Równanie oddziaływania tlenu z wodorem. Dlaczego woda nie pali się, chociaż składa się z substancji łatwopalnych (wodór i tlen). Reakcje wodoru z substancjami prostymi

Tlen- jeden z najpowszechniejszych pierwiastków na Ziemi. Stanowi około połowę masy skorupy ziemskiej, zewnętrznej powłoki planety. W połączeniu z wodorem tworzy wodę, która pokrywa ponad dwie trzecie powierzchni Ziemi.

Nie możemy zobaczyć tlenu, nie możemy go też posmakować ani powąchać. Stanowi jednak jedną piątą powietrza i jest niezbędny do życia. Aby żyć, podobnie jak zwierzęta i rośliny, musimy oddychać.

Tlen jest nieodzownym uczestnikiem reakcji chemicznych zachodzących wewnątrz każdej mikroskopijnej komórki żywego organizmu, w wyniku których rozkładane są składniki odżywcze i uwalniana jest niezbędna do życia energia. Dlatego tlen jest tak niezbędny każdej żywej istocie (z wyjątkiem kilku rodzajów drobnoustrojów).

Podczas spalania substancje łączą się z tlenem, uwalniając energię w postaci ciepła i światła.

Wodór

Najbardziej powszechnym pierwiastkiem we wszechświecie jest wodór. Stanowi większość większości gwiazd. Na Ziemi większość wodoru (symbol chemiczny H) łączy się z tlenem (O), tworząc wodę (H2O). Wodór jest najprostszym i najlżejszym pierwiastkiem chemicznym, ponieważ każdy jego atom składa się tylko z jednego protonu i jednego elektronu.

Na początku XX wieku sterowce i duże samoloty napełniano wodorem. Jednakże wodór jest bardzo łatwopalny. Po kilku katastrofach spowodowanych pożarami, w sterowcach nie stosowano już wodoru. Obecnie w aeronautyce wykorzystuje się inny gaz lekki – niepalny hel.

Wodór łączy się z węglem, tworząc substancje zwane węglowodorami. Należą do nich produkty otrzymywane z gazu ziemnego i ropy naftowej, takie jak gazy propan i butan czy benzyna płynna. Wodór łączy się również z węglem i tlenem, tworząc węglowodany. Skrobia w ziemniakach i ryżu, cukier w burakach to węglowodany.

Słońce i inne gwiazdy składają się głównie z wodoru. W centrum gwiazdy potworne temperatury i ciśnienia zmuszają atomy wodoru do łączenia się ze sobą i przekształcania w inny gaz – hel. Uwalnia to ogromną ilość energii w postaci ciepła i światła.

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

Binarne związki wodoru z tlenem:

Wodór („rodzący wodę”) odkrył angielski naukowiec G. Cavendish w 1766 roku. Jest to najprostszy pierwiastek w przyrodzie – atom wodoru posiada jądro i jeden elektron, dlatego zapewne wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem we Wszechświecie (stanowi ponad połowę masy większości gwiazd).

O wodorze można powiedzieć, że „szpula jest mała, ale droga”. Pomimo swojej „prostoty” wodór dostarcza 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 kolosalnej ilości energii (więcej szczegółów można znaleźć w artykule Fuzja jądrowa).

W skorupie ziemskiej udział masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem przeważająca większość (95%) wszystkich substancji chemicznych znanych na Ziemi zawiera jeden lub więcej atomów wodoru.

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

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

H 2

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 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: H2 + Ca = CaH2;

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 = 2Fe + 3H 2 O

Reakcje wodoru z substancjami prostymi

Wodór przyjmuje elektron, odgrywając pewną 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 = 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 = 2H +1 Cl
• Z fluor: H 2 0 +F 2 = 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 pewną rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny I ziemia alkaliczna metale z utworzeniem wodorków metali - solipodobnych związków jonowych zawierających jony wodorkowe H - są to niestabilne białe substancje krystaliczne.

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

Wodór nie jest typowym stanem utlenienia -1. Podczas reakcji z wodą wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:

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

Reakcje wodoru z substancjami złożonymi

• w wysokich temperaturach wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• alkohol metylowy otrzymuje się w reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• W reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.

Równania reakcji chemicznych wodoru i jego związków zostały omówione szerzej na stronie „Wodór i jego związki - równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru”.

Zastosowania wodoru

• w energii jądrowej wykorzystuje się izotopy wodoru - deuter i tryt;
• w przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do syntezy wielu substancji organicznych, amoniaku, chlorowodoru;
• w przemyśle spożywczym wodór wykorzystuje się do produkcji tłuszczów stałych poprzez uwodornienie olejów roślinnych;
• do spawania i cięcia metali wykorzystuje 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, aerostatów i sterowców;
• Wodór stosowany jest jako paliwo zmieszane z CO.

W ostatnim czasie naukowcy poświęcają wiele uwagi poszukiwaniu alternatywnych źródeł energii odnawialnej. Jednym z obiecujących obszarów jest energetyka „wodorowa”, w której wodór wykorzystuje się 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 = C + 2H 2;
• zgazowanie paliw stałych (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• elektroliza wody (bardzo droga metoda, w wyniku której powstaje 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 = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• oddziaływanie pary wodnej z gorącymi opiłkami żelaza: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Właściwości chemiczne wodoru

W zwykłych warunkach wodór molekularny jest stosunkowo mało aktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, a w świetle z chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami.

Wodór reaguje z substancjami prostymi i złożonymi:

- Oddziaływanie wodoru z metalami prowadzi do powstawania substancji złożonych - wodorków, we wzorach chemicznych, w których atom metalu zawsze jest na pierwszym miejscu:

W wysokiej temperaturze wodór reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami(alkaliczne, ziem alkalicznych i inne), tworząc białe substancje krystaliczne - wodorki metali (Li H, Na H, KH, CaH 2 itp.):

H2+2Li = 2LiH

Wodorki metali łatwo rozkładają się pod wpływem wody, tworząc odpowiednią zasadę i wodór:

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

- Kiedy wodór oddziałuje z niemetalami powstają lotne związki wodoru. We wzorze chemicznym lotnego związku wodoru atom wodoru może znajdować się na pierwszym lub drugim miejscu, w zależności od jego położenia w PSHE (patrz tabliczka na slajdzie):

1). Z tlenem Wodór tworzy wodę:

Wideo „Spalanie wodoru”

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

W normalnych temperaturach reakcja przebiega niezwykle powoli, powyżej 550°C - z eksplozją (nazywa się mieszaniną 2 objętości H2 i 1 objętości O2 wybuchowy gaz) .

Wideo „Eksplozja gazu detonującego”

Wideo „Przygotowanie i eksplozja mieszaniny wybuchowej”

2). Z halogenami Wodór tworzy halogenowodory, na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl

Jednocześnie wodór eksploduje fluorem (nawet w ciemności i temperaturze -252°C), reaguje z chlorem i bromem dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

3). Z azotem Wodór reaguje tworząc amoniak:

ZN2 + N2 = 2NH3

tylko na katalizatorze i w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach.

4). Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z siarką:

H 2 + S = H 2 S (siarkowodór),

znacznie trudniejsze w przypadku selenu i telluru.

5). Z czystym węglem Wodór może reagować bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:

2H 2 + C (amorficzny) = CH 4 (metan)

- Wodór ulega reakcji podstawienia tlenkami metali w tym przypadku w produktach tworzy się woda i metal ulega redukcji. Wodór – wykazuje właściwości reduktora:

Stosowany jest wodór do odzyskiwania wielu metali, ponieważ odbiera tlen z ich tlenków:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O itd.

Zastosowania wodoru

Film „Korzystanie z wodoru”

Obecnie wodór produkowany jest w ogromnych ilościach. Bardzo duża jego część wykorzystywana jest w syntezie amoniaku, uwodornieniu tłuszczów oraz przy uwodornieniu węgla, olejów i węglowodorów. Ponadto wodór wykorzystuje się do syntezy kwasu solnego, alkoholu metylowego, kwasu cyjanowodorowego, przy spawaniu i kuciu metali, a także do produkcji lamp żarowych i kamieni szlachetnych. Wodór sprzedawany jest w butlach pod ciśnieniem powyżej 150 atm. Są pomalowane na kolor ciemnozielony i mają czerwony napis „Wodór”.

Wodór służy do przekształcania tłuszczów ciekłych w tłuszcze stałe (uwodornienie), w wyniku czego powstaje paliwo ciekłe w drodze uwodornienia węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór stosuje się jako środek redukujący tlenki lub chlorki do produkcji metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.).

Praktyczne zastosowania wodoru są różnorodne: wykorzystuje się go najczęściej do napełniania balonów sondujących, w przemyśle chemicznym służy jako surowiec do produkcji wielu bardzo ważnych produktów (amoniak itp.), w przemyśle spożywczym – do produkcji tłuszczów stałych z olejów roślinnych itp. Wysoka temperatura (do 2600°C), uzyskiwana w wyniku spalania wodoru w tlenie, wykorzystywana jest do topienia metali ogniotrwałych, kwarcu itp. Wodór ciekły jest jednym z najbardziej wydajnych paliw do silników odrzutowych. Roczne światowe zużycie wodoru przekracza 1 milion ton.

SYMULATORY

Nr 2. Wodór

ZADANIA ZADANIA

Zadanie nr 1
Zapisz równania reakcji oddziaływania wodoru z następującymi substancjami: F 2, Ca, Al 2 O 3, tlenek rtęci (II), tlenek wolframu (VI). Nazwij produkty reakcji, wskaż rodzaje reakcji.

Zadanie nr 2
Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Zadanie nr 3.
Oblicz masę wody, którą można otrzymać spalając 8 g wodoru?

W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które mają zupełnie przeciwne właściwości. Ta cecha czyni go całkowicie wyjątkowym. Wodór to nie tylko pierwiastek czy substancja, ale jest także integralną częścią wielu złożonych związków, pierwiastkiem organogennym i biogennym. Dlatego przyjrzyjmy się jego właściwościom i cechom bardziej szczegółowo.

Uwolnienie łatwopalnego gazu podczas interakcji metali i kwasów zaobserwowano już w XVI wieku, czyli w okresie kształtowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał tę substancję od 1766 roku i nadał jej nazwę „palne powietrze”. Podczas spalania gazu tego wytwarzała się woda. Niestety, trzymanie się przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii ultradrobnej”) nie pozwoliło mu na wyciągnięcie właściwych wniosków.

Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazometrów zsyntetyzowali wodę w 1783 roku, a następnie poddali ją analizie poprzez rozkład pary wodnej za pomocą gorącego żelaza. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do właściwych wniosków. Odkryli, że „palne powietrze” nie tylko jest częścią wody, ale można je również z niej pozyskać.

W 1787 r. Lavoisier zasugerował, że badany gaz jest substancją prostą i dlatego należy do szeregu podstawowych pierwiastków chemicznych. Nazwał to „hydre” (od greckich słów hydor – woda + gennao – rodzę), czyli „rodzić wodę”.

Rosyjską nazwę „wodór” zaproponował w 1824 r. chemik M. Sołowiew. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX w. ustalono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków) i za podstawową jednostkę porównywania mas atomowych przyjęto jego masę, otrzymując wartość równą 1.

Właściwości fizyczne

Wodór jest najlżejszą znaną nauce substancją (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), a jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0°C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (upłynnia) odpowiednio w temperaturach -259,1°C i -252,8°C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia).

Temperatura krytyczna wodoru jest wyjątkowo niska (-240°C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość złożonym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf/cm², a gęstość krytyczna wynosi 0,0312 g/cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atmosferze i 0 °C wynosi 0,174 W/(mxK).

Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ/(kgxK) lub 3,394 cal/(rx°C). Pierwiastek ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atmosferze i 20°C), ale dobrze rozpuszczalny w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladzie (około 850 objętości na objętość Pd) .

Ta ostatnia właściwość wiąże się z jego zdolnością do dyfuzji, a dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku interakcji wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g/cm3 w t° = -253°C) i płynna (lepkość - 13,8 g/cm3 w tych samych warunkach).

W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stan utlenienia), podobnie jak sód i inne metale alkaliczne. Zwykle uważany jest za analog tych metali. W związku z tym kieruje grupą I układu okresowego. W wodorkach metali jon wodoru ma ładunek ujemny (stopień utlenienia -1), czyli Na+H- ma budowę podobną do chlorku Na+Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (podobieństwo właściwości fizycznych pierwiastka „H” i halogenów, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych), wodór zalicza się do VII grupy układu okresowego.

W normalnych warunkach wodór molekularny ma niską aktywność, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem i chlorem, ten ostatni w świetle). Z kolei po podgrzaniu oddziałuje z wieloma pierwiastkami chemicznymi.

Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu z wodorem molekularnym). Z tlenem tworzy wodę według wzoru:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uwalniając 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25 ° C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega raczej powoli, a przy t° >= 550°C jest niekontrolowana. Granica wybuchowości objętościowej mieszaniny wodoru i tlenu wynosi 4–94% H₂, a mieszaniny wodoru i powietrza 4–74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem detonującym).

Pierwiastek ten służy do redukcji większości metali, ponieważ usuwa tlen z tlenków:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

Wodór tworzy halogenowodory z różnymi halogenami, na przykład:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Jednak podczas reakcji z fluorem wybucha wodór (dzieje się to również w ciemności, w temperaturze -252 ° C), z bromem i chlorem reaguje tylko po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem - tylko po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, przy podwyższonych ciśnieniach i temperaturach:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:

H₂ + S = H₂S (siarkowodór),

i znacznie trudniejsze w przypadku telluru lub selenu. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:

2H₂ + C (bezpostaciowy) = CH₄ (metan).

Substancja ta reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, na przykład:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Oddziaływania wodoru i tlenku węgla (II) mają duże znaczenie praktyczne. W tym przypadku w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora powstają różne związki organiczne: HCHO, CH₃OH itp. Węglowodory nienasycone w trakcie reakcji ulegają nasyceniu, np.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wodór i jego związki odgrywają w chemii wyjątkową rolę. Określa właściwości kwasowe tzw. kwasy protonowe, mają tendencję do tworzenia wiązań wodorowych z różnymi pierwiastkami, które mają istotny wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.

Produkcja wodoru

Głównymi rodzajami surowców do przemysłowej produkcji tego pierwiastka są gazy rafinacyjne, naturalne gazy palne i koksownicze. Uzyskuje się go także z wody poprzez elektrolizę (w miejscach, gdzie dostępna jest energia elektryczna). Jedną z najważniejszych metod wytwarzania materiału z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega przemianie:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Wodór produkowany z gazu ziemnego jest najtańszy.

Do elektrolizy wody wykorzystuje się prąd stały, który przepuszcza się przez roztwór NaOH lub KOH (nie stosuje się kwasów, aby uniknąć korozji sprzętu). W warunkach laboratoryjnych materiał otrzymuje się poprzez elektrolizę wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Częściej jednak stosuje się gotowy materiał fabryczny w cylindrach.

Pierwiastek ten jest izolowany od gazów rafinacyjnych i gazu koksowniczego poprzez usunięcie wszystkich pozostałych składników mieszaniny gazów, ponieważ łatwiej ulegają one upłynnieniu podczas głębokiego chłodzenia.

Materiał ten zaczęto wytwarzać na skalę przemysłową pod koniec XVIII wieku. Dawniej używano go do napełniania balonów. Obecnie wodór znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle, głównie chemicznym, do produkcji amoniaku.

Masowymi konsumentami tej substancji są producenci metylu i innych alkoholi, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je w drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór wykorzystuje się do uwodornienia ciężkich i stałych paliw ciekłych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także do cięcia/spawania metali. Najważniejszymi pierwiastkami dla energii jądrowej są jej izotopy – tryt i deuter.

Biologiczna rola wodoru

Z tego pierwiastka pochodzi średnio około 10% masy organizmów żywych. Wchodzi w skład wody i najważniejszych grup związków naturalnych, do których należą białka, kwasy nukleinowe, lipidy i węglowodany. Do czego jest to używane?

Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu struktury przestrzennej białek (czwartorzędowej), w realizacji zasady komplementarności kwasów nukleinowych (czyli w realizacji i przechowywaniu informacji genetycznej) i w ogóle w „rozpoznawaniu” na poziomie molekularnym poziom.

Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych reakcjach/procesach dynamicznych zachodzących w organizmie. M.in.: w utlenianiu biologicznym, które dostarcza energii żywym komórkom, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie u roślin, w fotosyntezie bakteryjnej i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazie, w procesach transportu przez błonę. Wraz z węglem i tlenem stanowi funkcjonalną i strukturalną podstawę zjawisk życiowych.

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 związane atomy tlenu (47% masowych). Tlen wchodzi w skład wody (zasoby związanego tlenu w hydrosferze są niezwykle duże), skał, wielu minerałów i soli oraz występuje w tłuszczach, białkach i węglowodanach tworzących organizmy żywe. Prawie cały wolny tlen na Ziemi powstaje i jest zachowywany 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 niebieskawy kolor, 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- zdolność pierwiastka chemicznego do istnienia w postaci dwóch lub więcej prostych substancji, które różnią się jedynie liczbą atomów w cząsteczce lub budową.

Ozon O 3 – występuje w górnych warstwach atmosfery na wysokości 20-25 km od powierzchni Ziemi i tworzy tzw. „warstwę ozonową”, która chroni Ziemię przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym Słońca; bladofioletowy, trujący gaz w dużych ilościach o specyficznym, ostrym, ale przyjemnym zapachu. Temperatura topnienia wynosi -192,7 0 C, temperatura wrzenia 111,9 0 C. Lepiej rozpuszczamy tlen w wodzie.

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

Utlenia wiele substancji prostych i złożonych. Z niektórymi metalami tworzy ozonki, np. ozonek potasu:

K + O 3 = KO 3

Ozon wytwarzany jest 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: stosowany jest do wybielania tkanin, dezynfekcji wody pitnej, a także w medycynie jako środek dezynfekujący.

Wdychanie ozonu w dużych ilościach jest szkodliwe: podrażnia 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 + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

2Na + O2 = Na2O2

Tlen nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami, złotem i 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:

N2 + O2 = 2NO

Z wodorem tlen tworzy wodę:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Podczas tej reakcji wydziela się znaczna ilość ciepła.

Mieszanina dwóch objętości wodoru i jednej objętości tlenu eksploduje po zapaleniu; nazywa się to gazem detonującym.

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 = 2Al 2 O 3

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

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

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

Podczas interakcji ze złożonymi substancjami tlen działa jako środek utleniający. Jego ważną właściwością jest zdolność do konserwacji spalanie Substancje.

Tlen tworzy również związek z wodorem - nadtlenek wodoru H 2 O 2 - bezbarwną przezroczystą ciecz o ostrym cierpkim smaku, dobrze rozpuszczalną 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 = H. 2 O + O 2

Światło, ciepło, obecność zasad i 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 właściwości redukujące i objawiają się w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym.

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