Równanie reakcji wodoru z tlenem. Chemia organiczna. §3. Równanie reakcji i sposób jego zapisu

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

właściwości fizyczne.

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

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

Alotropia- umiejętność pierwiastek chemiczny występują w postaci dwóch lub więcej proste substancje, różniące się jedynie liczbą atomów w cząsteczce lub strukturą.

Ozon O 3 - występuje w górne warstwy atmosfera na wysokości 20-25 km od powierzchni Ziemi i tworzy tzw. „warstwę ozonową”, która chroni Ziemię przed niszczycielskim działaniem promieniowanie ultrafioletowe słońce; jasnofioletowy, trujący duże ilości gaz o specyficznym, ostrym, ale przyjemnym zapachu. Temperatura topnienia wynosi -192,7 0 C, temperatura wrzenia -111,9 0 C. Rozpuśćmy się w wodzie lepiej niż tlen.

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

Utlenia wiele substancji prostych i złożonych. Tworzy ozonki z niektórymi metalami, na przykład ozonkiem potasu:

K + O 3 \u003d KO 3

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

Podobna reakcja zachodzi pod wpływem wyładowań atmosferycznych.

Zastosowanie ozonu wynika z jego silnych właściwości utleniających: stosuje się go do wybielania tkanin, dezynfekcji woda pitna w medycynie jako środek dezynfekujący.

Wdychanie ozonu w dużych ilościach jest szkodliwe: działa drażniąco na błony śluzowe oczu i narządy oddechowe.

Właściwości chemiczne.

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

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

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

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

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

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

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Tlen łączy się z wodorem tworząc wodę:

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

Podczas tej reakcji wydziela się znaczna ilość ciepła.

Mieszanina dwóch objętości wodoru i jednego tlenu eksploduje po zapaleniu; nazywa się to gazem wybuchowym.

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

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

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

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

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

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

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

Podczas interakcji z substancje złożone tlen pełni rolę utleniacza. Jego ważna właściwość opiera się na działaniu utleniającym tlenu - zdolności do jego utrzymania spalanie Substancje.

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

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

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

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

Przemysłowe metody otrzymywania prostych substancji zależą od formy, w jakiej dany pierwiastek występuje w przyrodzie, czyli od tego, co może być surowcem do jego produkcji. Zatem tlen, który występuje w stanie wolnym, pozyskiwany jest w sposób fizyczny – poprzez izolację od ciekłego powietrza. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jednym ze sposobów wytwarzania wodoru jest reakcja rozkładu wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą wytwarzania wodoru jest reakcja z wodą metanu, który jest częścią gazu ziemnego. Przeprowadza się je w wysokiej temperaturze (łatwo sprawdzić, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi żadna reakcja):

CH 4 + 2H 2 0 \u003d CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

W laboratorium, aby otrzymać proste substancje, niekoniecznie wykorzystuje się surowce naturalne, ale wybiera się te substancje wyjściowe, z których łatwiej jest wyizolować potrzebną substancję. Na przykład w laboratorium tlenu nie uzyskuje się z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, czasami stosowaną w przemyśle, jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Wodór jest zwykle wytwarzany w laboratorium w wyniku reakcji cynku z kwasem solnym.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H 2O → H 2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczanie pary wodnej nad gorącym koksem przy ok. 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Z gazu ziemnego.

Konwersja parowa: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Katalityczne utlenianie tlenem: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Kraking i reforming węglowodorów w procesie rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

1.Działanie rozcieńczonych kwasów na metale. Do przeprowadzenia takiej reakcji najczęściej stosuje się cynk i kwas solny:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcja wapnia z wodą:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hydroliza wodorków:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Działanie zasad na cynk lub aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Za pomocą elektrolizy. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, np.:

2H 3O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

Bioreaktor do produkcji wodoru

Właściwości fizyczne

Wodór gazowy może występować w dwóch postaciach (modyfikacjach) – w postaci orto – i para-wodoru.

W cząsteczce ortowodoru (t.t. –259,10°C, t bp –252,56°C) spiny jądrowe są skierowane w ten sam sposób (równolegle), natomiast w cząsteczce parawodoru (t.t. –259,32°C, t bp –252,89°C) – przeciwnie do siebie (antyrównoległe).

Alotropowe formy wodoru można rozdzielić poprzez adsorpcję na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskie temperatury równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w stronę tego ostatniego. Przy 80 K współczynnik kształtu wynosi w przybliżeniu 1:1. Zdesorbowany parawodór po podgrzaniu przekształca się w ortowodór, aż do powstania równowagi w temp temperatura pokojowa mieszaniny (orto-para: 75:25). Bez katalizatora przemiana zachodzi powoli, co umożliwia badanie właściwości poszczególnych form alotropowych. Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H₂. W normalnych warunkach jest to gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku. Wodór jest najlżejszym gazem, jego gęstość jest wielokrotnie mniejsza niż gęstość powietrza. Oczywiście im mniejsza masa cząsteczek, tym większa jest ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze cząsteczki wodoru poruszają się szybciej niż cząsteczki jakiegokolwiek innego gazu, dzięki czemu mogą szybciej przenosić ciepło z jednego ciała do drugiego. Wynika z tego, że wodór ma najwyższą przewodność cieplną spośród substancji gazowych. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie wyższa niż w przypadku powietrza.

Właściwości chemiczne

Cząsteczki wodoru H₂ są dość mocne i aby wodór zareagował, należy wydać dużo energii: H 2 \u003d 2H - 432 kJ Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo aktywnymi metalami, na przykład z wapń, tworząc wodorek wapnia: Ca + H 2 \u003d CaH 2 i z jedynym niemetalem - fluorem, tworząc fluorowodór: F 2 + H 2 \u003d 2HF W przypadku większości metali i niemetali wodór reaguje w podwyższonych temperaturach lub pod wpływem innych czynników, takich jak oświetlenie. Może „odbierać” tlen z niektórych tlenków, na przykład: CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 0 Zapisane równanie odzwierciedla reakcję redukcji. Reakcje redukcji nazywane są procesami, w wyniku których ze związku odbierany jest tlen; Substancje pochłaniające tlen nazywane są reduktorami (sami utleniają się). Następnie podana zostanie inna definicja pojęć „utlenianie” i „redukcja”. A tę definicję, historycznie pierwszy, zachowuje swoje znaczenie w chwili obecnej, zwłaszcza w chemii organicznej. Reakcja redukcji jest przeciwieństwem reakcji utleniania. Obie te reakcje zawsze przebiegają jednocześnie jako jeden proces: gdy jedna substancja ulega utlenieniu (redukcji), druga koniecznie zostaje jednocześnie zredukowana (utleniana).

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Formy z halogenami halogenowodory:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcja przebiega z eksplozją w ciemności i w dowolnej temperaturze, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcja przebiega z eksplozją, tylko w świetle.

Przy silnym ogrzewaniu wchodzi w interakcję z sadzą:

C + 2H 2 → CH 4

Interakcja z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych

Wodór tworzy się z aktywnymi metalami wodorki:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

wodorki- substancje słone, stałe, łatwo hydrolizowane:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interakcja z tlenkami metali (zwykle pierwiastkami D)

Tlenki są redukowane do metali:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Uwodornienie związków organicznych

Pod wpływem wodoru na nienasycone węglowodory w obecności katalizatora niklowego i podwyższonej temperatury zachodzi reakcja uwodornienie:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Wodór redukuje aldehydy do alkoholi:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geochemia wodoru

Wodór - zasadowy materiał konstrukcyjny wszechświat. Jest to najczęstszy pierwiastek i wszystkie pierwiastki powstają z niego w wyniku reakcji termojądrowych i jądrowych.

Wolny wodór H 2 występuje stosunkowo rzadko w gazach ziemskich, natomiast w postaci wody bierze wyjątkowo ważny udział w procesach geochemicznych.

Wodór może występować w minerałach w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i krystalicznej wody.

W atmosferze wodór powstaje w sposób ciągły w wyniku rozkładu wody pod wpływem promieniowania słonecznego. Migruje do górnych warstw atmosfery i ucieka w przestrzeń kosmiczną.

Aplikacja

Energia wodorowa

Wodór atomowy służy do spawania wodorem atomowym.

W Przemysł spożywczy wodór jest zarejestrowany jako dodatek do żywności E949 jako gaz pakujący.

Cechy krążenia

Wodór po zmieszaniu z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz detonujący. Gaz ten jest najbardziej wybuchowy, gdy stosunek objętościowy wodoru i tlenu wynosi 2:1 lub wodoru i powietrza około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Wodór jest również łatwopalny. Ciekły wodór może spowodować poważne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru z tlenem występują od 4% do 96% objętościowych. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75 (74)% objętościowych.

Zastosowanie wodoru

W przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do produkcji amoniaku, mydła i tworzyw sztucznych. W przemyśle spożywczym wykorzystanie wodoru z cieczy oleje roślinne zrobić margarynę. Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Kiedyś sterowce i Balony napełniony wodorem. Ale w latach 30. XX wiek kilka straszne katastrofy kiedy sterowce eksplodowały i spłonęły. Obecnie sterowce są napełniane gazowym helem. Wodór jest również stosowany jako paliwo rakietowe. Pewnego dnia wodór może być powszechnie stosowany jako paliwo do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowiska środowisko i emitują jedynie parę wodną (jednak sama produkcja wodoru powoduje pewne zanieczyszczenie środowiska). Nasze Słońce składa się głównie z wodoru. ciepło słoneczne a światło jest wynikiem wyzwolenia energii jądrowej w wyniku syntezy jąder wodoru.

Wykorzystanie wodoru jako paliwa (efektywność ekonomiczna)

Najważniejszą cechą substancji stosowanych jako paliwo jest ciepło spalania. Z przebiegu chemii ogólnej wiadomo, że reakcja oddziaływania wodoru z tlenem zachodzi z wydzieleniem ciepła. Jeśli weźmiemy 1 mol H2 (2 g) i 0,5 mol O2 (16 g) w standardowych warunkach i wzbudzimy reakcję, to zgodnie z równaniem

H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O

po zakończeniu reakcji powstaje 1 mol H2O (18 g) z uwolnieniem energii 285,8 kJ / mol (dla porównania: ciepło spalania acetylenu wynosi 1300 kJ / mol, propan - 2200 kJ / mol) . 1 m3 wodoru waży 89,8 g (44,9 mol). Zatem na uzyskanie 1 m3 wodoru zostanie wydane 12832,4 kJ energii. Biorąc pod uwagę fakt, że 1 kWh = 3600 kJ, otrzymujemy 3,56 kWh energii elektrycznej. Znając taryfę za 1 kWh energii elektrycznej oraz koszt 1 m3 gazu, możemy stwierdzić, że wskazane jest przejście na paliwo wodorowe.

Przykładowo eksperymentalny model Hondy FCX trzeciej generacji ze 156-litrowym zbiornikiem wodoru (zawierającym 3,12 kg wodoru pod ciśnieniem 25 MPa) pokonuje 355 km. Odpowiednio z 3,12 kg H2 uzyskuje się 123,8 kWh. Na 100 km zużycie energii wyniesie 36,97 kWh. Znając koszt prądu, koszt gazu czy benzyny, ich zużycie w przeliczeniu na samochód na 100 km, łatwo jest obliczyć negatywne skutki ekonomiczne przejścia samochodu na paliwo wodorowe. Załóżmy (Rosja 2008), że 10 centów za kWh energii elektrycznej powoduje, że 1 m3 wodoru kosztuje 35,6 centów, a biorąc pod uwagę efektywność rozkładu wody na poziomie 40-45 centów, tyle samo kWh ze spalania benzyny kosztuje 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centów/l=34 centy w cenach detalicznych, natomiast dla wodoru obliczyliśmy wariant idealny, nie uwzględniając transportu, amortyzacji urządzeń itp. Dla metanu o energii spalania około 39 MJ na m3, wynik będzie od dwóch do czterech razy niższy ze względu na różnicę w cenie (1m3 dla Ukrainy kosztuje 179 dolarów, a dla Europy 350 dolarów). Oznacza to, że równoważna ilość metanu będzie kosztować 10-20 centów.

Nie zapominajmy jednak, że spalając wodór, otrzymujemy czystą wodę, z której został on wydobyty. Oznacza to, że mamy energię odnawialną magazynier energię bez szkody dla środowiska, w przeciwieństwie do gazu czy benzyny, które są podstawowymi źródłami energii.

Php w linii 377 Ostrzeżenie: require(http://www..php): nie udało się otworzyć strumienia: nie można znaleźć odpowiedniego opakowania w /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php w linii 377 Fatal błąd: require(): wymagane otwarcie „http://www..php” (include_path="..php w linii 377) nie powiodło się

Oznaczenie - H (wodór);
Nazwa łacińska - Hydrogenium;
Okres - ja;
Grupa - 1 (Ia);
Masa atomowa - 1,00794;
liczba atomowa - 1;
Promień atomu = 53 pm;
Promień kowalencyjny = 32 pm;
Rozkład elektronów - 1s 1;
temperatura topnienia = -259,14°C;
temperatura wrzenia = -252,87°C;
Elektroujemność (według Paulinga / według Alpreda i Rochova) \u003d 2,02 / -;
Stan utlenienia: +1; 0; -1;
Gęstość (nie dotyczy) \u003d 0,0000899 g / cm3;
Objętość molowa = 14,1 cm 3 / mol.

Binarne związki wodoru z tlenem:

Wodór („rodził wodę”) odkrył angielski naukowiec G. Cavendish w 1766 roku. To najprostszy pierwiastek w przyrodzie - atom wodoru ma jądro i jeden elektron, prawdopodobnie z tego powodu wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie (ponad połowa masy większości gwiazd).

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

W skorupie ziemskiej udział masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem zdecydowana większość (95%) wszystkich znanych na Ziemi substancje chemiczne zawierają jeden lub więcej atomów wodoru.

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

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

H2

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

Cząsteczki wodoru mają:

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

Właściwości gazowego wodoru:

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

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

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

Reakcje wodoru z substancjami prostymi

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

Z tlen(po zapaleniu lub w obecności katalizatora) w stosunku 2:1 (wodór:tlen) powstaje wybuchowy gaz detonujący: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
Z szary(po podgrzaniu do 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
Z chlor(po zapaleniu lub napromieniowaniu promieniami UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
Z fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
Z azot(po podgrzaniu w obecności katalizatorów lub pod wysokim ciśnieniem): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Wodór oddaje elektron, odgrywając rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny I ziemia alkaliczna metale tworząc wodorki metali - sole jonowe zawierające jony wodorkowe H - są niestabilnymi substancjami krystalicznymi o białej barwie.

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

Rzadko zdarza się, aby wodór miał stopień utlenienia -1. W reakcji z wodą wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:

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

Reakcje wodoru z substancjami złożonymi

w wysokiej temperaturze wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
alkohol metylowy otrzymuje się w wyniku reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
w reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.

Bardziej szczegółowe równania reakcje chemiczne wodór i jego związki omówione są na stronie „Wodór i jego związki – równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru”.

Zastosowanie wodoru

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

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

Metody wytwarzania wodoru

Przemysłowe metody produkcji wodoru:

konwersja metanu (katalityczna redukcja pary wodnej) parą wodną w wysokiej temperaturze (800°C) na katalizatorze niklowym: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
konwersja tlenku węgla za pomocą pary wodnej (t=500°C) na katalizatorze Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
rozkład termiczny metanu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
gazyfikacja paliwa stałe(t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
elektroliza wody (bardzo kosztowna metoda, w której otrzymuje się bardzo czysty wodór): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

działanie na metale (zwykle cynk) kwasem solnym lub rozcieńczonym kwasem siarkowym: Zn + 2HCl \u003d ZCl2 + H2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
oddziaływanie pary wodnej z gorącymi wiórami żelaznymi: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Wodór H jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we Wszechświecie (około 75% masy), na Ziemi jest dziewiątym najczęściej występującym pierwiastkiem. Najważniejszym naturalnym związkiem wodoru jest woda.
Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym (Z = 1). Ma najprostszą budowę atomu: jądro atomu składa się z 1 protonu, otoczonego chmurą elektronów składającą się z 1 elektronu.
W pewnych warunkach wodór wykazuje właściwości metaliczne (oddaje elektron), w innych - niemetaliczne (przyjmuje elektron).
Izotopy wodoru występują w przyrodzie: 1H - prot (jądro składa się z jednego protonu), 2H - deuter (D - jądro składa się z jednego protonu i jednego neutronu), 3H - tryt (T - jądro składa się z jednego protonu i dwóch neutrony).

Prosta substancja wodór

Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów połączonych niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym.
właściwości fizyczne. Wodór jest gazem bezbarwnym, nietoksycznym, bez zapachu i smaku. Cząsteczka wodoru nie jest polarna. Dlatego siły oddziaływania międzycząsteczkowego w gazowym wodorze są małe. Przejawia się to w niskich temperaturach wrzenia (-252,6 0С) i temperaturach topnienia (-259,2 0С).
Wodór jest lżejszy od powietrza, D (w powietrzu) = 0,069; słabo rozpuszczalny w wodzie (2 objętości H2 rozpuszczają się w 100 objętościach H2O). Dlatego wodór wytwarzany w laboratorium można zbierać metodami wypierania powietrza lub wody.

Uzyskanie wodoru

W laboratorium:

1. Działanie rozcieńczonych kwasów na metale:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Interakcja alkaliczna i metale sh-z z wodą:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hydroliza wodorków: wodorki metali łatwo rozkładają się pod wpływem wody, tworząc odpowiednią zasadę i wodór:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Działanie zasad na cynk, aluminium lub krzem:
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza wody. Aby zwiększyć przewodność elektryczną wody, dodaje się do niej elektrolit, na przykład NaOH, H 2 SO 4 lub Na 2 SO 4. Na katodzie powstają 2 objętości wodoru, na anodzie - 1 objętość tlenu.
2H 2O → 2H 2 + O 2

Przemysłowa produkcja wodoru

1. Konwersja metanu parą wodną Ni 800°C (najtańsza):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Razem:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Para wodna przez gorący koks w temperaturze 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Powstały tlenek węgla (IV) jest absorbowany przez wodę, w ten sposób otrzymuje się 50% wodoru przemysłowego.

3. Ogrzewając metan do 350°C w obecności katalizatora żelazowego lub niklowego:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza wodnych roztworów KCl lub NaCl jako produkt uboczny:
2H 2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Właściwości chemiczne wodoru

W związkach wodór jest zawsze jednowartościowy. Ma stopień utlenienia +1, ale w wodorkach metali wynosi -1.
Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów. Pojawienie się wiązania między nimi tłumaczy się utworzeniem uogólnionej pary elektronów H: H lub H2
Dzięki temu uogólnieniu elektronów cząsteczka H2 jest bardziej stabilna energetycznie niż jej pojedyncze atomy. Aby rozbić cząsteczkę na atomy w 1 molu wodoru, konieczne jest wydanie energii 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
Wyjaśnia to stosunkowo niską aktywność wodoru cząsteczkowego w zwykłej temperaturze.
W przypadku wielu niemetali wodór tworzy związki gazowe, takie jak RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Tworzy halogenowodory z halogenami:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Jednocześnie eksploduje fluorem, reaguje z chlorem i bromem dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

2) Z tlenem:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
z wydzielaniem ciepła. W zwykłych temperaturach reakcja przebiega powoli, powyżej 550 ° C - z eksplozją. Mieszaninę 2 objętości H 2 i 1 objętości O 2 nazywa się gazem wybuchowym.

3) Po podgrzaniu reaguje energicznie z siarką (znacznie trudniej z selenem i tellurem):
H 2 + S → H 2 S (siarkowodór),

4) Z azotem z tworzeniem amoniaku tylko na katalizatorze i w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Z węglem w wysokich temperaturach:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Tworzy wodorki z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych (wodór jest utleniaczem):
H2 + 2Li → 2LiH
w wodorkach metali jon wodoru jest naładowany ujemnie (stan utlenienia -1), to znaczy wodorek Na + H - zbudowany jest jak chlorek Na + Cl -

Z substancjami złożonymi:

7) Z tlenkami metali (stosowanymi do przywracania metali):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) z tlenkiem węgla (II):
CO + 2H 2 → CH 3OH
Synteza - gaz (mieszanina wodoru i tlenek węgla) ma ważne znaczenie wartość praktyczna, być może, w zależności od temperatury, ciśnienia i katalizatora, powstają różne związki organiczne, na przykład HCHO, CH 3 OH i inne.

9) Węglowodory nienasycone reagują z wodorem, zamieniając się w nasycone:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

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

Wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem we wszechświecie. Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na ziemi. Razem tworzą wodę – substancję stanowiącą ponad połowę masy Ludzkie ciało. Tlen jest gazem, którym oddychamy, a bez wody nie moglibyśmy przeżyć nawet kilku dni, więc bez wątpienia tlen i wodór można uznać za najważniejsze pierwiastki chemiczne niezbędne do życia.

Budowa atomów wodoru i tlenu

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

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

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

Właściwości fizyczne wodoru i tlenu, alotropia tlenu

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

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

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

Właściwości chemiczne i otrzymywanie substancji prostych

Wodór.

Wiązanie w cząsteczce wodoru jest pojedyncze, ale jest to jedno z najsilniejszych wiązań pojedynczych w przyrodzie, a rozbicie go wymaga dużej ilości energii, dlatego wodór jest bardzo nieaktywny w temperaturze pokojowej, jednak gdy temperatura wzrasta ( lub w obecności katalizatora) wodór łatwo oddziałuje z wieloma prostymi i złożonymi substancjami.

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

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

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

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

Reakcja z tlenem przebiega według mechanizmu rozgałęzionego, dlatego szybkość reakcji szybko wzrasta, a w mieszaninie tlenu i wodoru w stosunku 1: 2 reakcja przebiega z eksplozją (taką mieszaninę nazywa się „gazem wybuchowym "):

Reakcja z siarką przebiega znacznie spokojniej, z niewielkim lub żadnym wydzielaniem ciepła:

Reakcje z azotem i jodem przebiegają odwracalnie:

Ta okoliczność znacznie komplikuje produkcję amoniaku w przemyśle: proces wymaga użycia wysokie ciśnienie krwi przesunąć równowagę w stronę tworzenia amoniaku. Jodu wodorowego nie otrzymuje się w drodze bezpośredniej syntezy, ponieważ istnieje kilka znacznie wygodniejszych metod jego syntezy.

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

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

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

Metali bardziej aktywnych od cynku praktycznie nie da się zredukować wodorem.

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

Rzadziej stosowana elektroliza wody w obecności mocnych elektrolitów:

W przemyśle wodór wytwarzany jest jako produkt uboczny przy produkcji sody kaustycznej w wyniku elektrolizy roztworu chlorku sodu:

Ponadto wodór uzyskuje się podczas rafinacji ropy naftowej.

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

Praca z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych Praca laboratoryjna„Otrzymywanie i właściwości wodoru” oraz Prace laboratoryjne „Redukujące właściwości wodoru”. Poznaj zasadę działania aparatu Kippa i aparatu Kiryushkina. Zastanów się, w jakich przypadkach wygodniej jest używać aparatu Kippa, a w jakich - Kiryushkina. Jakie właściwości wykazuje wodór w reakcjach?

Tlen.

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

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

Po podgrzaniu tlen reaguje z większością metali, tworząc tlenki:

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

Tlen reaguje również z większością niemetali, tworząc tlenki:

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

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

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

Fluorek tlenu(II) jest związkiem nietrwałym, łatwo ulegającym rozkładowi i bardzo silnym utleniaczem.

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

Obecność tlenu często umożliwia rozpuszczenie w kwasach metali znajdujących się bezpośrednio po wodorze w szeregu napięcia:

Po podgrzaniu tlen może utleniać tlenki niższych metali:

Tlen nie jest wytwarzany w przemyśle środkami chemicznymi, otrzymywany jest z powietrza poprzez destylację.

W laboratorium wykorzystuje się reakcje rozkładu związków bogatych w tlen – azotanów, chloranów, nadmanganianów po podgrzaniu:

Tlen można również uzyskać poprzez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru:

Ponadto powyższą reakcję elektrolizy wody można wykorzystać do wytworzenia tlenu.

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

Jak nazywa się metoda pobierania tlenu stosowana w pracy laboratoryjnej? Jakie są inne sposoby gromadzenia gazów i które nadają się do gromadzenia tlenu?

Zadanie 1. Obejrzyj klip wideo „Rozkład nadmanganianu potasu po podgrzaniu”.

Odpowiedz na pytania:

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

Zapisz równania zachodzących reakcji. Wyrównaj je metodą wagi elektronicznej.

Omów zadanie z nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Ozon.

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

Ozon jest w stanie łatwo utlenić tlenek azotu (IV) do tlenku azotu (V) i tlenek siarki (IV) do tlenku siarki (VI) bez katalizatora:

Ozon stopniowo rozkłada się, tworząc tlen:

Wykorzystywany do produkcji ozonu specjalne urządzenia- ozonatory, w których wyładowanie jarzeniowe przepuszczane jest przez tlen.

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

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

Wyjaśnij, dlaczego roztwór indygo staje się bezbarwny. Napisz równania reakcji zachodzących podczas mieszania roztworów azotanu ołowiu i siarczku sodu i przepuszczania ozonowanego powietrza przez powstałą zawiesinę. Zapisz równania jonowe reakcji wymiany jonowej. Aby przeprowadzić reakcję redoks, wykonaj wagę elektroniczną.

Omów zadanie z nauczycielem w sali wideo lub w sali wideo.

Właściwości chemiczne wody

Dla lepszego poznania właściwości fizyczne woda i jej znaczenie, praca z materiałami elektronicznych zasobów edukacyjnych „Nietypowe właściwości wody” i „Woda jest najważniejszą cieczą na Ziemi”.

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

Woda oddziałuje z wieloma metalami. Z aktywną (alkaliczną, ziem alkalicznych i niektórymi lantanowcami) woda reaguje bez ogrzewania:

Przy mniej aktywnej interakcji następuje po podgrzaniu.