Deguonies sąveika su vandenilio lygtimi. Kodėl vanduo nedega, nors susideda iš degių medžiagų (vandenilio ir deguonies). Vandenilio reakcijos su paprastomis medžiagomis

Deguonis- vienas iš labiausiai paplitusių elementų Žemėje. Jis sudaro maždaug pusę Žemės plutos, planetos išorinio apvalkalo, svorio. Susijungęs su vandeniliu, jis sudaro vandenį, kuris dengia daugiau nei du trečdalius žemės paviršiaus.

Mes nematome deguonies, negalime jo paragauti ar užuosti. Tačiau jis sudaro penktadalį oro ir yra būtinas gyvybei. Norėdami gyventi, mes, kaip ir gyvūnai bei augalai, turime kvėpuoti.

Deguonis yra nepamainomas bet kurios mikroskopinės gyvo organizmo ląstelės viduje vykstančių cheminių reakcijų dalyvis, dėl kurių skaidomos maisto medžiagos ir išsiskiria gyvybei reikalinga energija. Štai kodėl deguonis yra labai reikalingas kiekvienam gyvam padarui (išskyrus keletą mikrobų rūšių).

Degdamos medžiagos susijungia su deguonimi, išskirdamos energiją šilumos ir šviesos pavidalu.

Vandenilis

Gausiausias elementas Visatoje yra vandenilis. Tai sudaro didžiąją dalį žvaigždžių. Žemėje dauguma vandenilio (cheminis simbolis H) susijungia su deguonimi (O), sudarydami vandenį (H20). Vandenilis yra paprasčiausias ir lengviausias cheminis elementas, nes kiekvienas jo atomas susideda tik iš vieno protono ir vieno elektrono.

XX amžiaus pradžioje dirižabliai ir dideli orlaiviai buvo užpildyti vandeniliu. Tačiau vandenilis yra labai degus. Po kelių gaisrų sukeltų nelaimių vandenilis dirižabliuose nebebuvo naudojamas. Šiandien aeronautikoje naudojamos kitos lengvosios dujos – nedegus helis.

Vandenilis jungiasi su anglimi ir sudaro medžiagas, vadinamas angliavandeniliais. Tai produktai, gauti iš gamtinių dujų ir žalios naftos, pavyzdžiui, propano ir butano dujos arba skystas benzinas. Vandenilis taip pat jungiasi su anglimi ir deguonimi, sudarydamas angliavandenius. Krakmolas bulvėse ir ryžiuose, cukrus burokėliuose yra angliavandeniai.

Saulė ir kitos žvaigždės daugiausia sudarytos iš vandenilio. Žvaigždės centre siaubinga temperatūra ir slėgis verčia vandenilio atomus susilieti vienas su kitu ir virsti kitomis dujomis – heliu. Tai išskiria didžiulį energijos kiekį šilumos ir šviesos pavidalu.

• Pavadinimas - H (vandenilis);
• Lotyniškas pavadinimas – Hydrogenium;
• Laikotarpis - I;
• Grupė – 1 (Ia);
• Atominė masė - 1,00794;
• Atominis skaičius – 1;
• Atominis spindulys = 53 pm;
• Kovalentinis spindulys = 32 pm;
• Elektronų pasiskirstymas - 1s 1;
• lydymosi temperatūra = -259,14°C;
• virimo temperatūra = -252,87°C;
• Elektronegatyvumas (pagal Paulingą / pagal Alpred ir Rochow) = 2,02/-;
• Oksidacijos būsena: +1; 0; -1;
• Tankis (nr.) = 0,0000899 g/cm 3;
• Molinis tūris = 14,1 cm 3 /mol.

Dvejetainiai vandenilio ir deguonies junginiai:

Vandenilį („vandens gimdymą“) 1766 m. atrado anglų mokslininkas G. Cavendishas. Tai paprasčiausias elementas gamtoje – vandenilio atomas turi branduolį ir vieną elektroną, tikriausiai todėl vandenilis yra gausiausias elementas Visatoje (sudaro daugiau nei pusę daugumos žvaigždžių masės).

Apie vandenilį galime pasakyti, kad „ritė yra maža, bet brangi“. Nepaisant savo „paprastumo“, vandenilis aprūpina energiją visoms gyvoms būtybėms Žemėje – Saulėje vyksta nuolatinė termobranduolinė reakcija, kurios metu iš keturių vandenilio atomų susidaro vienas helio atomas, šį procesą lydi didžiulio energijos kiekio išsiskyrimas. (daugiau informacijos žr. Branduolio sintezė).

Žemės plutoje vandenilio masės dalis yra tik 0,15%. Tuo tarpu didžioji dauguma (95%) visų Žemėje žinomų cheminių medžiagų turi vieną ar daugiau vandenilio atomų.

Junginiuose su nemetalais (HCl, H 2 O, CH 4 ...) vandenilis atiduoda savo vienintelį elektroną labiau elektroneigiamiems elementams, kurių oksidacijos būsena yra +1 (dažniau), sudarydamas tik kovalentinius ryšius (žr. obligacija).

Junginiuose su metalais (NaH, CaH 2 ...) vandenilis, priešingai, priima kitą elektroną į savo vienintelę s-orbitalę, tokiu būdu bandydamas užbaigti savo elektroninį sluoksnį, kurio oksidacijos būsena yra -1 (rečiau), dažnai sudaro joninį ryšį (žr. Joninis ryšys), nes vandenilio atomo ir metalo atomo elektronegatyvumo skirtumas gali būti gana didelis.

H 2

Dujinėje būsenoje vandenilis egzistuoja dviatominių molekulių pavidalu, sudarydamas nepolinį kovalentinį ryšį.

Vandenilio molekulės turi:

• didelis mobilumas;
• didelė jėga;
• mažas poliarizavimas;
• mažas dydis ir svoris.

Vandenilio dujų savybės:

• lengviausios gamtoje dujos, bespalvės ir bekvapės;
• blogai tirpsta vandenyje ir organiniuose tirpikliuose;
• mažais kiekiais ištirpsta skystuose ir kietuose metaluose (ypač platinoje ir paladyje);
• sunkiai suskystinamas (dėl mažo poliarizavimo);
• turi didžiausią šilumos laidumą iš visų žinomų dujų;
• kaitinamas, jis reaguoja su daugeliu nemetalų, pasižymėdamas redukuojančios medžiagos savybėmis;
• kambario temperatūroje reaguoja su fluoru (įvyksta sprogimas): H 2 + F 2 = 2HF;
• reaguoja su metalais ir susidaro hidridai, pasižymintys oksidacinėmis savybėmis: H 2 + Ca = CaH 2 ;

Junginiuose vandenilis savo redukcines savybes turi daug stipriau nei oksiduojančias. Vandenilis yra galingiausias reduktorius po anglies, aliuminio ir kalcio. Vandenilio redukuojančios savybės plačiai naudojamos pramonėje metalams ir nemetalams (paprastoms medžiagoms) gauti iš oksidų ir galidų.

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Vandenilio reakcijos su paprastomis medžiagomis

Vandenilis priima elektroną ir atlieka tam tikrą vaidmenį reduktorius, reakcijose:

• Su deguonies(uždegant arba esant katalizatoriui), santykiu 2:1 (vandenilis:deguonis) susidaro sprogios detonuojančios dujos: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Su pilka(kai kaitinama iki 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Su chloro(uždegus arba apšvitinus UV spinduliais): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Su fluoras: H20 +F2 = 2H +1F
• Su azoto(kaitinant esant katalizatoriams arba esant aukštam slėgiui): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Vandenilis atiduoda elektroną, vaidindamas tam tikrą vaidmenį oksidatorius, reakcijose su šarminis Ir šarminių žemių metalai, susidarantys metalų hidridams – į druskas panašūs joniniai junginiai, turintys hidrido jonų H – tai nestabilios baltos kristalinės medžiagos.

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

Vandeniliui nebūdinga oksidacijos būsena –1. Reaguodami su vandeniu hidridai suyra, vandenį redukuodami į vandenilį. Kalcio hidrido reakcija su vandeniu yra tokia:

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

Vandenilio reakcijos su sudėtingomis medžiagomis

• aukštoje temperatūroje vandenilis redukuoja daugelį metalų oksidų: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• metilo alkoholis gaunamas reaguojant vandeniliui su anglies monoksidu (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• Hidrinimo reakcijose vandenilis reaguoja su daugeliu organinių medžiagų.

Vandenilio ir jo junginių cheminių reakcijų lygtys išsamiau aptariamos puslapyje „Vandenilis ir jo junginiai – cheminių reakcijų, kuriose dalyvauja vandenilis, lygtys“.

Vandenilio panaudojimas

• branduolinėje energetikoje naudojami vandenilio izotopai - deuteris ir tritis;
• chemijos pramonėje vandenilis naudojamas daugelio organinių medžiagų, amoniako, vandenilio chlorido sintezei;
• maisto pramonėje vandenilis naudojamas kietų riebalų gamyboje hidrinant augalinius aliejus;
• metalams suvirinti ir pjauti naudojama aukšta vandenilio degimo temperatūra deguonyje (2600°C);
• kai kurių metalų gamyboje kaip reduktorius naudojamas vandenilis (žr. aukščiau);
• kadangi vandenilis yra lengvosios dujos, jis naudojamas aeronautikoje kaip balionų, aerostatų ir dirižablių užpildas;
• Vandenilis naudojamas kaip kuras, sumaišytas su CO.

Pastaruoju metu mokslininkai daug dėmesio skiria alternatyvių atsinaujinančios energijos šaltinių paieškoms. Viena iš perspektyvių sričių yra „vandenilio“ energija, kurioje kaip kuras naudojamas vandenilis, kurio degimo produktas yra paprastas vanduo.

Vandenilio gamybos metodai

Pramoniniai vandenilio gamybos metodai:

• metano konversija (katalizinis vandens garų redukavimas) vandens garais aukštoje temperatūroje (800°C) ant nikelio katalizatoriaus: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• anglies monoksido pavertimas vandens garais (t=500°C) ant Fe 2 O 3 katalizatoriaus: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• terminis metano skilimas: CH 4 = C + 2H 2;
• kietojo kuro dujinimas (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• vandens elektrolizė (labai brangus metodas, kurio metu gaunamas labai grynas vandenilis): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoriniai vandenilio gamybos metodai:

• metalų (dažniausiai cinko) poveikis druskos rūgštimi arba praskiesta sieros rūgštimi: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• vandens garų sąveika su karštomis geležies drožlėmis: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Cheminės vandenilio savybės

Įprastomis sąlygomis molekulinis vandenilis yra santykinai mažai aktyvus, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais nemetalais (su fluoru ir šviesoje su chloru). Tačiau kaitinamas jis reaguoja su daugeliu elementų.

Vandenilis reaguoja su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis:

- Vandenilio sąveika su metalais dėl to susidaro sudėtingos medžiagos - hidridai, kurių cheminėse formulėse metalo atomas visada yra pirmas:

Aukštoje temperatūroje vandenilis reaguoja tiesiogiai su kai kuriais metalais(šarminės, šarminės žemės ir kt.), sudarydamos baltas kristalines medžiagas - metalų hidridus (Li H, Na H, KH, CaH 2 ir kt.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metalo hidridus lengvai skaido vanduo, kad susidarytų atitinkamas šarmas ir vandenilis:

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

- Kai vandenilis sąveikauja su nemetalais susidaro lakieji vandenilio junginiai. Lakiojo vandenilio junginio cheminėje formulėje vandenilio atomas gali būti pirmoje arba antroje vietoje, atsižvelgiant į jo vietą PSHE (žr. plokštelę skaidrėje):

1). Su deguonimi Vandenilis sudaro vandenį:

Vaizdo įrašas „Vandenilio deginimas“

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Esant normaliai temperatūrai, reakcija vyksta labai lėtai, virš 550°C – su sprogimu (vadinamas mišinys iš 2 tūrių H 2 ir 1 tūrio O 2 sprogstamųjų dujų) .

Vaizdo įrašas „Detonuojančių dujų sprogimas“

Vaizdo įrašas „Sprogiojo mišinio paruošimas ir sprogimas“

2). Su halogenais Vandenilis sudaro vandenilio halogenidus, pavyzdžiui:

H2 + Cl2 = 2HCl

Tuo pačiu metu Vandenilis sprogsta su fluoru (net tamsoje ir prie -252°C), su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas.

3). Su azotu Vandenilis reaguoja sudarydamas amoniaką:

ZN2 + N2 = 2NH3

tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai bei slėgiui.

4). Kaitinamas vandenilis energingai reaguoja su siera:

H 2 + S = H 2 S (vandenilio sulfidas),

daug sunkiau naudojant seleną ir telūrą.

5). Su gryna anglimi Vandenilis gali reaguoti be katalizatoriaus tik esant aukštai temperatūrai:

2H 2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas)

- Vandenilyje vyksta pakeitimo reakcija su metalų oksidais , tokiu atveju gaminiuose susidaro vanduo ir redukuojamas metalas. Vandenilis – pasižymi redukuojančio agento savybėmis:

Naudojamas vandenilis daugelio metalų atgavimui, nes jis paima deguonį iš jų oksidų:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O ir kt.

Vandenilio panaudojimas

Vaizdo įrašas „Vandenilio naudojimas“

Šiuo metu vandenilis gaminamas didžiuliais kiekiais. Labai didelė jo dalis naudojama amoniako sintezei, riebalų hidrinimo ir anglies, alyvų ir angliavandenilių hidrinimo procese. Be to, vandenilis naudojamas druskos rūgšties, metilo alkoholio, vandenilio cianido rūgšties sintezei, suvirinant ir kaliant metalus, taip pat gaminant kaitrines lempas ir brangakmenius. Vandenilis parduodamas balionuose, kurių slėgis didesnis nei 150 atm. Jie nudažyti tamsiai žaliai ir su raudonu užrašu „Vandilis“.

Vandenilis naudojamas skystiems riebalams paversti kietaisiais riebalais (hidrinimu), skystam kurui gaminti hidrinant anglį ir mazutą. Metalurgijoje vandenilis naudojamas kaip oksidų ar chloridų reduktorius metalams ir nemetalams (germaniui, siliciui, galiui, cirkoniui, hafniui, molibdenui, volframui ir kt.) gaminti.

Praktinis vandenilio panaudojimas yra įvairus: dažniausiai naudojamas zondų balionams užpildyti, chemijos pramonėje jis tarnauja kaip žaliava daugelio labai svarbių produktų (amoniako ir kt.) gamybai, maisto pramonėje - gamybai. kietų riebalų iš augalinių aliejų ir kt. Aukšta temperatūra (iki 2600 °C), gaunama deginant vandenilį deguonyje, naudojama ugniai atsparių metalų, kvarco ir kt. lydymui. Skystas vandenilis yra vienas efektyviausių reaktyvinių degalų. Pasaulinis vandenilio suvartojimas per metus viršija 1 milijoną tonų.

SIMULIATORIAI

Nr. 2. Vandenilis

UŽDUOTIES UŽDUOTYS

Užduotis Nr.1
Užrašykite vandenilio sąveikos su šiomis medžiagomis reakcijų lygtis: F 2, Ca, Al 2 O 3, gyvsidabrio (II) oksidas, volframo (VI) oksidas. Įvardykite reakcijos produktus, nurodykite reakcijų rūšis.

2 užduotis
Atlikite transformacijas pagal schemą:
H2O -> H2 -> H2S -> SO 2

Užduotis Nr.3.
Apskaičiuokite vandens masę, kurią galima gauti sudeginus 8 g vandenilio?

Periodinėje lentelėje vandenilis yra dviejose elementų grupėse, kurios savo savybėmis yra visiškai priešingos. Dėl šios savybės jis yra visiškai unikalus. Vandenilis yra ne tik elementas ar medžiaga, bet ir daugelio sudėtingų junginių dalis, organogeninis ir biogeninis elementas. Todėl pažvelkime į jo savybes ir charakteristikas išsamiau.

Degiųjų dujų išsiskyrimas metalų ir rūgščių sąveikos metu buvo pastebėtas dar XVI amžiuje, tai yra, formuojantis chemijai kaip mokslui. Žymus anglų mokslininkas Henry Cavendish tyrinėjo šią medžiagą nuo 1766 m. ir pavadino ją „degiu oru“. Degdamos šios dujos gamino vandenį. Deja, mokslininko laikymasis flogistono (hipotetinės "ultrasmulkiosios medžiagos") teorijos neleido padaryti teisingų išvadų.

Prancūzų chemikas ir gamtininkas A. Lavoisier kartu su inžinieriumi J. Meunier ir specialių gasometrų pagalba 1783 m. susintetino vandenį, o vėliau jį analizavo skaidant vandens garus karšta geležimi. Taigi mokslininkai galėjo padaryti tinkamas išvadas. Jie nustatė, kad „degus oras“ yra ne tik vandens dalis, bet ir gali būti iš jo gaunamas.

1787 m. Lavoisier pasiūlė, kad tiriamos dujos yra paprasta medžiaga ir atitinkamai priklausė pirminių cheminių elementų skaičiui. Jis pavadino jį vandeniliu (iš graikų kalbos žodžių hydor - vanduo + gennao - aš pagimdžiu), t. y. „gimdyti vandenį“.

Rusišką pavadinimą „vandenilis“ 1824 m. pasiūlė chemikas M. Solovjovas. Vandens sudėties nustatymas pažymėjo „flogistono teorijos“ pabaigą. XVIII–XIX amžių sandūroje buvo nustatyta, kad vandenilio atomas yra labai lengvas (palyginti su kitų elementų atomais), o jo masė buvo paimta kaip pagrindinis vienetas, lyginant atomų mases, gaunant reikšmę, lygią 1.

Fizinės savybės

Vandenilis – lengviausia mokslui žinoma medžiaga (14,4 karto lengvesnė už orą), jo tankis 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Ši medžiaga tirpsta (kieta) ir verda (suskystėja) atitinkamai -259,1 ° C ir -252,8 ° C temperatūroje (tik helio virimo ir lydymosi temperatūra yra žemesnė).

Kritinė vandenilio temperatūra yra itin žema (-240 °C). Dėl šios priežasties jo suskystinimas yra gana sudėtingas ir brangus procesas. Kritinis medžiagos slėgis yra 12,8 kgf/cm², o kritinis tankis – 0,0312 g/cm³. Iš visų dujų didžiausią šilumos laidumą turi vandenilis: 1 atm ir 0 °C temperatūroje jis lygus 0,174 W/(mxK).

Medžiagos savitoji šiluminė talpa tomis pačiomis sąlygomis yra 14,208 kJ/(kgxK) arba 3,394 cal/(rx°C). Šis elementas mažai tirpsta vandenyje (apie 0,0182 ml/g esant 1 atm ir 20 °C), bet gerai tirpsta daugumoje metalų (Ni, Pt, Pa ir kt.), ypač paladyje (apie 850 tūrių Pd tūryje) .

Pastaroji savybė siejama su jos gebėjimu difuzuoti, o difuziją per anglies lydinį (pavyzdžiui, plieną) gali lydėti lydinio sunaikinimas dėl vandenilio sąveikos su anglimi (šis procesas vadinamas dekarbonizacija). Skystoje būsenoje medžiaga yra labai lengva (tankis - 0,0708 g/cm³ esant t° = -253 °C) ir skysta (klampumas - 13,8 spoise tomis pačiomis sąlygomis).

Daugelyje junginių šio elemento valentingumas (oksidacijos būsena) yra +1, kaip ir natrio ir kitų šarminių metalų. Paprastai jis laikomas šių metalų analogu. Atitinkamai jis vadovauja periodinės sistemos I grupei. Metalo hidriduose vandenilio jonas turi neigiamą krūvį (oksidacijos laipsnis yra -1), tai yra, Na+H- struktūra panaši į Na+Cl-chlorido. Remiantis šiuo ir kai kuriais kitais faktais (elemento „H“ ir halogenų fizinių savybių panašumas, galimybė jį pakeisti halogenais organiniuose junginiuose), vandenilis priskiriamas VII periodinės sistemos grupei.

Normaliomis sąlygomis molekulinis vandenilis turi mažą aktyvumą, tiesiogiai jungiasi tik su aktyviausiais iš nemetalų (su fluoru ir chloru, o pastarasis yra šviesoje). Savo ruožtu, kaitinamas, jis sąveikauja su daugeliu cheminių elementų.

Atominis vandenilis turi padidintą cheminį aktyvumą (palyginti su molekuliniu vandeniliu). Su deguonimi jis sudaro vandenį pagal formulę:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

išskiriant 285,937 kJ/mol šilumos arba 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Normaliomis temperatūros sąlygomis reakcija vyksta gana lėtai, o esant t° >= 550 °C ji yra nekontroliuojama. Vandenilio ir deguonies mišinio sprogumo ribos pagal tūrį yra 4–94 % H₂, o vandenilio ir oro mišinio – 4–74 % H₂ (dviejų tūrių H₂ ir vieno tūrio O2 mišinys vadinamas detonuojančiomis dujomis).

Šis elementas naudojamas redukuoti daugumą metalų, nes pašalina deguonį iš oksidų:

Fe3O4 + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H2O ir kt.

Vandenilis sudaro vandenilio halogenidus su skirtingais halogenais, pavyzdžiui:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Tačiau reaguodamas su fluoru vandenilis sprogsta (taip nutinka ir tamsoje, -252 °C temperatūroje), su bromu ir chloru reaguoja tik kaitinamas ar apšviestas, o su jodu – tik kaitinant. Sąveikaujant su azotu, susidaro amoniakas, bet tik ant katalizatoriaus, esant aukštam slėgiui ir temperatūrai:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Kaitinamas, vandenilis aktyviai reaguoja su siera:

H₂ + S = H2S (vandenilio sulfidas),

ir daug sunkiau su telūru ar selenu. Vandenilis reaguoja su gryna anglimi be katalizatoriaus, bet esant aukštai temperatūrai:

2H₂ + C (amorfinis) = CH₂ (metanas).

Ši medžiaga tiesiogiai reaguoja su kai kuriais metalais (šarmais, šarminėmis žemėmis ir kitais), sudarydama hidridus, pavyzdžiui:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Vandenilio ir anglies monoksido (II) sąveika turi didelę praktinę reikšmę. Tokiu atveju, priklausomai nuo slėgio, temperatūros ir katalizatoriaus, susidaro įvairūs organiniai junginiai: HCHO, CH₃OH ir kt. Nesotieji angliavandeniliai reakcijos metu pasisotina, pvz.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vandenilis ir jo junginiai atlieka išskirtinį vaidmenį chemijoje. Jis nustato rūgštines vadinamųjų savybių. protinės rūgštys, linkusios formuoti vandenilinius ryšius su įvairiais elementais, kurie turi didelę įtaką daugelio neorganinių ir organinių junginių savybėms.

Vandenilio gamyba

Pagrindinės žaliavų rūšys pramoninei šio elemento gamybai yra naftos perdirbimo dujos, natūralios degiosios ir kokso krosnių dujos. Jis taip pat gaunamas iš vandens elektrolizės būdu (tose vietose, kur yra elektra). Vienas iš svarbiausių medžiagų iš gamtinių dujų gamybos būdų yra katalizinė angliavandenilių, daugiausia metano, sąveika su vandens garais (vadinamoji konversija). Pavyzdžiui:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Neužbaigta angliavandenilių oksidacija deguonimi:

CH₂ + ½O2 = CO + 2H₂.

Susintetintas anglies monoksidas (II) virsta:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Iš gamtinių dujų pagamintas vandenilis yra pigiausias.

Vandens elektrolizei naudojama nuolatinė srovė, kuri praleidžiama per NaOH arba KOH tirpalą (rūgštys nenaudojamos, kad būtų išvengta įrangos korozijos). Laboratorinėmis sąlygomis medžiaga gaunama elektrolizės būdu iš vandens arba dėl druskos rūgšties ir cinko reakcijos. Tačiau dažniau naudojama paruošta gamyklinė medžiaga cilindruose.

Šis elementas yra izoliuotas nuo naftos perdirbimo dujų ir kokso krosnių dujų pašalinant visus kitus dujų mišinio komponentus, nes giliai aušinant jie lengviau suskystėja.

Ši medžiaga pramoniniu būdu pradėta gaminti XVIII amžiaus pabaigoje. Tada jis buvo naudojamas balionams užpildyti. Šiuo metu vandenilis plačiai naudojamas pramonėje, daugiausia chemijos pramonėje, amoniako gamybai.

Masiniai medžiagos vartotojai yra metilo ir kitų alkoholių, sintetinio benzino ir daugelio kitų produktų gamintojai. Jie gaunami sintezės būdu iš anglies monoksido (II) ir vandenilio. Vandenilis naudojamas sunkiojo ir kietojo skystojo kuro, riebalų ir kt. hidrinimo, HCl sintezei, naftos produktų hidrinimo, taip pat metalo pjovimo/virinimo darbams. Atominei energijai svarbiausi elementai yra jos izotopai – tritis ir deuteris.

Biologinis vandenilio vaidmuo

Apie 10% gyvų organizmų masės (vidutiniškai) gaunama iš šio elemento. Tai dalis vandens ir svarbiausių natūralių junginių grupių, įskaitant baltymus, nukleino rūgštis, lipidus ir angliavandenius. Kam jis naudojamas?

Ši medžiaga atlieka lemiamą vaidmenį: palaikant baltymų erdvinę struktūrą (ketvirtinę), įgyvendinant nukleorūgščių komplementarumo principą (t. y. įgyvendinant ir saugojant genetinę informaciją), ir apskritai „atpažįstant“ molekulėje. lygiu.

Vandenilio jonas H+ dalyvauja svarbiose organizme vykstančiose dinaminėse reakcijose/procesuose. Įskaitant: biologinėje oksidacijoje, kuri aprūpina gyvas ląsteles energija, biosintezės reakcijose, fotosintezėje augaluose, bakterijų fotosintezėje ir azoto fiksavime, palaikant rūgščių-šarmų pusiausvyrą ir homeostazę, membranų transportavimo procesuose. Kartu su anglimi ir deguonimi jis sudaro funkcinį ir struktūrinį gyvybės reiškinių pagrindą.

Deguonis yra gausiausias elementas Žemėje. Kartu su azotu ir nedideliu kiekiu kitų dujų laisvasis deguonis sudaro Žemės atmosferą. Jo kiekis ore yra 20,95 % tūrio arba 23,15 % masės. Žemės plutoje 58% atomų yra surišti deguonies atomai (47% masės). Deguonis yra vandens dalis (surišto deguonies atsargos hidrosferoje yra itin didelės), uolienose, daugelyje mineralų ir druskų, taip pat yra riebaluose, baltymuose ir angliavandeniuose, iš kurių yra gyvi organizmai. Beveik visas laisvas deguonis Žemėje susidaro ir išsaugomas fotosintezės proceso metu.

Fizinės savybės.

Deguonis yra bespalvės, beskonės ir bekvapės dujos, šiek tiek sunkesnės už orą. Jis mažai tirpsta vandenyje (1 litre 20 laipsnių vandens ištirpsta 31 ml deguonies), tačiau vis tiek yra geresnis už kitas atmosferos dujas, todėl vanduo prisodrintas deguonimi. Deguonies tankis normaliomis sąlygomis yra 1,429 g/l. Esant -183 0 C temperatūrai ir 101,325 kPa slėgiui deguonis virsta skysta būsena. Skystas deguonis yra melsvos spalvos, įtraukiamas į magnetinį lauką ir -218,7 ° C temperatūroje sudaro mėlynus kristalus.

Natūralus deguonis turi tris izotopus O 16, O 17, O 18.

Allotropija - cheminio elemento gebėjimas egzistuoti dviejų ar daugiau paprastų medžiagų, kurios skiriasi tik atomų skaičiumi molekulėje arba struktūra, pavidalu.

Ozonas O 3 – egzistuoja viršutiniuose atmosferos sluoksniuose 20-25 km aukštyje nuo Žemės paviršiaus ir sudaro vadinamąjį „ozono sluoksnį“, saugantį Žemę nuo žalingos Saulės ultravioletinės spinduliuotės; blyškiai violetinės, dideliais kiekiais nuodingos dujos, turinčios specifinį aštrų, bet malonų kvapą. Lydymosi temperatūra -192,7 0 C, virimo temperatūra 111,9 0 C. Deguonį geriau ištirpiname vandenyje.

Ozonas yra stiprus oksidatorius. Jo oksidacinis aktyvumas pagrįstas molekulės gebėjimu suskaidyti išskiriant atominį deguonį:

Jis oksiduoja daugybę paprastų ir sudėtingų medžiagų. Su kai kuriais metalais susidaro ozonidai, pavyzdžiui, kalio ozonidas:

K + O 3 = KO 3

Ozonas gaminamas specialiuose įrenginiuose – ozonizatoriuose. Juose, veikiant elektros iškrovai, molekulinis deguonis paverčiamas ozonu:

Panaši reakcija vyksta veikiant žaibo iškrovoms.

Ozonas naudojamas dėl stiprių oksidacinių savybių: jis naudojamas audiniams balinti, geriamam vandeniui dezinfekuoti, medicinoje kaip dezinfekavimo priemonė.

Ozono įkvėpimas dideliais kiekiais yra kenksmingas: dirgina akių ir kvėpavimo organų gleivinę.

Cheminės savybės.

Cheminėse reakcijose su kitų elementų (išskyrus fluorą) atomais deguonis pasižymi išskirtinai oksiduojančiomis savybėmis

Svarbiausia cheminė savybė yra gebėjimas sudaryti oksidus su beveik visais elementais. Tuo pačiu metu deguonis tiesiogiai reaguoja su dauguma medžiagų, ypač kaitinamas.

Dėl šių reakcijų paprastai susidaro oksidai, rečiau - peroksidai:

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Deguonis tiesiogiai nesąveikauja su halogenais, auksu ir platina, jų oksidai gaunami netiesiogiai. Kaitinant, siera, anglis ir fosforas dega deguonimi.

Deguonies sąveika su azotu prasideda tik 1200 0 C temperatūroje arba elektros iškrovoje:

N 2 + O 2 = 2NO

Su vandeniliu deguonis sudaro vandenį:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Šios reakcijos metu išsiskiria didelis šilumos kiekis.

Dviejų tūrių vandenilio ir vieno tūrio deguonies mišinys užsidegęs sprogsta; tai vadinama detonuojančiomis dujomis.

Daugelis metalų, susilietus su atmosferos deguonimi, yra sunaikinami - korozija. Kai kurie metalai normaliomis sąlygomis oksiduojasi tik nuo paviršiaus (pavyzdžiui, aliuminis, chromas). Susidariusi oksido plėvelė neleidžia tolesnei sąveikai.

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

Tam tikromis sąlygomis sudėtingos medžiagos taip pat sąveikauja su deguonimi. Tokiu atveju susidaro oksidai, o kai kuriais atvejais - oksidai ir paprastos medžiagos.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NН 3 +ЗО 2 = 2N 2 +6Н 2 О

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

Sąveikaujant su sudėtingomis medžiagomis, deguonis veikia kaip oksidatorius. Svarbi jo savybė, gebėjimas išlaikyti degimo medžiagų.

Deguonis taip pat sudaro junginį su vandeniliu - vandenilio peroksidas H 2 O 2 - bespalvis skaidrus skystis, turintis aštrų sutraukiantį skonį, gerai tirpus vandenyje. Cheminiu požiūriu vandenilio peroksidas yra labai įdomus junginys. Būdingas mažas stabilumas: stovėdamas jis lėtai skyla į vandenį ir deguonį:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

Šviesa, šiluma, šarmų buvimas ir kontaktas su oksiduojančiomis ar redukuojančiomis medžiagomis pagreitina skilimo procesą. Deguonies oksidacijos būsena vandenilio perokside = - 1, t.y. turi tarpinę vertę tarp deguonies oksidacijos būsenos vandenyje (-2) ir molekuliniame deguonyje (0), todėl vandenilio peroksidas pasižymi redokso dvilypumu. Vandenilio peroksido oksidacinės savybės yra daug ryškesnės nei redukuojančios, jos pasireiškia rūgštinėje, šarminėje ir neutralioje aplinkoje.

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