Водородният атом има електронна формула на външно (и само) електронно ниво 1 с. един. От една страна, според присъствието на един електрон на външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкални метали. Въпреки това, той, както и халогените, не е достатъчно, за да попълни външното електронно ниво само на един електрон, тъй като не може да се намират повече от 2 електрона на първо ниво. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група от масата на Менделеев, която понякога се прави в различни варианти на периодичната система:
От гледна точка на водородните свойства като обикновена субстанция, тя все пак има повече общи с халогените. Водород, както и халогени, е неметален и образува измервателните молекули (H2).
При нормални условия водородът е газообразен, ниско активно вещество. Ниската активност на водород се дължи на високата якост на свързването между водородни атоми в молекулата, за счупване на което е необходимо или силно нагряване, или използването на катализатори, или и двете едновременно.
Взаимодействието на водород с прости вещества
с метали
Металите водород реагира само с алкална и алкална пръст! Алкалните метали включват метали на основната подгрупа на I-тия група (Li, Na, K, RB, CS, FR) и до алкални метали на основната подгрупа на II група, с изключение на берилий и магнезий (CA , SR, BA, RA)
Когато взаимодействат с активни метали, водородът показва окислителни свойства, т.е. Намаляване на степента на окисление. Същевременно се образуват хидриди от алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията се появява при нагряване:
Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активни метали е единственият случай, когато молекулярният водород Н2 е окислително средство.
с неметали
От неметали водород реагира само с въглерод, азот, кислород, сив, селен и халогени!
Под въглерода, графит или аморфен въглерод трябва да се разбира, тъй като диамантът е изключително инертна амотропна въглеродна модификация.
Когато взаимодействате с неметали, водородът може да изпълнява само редуциращия агент, т.е. увеличава само степента на окисление:
Взаимодействието на водород със сложни вещества
с метални оксиди
Водородът не реагира с метални оксиди, които са в ред метална активност към алуминий (включително), обаче, той е в състояние да възстанови много метални оксиди вдясно от алуминий при нагряване:
с неметални оксиди
От неметални оксиди водород реагира при нагряване с азотни оксиди, халоген и въглерод. От всички взаимодействия на водород с неметални оксиди трябва да се отбележи, че реакцията му с въглероден оксид СО.
Смес от CO и H 2 дори има свое име - "синтетичен газ", поради него, в зависимост от условията, такива популярни продукти на индустрията като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди могат да бъдат получени:
c Киселини
С неорганични киселини водородът не реагира!
От органични киселини водородът реагира само с ненаситени, както и с киселини, съдържащи функционални групи, способни да възстановят водород, по-специално алдехид, кето- или нитро групи.
с Соли
В случай на водни разтвори на соли, тяхното взаимодействие с водород не тече. Въпреки това, когато водородът преминава върху твърди соли на определени метали със средна и ниска активност, тяхното частично или пълно възстановяване е възможно, например:
Химични свойства на халоген
Халогените се наричат \u200b\u200bхимически елементи на групата VIIa (F, Cl, Br, I, I, AT), както и прости вещества, образувани от тях. По-нататък, в текста, ако не се казва, това ще бъдат прости вещества под халогени.
Всички халогени имат молекулна структура, която причинява ниска топене и кипене на тези вещества. Халогенни молекули ди-град, т.е. Тяхната формула може да бъде написана като цяло като Hal 2.
Трябва да се отбележи такава специфична физическа собственост на йод, като способност да сублимация или, с други думи, отстъпление. Отстъпление, Наречен феномен, в който веществото в твърдото състояние не се разтопява по време на нагряване, и чрез преминаване на течната фаза, незабавно влиза в газообразно състояние.
Електронната структура на външното енергийно ниво на атома на всеки халоген има формата на NS 2NP5, където п е номерът на периода на масата, в който се намира халогенът. Както можете да видите, до осем електронните външни атоми на халоген нямат само един електрон. Логично е да се приеме предимно окислителните свойства на свободния халоген, който се потвърждава на практика. Както е известно, електрическатагустност на неметалите при намаляване на подгрупа намалява и следователно активността на халоген намалява в ред:
F2\u003e Cl 2\u003e BR 2\u003e I 2
Взаимодействието на халогени с прости вещества
Всички халогени са високо активни вещества и реагират с най-прости вещества. Трябва да се отбележи обаче, че флуор поради изключително високата си реактивност може да реагира дори с тези прости вещества, с които останалите халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуоро не реагира само с някои благородни газове.
Останалите халогени, т.е. Хлор, бром и йод са също активни вещества, но по-малко активни от флуор. Те реагират на практика с всички прости вещества, с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, златни и благородни газове.
Взаимодействие на халогени с неметали
водород
Когато се образува взаимодействието на всички халоген с водород халогенно размножаване С общата формула на HHAL. В същото време, флуорната реакция с водород започва спонтанно дори в тъмното и потоците с експлозия в съответствие с уравнението:
Реакцията на хлора на водорода може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчване или нагряване. Също така тече с експлозия:
Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време, реакцията с йод е обратима:
фосфор
Взаимодействието на флуор с фосфор води до окисляването на фосфора до най-високо окисление (+5). В този случай образуването на фосфор пентафлуорид:
При взаимодействието на хлор и бром с фосфор е възможно да се получат фосфорхереологии по отношение на степента на окисление + 3 и в степента на окисление +5, която зависи от пропорциите на реагиращите вещества:
В този случай, в случай на бял фосфор в флуорната атмосфера, хлор или течен бром, реакцията започва спонтанно.
Взаимодействието на фосфор с йод може да доведе до образуването само на фосфорния триод поради значително по-малко от останалите окислителни халогени:
грей
Флуорът окислява сяра до най-високо окисление + 6, образувайки серен хексафлуорид:
Хлор и бром реагират със сиво, образувайки съединения, съдържащи сяра в изключително не характерно за окислителните степени +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за изследване на химията, способността за записване на уравнения на тези взаимодействия не е необходима. Следователно трите от следните уравнения се дават повече за запознаване:
Взаимодействието на халогени с метали
Както бе споменато по-горе, флуорото може да реагира с всички метали, дори като нискоактивен като платина и злато:
Останалите халогени реагират с всички метали освен платина и златото:
Халогенни реакции със сложни вещества
Реакционни реакции с халогени
Още активни халогени, т.е. Химичните елементи на които са разположени по-горе в масата на Mendeleev, са в състояние да избавят по-малко активни халогени от халоген водорода и халиди на металите:
По подобен начин бром и йод измества сярата от сулфидни разтвори и или сероводород:
Хлорът е по-силно окислително средство и окислява водороден сулфид в неговия воден разтвор на не-сяра, и със сярна киселина:
Взаимодействието на халогените с вода
Водата гори в флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:
Бром и хлор реагират с вода различно от флуора. Ако флуоро се провежда като окислител, след това хлор и бром са непропорционални във вода, образувайки смес от киселини. С тази реакция обратима:
Взаимодействието на йод с вода се влива в толкова незначително ниско, че те могат да бъдат пренебрегнати и приемат, че реакцията изобщо не се движи.
Взаимодействието на халогените с алкални разтвори
Флуорът, когато взаимодейства с воден алкален разтвор отново действа като окисляващ агент:
Възможността за записване на това уравнение не е необходима за преминаване на употребата. Достатъчно е да се знае факта за възможността за такова взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.
За разлика от флуорията, останалите халогени в алкални разтвори са непропорционални, което е едновременно и увеличава степента на окисление. В същото време, в случай на хлор и бром, в зависимост от температурата, е възможно в две различни посоки. По-специално, студът на реакцията продължава, както следва:
и когато се нагрява:
Йодът реагира с алкали, отговарящи изключително в съответствие с втората опция, т.е. с образуване на йодант, защото Хайогенното не е стабилно не само при нагряване, но и при нормална температура и дори студ.
Водородът е специален елемент, който заема две клетки едновременно в периодичната система Mendeleev. Намира се в две групи елементи, притежаващи противоположни свойства, и тази функция го прави уникален. Водородът е проста субстанция и част от много сложни съединения, това е органогенен и биогенен елемент. Струва си да се запознаете с основните си характеристики и свойства.
Водород в периодичната система Mendeleev
Основните характеристики на водород, посочен в:
- последователният номер на елемента е 1 (протони и електрони толкова много);
- атомната маса е 1.00795;
- водородът има три изотопа, всеки от които има специални свойства;
- поради съдържанието само на един електрон, водородът е способен да упражнява регенеративни и окислителни свойства, а след завръщането на електроните водород има свободно орбитално участие в съставянето на химични връзки върху донорския механизъм;
- водород - лек елемент с малка плътност;
- водородът е силно редуциращ агент, той отваря група алкални метали в първата група основната подгрупа;
- когато водород реагира с метали и други силни редуциращи агенти, той отнема техния електрон и става окислител. Такива съединения се наричат \u200b\u200bхидриди. Съгласно посочения знак, водородът обикновено се отнася до група халогени (в таблицата се движи над флуор в скоби), с която има прилики.
Водород като просто вещество
Водородът е газ, чиято молекула се състои от две. Това вещество бе открито през 1766 г. от британския учен Хенри Кавенндис. Той доказва, че водородът е газ, който експлодира, когато взаимодейства с кислород. След като изучава водород, химикалите установиха, че това вещество е най-лесно от всички известни на човека.
Друг учен, лавосиер, назначи името "Хидрогений" елемент, който се превежда от латински означава "препращаща вода". През 1781 г. Хенри Кавендиш доказва, че водата е комбинация от кислород и водород. С други думи, водата е продукт на реакция на водород с кислород. Голдимите свойства на водород са известни на древните учени: съответните записи остави парацел, които са живели през XVI век.
Молекулен водород е естествено структурирано газообразно съединение, което се състои от два атома и при подаване на горещ лъч. Водородната молекула може да се разпадне до атоми, които се превръщат в хелий ядро, тъй като те могат да участват в ядрени реакции. Такива процеси редовно продължават в пространството и на слънце.
Водород и физически свойства
Водородът има такива физически параметри:
- кипи при температура от -252,76 ° С;
- се топи при температура от -259,14 ° С; * В посочените температурни граници водородът не мирише безцветна течност;
- във вода водородът е слабо разтворен;
- водородът може теоретично да отиде в метално състояние при осигуряване на специални условия (ниски температури и високо налягане);
- чист водород - експлозив и гориво;
- водородът може да се разпръсне през дебелината на металите, така че е добре разтворим в тях;
- водородът е по-лек от въздуха 14.5 пъти;
- при високо налягане е възможно да се получат поливни кристали на твърд водород.
Химични свойства на водород
Лабораторни методи:
- взаимодействието на разредените киселини с активни метали и метали със средна активност;
- хидролиза на метални хидриди;
- реакция с алкални и алкални земни метали.
Водородни съединения:
Халогенати; летливи водородни съединения с неметали; хидриди; хидроксиди; хидроксид водород (вода); водороден пероксид; Органични съединения (протеини, мазнини, въглеводороди, витамини, липиди, етерични масла, хормони). Кликнете, за да видите безопасни експерименти за изучаване на свойствата на протеините, мазнините и въглехидратите.
За да сглобите образувания водород, трябва да запазите тестовата тръба обърната с главата надолу. Водородът не може да бъде сглобен като въглероден диоксид, защото е много по-лесно от въздуха. Водородът бързо изчезва и когато се смесва с въздух (или с голям клъстер) експлодира. Следователно е необходимо да се завърти тестовата тръба. Веднага след пълнене, тестовата епруветка е затворена с гумена запушалка.
За да проверите чистотата на водород, трябва да донесете осветен мач на шията на епруветката. Ако се появи глух и тих памук - газът е чист, а въздушните примеси са минимални. Ако памукът е силен и свирка - газът в тръбата е мръсен, има голяма част от чуждестранните компоненти.
Внимание! Не се опитвайте да повторите тези преживявания!
Индустриалните методи за получаване на прости вещества зависят от каква форма съответният елемент е в природата, т.е. това могат да бъдат суровини за неговата подготовка. По този начин, съществуващ кислород в свободното състояние се получава чрез физически метод - отделяне от течен въздух. Водородът е почти изцяло под формата на съединения, следователно се използват химични методи за получаване на него. По-специално могат да се използват реакции на разлагане. Един от методите за получаване на водород е реакцията на разлагане на вода чрез токов удар.
Основният индустриален метод за получаване на водород е реакция с вода от метан, която е част от природен газ. Извършва се при високи температури (лесно се уверява, че когато метанът преминава, дори и чрез вряща вода, не се появява реакция):
CH 4 + 2N 2 0 \u003d CO 2 + 4N 2 - 165 KJ
В лабораторията не е задължително да се използват естествени суровини за получаване на прости вещества, но избират изходните вещества, от които е по-лесно да се избере необходимото вещество. Например, в лабораторния кислород не се получава от въздуха. Същото се отнася и за получаването на водород. Един от лабораторните методи за получаване на водород, който понякога се използва в индустрията - разширяване на вода с електрически инсулт.
Обикновено водородните лаборатории се получават чрез взаимодействие на цинк със солна киселина.
В индустрията
1.Електролиза на водни соли:
2NACL + 2H2O →H2 + 2НАОН + С12
2.Предаване на водна пара над гореща кокс при температура от около 1000 ° C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + сътрудничество
3.От природен газ.
Конверсия чрез водна пара: СН 4 + Н20 ⇄ CO + 3H2 (1000 ° C) Каталитично окисление с кислород: 2CH 4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2
4. Crequen и реформиране на въглеводороди в процеса на рафиниране на петрола.
В лабораторията
1.Ефекта на разредените киселини към металите. За извършване на такава реакция, най-често се използват цинк и солна киселина:
Zn + 2HCL → ZnCl 2 + H2
2.Взаимодействие с калций с вода:
Са + 2H2O → Ca (OH) 2 + Н2
3.Хидролиза хидрид:
NaH + H2O → NaOH + H2
4.Действие на алкали върху цинк или алуминий:
2AL + 2NAOH + 6H2O → 2na + 3H2 ZN + 2KOH + 2H20 → K2 + H2 \\ t
5.С помощта на електролиза. При електролизата на водните разтвори на алкални или киселини върху катода се освобождават водород, например:
2H30 + + 2E - → H2 + 2H2O
- Биореактор за производство на водород
Физически свойства
Газов водород може да съществува в две форми (модификации) - под формата на орто и пара-водород.
В ортодоралната молекула (so pl. -259.10 ° C, t. -252.56 ° C) Ядрените завъртания са насочени еднакво (паралелно), а при Paravodorod (m. Pl. -259,32 ° C, t. Kip. -252,89 ° C) - противоположно един на друг (анти-паралел).
Възможно е да се разделят Alto Altropy Altropy при активен ъгъл при температура на течната азот. При много ниски температури равновесието между ортопомията и водоустойчивостта е почти насочено към последното. При 80 към съотношението на формуляра приблизително 1: 1. Депозитът на паралодин под нагряване се превръща в ортодоксид до образуването на равновесие при стайна температура на сместа (орто-пара: 75:25). Без катализатор, трансформацията се случва бавно, което дава възможност да се проучат свойствата на отделните амотропни форми. Водородна молекула DVKHATOMNA - H₂. При нормални условия това е газ без цвят, мирис и вкус. Водородът е най-лесният газ, плътността му е многократно по-малка от плътността на въздуха. Очевидно е, че по-малкото тегло на молекулите, толкова по-висока е тяхната скорост при същата температура. Като най-лесните, водородните молекули се движат по-бързо от молекулите на всеки друг газ и по този начин по-бързо могат да предават топлина от едно тяло в друго. От това следва, че водородът има най-висока топлопроводимост сред газообразните вещества. Неговата топлопроводимост е приблизително седем пъти по-висока от термичната проводимост на въздуха.
Химични свойства
Водородните молекули Н са доста издръжливи и за да се влезе в реакцията водород, трябва да се изразходва голяма енергия: Н2 \u003d 2N - 432 kJ така, при нормални температури, водород реагира с много активни метали, например с калций, Формиране на калциев хидрид: Са + Н2 \u003d Сан 2 и с един неметалол - флуор, образуване на флуор хидроген: F2 + Н2 \u003d 2HF с повечето метали и неметали водород реагира при повишени температури или с различен ефект, \\ t например при осветление. Тя може да "отнеме" кислород от някои оксиди, например: CUO + H2 \u003d CU + H2 0 записаното уравнение отразява реакцията на възстановяване. Реакциите на възстановяване се наричат \u200b\u200bпроцеси, в резултат на което кислородът се взема от съединението; Постоянните вещества на кислород се наричат \u200b\u200bредуциращи агенти (в същото време самите те са окислени). След това ще бъде дадено друго определение на понятията за "окисление" и "възстановяване". И това определение исторически първо запазва значението и сега, особено в органичната химия. Отговорът за възстановяване е обратното на окислителната реакция. И двете реакции винаги преминават по едно и също време като един процес: при окисляване (възстановяване) на едно вещество, той се дефинира едновременно възстановяване (окисление) на друг.
N2 + 3H2 → 2 NH3
С халогени форми халогенно размножаване:
F 2 + Н2 → 2 HF, реакцията протича с експлозия в тъмното и при всяка температура, CI2 + Н2 → 2 НС1, реакцията протича с експлозия, само в светлината.
Със сажди взаимодействат със силно отопление:
C + 2H2 → CH4
Взаимодействие с метали на алкални и бучки
Водородни форми с активни метали хидриди:
Na + H2 → 2 NaH CA + H2 → CAH 2 mg + H 2 → MGH 2
Хидриди - физиологичен разтвор, твърди вещества, лесно хидролизиран:
CAH 2 + 2H2O → CA (OH) 2 + 2H2
Взаимодействие с метални оксиди (обикновено D-елементи)
Оксидите са възстановени на метали:
CUO + H 2 → CU + H20 FE 2O3 + 3H2 → 2 FE + 3H20 WO 3 + 3H2 → W + 3H2O
Хидрогениране на органични съединения
При действието на водород върху ненаситени въглеводороди в присъствието на никелов катализатор и повишена температура, възниква реакция хидрогениране:
СН2 \u003d СН2 + Н2 → СН3 -СН3
Водород възстановява алдехидите към алкохоли:
CH3 CHO + H2 → C2H5OH.
Геохимия на водород
Водородът е основният строителен материал на Вселената. Това е най-често срещаният елемент и всички елементи се образуват от него в резултат на термоядрени и ядрени реакции.
Свободният водород H 2 е относително рядко открит в земните газове, но под формата на вода е необходимо изключително важно участие в геохимични процеси.
Водородните минерали могат да бъдат включени под формата на амониев йон, хидроксилна йонна и кристална вода.
В атмосферата водородът непрекъснато се образува в резултат на водоразположение чрез слънчева радиация. Мигрира към горните слоеве на атмосферата и изчезва в космоса.
Приложение
- Водородна енергия
Атомният водород се използва за атомно заваряване на водород.
В хранително-вкусовата промишленост водородът е регистриран като хранителна добавка E949.като опаковъчен газ.
Характеристики на обращение
Водородът при смес с въздух образува експлозивна смес - т.нар. Газ плъх. Този газ има най-голяма експлозивност с обем водород и кислород 2: 1, или водород и въздух приблизително 2: 5, тъй като във въздуха на кислород има приблизително 21%. Също така водородът е опасен пожар. Течният водород, когато се появява върху кожата може да причини тежка измръзване.
Експлозивните концентрации на водород с кислород възникват от 4% до 96% от обемното. Със смес с въздух от 4% до 75 (74)% от обемното.
Използване на водород
В химическата промишленост водородът се използва в производството на амоняк, сапун и пластмаси. В хранително-вкусовата промишленост с водород от течни растителни масла правят маргарин. Водородът е много белия дроб и във въздуха винаги се издига. Веднъж след агенции и балони се пълни с водород. Но в 30-те години. ХХ век Имаше няколко ужасни катастрофи, когато дирижаблите избухнаха и изгарят. Днес дирижаблити се пълнят с газов хелий. Водородът се използва и като ракетно гориво. Някой ден водород може да се използва широко като гориво за пътници и камиони. Водородните двигатели не замърсяват околната среда и разпределят само водните пари (въпреки че самият водород води до някои замърсяване на околната среда). Нашето слънце се състои главно от водород. Слънчевата топлина и светлината е резултат от освобождаване на ядрената енергия по време на сливането на водородни ядра.
Използване на водород като гориво (икономическа ефективност)
Най-важната характеристика на веществата, използвани като гориво, е тяхната топлина на горенето. От хода на общата химия е известно, че реакцията на взаимодействието на водород с кислород се появява с освобождаване на топлина. Ако приемате 1 mol Н2 (2 g) и 0.5 mol 02 (16 g) при стандартни условия и възбудете реакцията, след това според уравнението
H 2 + 0.5 O 2 \u003d H 2O
след завършване на реакцията, 1 mol Н20 (18 g) се образува с освобождаване на енергия от 285.8 kJ / mol (за сравнение: топлината на изгарянето на ацетилен е 1300 kJ / mol, пропан - 2200 kJ / mol) . 1 m³ водород тежи 89.8 g (44.9 mol). Следователно, 12832.4 KJ енергия ще бъдат изразходвани за получаване на 1 m³ водород. Като се вземат предвид факта, че 1 kW · h \u003d 3600 kJ получаваме 3.56 kWh електроенергия. Знаейки тарифата за 1 kW на електроенергия и цената на 1 m³ газ, е възможно да се сключи за осъществимостта на прехода към водородно гориво.
Например, експерименталният модел на Honda FCX 3 поколения с водороден резервоар 156 L (съдържа 3.12 kg водород под налягане от 25 mPa) 355 km дискове. Съответно, 123.8 kWh се получава от 3.12 kg H2. На 100 км потреблението на енергия ще бъде 36.97 kWh. Познаване на цената на електричеството, цената на газа или бензина, тяхното потребление за кола на 100 км е лесно изчисляване на отрицателния икономически ефект на прехода на автомобила към водородно гориво. Да речем (Русия 2008), 10 цента на kWh електроенергия водят до факта, че 1 m³ водород води до цената от 35,6 цента, и като се вземат предвид ефективността на разпадането на водата от 40-45 цента, същия брой kWh · H от Banoline Burning 12832,4KG / 42000KJ / 0.7kg / l * 80Tesunts / L \u003d 34 цента на цени на дребно, докато за водород, изчислихме идеалния вариант, без да се вземат предвид транспортирането, обезценяването на оборудването и т.н. Метан с горивна енергия от около 39 MJ на m³ Резултатът ще бъде под два до четири пъти поради разликата в цената (1m³ за Украйна струва $ 179, а за Европа $ 350). Това означава, че еквивалентно количество метан ще струва 10-20 цента.
Въпреки това, ние не трябва да забравяме, че когато горяме водород, получаваме чиста вода, от която е била добит. Това е, ние имаме възобновяем pplash. Енергия без вреда на околната среда, за разлика от газ или бензин, които са първични енергийни източници.
PHP на линия 377 ПРЕДУПРЕЖДЕНИЕ: Изисква (http: //www..php): Неуспешно отваряне на поток: не може да се намери подходяща обвивка в /hsphere/local/home/winexins/Sight/tab/vodorod.php на линия 377 фатален Грешка: Изисква (): Неуспешно отваряне на отвора "http: //www..php" (comms_path \u003d ".. php на линия 377
Кислородът е най-често срещаният елемент на земята. Заедно с азот и незначителен брой други газове, свободният кислород образува атмосферата на земята. Съдържанието му във въздуха е 20.95% по обем или 23.15% тегловни. В земната кора 58% от атомите са атоми на свързан кислород (47% тегловни). Кислородът е част от водата (резервите на свързан кислород в хидросферата са изключително големи), скали, много минерали и соли, съдържат в мазнини, протеини и въглехидрати, от които се състоят живите организми. Практически всички свободни кислород на Земята са възникнали и продължават в резултат на фотосинтезния процес.
Физически свойства.
Кислород - газ без цвят, вкус и миризма, малко по-тежък въздух. Във водата, малък разтворител (в 1 литър вода при 20 градуса, 31 ml кислород се разтваря), но все още по-добре от други атмосферни газове, следователно водата е обогатена с кислород. Плътността на кислорода при нормални условия е 1.429 g / l. При температури -183 0 c и налягане от 101,325 kPA кислород влиза в течно състояние. Течният кислород има синкав цвят, изтегля в магнитно поле и при -218.7 ° С, образува сини кристали.
Естественият кислород има три изотопа около 16, около 17, около 18.
Allotropy- способността на химичния елемент да съществува под формата на две или няколко прости вещества, като се различават само в броя на атомите в молекулата или структурата.
Озон около 3 - съществува в горните слоеве на атмосферата на височина 20-25 км от повърхността на земята и образува така наречения "озонов слой", който предпазва земята от разрушителното ултравиолетова радиация на слънцето; Бледо виолетово, отровно в големи количества със специфична, остра, но приятна миризма. Точката на топене е - 192.7 0 s, точка на кипене-111.9 0 С. във вода, разтворим е по-добър от кислород.
Озонът е силен окислен агент. Неговата окислителна активност се основава на способността на молекулата да се разложи с освобождаването на атомния кислород:
Той окислява много прости и сложни вещества. С някои метали, озониди, например, калиев озонид:
K + O 3 \u003d KO 3
Озонът се получава в специални устройства - узонатори. В тях, при действието на електрически разтоварване, превръщането на молекулен кислород в озон:
Подобна реакция се осъществява под действието на гръмотевиците.
Използването на озон се дължи на силните си окислителни свойства: използва се за избелване на тъканите, дезинфекция на питейна вода, в медицината като дезинфектант.
Вдишването на озона в големи количества е вредно: досадно е лигавиците на очите и респираторните органи.
Химични свойства.
При химични реакции с атоми на други елементи (с изключение на флуор), кислородът показва изключително окислителни свойства
Най-важното химическо имущество е способността да се образуват оксиди с почти всички елементи. В същото време, с повечето вещества, кислородът реагира директно, особено когато се нагрява.
В резултат на тези реакции, като правило, се образуват оксиди, по-рядко - пероксиди:
2SA + O 2 \u003d 2SAO
2VA + O 2 \u003d 2VAO
2NA + O 2 \u003d Na2O2
Кислородът не взаимодейства директно с халогени, злато, платина, техните оксиди са индиректно получени. Когато сярата се нагрява, въглерод, фосфор изгаря в кислород.
Взаимодействието на кислород с азот започва само при температура от 1200 0 s или в електрическо разреждане:
N 2 + O 2 \u003d 2NO
С водороден кислород формира вода:
2N 2 + O 2 \u003d 2N 2
В процеса на тази реакция се подчертава значително количество топлина.
Смес от два водородни обема с един кислород по време на подвижните запалници; Тя се нарича бръснат газ.
Много метали в контакт с въздушния кислород са унищожени - корозия. Някои метали при нормални условия се окисляват само от повърхността (например алуминий, хром). Полученият оксиден филм предотвратява допълнително взаимодействие.
4AL + 3O 2 \u003d 2AL 2O 3
Сложните вещества при определени условия също взаимодействат с кислород. В същото време се образуват оксиди и в някои случаи - оксиди и прости вещества.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2N 2
H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2N 2
4NN 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6N 2
4ч 3 NH2 + 9O 2 \u003d 4CO2 + 2N 2 + 10H2O
Когато взаимодействат със сложни вещества, кислород действа като окисляващ агент. Относно окислителната активност на кислорода, важното му свойство се основава - способността за подкрепа изгаряневещества.
Кислородът с водород също образува съединение - водороден пероксид Н202 е безцветна прозрачна течност с горящ стягащ вкус, добре разтворим във вода. В химичното съотношение на водороден пероксид е много интересна връзка. Характеризира се с ниската си стабилност: когато стои, бавно се разлага на вода и кислород:
H2O 2 \u003d H2O + O 2
Светлината, отоплението, алкалното присъствие, контакт с окислители или редуциращи агенти ускоряват процеса на разпадане. Степента на окисление на кислород в водороден пероксид \u003d - 1, т.е. Има междинна стойност между степента на окисление на кислород във вода (-2) и в молекулен кислород (0), така че водороден пероксид проявява редокс двойственост. Окислителните свойства на водородния пероксид са много по-силни от намаляването и те се появяват в кисела, алкална и неутрална среда.
H 2O 2 + 2KI + H2S04 \u003d K2S04 + I 2 + 2H2O
Водородът заема специална позиция в периодичната система на химични елементи D.I. Менделеева. Съгласно броя на валентните електрони, способността за образуване на хидрат Н + хидратна йон в разтвори е подобна на алкалните метали и трябва да се постави в група I. Според броя на електроните, необходими за завършване на външната електронна обвивка, стойността на йонизационната енергия, способността за проявяване на отрицателна степен на окисление, ниският атомният радиус на водород трябва да бъде поставен във VII група на периодичната система. Така поставянето на водород в една или друга група от периодичната система е до голяма степен условно, но в повечето случаи тя е поставена в VII група.
Електронна формула за водород 1 с. един. Единственият валентен електрон е директно в областта на атомното ядро. Простотата на електронната конфигурация на водород не означава, че химичните свойства на този елемент са прости. Напротив, водородната химия се различава по много начини от химията на други елементи. Водородът в съединенията му може да може да покаже степента на окисление +1 и -1.
Има голям брой методи за производство на водород. В лабораторията се получава чрез взаимодействие на някои метали с киселини, например:
Водородът може да бъде получен чрез електролиза на водни разтвори на сярна киселина или основи. В този случай, процесът на изолиране на водород върху катода и кислорода на анода се появява.
В индустрията водородът се получава главно от естествени и свързани газове, гориво и кокс газотин газификация.
Просто водородно вещество (H2) Това е запалим газ без цвят и мирис. Точка на кипене -252.8 ° С. Водородът е 14.5 пъти по-лек от въздуха, малко разтворим във вода.
Водородната молекула е стабилна, има голяма сила. Благодарение на високата дисоциационна енергия (435 kJ / mol), разпадането на Н2 молекулите на атоми се среща в забележима степен при температура над 2000 ° С.
За водород е възможно положителна и отрицателна степен на окисление, следователно, водородът може да бъде проявен в химични реакции към окислителни и рехабилитационни свойства. В случаите, когато водород действа като окисляващ агент, той се държи като халогени, образувайки подобни хидридни халиди ( хидриди Те наричат \u200b\u200bгрупа от водородни химични съединения с метали и по-малко електрифицирани от него, елементи):
Чрез окислителната активност водородът е значително по-нисък от халогените. Ето защо, само алкални и алкални земни хидриди показват йонни символ. Йонни, както и сложни хидриди, например, са силни редуциращи агенти. Те са широко използвани в химическия синтез.
В повечето реакции водородът се държи като редуциращ агент. При нормални условия водородът не взаимодейства с кислород, но по време на запалването реакцията протича с експлозия:
Смес от два обема водород с един обем кислород се нарича плъх газ. С контролирано изгаряне е избрано голямо количество топлина и температурата на пламъка на водород-кислород достига 3000 ° С.
Реакцията с халогени тече, в зависимост от естеството на халогена по различен начин:
С флуор, такава реакция върви с експлозия дори при ниски температури. С хлор в светлината, реакцията също тече с експлозия. С бром, реакцията е много по-бавна и йодът не достига до края дори при висока температура. Механизмът на тези реакции е радикал.
При повишени температури водородът взаимодейства с елементи на VI група - сив, селен, телур, например:
Реакцията на водород с азот е много важна. Тази реакция е обратима. Да се \u200b\u200bизмести равновесието към образуването на амоняк, използвайте повишено налягане. В индустрията този процес се извършва при температура от 450-500 ° C в присъствието на различни катализатори:
Водород възстановява много метали от оксиди, например:
Тази реакция се използва за получаване на някои чисти метали.
Огромна роля се играе от реакцията на хидрогениране на органични съединения, които се използват широко както в лабораторната практика, така и в индустриалния органичен синтез.
Намаляването на естествените източници на въглеводородни суровини, замърсяването на околната среда изгарянето на гориво увеличава интерес към водород като екологосъобразно гориво. Вероятно водородът ще играе важна роля в енергията на бъдещето.
В момента водородът се използва широко в индустрията за синтез на амоняк, метанол, хидрогениране на твърдо и течно гориво, в органичен синтез, за \u200b\u200bзаваряване и режещи метали и др.
Вода Н20, водороден оксид, е съществено химично съединение. При нормални условия водата е безцветна течност, без мирис и вкус. Водата е най-често срещаното вещество на повърхността на земята. Човешкото тяло съдържа 63-68% вода.
Физическите свойства на водата са до голяма степен аномални. При нормално атмосферно налягане водата кипи при 100 ° C. Температура на замръзване на чиста вода 0 ° C. В разликата от други течности, плътността на водата по време на охлаждането не е монотонно, но има максимум при + 4 ° С. Топлинният капацитет на водата е много висок и е 418 kJ / mol · k. Топлинният капацитет при 0 ° С е 2.038 kJ / mol · k. Необичайно високо е топлината на топенето на лед. Водната електрическа проводимост е много малка. Аномални физични свойства на водата обясняват нейната структура. Ъгълът на валентност на Н-О-Н е равен на 104.5 °. Водната молекула е изкривен тетраедър, в двата върха на които се намират водородни атоми, а двата други са заети от орбитали от основните двойки електрони на кислороден атом, които не участват в образуването на химични връзки.
Водата е стабилно съединение, неговото разлагане върху кислород и водород се появява само при действието на постоянен електрически ток или при температура от около 2000 ° C:
Водата директно взаимодейства с метали, изправени пред редица стандартни електронни потенциали за водород. Реакционните продукти в зависимост от естеството на метала могат да бъдат подходящи хидроксиди и оксиди. Скоростта на реакцията в зависимост от естеството на метала също варира значително. Така натрият достига водата при стайна температура, реакцията е придружена от освобождаването на голямо количество топлина; Желязо реагира с вода при температура 800 ° C:
Зареждане...
