полум'я» («пальник Ленгмюра»). Струмінь водню в електричній дузі атомізується при 35000 С на 30%, потім при рекомбінації атомів вдається досягти 50000 С.

Зріджений водень використовується як паливо в ракетах (див. кисень). Перспективне екологічно чисте паливо наземного транспорту; йдуть експерименти щодо використання металгідридних акумуляторів водню. Наприклад, сплав LaNi5 може поглинути в 1,5-2 рази більше водню, ніж його міститься в такому обсязі (як обсяг сплаву) рідкого водню.

Кисень

Згідно з загальноприйнятими зараз даними, кисень відкритий в 1774 р. Дж. Прістлі і незалежно К. Шееле. Історія відкриття кисню – добрий приклад впливу парадигм в розвитку науки (див. Додаток 1).

Очевидно, насправді кисень був відкритий набагато раніше за офіційну дату. У 1620 р. будь-який бажаючий міг покататися Темзою (в Темзі) на підводному човні конструкції Корнеліуса ван Дреббеля. Човен рухався під водою завдяки зусиллям дюжини веслярів. За свідченнями численних очевидців, винахідник підводного човна успішно вирішив проблему дихання, освіжаючи повітря в ньому хімічним способом. Роберт Бойль писав у 1661 р.: “... Крім механічної конструкції човна, у винахідника був хімічний розчин (liquor), що він

вважав головним секретом підводного плавання. І коли час від часу він переконувався в тому, що придатна для дихання частина повітря вже витрачена і ускладнювала дихання людей, що перебувають у човні, він міг, розкупоривши наповнений цим розчином посудину, швидко заповнити повітря таким вмістом життєвих частин, які зробили б його знову придатним для дихання досить тривалий час”.

Здорова людина у спокійному стані за добу прокачує через свої легені близько 7200 л повітря, забираючи безповоротно 720 л кисню. У закритому приміщенні об'ємом 6 м3 може протриматися без вентиляції до 12 годин, а при фізичній роботі 3-4 години. Основна причина утруднення дихання – не брак кисню, а накопичення вуглекислого газуз 0,3 до 2,5%.

Довгий час основним методом отримання кисню був "барієвий" цикл (отримання кисню за методом Бріна):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Секретний розчин Дреббеля міг бути розчином пероксиду водню: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Одержання кисню при горінні пиросуміші: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 кДж

У суміші до 80% NaClO3, до 10% залізного порошку, 4% перекису барію та скловата.

Молекула кисню парамагнітна (практично - бірадикал), тому висока її активність. Органічні речовини повітря окислюються через стадію утворення пероксидів.

Кисень плавиться при 548 К, кипить при 902 К.

Алотропна модифікація елемента кисню – речовина озон O3. Надзвичайно важливим є біологічний озоновий захист Землі. На висоті 20-25 км встановлюється рівновага:

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

У 1974 р. виявлено, що атомарний хлор, який утворюється з фреонів на висоті більше 25 км, каталізує розпад озону, ніби замінюючи "озоновий" ультрафіолет. Цей УФ здатний викликати рак шкіри (у США на рік до 600 тис. випадків). Заборона на фреони в аерозольних балонах діє США з 1978 р.

З 1990 р. до списку заборонених речовин (у 92 країнах) включено CH3 CCl3 , CCl4 , хлорбромвуглеводні – їх виробництво згортається до 2000 р .

Горіння водню у кисні

Реакція дуже складна (схема в лекції 3), тому на початок практичного застосування знадобилося тривале вивчення.

21 липня 1969 р. перший землянин - Н. Армстронг пройшовся по Місяцю. Ракетоносій "Сатурн-5" (конструктор - Вернер фон Браун) складається з трьох ступенів. У першій гас і кисень, у другій і третій – рідкі водень та кисень. Всього 468 т рідких O2 та H2. Здійснено 13 успішних запусків.

З квітня 1981 р. США здійснює польоти “Спейс шаттл”: 713 т рідких O2 і H2 , і навіть два твердопаливних прискорювача по 590 т (сумарна маса твердого палива 987 т). Перші 40 км підйом на ТТУ, від 40 до 113 км працюють двигуни на водні та кисні.

15 травня 1987 р. перший старт "Енергії", 15 листопада 1988 р. перший і єдиний політ "Бурана". Стартова маса 2400 т., маса палива (гасу в

бічних відсіках, рідких O2 та H2) 2000 т. Потужність двигунів 125000 МВт, корисний вантаж 105 т .

Не завжди горіння було керованим та вдалим.

У 1936 р. був збудований найбільший у світі водневий дирижабль LZ-129 "Гінденбург". Об'єм 200000 м3, довжина близько 250 м, діаметр 41,2 м. Швидкість 135 км/год завдяки 4 двигунам по 1100 к.с., корисне навантаження 88 т. Дирижабль здійснив 37 рейсів через Атлантику та перевіз понад 3 тис. пасажирів.

6 травня 1937 р. при причалюванні США дирижабль вибухнув і згорів. Одна з можливих причин – диверсія.

28 січня 1986 р. на 74-й секунді польоту вибухнув “Челленджер” із сімома космонавтами – 25-й рейс системи “Шаттл”. Причина – дефект твердопаливного прискорювача.

Демонстрація:

вибух гримучого газу (суміші водню з киснем)

Паливні елементи

Технічно важливий варіант цієї реакції горіння - поділ процесу на два:

електроокислення водню (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

електровідновлення кисню (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Система, у якій здійснюється таке "горіння" - паливний елемент. ККД набагато вищий, ніж у теплових електростанцій, оскільки відсутня

спеціальна стадія генерації теплоти. Максимальний ККД = ∆ G/∆ H; для горіння водню виходить 94%.

Ефект відомий з 1839, але перші практично працюючі ТЕ реалізовані

наприкінці XX століття в космосі ("Джеміні", "Аполлон", "Шаттл" - США, "Буран" - СРСР).

Перспективи паливних елементів [ 17 ]

Представник фірми Ballard Power Systems, виступаючи на науковій конференції у Вашингтоні, підкреслив, що комерційно виправданим двигун на паливних елементах стане, коли він буде відповідати чотирьом основним критеріям: зниження вартості енергії, що виробляється, підвищення довговічності, зменшення розмірів установки і можливості швидкого запуску в холодну погоду . Вартість одного кіловата енергії, виробленого установкою на паливних елементах, має знизитись до 30 доларів США. Для порівняння, 2004 року аналогічний показник становив 103 доларів, а 2005 очікується на рівні 80 доларів. Для досягнення цієї ціни необхідно випускати щонайменше 500 тисяч двигунів на рік. Європейські вчені обережніші в прогнозах і вважають, що комерційне використання паливних водневих елементів в автопромисловості розпочнеться не раніше 2020 року.

• Позначення – H (Hydrogen);
• Латинська назва – Hydrogenium;
• Період – I;
• Група – 1 (Ia);
• Атомна маса – 1,00794;
• Атомний номер – 1;
• Радіус атома = 53 пм;
• Ковалентний радіус = 32 пм;
• Розподіл електронів - 1s 1;
• t плавлення = -259,14 ° C;
• t кипіння = -252,87 ° C;
• Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 2,02/-;
• Ступінь окиснення: +1; 0; -1;
• Щільність (н. у.) = 0,0000899 г/см 3;
• Молярний об'єм = 14,1 см3/моль.

Бінарні сполуки водню з киснем:

Водень ("що народжує воду") був відкритий англійським вченим Г. Кавендішем у 1766 році. Це найпростіший елемент у природі - атом водню має ядро ​​і один електрон, напевно, тому водень є найпоширенішим елементом у Всесвіті (становить більше половини маси більшості зірок).

Про водень можна сказати, що "малий золотник, та дорогий". Незважаючи на свою "простоту", водень дає енергію всім живим істотам на Землі - на Сонці йде безперервна термоядерна реакція в ході якої з чотирьох атомів водню утворюється один атом гелію, цей процес супроводжується виділенням колосальної кількості енергії (див. Ядерний синтез).

У земній корі масова частка водню становить лише 0,15%. Тим часом переважна кількість (95%) всіх відомих на Землі хімічних речовин містять один або кілька атомів водню.

У з'єднаннях з неметалами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водень віддає свій єдиний електрон більш електронегативним елементам, виявляючи ступінь окислення +1 (частіше), утворюючи лише ковалентні зв'язки (див. Ковалентний зв'язок).

У з'єднаннях з металами (NaH, CaH 2 ...) водень, навпаки, приймає на свою єдину s-орбіталь ще один електрон, намагаючись таким чином завершити свій електронний шар, виявляючи ступінь окислення -1 (рідше), утворюючи частіше іонну зв'язок (див. Іонний зв'язок), т. К. Різниця в електронегативності атома водню і атома металу може бути досить великий.

H 2

У газоподібному стані водень знаходиться у вигляді двоатомних молекул, утворюючи неполярний ковалентний зв'язок.

Молекули водню мають:

• великою рухливістю;
• великою міцністю;
• малою поляризацією;
• малими розмірами та масою.

Властивості газу водню:

• найлегший у природі газ, без кольору та запаху;
• погано розчиняється у воді та органічних розчинниках;
• в незначних кіл-вах розчиняється в рідких і твердих металах (особливо в платині та паладії);
• важко піддається зрідженню (внаслідок своєї малої поляризуемості);
• має найвищу теплопровідність з усіх відомих газів;
• при нагріванні реагує з багатьма неметалами, виявляючи властивості відновника;
• при кімнатній температурі реагує з фтором (відбувається вибух): H2 + F2 = 2HF;
• з металами реагує з утворенням гідридів, виявляючи окисні властивості: H 2 + Ca = CaH 2;

У сполуках водень набагато сильніше виявляє свої відновлювальні властивості, ніж окисні. Водень є найсильнішим відновником після вугілля, алюмінію та кальцію. Відновлювальні властивості водню широко використовуються в промисловості для одержання металів та неметалів (простих речовин) з оксидів та галідів.

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

Реакції водню із простими речовинами

Водень приймає електрон, граючи роль відновлювача, у реакціях:

• з киснем(при підпалюванні або у присутності каталізатора), у співвідношенні 2:1 (водень:кисень) утворюється вибухонебезпечний гримучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
• з сірої(при нагріванні до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• з хлором(при підпалюванні або опроміненні УФ-променями): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• з фтором: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• з азотом(при нагріванні в присутності каталізаторів або при високому тиску): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водень віддає електрон, граючи роль окислювача, у реакціях з лужнимиі лужноземельнимиметалами з утворенням гідридів металів - солеподібні іонні сполуки, що містять гідрид-іони H - це нестійкі кристалічні в-ва білого кольору.

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

Для водню нехарактерно виявляти рівень окислення -1. Реагуючи з водою, гідриди розкладаються, відновлюючи воду до водню. Реакція гідриду кальцію з водою має такий вигляд:

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

Реакції водню зі складними речовинами

• за високої температури водень відновлює багато оксидів металів: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метиловий спирт одержують внаслідок реакції водню з оксидом вуглецю (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• у реакціях гідрогенізації водень реагує з багатьма органічними речовинами.

Більш детально рівняння хімічних реакцій водню та його сполук розглянуті на сторінці "Водень та його сполуки - рівняння хімічних реакцій за участю водню".

Застосування водню

• в атомній енергетиці використовуються ізотопи водню – дейтерій та тритій;
• у хімічній промисловості водень використовують для синтезу багатьох органічних речовин, аміаку, хлороводню;
• у харчовій промисловості водень застосовують у виробництві твердих жирів за допомогою гідрогенізації рослинних олій;
• для зварювання та різання металів використовують високу температуру горіння водню в кисні (2600°C);
• при отриманні деяких металів водень використовують як відновник (див. вище);
• оскільки водень є легким газом, його використовують у повітроплаванні як наповнювач повітряних куль, аеростатів, дирижаблів;
• як паливо водень використовують у суміші з СО.

Останнім часом вчені приділяють багато уваги пошуку альтернативних джерел відновлюваної енергії. Одним із перспективних напрямів є "воднева" енергетика, в якій як паливо використовується водень, продуктом згоряння якого є звичайна вода.

Способи одержання водню

Промислові способи одержання водню:

• конверсією метану (каталітичним відновленням водяної пари) парами води при високій температурі (800°C) на нікелевому каталізаторі: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверсією оксиду вуглецю з водяною парою (t=500°C) на каталізаторі Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
• термічним розкладанням метану: CH 4 = C + 2H 2;
• газифікацією твердих палив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2;
• електролізом води (дуже дорогий спосіб, при якому виходить дуже чистий водень): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторні способи одержання водню:

• дією на метали (частіше цинк) соляною або розведеною сірчаною кислотою: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2;
• взаємодією пар води з розпеченими залізними стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .