Ecuația interacțiunii oxigenului cu hidrogenul. De ce apa nu arde, desi este formata din substante combustibile (hidrogen si oxigen). Reacții ale hidrogenului cu substanțe simple

Oxigen este unul dintre cele mai abundente elemente de pe pământ. Reprezintă aproximativ jumătate din greutatea scoarței terestre, învelișul exterior al planetei. În combinație cu hidrogenul, formează apă, acoperind mai mult de două treimi din suprafața pământului.

Nu putem vedea oxigenul, nici nu-l putem gusta sau mirosi. Cu toate acestea, reprezintă o cincime din aer și este vital. Pentru a trăi, noi, ca și animalele și plantele, trebuie să respirăm.

Oxigenul este un participant indispensabil în reacțiile chimice care au loc în interiorul oricărei celule microscopice a unui organism viu, în urma cărora nutrienții sunt descompuse și energia necesară vieții este eliberată. De aceea oxigenul este atât de necesar pentru fiecare ființă vie (cu excepția câtorva tipuri de microbi).

La ardere, substanțele se combină cu oxigenul, eliberând energie sub formă de căldură și lumină.

Hidrogen

Cel mai comun element din univers este hidrogen. Acesta reprezintă cea mai mare parte a celor mai multe stele. Pe Pământ, cea mai mare parte a hidrogenului (simbol chimic H) este legat de oxigen (O) pentru a forma apă (H20). Hidrogenul este cel mai simplu și mai ușor element chimic, deoarece fiecare dintre atomii săi este format dintr-un singur proton și un electron.

La începutul secolului al XX-lea, dirijabilele și avioanele mari erau umplute cu hidrogen. Cu toate acestea, hidrogenul este foarte inflamabil. După mai multe catastrofe provocate de incendii, hidrogenul nu a mai fost folosit în avioane. Astăzi, un alt gaz ușor este folosit în aeronautică - heliu neinflamabil.

Hidrogenul se combină cu carbonul pentru a forma substanțe numite hidrocarburi. Acestea includ produse derivate din gaze naturale și țiței, cum ar fi propanul și butanul gazos sau benzina lichidă. De asemenea, hidrogenul se combină cu carbonul și oxigenul pentru a forma carbohidrați. Amidonul din cartofi și orez și zahărul din sfeclă sunt carbohidrați.

Soarele și alte stele sunt formate în mare parte din hidrogen. În centrul stelei, temperaturile și presiuni monstruoase forțează atomii de hidrogen să fuzioneze între ei și să se transforme într-un alt gaz - heliu. Aceasta eliberează o cantitate imensă de energie sub formă de căldură și lumină.

• Denumire - H (Hidrogen);
• Nume latin - Hidrogeniu;
• Perioada - I;
• Grupa - 1 (Ia);
• Masa atomică - 1,00794;
• Numărul atomic - 1;
• Raza unui atom = 53 pm;
• Raza covalentă = 32 pm;
• Distribuția electronilor - 1s 1;
• punct de topire = -259,14°C;
• punctul de fierbere = -252,87°C;
• Electronegativitate (după Pauling / după Alpred și Rochov) \u003d 2,02 / -;
• Stare de oxidare: +1; 0; -1;
• Densitate (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
• Volumul molar = 14,1 cm 3 / mol.

Compuși binari ai hidrogenului cu oxigenul:

Hidrogenul („dând naștere la apă”) a fost descoperit de omul de știință englez G. Cavendish în 1766. Acesta este cel mai simplu element din natură - un atom de hidrogen are un nucleu și un electron, probabil din acest motiv hidrogenul este cel mai comun element din univers (mai mult de jumătate din masa majorității stelelor).

Despre hidrogen, putem spune că „bobina este mică, dar scumpă”. În ciuda „simplităţii sale”, hidrogenul dă energie tuturor fiinţelor vii de pe Pământ - pe Soare are loc o reacţie termonucleară continuă, în timpul căreia se formează un atom de heliu din patru atomi de hidrogen, acest proces este însoţit de eliberarea unei cantităţi enorme de energie (pentru mai multe detalii, vezi Fuziunea nucleară).

În scoarța terestră, fracția de masă a hidrogenului este de numai 0,15%. Între timp, marea majoritate (95%) a tuturor substanțelor chimice cunoscute pe Pământ conțin unul sau mai mulți atomi de hidrogen.

În compușii cu nemetale (HCl, H 2 O, CH 4 ...), hidrogenul cedează singurul său electron unor elemente mai electronegative, prezentând o stare de oxidare de +1 (mai des), formând doar legături covalente (vezi Covalente). legătură).

În compușii cu metale (NaH, CaH 2 ...), hidrogenul, dimpotrivă, preia unicul său orbital s încă un electron, încercând astfel să-și completeze stratul de electroni, prezentând o stare de oxidare de -1 (mai rar) , formând mai des o legătură ionică (vezi legătura ionică), deoarece diferența de electronegativitate a unui atom de hidrogen și a unui atom de metal poate fi destul de mare.

H2

În stare gazoasă, hidrogenul este sub formă de molecule biatomice, formând o legătură covalentă nepolară.

Moleculele de hidrogen au:

• mobilitate mare;
• putere mare;
• polarizabilitate scăzută;
• dimensiuni și greutate mici.

Proprietățile hidrogenului gazos:

• cel mai ușor gaz din natură, incolor și inodor;
• slab solubil în apă și solvenți organici;
• se dizolvă în cantități mici în metale lichide și solide (în special în platină și paladiu);
• dificil de lichefiat (din cauza polarizabilității sale scăzute);
• are cea mai mare conductivitate termică dintre toate gazele cunoscute;
• când este încălzit, reacţionează cu multe nemetale, arătând proprietăţile unui agent reducător;
• la temperatura camerei reacţionează cu fluor (se produce o explozie): H 2 + F 2 = 2HF;
• reacţionează cu metalele pentru a forma hidruri, prezentând proprietăţi oxidante: H 2 + Ca = CaH 2;

În compuși, hidrogenul își prezintă proprietățile sale reducătoare mult mai puternic decât cele oxidante. Hidrogenul este cel mai puternic agent reducător după cărbune, aluminiu și calciu. Proprietățile reducătoare ale hidrogenului sunt utilizate pe scară largă în industrie pentru a obține metale și nemetale (substanțe simple) din oxizi și galide.

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

Reacții ale hidrogenului cu substanțe simple

Hidrogenul acceptă un electron, jucând rolul agent de reducere, în reacții:

• Cu oxigen(când este aprins sau în prezența unui catalizator), într-un raport de 2:1 (hidrogen:oxigen) se formează un gaz detonant exploziv: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
• Cu gri(când este încălzit la 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Cu clor(atunci când este aprins sau iradiat cu raze UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
• Cu fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
• Cu azot(atunci când este încălzit în prezența catalizatorilor sau la presiune înaltă): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Hidrogenul donează un electron, jucând rolul agent oxidant, în reacții cu alcalinȘi alcalino-pământos metalele pentru a forma hidruri metalice - compuși ionici asemănătoare sărurilor care conțin ioni de hidrură H - sunt substanțe cristaline instabile de culoare albă.

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

Este neobișnuit ca hidrogenul să prezinte o stare de oxidare de -1. Reacționând cu apa, hidrurile se descompun, reducând apa la hidrogen. Reacția hidrurii de calciu cu apa este următoarea:

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

Reacții ale hidrogenului cu substanțe complexe

• la temperatură ridicată, hidrogenul reduce mulți oxizi de metal: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
• alcoolul metilic se obține ca urmare a reacției hidrogenului cu monoxidul de carbon (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• în reacţiile de hidrogenare, hidrogenul reacţionează cu multe substanţe organice.

Mai detaliat, ecuațiile reacțiilor chimice ale hidrogenului și compușilor săi sunt luate în considerare la pagina „Hidrogen și compușii săi - ecuații ale reacțiilor chimice care implică hidrogen”.

Aplicarea hidrogenului

• în energia nucleară se folosesc izotopi de hidrogen - deuteriu și tritiu;
• în industria chimică, hidrogenul este utilizat pentru sinteza multor substanțe organice, amoniac și acid clorhidric;
• în industria alimentară, hidrogenul este utilizat la producerea grăsimilor solide prin hidrogenarea uleiurilor vegetale;
• pentru sudarea și tăierea metalelor, se utilizează o temperatură ridicată de ardere a hidrogenului în oxigen (2600 ° C);
• în producerea unor metale, hidrogenul este utilizat ca agent reducător (vezi mai sus);
• întrucât hidrogenul este un gaz ușor, este folosit în aeronautică ca umplutură pentru baloane, baloane, dirijabile;
• Ca combustibil, hidrogenul este folosit în amestec cu CO.

Recent, oamenii de știință au acordat multă atenție căutării surselor alternative de energie regenerabilă. Una dintre zonele promițătoare este energia „hidrogenului”, în care hidrogenul este folosit ca combustibil, al cărui produs de ardere este apa obișnuită.

Metode de producere a hidrogenului

Metode industriale de producere a hidrogenului:

• conversia metanului (reducerea catalitică a vaporilor de apă) cu vapori de apă la temperatură ridicată (800°C) pe un catalizator de nichel: CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2;
• conversia monoxidului de carbon cu abur (t=500°C) pe un catalizator Fe2O3: CO + H2O = CO2 + H2;
• descompunerea termică a metanului: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• gazeificarea combustibililor solizi (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• electroliza apei (o metodă foarte costisitoare prin care se obține hidrogen foarte pur): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Metode de laborator pentru producerea hidrogenului:

• acțiune asupra metalelor (de obicei zinc) cu acid clorhidric sau sulfuric diluat: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2;
• interacțiunea vaporilor de apă cu așchii fierbinți de fier: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Proprietățile chimice ale hidrogenului

În condiții normale, hidrogenul molecular este relativ inactiv, combinându-se direct doar cu cele mai active nemetale (cu fluor, iar la lumină și cu clor). Cu toate acestea, atunci când este încălzit, reacționează cu multe elemente.

Hidrogenul reacționează cu substanțe simple și complexe:

- Interacțiunea hidrogenului cu metalele duce la formarea de substanțe complexe - hidruri, în formulele chimice ale cărora atomul de metal este întotdeauna pe primul loc:

La temperaturi ridicate, hidrogenul reacţionează direct cu unele metale(alcaline, alcalino-pământoase și altele), formând substanțe albe cristaline - hidruri metalice (Li H, Na H, KH, CaH 2 etc.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hidrururile metalice sunt ușor descompuse de apă cu formarea alcalinelor și hidrogenului corespunzătoare:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

- Când hidrogenul interacționează cu nemetale se formează compuși volatili de hidrogen. În formula chimică a unui compus volatil de hidrogen, atomul de hidrogen poate fi fie pe primul, fie pe al doilea, în funcție de locația în PSCE (a se vedea placa din diapozitiv):

1). Cu oxigen Hidrogenul formează apă:

Video „Arderea hidrogenului”

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

La temperaturi obișnuite, reacția decurge extrem de lent, peste 550 ° C - cu o explozie (un amestec de 2 volume de H 2 și 1 volum de O 2 se numește gaz exploziv) .

Videoclipul „Explozie de gaz exploziv”

Videoclip „Pregătirea și explozia unui amestec exploziv”

2). Cu halogeni Hidrogenul formează halogenuri de hidrogen, de exemplu:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Hidrogenul explodează cu fluor (chiar și pe întuneric și la -252°C), reacționează cu clorul și bromul numai când este iluminat sau încălzit și cu iodul numai când este încălzit.

3). Cu azot Hidrogenul reacţionează cu formarea amoniacului:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

numai pe catalizator și la temperaturi și presiuni ridicate.

4). Când este încălzit, hidrogenul reacţionează energic cu sulf:

H 2 + S \u003d H 2 S (hidrogen sulfurat),

mult mai dificil cu seleniul și telurul.

5). cu carbon pur Hidrogenul poate reacționa fără catalizator numai la temperaturi ridicate:

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

- Hidrogenul intră într-o reacție de substituție cu oxizi metalici , în timp ce apă se formează în produse și metalul este redus. Hidrogen - prezintă proprietățile unui agent reducător:

Se folosește hidrogen pentru recuperarea multor metale, deoarece ia oxigenul din oxizii lor:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O etc.

Aplicarea hidrogenului

Video „Utilizarea hidrogenului”

În prezent, hidrogenul este produs în cantități uriașe. O mare parte din acesta este folosită în sinteza amoniacului, hidrogenarea grăsimilor și hidrogenarea cărbunelui, uleiurilor și hidrocarburilor. În plus, hidrogenul este utilizat pentru sinteza acidului clorhidric, alcoolului metilic, acidului cianhidric, în sudarea și forjarea metalelor, precum și la fabricarea lămpilor cu incandescență și a pietrelor prețioase. Hidrogenul se comercializează în butelii sub presiune peste 150 atm. Sunt vopsite în verde închis și sunt furnizate cu inscripția roșie „Hydrogen”.

Hidrogenul este folosit pentru a transforma grăsimile lichide în grăsimi solide (hidrogenare), pentru a produce combustibili lichizi prin hidrogenarea cărbunelui și păcurului. În metalurgie, hidrogenul este utilizat ca agent reducător al oxizilor sau clorurilor pentru a produce metale și nemetale (germaniu, siliciu, galiu, zirconiu, hafniu, molibden, wolfram etc.).

Aplicarea practică a hidrogenului este diversă: de obicei este umplut cu baloane, în industria chimică servește ca materie primă pentru producerea multor produse foarte importante (amoniac etc.), în industria alimentară - pentru producerea de solide. grăsimi din uleiuri vegetale, etc. Temperatura ridicată (până la 2600 °C), obținută prin arderea hidrogenului în oxigen, este folosită pentru topirea metalelor refractare, cuarțului etc. Hidrogenul lichid este unul dintre cei mai eficienți carburanți. Consumul mondial anual de hidrogen depășește 1 milion de tone.

SIMULAtoare

nr. 2. Hidrogen

SARCINI DE INFORTARE

Sarcina numărul 1
Alcătuiți ecuațiile pentru reacțiile interacțiunii hidrogenului cu următoarele substanțe: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , oxid de mercur (II), oxid de wolfram (VI). Numiți produșii de reacție, indicați tipurile de reacții.

Sarcina numărul 2
Efectuați transformările conform schemei:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Sarcina numărul 3.
Calculați masa de apă care se poate obține prin arderea a 8 g de hidrogen?

În sistemul periodic, hidrogenul este situat în două grupuri de elemente care sunt absolut opuse în proprietățile lor. Această caracteristică îl face complet unic. Hidrogenul nu este doar un element sau o substanță, ci și o componentă a multor compuși complecși, un element organogen și biogen. Prin urmare, luăm în considerare proprietățile și caracteristicile sale mai detaliat.

Eliberarea de gaz combustibil în timpul interacțiunii metalelor și acizilor a fost observată încă din secolul al XVI-lea, adică în timpul formării chimiei ca știință. Celebrul om de știință englez Henry Cavendish a studiat substanța începând cu 1766 și ia dat numele de „aer combustibil”. Când a fost ars, acest gaz producea apă. Din păcate, aderarea omului de știință la teoria flogistului (ipotetică „materie hiperfină”) l-a împiedicat să ajungă la concluziile corecte.

Chimistul și naturalistul francez A. Lavoisier, împreună cu inginerul J. Meunier și folosind gazometre speciale în 1783, au sintetizat apa, apoi au analizat-o prin descompunerea vaporilor de apă cu fier înroșit. Astfel, oamenii de știință au putut ajunge la concluziile corecte. Ei au descoperit că „aerul combustibil” nu este doar o parte din apă, ci poate fi obținut și din aceasta.

În 1787, Lavoisier a sugerat că gazul studiat este o substanță simplă și, în consecință, se numără printre elementele chimice primare. El a numit-o hidrogen (din cuvintele grecești hydor - apă + gennao - nasc), adică „născând apă”.

Denumirea rusă „hidrogen” a fost propusă în 1824 de chimistul M. Solovyov. Determinarea compoziției apei a marcat sfârșitul „teoriei flogistului”. La începutul secolelor al XVIII-lea și al XIX-lea, s-a constatat că atomul de hidrogen este foarte ușor (în comparație cu atomii altor elemente) iar masa lui a fost luată ca unitate principală de comparare a maselor atomice, obținându-se o valoare egală cu 1.

Proprietăți fizice

Hidrogenul este cea mai ușoară dintre toate substanțele cunoscute științei (este de 14,4 ori mai ușor decât aerul), densitatea sa este de 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Acest material se topește (solidifică) și, respectiv, fierbe (lichefiază), la -259,1 ° C și -252,8 ° C (doar heliul are o temperatură mai mică de fierbere și topire).

Temperatura critică a hidrogenului este extrem de scăzută (-240 °C). Din acest motiv, lichefierea sa este un proces destul de complicat și costisitor. Presiunea critică a unei substanțe este de 12,8 kgf/cm², iar densitatea critică este de 0,0312 g/cm³. Dintre toate gazele, hidrogenul are cea mai mare conductivitate termică: la 1 atm și 0 ° C, este de 0,174 W / (mxK).

Capacitatea termică specifică a unei substanțe în aceleași condiții este de 14,208 kJ/(kgxK) sau 3,394 cal/(gh°C). Acest element este ușor solubil în apă (aproximativ 0,0182 ml / g la 1 atm și 20 ° C), dar bine - în majoritatea metalelor (Ni, Pt, Pa și altele), în special în paladiu (aproximativ 850 volume per volum de Pd ) .

Această din urmă proprietate este asociată cu capacitatea sa de a difuza, în timp ce difuzia printr-un aliaj de carbon (de exemplu, oțel) poate fi însoțită de distrugerea aliajului din cauza interacțiunii hidrogenului cu carbonul (acest proces se numește decarbonizare). În stare lichidă, substanța este foarte ușoară (densitate - 0,0708 g / cm³ la t ° \u003d -253 ° C) și fluidă (vâscozitate - 13,8 centigrade în aceleași condiții).

În mulți compuși, acest element prezintă o valență +1 (stare de oxidare), similară cu sodiul și alte metale alcaline. De obicei, este considerat un analog al acestor metale. În consecință, el conduce grupul I al sistemului Mendeleev. În hidrurile metalice, ionul de hidrogen prezintă o sarcină negativă (starea de oxidare este -1), adică Na + H- are o structură similară cu clorura Na + Cl-. În conformitate cu aceasta și alte câteva fapte (apropierea proprietăților fizice ale elementului „H” și halogeni, capacitatea de a-l înlocui cu halogeni în compuși organici), hidrogenul este atribuit grupului VII al sistemului Mendeleev.

În condiții normale, hidrogenul molecular are activitate scăzută, combinându-se direct doar cu cel mai activ dintre nemetale (cu fluor și clor, cu acesta din urmă - la lumină). La rândul său, atunci când este încălzit, interacționează cu multe elemente chimice.

Hidrogenul atomic are o activitate chimică crescută (comparativ cu hidrogenul molecular). Cu oxigen, formează apă după formula:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

eliberând 285,937 kJ/mol de căldură sau 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). În condiții normale de temperatură, reacția decurge destul de lent, iar la t ° >= 550 ° С, este necontrolată. Limitele explozive ale unui amestec de hidrogen + oxigen în volum sunt 4–94% H₂, iar amestecurile de hidrogen + aer sunt 4–74% H₂ (un amestec de două volume de H₂ și un volum de O₂ se numește gaz exploziv).

Acest element este folosit pentru a reduce majoritatea metalelor, deoarece ia oxigen din oxizi:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O etc.

Cu diferiți halogeni, hidrogenul formează halogenuri de hidrogen, de exemplu:

H2 + CI2 = 2HCI.

Cu toate acestea, atunci când reacționează cu fluor, hidrogenul explodează (acest lucru se întâmplă și în întuneric, la -252 ° C), reacționează cu bromul și clorul numai atunci când este încălzit sau iluminat și cu iod - numai când este încălzit. Când interacționează cu azotul, se formează amoniac, dar numai pe un catalizator, la presiuni și temperaturi ridicate:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Când este încălzit, hidrogenul reacţionează activ cu sulful:

H₂ + S = H₂S (hidrogen sulfurat),

și mult mai dificil - cu telur sau seleniu. Hidrogenul reacționează cu carbonul pur fără catalizator, dar la temperaturi ridicate:

2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).

Această substanță reacționează direct cu unele dintre metale (alcaline, alcalino-pământoase și altele), formând hidruri, de exemplu:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

De o importanță practică nu mică sunt interacțiunile hidrogenului și monoxidului de carbon (II). În acest caz, în funcție de presiune, temperatură și catalizator, se formează diverși compuși organici: HCHO, CH₃OH etc. Hidrocarburile nesaturate se transformă în saturate în timpul reacției, de exemplu:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Hidrogenul și compușii săi joacă un rol excepțional în chimie. Determină proprietățile acide ale așa-numitelor. acizii protici tind să formeze legături de hidrogen cu diferite elemente, care au un efect semnificativ asupra proprietăților multor compuși anorganici și organici.

Obținerea de hidrogen

Principalele tipuri de materii prime pentru producerea industrială a acestui element sunt gazele de rafinărie, combustibilii naturale și gazele de cocs. De asemenea, se obține din apă prin electroliză (în locurile cu energie electrică accesibilă). Una dintre cele mai importante metode de producere a materialului din gaze naturale este interacțiunea catalitică a hidrocarburilor, în principal metanul, cu vaporii de apă (așa-numita conversie). De exemplu:

CH4 + H20 = CO + ZH2.

Oxidarea incompletă a hidrocarburilor cu oxigen:

CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.

Monoxidul de carbon sintetizat (II) suferă conversie:

CO + H2O = CO2 + H2.

Hidrogenul produs din gaze naturale este cel mai ieftin.

Pentru electroliza apei se folosește curent continuu, care este trecut printr-o soluție de NaOH sau KOH (acizii nu sunt folosiți pentru a evita coroziunea echipamentului). În condiții de laborator, materialul este obținut prin electroliza apei sau ca rezultat al reacției dintre acidul clorhidric și zinc. Cu toate acestea, mai des utilizate materiale gata făcute din fabrică în cilindri.

Din gazele de rafinărie și gazul cuptorului de cocs, acest element este izolat prin îndepărtarea tuturor celorlalte componente ale amestecului de gaze, deoarece acestea sunt mai ușor lichefiate în timpul răcirii profunde.

Acest material a început să fie obținut industrial la sfârșitul secolului al XVIII-lea. Apoi a fost folosit pentru a umple baloanele. În prezent, hidrogenul este utilizat pe scară largă în industrie, în special în industria chimică, pentru producerea de amoniac.

Consumatorii în masă ai substanței sunt producătorii de alcool metilic și alți alcooli, benzină sintetică și multe alte produse. Sunt obținute prin sinteza din monoxid de carbon (II) și hidrogen. Hidrogenul este utilizat pentru hidrogenarea combustibililor lichizi grei și solizi, grăsimilor etc., pentru sinteza HCl, hidrotratarea produselor petroliere, precum și în tăierea/sudarea metalelor. Cele mai importante elemente pentru energia nucleară sunt izotopii săi - tritiu și deuteriu.

Rolul biologic al hidrogenului

Aproximativ 10% din masa organismelor vii (în medie) cade pe acest element. Face parte din apă și din cele mai importante grupe de compuși naturali, inclusiv proteine, acizi nucleici, lipide, carbohidrați. La ce serveste?

Acest material joacă un rol decisiv: în menținerea structurii spațiale a proteinelor (cuaternar), în implementarea principiului complementarității acizilor nucleici (adică în implementarea și stocarea informațiilor genetice), în general, în „recunoașterea” la nivel molecular. nivel.

Ionul de hidrogen H+ participă la reacții/procese dinamice importante din organism. Inclusiv: în oxidarea biologică, care asigură energie celulelor vii, în reacțiile de biosinteză, în fotosinteză la plante, în fotosinteza bacteriană și fixarea azotului, în menținerea echilibrului acido-bazic și homeostaziei, în procesele de transport membranar. Alături de carbon și oxigen, formează baza funcțională și structurală a fenomenelor vieții.

Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. Împreună cu azotul și o cantitate mică de alte gaze, oxigenul liber formează atmosfera Pământului. Conținutul său în aer este de 20,95% în volum sau 23,15% în masă. În scoarța terestră, 58% dintre atomi sunt atomi de oxigen legați (47% din masă). Oxigenul face parte din apă (rezervele de oxigen legat din hidrosferă sunt extrem de mari), din roci, multe minerale și săruri și se găsește în grăsimi, proteine ​​și carbohidrați care alcătuiesc organismele vii. Aproape tot oxigenul liber de pe Pământ este creat și stocat ca rezultat al procesului de fotosinteză.

proprietăți fizice.

Oxigenul este un gaz incolor, insipid și inodor, puțin mai greu decât aerul. Este ușor solubil în apă (31 ml de oxigen se dizolvă în 1 litru de apă la 20 de grade), dar este totuși mai bun decât alte gaze atmosferice, așa că apa este îmbogățită cu oxigen. Densitatea oxigenului în condiții normale este de 1,429 g/l. La o temperatură de -183 0 C și o presiune de 101,325 kPa, oxigenul trece în stare lichidă. Oxigenul lichid are o culoare albăstruie, este atras în câmpul magnetic și, la -218,7 ° C, formează cristale albastre.

Oxigenul natural are trei izotopi O 16, O 17, O 18.

alotropie- capacitatea unui element chimic de a exista sub forma a două sau mai multe substanțe simple care diferă doar prin numărul de atomi din moleculă sau ca structură.

Ozonul O 3 - există în atmosfera superioară la o altitudine de 20-25 km de suprafața Pământului și formează așa-numitul „strat de ozon”, care protejează Pământul de radiațiile ultraviolete dăunătoare ale Soarelui; violet pal, gaz otrăvitor în cantități mari, cu un miros specific, înțepător, dar plăcut. Punctul de topire este -192,7 0 C, punctul de fierbere este -111,9 0 C. Să ne dizolvăm în apă mai bine decât oxigenul.

Ozonul este un agent oxidant puternic. Activitatea sa de oxidare se bazează pe capacitatea moleculei de a se descompune odată cu eliberarea de oxigen atomic:

Oxidează multe substanțe simple și complexe. Formează ozonide cu unele metale, de exemplu, ozonida de potasiu:

K + O 3 \u003d KO 3

Ozonul se obține în aparate speciale - ozonizatoare. În ele, sub acțiunea unei descărcări electrice, oxigenul molecular este transformat în ozon:

O reacție similară are loc sub acțiunea descărcărilor fulgerelor.

Utilizarea ozonului se datorează proprietăților sale puternice de oxidare: este folosit pentru albirea țesăturilor, dezinfectarea apei de băut și în medicină ca dezinfectant.

Inhalarea ozonului în cantități mari este dăunătoare: irită membranele mucoase ale ochilor și organele respiratorii.

Proprietăți chimice.

În reacțiile chimice cu atomi ai altor elemente (cu excepția fluorului), oxigenul prezintă proprietăți exclusiv oxidante.

Cea mai importantă proprietate chimică este capacitatea de a forma oxizi cu aproape toate elementele. În același timp, oxigenul reacționează direct cu majoritatea substanțelor, mai ales atunci când este încălzit.

Ca rezultat al acestor reacții, de regulă, se formează oxizi, mai rar peroxizi:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Oxigenul nu interacționează direct cu halogenii, aurul, platina, oxizii acestora se obțin indirect. Când este încălzit, sulful, carbonul, fosforul ard în oxigen.

Interacțiunea oxigenului cu azotul începe numai la o temperatură de 1200 0 C sau la o descărcare electrică:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Oxigenul se combină cu hidrogenul pentru a forma apă:

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

În timpul acestei reacții, se eliberează o cantitate semnificativă de căldură.

Un amestec de două volume de hidrogen cu un oxigen explodează atunci când este aprins; se numește gaz exploziv.

Multe metale în contact cu oxigenul atmosferic suferă distrugere - coroziune. Unele metale în condiții normale sunt oxidate numai de la suprafață (de exemplu, aluminiu, crom). Filmul de oxid rezultat previne interacțiunea ulterioară.

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

Substanțele complexe în anumite condiții interacționează și cu oxigenul. În acest caz, se formează oxizi, iar în unele cazuri, oxizi și substanțe simple.

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

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

Atunci când interacționează cu substanțe complexe, oxigenul acționează ca un agent oxidant. Proprietatea sa importantă se bazează pe activitatea oxidativă a oxigenului - capacitatea de a menține combustie substante.

Oxigenul formează, de asemenea, un compus cu hidrogen - peroxid de hidrogen H 2 O 2 - un lichid transparent incolor, cu gust astringent arzător, foarte solubil în apă. Din punct de vedere chimic, peroxidul de hidrogen este un compus foarte interesant. Stabilitatea sa scăzută este caracteristică: când sta în picioare, se descompune încet în apă și oxigen:

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

Lumina, căldura, prezența alcalinelor, contactul cu agenți oxidanți sau reducători accelerează procesul de descompunere. Gradul de oxidare a oxigenului în peroxid de hidrogen = - 1, i.e. are o valoare intermediară între starea de oxidare a oxigenului din apă (-2) și din oxigenul molecular (0), deci peroxidul de hidrogen prezintă dualitate redox. Proprietățile oxidante ale peroxidului de hidrogen sunt mult mai pronunțate decât cele reducătoare și apar în medii acide, alcaline și neutre.

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