Водородниот атом ја има електронската формула на надворешното (и единственото) електронско ниво 1 с 1 . Од една страна, во однос на присуството на еден електрон на надворешното електронско ниво, атомот на водород е сличен на атомите на алкалните метали. Меѓутоа, исто како и халогените, му треба само еден електрон за да го пополни надворешното електронско ниво, бидејќи првото електронско ниво може да содржи не повеќе од 2 електрони. Излегува дека водородот може да се смести истовремено и во првата и во претпоследната (седмата) група од периодниот систем, што понекогаш се прави во различни верзии периодниот систем:
Од гледна точка на својствата на водородот како едноставна супстанција, тој сепак има повеќе заедничко со халогените. Водородот, како и халогените, е неметал и формира диатомски молекули (H 2) како нив.
ВО нормални условиВодородот е гасовита, ниско-активна супстанција. Ниската активност на водородот се објаснува со високата јачина на врските помеѓу атомите на водород во молекулата, чие кршење бара или силно загревање, или употреба на катализатори или и двете.
Интеракција на водородот со едноставни материи
со метали
Од металите, водородот реагира само со алкалните и земноалкалните метали! Алкалните метали ги вклучуваат главните метали подгрупа Iгрупи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и земноалкални метали - метали од главната подгрупа I Група I, освен берилиум и магнезиум (Ca, Sr, Ba, Ra)
При интеракција со активни метали, водородот покажува оксидирачки својства, т.е. ја намалува неговата оксидациска состојба. Во овој случај, се формираат хидриди на алкални и земноалкални метали, кои имаат јонска структура. Реакцијата се јавува кога се загрева:
Треба да се напомене дека интеракцијата со активни метали е единствениот случај кога молекуларниот водород H2 е оксидирачки агенс.
со неметали
Од неметалите, водородот реагира само со јаглерод, азот, кислород, сулфур, селен и халогени!
Јаглеродот треба да се разбере како графит или аморфен јаглерод, бидејќи дијамантот е исклучително инертна алотропна модификација на јаглеродот.
При интеракција со неметали, водородот може да ја врши само функцијата на редукционо средство, односно само да ја зголеми својата оксидациска состојба:
Интеракција на водород со сложени супстанции
со метални оксиди
Водородот не реагира со метални оксиди кои се во серијата активност на метали до алуминиум (вклучително), сепак, тој е способен да намали многу метални оксиди десно од алуминиумот кога се загрева:
со неметални оксиди
Од неметалните оксиди, водородот реагира кога се загрева со оксидите на азот, халогените и јаглеродот. Од сите интеракции на водородот со неметалните оксиди, особено вреди да се забележи неговата реакција со јаглерод моноксид CO.
Мешавината на CO и H2 дури има свое име - „синтезен гас“, бидејќи, во зависност од условите, од него може да се добијат такви популарни индустриски производи како метанол, формалдехид, па дури и синтетички јаглеводороди:
со киселини
СО неоргански киселиниВодородот не реагира!
Од органските киселини, водородот реагира само со незаситени киселини, како и со киселини кои содржат функционални груписпособен за редукција со водород, особено алдехидни, кето или нитро групи.
со соли
Во случај на водени раствори на соли, нивната интеракција со водородот не се јавува. Меѓутоа, кога водородот се пренесува преку цврсти соли на некои метали со средна и мала активност, можно е нивно делумно или целосно намалување, на пример:
Хемиски својства на халогените
Халогените се хемиски елементи од групата VIIA (F, Cl, Br, I, At), како и едноставните супстанции што ги формираат. Овде и понатаму во текстот, освен ако не е поинаку наведено, халогените ќе се сфаќаат како едноставни супстанции.
Сите халогени имаат молекуларна структура, која ги одредува ниските точки на топење и вриење на овие супстанции. Халогените молекули се двоатомски, т.е. нивната формула може да се запише како општ погледкако Хал 2.
Треба да се забележи такво специфично физичко својство на јодот како неговата способност да сублимацијаили, со други зборови, сублимација. Сублимација, е појава во која супстанца во цврста состојба не се топи при загревање, туку, заобиколувајќи ја течната фаза, веднаш преминува во гасовита состојба.
Електронската структура на надворешното енергетско ниво на атом од кој било халоген има форма ns 2 np 5, каде што n е бројот на периодот на периодниот систем во кој се наоѓа халогенот. Како што можете да видите, на атомите на халоген им треба само еден електрон за да стигнат до надворешната обвивка од осум електрони. Од ова е логично да се претпостават претежно оксидирачките својства на слободните халогени, што е потврдено во пракса. Како што е познато, електронегативноста на неметалите се намалува кога се движи надолу по подгрупа, и затоа активноста на халогените се намалува во серијата:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Интеракција на халогените со едноставни материи
Сите халогени се високо активни супстанциии реагираат со мнозинството едноставни материи. Сепак, треба да се забележи дека флуорот, поради неговата исклучително висока реактивност, може да реагира дури и со оние едноставни супстанции со кои другите халогени не можат да реагираат. Ваквите едноставни материи вклучуваат кислород, јаглерод (дијамант), азот, платина, злато и некои благородни гасови (ксенон и криптон). Оние. всушност, флуорот не реагира само со некои благородни гасови.
Останатите халогени, т.е. хлорот, бромот и јодот се исто така активни супстанции, но помалку активни од флуорот. Тие реагираат со речиси сите едноставни материи освен кислород, азот, јаглерод во форма на дијамант, платина, злато и благородни гасови.
Интеракција на халогените со неметали
водород
Кога сите халогени комуницираат со водородот, тие се формираат водородни халидиСо општа формула HHal. Во овој случај, реакцијата на флуор со водород започнува спонтано дури и во темница и продолжува со експлозија во согласност со равенката:
Реакцијата на хлорот со водород може да се иницира со интензивна ултравиолетово зрачењеили со загревање. Продолжува и со експлозија:
Бром и јод реагираат со водород само кога се загреваат, а во исто време реакцијата со јод е реверзибилна:
фосфор
Интеракцијата на флуорот со фосфорот доведува до оксидација на фосфорот до највисок степеноксидација (+5). Во овој случај, се формира фосфор пентафлуорид:
Кога хлорот и бромот комуницираат со фосфор, можно е да се добијат фосфор халиди и во состојба на оксидација + 3 и во состојба на оксидација +5, што зависи од пропорциите на супстанциите што реагираат:
Покрај тоа, во случај на бел фосфор во атмосфера на флуор, хлор или течен бром, реакцијата започнува спонтано.
Интеракцијата на фосфорот со јод може да доведе до формирање само на фосфор триодид поради неговата значително помала оксидирачка способност од онаа на другите халогени:
сиво
Флуорот го оксидира сулфурот до највисока оксидациска состојба +6, формирајќи сулфур хексафлуорид:
Хлорот и бромот реагираат со сулфур, формирајќи соединенија кои содржат сулфур во оксидациони состојби +1 и +2, кои се крајно невообичаени за него. Овие интеракции се многу специфични, и за полагање на Единствен државен испитво хемијата, способноста да се пишуваат равенки за овие интеракции не е неопходна. Затоа, следните три равенки се дадени како референца:
Интеракција на халогените со метали
Како што споменавме погоре, флуорот е способен да реагира со сите метали, дури и со неактивни како платина и злато:
Останатите халогени реагираат со сите метали освен платината и златото:
Реакции на халогени со сложени материи
Реакции на замена со халогени
Поактивни халогени, т.е. чии хемиски елементи се наоѓаат повисоко во периодниот систем се способни да поместат помалку активни халогени од хидрохалични киселини и метални халиди што ги формираат:
Слично на тоа, бромот и јодот го менуваат сулфурот од растворите на сулфиди и или водород сулфид:
Хлорот е посилно оксидирачко средство и го оксидира водород сулфидот во неговиот воден раствор не во сулфур, туку во сулфурна киселина:
Реакција на халогените со вода
Водата гори во флуор со син пламен во согласност со равенката на реакцијата:
Бромот и хлорот реагираат поинаку со вода отколку флуорот. Ако флуорот делувал како оксидирачки агенс, тогаш хлорот и бромот се непропорционални во водата, формирајќи мешавина од киселини. Во овој случај, реакциите се реверзибилни:
Интеракцијата на јодот со водата се јавува до толку незначителен степен што може да се занемари и може да се претпостави дека реакцијата воопшто не се случува.
Интеракција на халогени со алкални раствори
Флуорот, кога е во интеракција со воден алкален раствор, повторно делува како оксидирачки агенс:
Способност да се фаќаат белешки дадена равенкане се бара да го положи обединетиот државен испит. Доволно е да се знае фактот за можноста за таква интеракција и оксидативната улога на флуорот во оваа реакција.
За разлика од флуорот, другите халогени во алкалните раствори се непропорционални, односно истовремено ја зголемуваат и намалуваат нивната оксидациска состојба. Во овој случај, во случај на хлор и бром, во зависност од температурата, можно е да тече низ две различни насоки. Особено, на студ реакциите се одвиваат на следниов начин:
и кога се загрева:
Јодот реагира со алкали исклучиво според втората опција, т.е. со формирање на јодат, бидејќи хипојодитот не е стабилен не само кога се загрева, туку и на обични температури, па дури и на студ.
Водородот е посебен елемент кој зафаќа две ќелии одеднаш во периодниот систем на Менделеев. Се наоѓа во две групи елементи кои имаат спротивни својства, и оваа карактеристика го прави уникатен. Водородот е едноставна супстанција и составен делмногу сложени соединенија, тој е органоген и биоген елемент. Вреди да се запознаете детално со неговите главни карактеристики и својства.
Водородот во периодниот систем на Менделеев
Главните карактеристики на водородот се наведени во:
- серискиот број на елементот е 1 (има ист број на протони и електрони);
- атомската маса е 1,00795;
- водородот има три изотопи, од кои секој има посебни својства;
- поради содржината на само еден електрон, водородот е способен да покажува редуцирачки и оксидирачки својства, а по донирањето на електрон, водородот има слободна орбитала која учествува во формирањето на хемиските врски според механизмот донор-акцептор;
- водородот е лесен елемент со мала густина;
- водородот е силен редукционен агенс, ја отвора групата на алкални метали од првата група до главната подгрупа;
- кога водородот реагира со метали и други силни редукциони агенси, тој го прифаќа нивниот електрон и станува оксидирачки агенс. Таквите соединенија се нарекуваат хидриди. Според оваа карактеристика, водородот конвенционално спаѓа во групата на халогени (во табелата е даден погоре флуор во загради), со која е сличен.
Водородот како едноставна супстанција
Водородот е гас чија молекула се состои од два. Оваа супстанца е откриена во 1766 година од страна на британскиот научник Хенри Кевендиш. Тој докажа дека водородот е гас кој експлодира кога реагира со кислород. Откако го проучувале водородот, хемичарите откриле дека оваа супстанца е најлесната од сите познати на човекот.
Друг научник, Лавоазие, на елементот му го дал името „хидрогениум“, што во превод од латински значи „раѓање вода“. Во 1781 година, Хенри Кевендиш докажал дека водата е комбинација од кислород и водород. Со други зборови, водата е производ на реакцијата на водородот со кислородот. Запаливите својства на водородот им биле познати на античките научници: соодветните записи ги оставил Парацелзус, кој живеел во 16 век.
Молекуларниот водород е формиран производ природногасовито соединение вообичаено во природата, кое се состои од два атома и кога ќе се извади на површината на запален фрагмент. Молекулата на водород може да се распадне во атоми кои се претвораат во јадра на хелиум, бидејќи тие се способни да учествуваат во нуклеарни реакции. Ваквите процеси редовно се случуваат во вселената и на Сонцето.
Водородот и неговите физички својства
Водородот ги има следните физички параметри:
- врие на -252,76 °C;
- се топи на -259,14 °C; *во наведените температурни граници, водородот е течност без мирис и боја;
- Водородот е малку растворлив во вода;
- водородот теоретски може да се трансформира во метална состојба доколку се обезбедат посебни услови (ниски температури и висок притисок);
- чистиот водород е експлозивна и запалива супстанција;
- водородот е способен да дифузира низ дебелината на металите, затоа добро се раствора во нив;
- водородот е 14,5 пати полесен од воздухот;
- на висок крвен притисокможе да се добијат снежни кристали на цврст водород.
Хемиски својства на водородот
Лабораториски методи:
- интеракција на разредени киселини со активни метали и метали со средна активност;
- хидролиза на метални хидриди;
- реакција на алкалните и земноалкалните метали со вода.
Водородни соединенија:
Водородни халиди; испарливи водородни соединенија на неметали; хидриди; хидроксиди; водород хидроксид (вода); хидроген пероксид; органски соединенија (протеини, масти, јаглеводороди, витамини, липиди, есенцијални масла, хормони). Кликнете за да видите безбедни експерименти за проучување на својствата на протеините, мастите и јаглехидратите.
За да го соберете произведениот водород, треба да ја држите епрувета наопаку. Водородот не може да се собере како јаглерод диоксид, бидејќи е многу полесен од воздухот. Водородот брзо испарува, а кога се меша со воздух (или во големи акумулации) експлодира. Затоа, неопходно е да се преврти епрувета. Веднаш по полнењето, цевката се затвора со гумен затворач.
За да ја тестирате чистотата на водородот, треба да држите запалено кибрит до вратот на епрувета. Ако се појави тап и тивок тресок, гасот е чист, а нечистотиите на воздухот се минимални. Ако памукот е гласен и свирка, гасот во епрувета е валкан и содржи голем дел од туѓи компоненти.
Внимание! Не обидувајте се сами да ги повторувате овие експерименти!
Индустриските методи за производство на едноставни материи зависат од формата во која се наоѓа соодветниот елемент во природата, односно што може да биде суровина за неговото производство. Така, се добива кислород достапен во слободна состојба физички- ослободување од течен воздух. Речиси целиот водород е во форма на соединенија, па за да го добијат користат хемиски методи. Особено, може да се користат реакции на распаѓање. Еден начин за производство на водород е преку распаѓање на водата со електрична струја.
Основни индустриски методпроизводство на водород - реакција на метанот, кој е дел од природниот гас, со вода. Се спроведува на висока температура(лесно е да се види дека кога поминува метан дури и низ врела вода, не се јавува реакција):
CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
Во лабораторија, за да се добијат едноставни материи, тие не мора да користат природни суровини, туку ги избираат оние почетни материјали од кои е полесно да се изолира потребната материја. На пример, во лабораторија, кислородот не се добива од воздухот. Истото важи и за производството на водород. Еден од лабораториските методи за производство на водород, кој понекогаш се користи во индустријата, е разградувањето на водата со електрична струја.
Вообичаено, водородот се произведува во лабораторија со реакција на цинк со хлороводородна киселина.
Во индустријата
1.Електролиза на водени раствори на сол:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2.Поминување на водена пареа преку топла коксна температури околу 1000°C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.Од природен гас.
Конверзија на пареа: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталитичка оксидација со кислород: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Пукнување и реформирање на јаглеводороди за време на рафинирање на нафта.
Во лабораторијата
1.Ефектот на разредените киселини врз металите.За да се спроведе оваа реакција, најчесто се користат цинк и хлороводородна киселина:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
2.Интеракција на калциум со вода:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
3.Хидролиза на хидриди:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
4.Ефект на алкалите на цинк или алуминиум:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
5.Користење на електролиза.При електролиза на водени раствори на алкалии или киселини, водородот се ослободува на катодата, на пример:
2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O
- Биореактор за производство на водород
Физички својства
Водородниот гас може да постои во две форми (модификации) - во форма на орто - и пара-водород.
Во молекула на ортоводород (mp. −259,10 °C, bp −252,56 °C) нуклеарните вртежи се насочени идентично (паралелно), а во параводородот (mp. −259,32 °C, bp. точка на вриење -252,89 °C) - спротивни едни на други (антипаралелни).
Алотропните форми на водород може да се одвојат со адсорпција на активниот јаглерод на температура на течен азот. На многу ниски температурирамнотежата помеѓу ортоводородот и параводородот е речиси целосно поместена кон второто. На 80 K односот на формите е приближно 1:1. Кога се загрева, десорбираниот параводород се трансформира во ортоводород додека не се формира рамнотежа на собна температурамешавини (орто-пара: 75:25). Без катализатор, трансформацијата се случува бавно, што овозможува да се проучат својствата на поединечните алотропни форми. Молекулата на водородот е дијатомска - H2. Во нормални услови, тој е безбоен, без мирис и без вкус гас. Водородот е најлесниот гас, неговата густина е многу пати помала од густината на воздухот. Очигледно, колку е помала масата на молекулите, толку е поголема нивната брзина на иста температура. Како најлесните молекули, молекулите на водородот се движат побрзо од молекулите на кој било друг гас и на тој начин можат побрзо да ја пренесат топлината од едно тело на друго. Оттука произлегува дека водородот има најголема топлинска спроводливост меѓу гасните материи. Неговата топлинска спроводливост е приближно седум пати повисока од топлинската спроводливост на воздухот.
Хемиски својства
Молекулите на водородот H2 се доста силни, а за да реагира водородот, мора да се потроши многу енергија: H 2 = 2H - 432 kJ Затоа, на обични температури, водородот реагира само со многу активни метали, на пример калциум, формирајќи калциум хидрид: Ca + H 2 = CaH 2 и со единствениот неметал - флуор, формирајќи водород флуорид: F 2 + H 2 = 2HF Со повеќето метали и неметали, водородот реагира на покачена температураили под други влијанија, како што е осветлувањето. Може да го „одземе“ кислородот од некои оксиди, на пример: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Пишаната равенка ја одразува реакцијата на редукција. Редукционите реакции се процеси во кои кислородот се отстранува од соединението; Супстанциите кои одземаат кислород се нарекуваат редукциони агенси (тие самите оксидираат). Понатаму, ќе биде дадена друга дефиниција за концептите „оксидација“ и „намалување“. А оваа дефиниција, историски првиот, останува важен и денес, особено во органската хемија. Редукцијата е спротивна на реакцијата на оксидација. И двете од овие реакции секогаш се случуваат истовремено како еден процес: кога една супстанција се оксидира (намалува), редукцијата (оксидацијата) на друга нужно се случува истовремено.
N 2 + 3H 2 → 2 NH 3
Форми со халогени водородни халиди:
F 2 + H 2 → 2 HF, реакцијата се јавува експлозивно во темнина и на која било температура, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакцијата се јавува експлозивно, само на светлина.
Тоа е во интеракција со саѓи при висока топлина:
C + 2H 2 → CH 4
Интеракција со алкални и земноалкални метали
Водородот се формира со активни метали хидриди:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
Хидриди- цврсти материи слични на сол, лесно хидролизирани:
CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2
Интеракција со метални оксиди (обично d-елементи)
Оксидите се редуцираат на метали:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Хидрогенизација на органски соединенија
Кога водородот делува на незаситените јаглеводороди во присуство на никел катализатор и на покачени температури, се јавува реакција хидрогенизација:
CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3
Водородот ги редуцира алдехидите во алкохоли:
CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.
Геохемија на водород
Водород - основен градежен материјалуниверзум. Тој е најчестиот елемент, а сите елементи се формираат од него како резултат на термонуклеарни и нуклеарни реакции.
Слободниот водород H2 е релативно редок кај копнените гасови, но во форма на вода зазема исклучително важен дел во геохемиските процеси.
Водородот може да биде присутен во минералите во форма на амониум јон, хидроксил јон и кристална вода.
Во атмосферата, водородот континуирано се произведува како резултат на распаѓање на водата сончево зрачење. Мигрира во горната атмосфера и бега во вселената.
Апликација
- Водородна енергија
Атомскиот водород се користи за атомско водородно заварување.
ВО Прехранбена индустријаводородот е регистриран како адитиви за храна E949, како гас за пакување.
Карактеристики на лекување
Водородот, кога се меша со воздухот, формира експлозивна смеса - таканаречен детонирачки гас. Овој гас е најексплозивен кога односот на волуменот на водородот и кислородот е 2:1, или водородот и воздухот е приближно 2:5, бидејќи воздухот содржи приближно 21% кислород. Водородот е исто така опасност од пожар. Течниот водород може да предизвика сериозни смрзнатини ако дојде во контакт со кожата.
Експлозивните концентрации на водород и кислород се јавуваат од 4% до 96% по волумен. Кога се меша со воздух од 4% до 75(74)% по волумен.
Употреба на водород
ВО хемиската индустријаВодородот се користи во производството на амонијак, сапун и пластика. Во прехранбената индустрија со користење на водород од течности растителни масланаправи маргарин. Водородот е многу лесен и секогаш се крева во воздухот. Некогаш, воздушни бродови и Балониисполнет со водород. Но, во 30-тите. XX век се случија неколку страшни катастрофикога воздушните бродови експлодираа и изгореа. Во денешно време, воздушните бродови се полни со гас хелиум. Водородот се користи и како ракетно гориво. Еден ден, водородот може широко да се користи како гориво за автомобили и камиони. Водородните мотори не загадуваат животната срединаи испуштаат само водена пареа (иако самото производство на водород доведува до одредено загадување на животната средина). Нашето Сонце главно е направено од водород. Сончева топлинаа светлината е резултат на ослободување на нуклеарна енергија од фузија на водородни јадра.
Користење на водород како гориво (исплатливо)
Најважната карактеристика на супстанциите што се користат како гориво е нивната топлина на согорување. Од курсот општа хемијаПознато е дека реакцијата помеѓу водородот и кислородот се случува со ослободување на топлина. Ако под стандардни услови земеме 1 mol H 2 (2 g) и 0,5 mol O 2 (16 g) и ја возбудиме реакцијата, тогаш според равенката
H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O
по завршување на реакцијата, се формира 1 mol H 2 O (18 g) со ослободување на енергија 285,8 kJ/mol (за споредба: топлината на согорувањето на ацетилен е 1300 kJ/mol, пропан - 2200 kJ/mol) . 1 m³ водород тежи 89,8 g (44,9 mol). Затоа, за производство на 1 m³ водород, ќе се потрошат 12832,4 kJ енергија. Земајќи го во предвид фактот дека 1 kWh = 3600 kJ, добиваме 3,56 kWh електрична енергија. Знаејќи ја тарифата за 1 kWh електрична енергија и цената на 1 m³ гас, можеме да заклучиме дека е препорачливо да се префрли на водородно гориво.
На пример, експерименталниот модел на Honda FCX од третата генерација со резервоар за водород од 156 литри (содржи 3,12 kg водород под притисок од 25 MPa) поминува 355 km. Според тоа, од 3,12 kg H2 се добиваат 123,8 kWh. На 100 km потрошувачката на енергија ќе биде 36,97 kWh. Знаејќи ги трошоците за електрична енергија, трошоците за гас или бензин, нивната потрошувачка за автомобил на 100 km лесно може да се пресмета како негативна економски ефекттранзиција на автомобили на водородно гориво. Да речеме (Русија 2008), 10 центи по kWh електрична енергија доведува до фактот дека 1 m³ водород доведува до цена од 35,6 центи, а земајќи ја предвид ефикасноста на распаѓање на водата од 40-45 центи, исто толку kWh од согорување на бензин чини 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 центи/l=34 центи по малопродажни цени, додека за водород пресметавме совршена опција, без да се земе предвид транспортот, амортизацијата на опремата итн. За метан со енергија на согорување од околу 39 MJ на m³, резултатот ќе биде два до четири пати помал поради разликата во цената (1 m³ за Украина чини 179 долари, и за Европа 350 долари). Односно, еквивалентно количество метан ќе чини 10-20 центи.
Сепак, не треба да заборавиме дека кога го согоруваме водородот, добиваме чиста вода од која е извлечен. Односно имаме обновлива трупаченергија без штета на животната средина, за разлика од гасот или бензинот, кои се примарни извори на енергија.
Php на линија 377 Предупредување: бара (http://www..php): не успеа да се отвори протокот: не може да се најде соодветна обвивка во /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php на линијата 377 Fatal грешка: бара (): Потребно е неуспешно отворање „http://www..php“ (include_path="..php на линија 377
Кислородот е најзастапениот елемент на Земјата. Заедно со азот и мала количина на други гасови, слободниот кислород ја формира атмосферата на Земјата. Неговата содржина во воздухот е 20,95% по волумен или 23,15% по маса. ВО земјината кора 58% од атомите се врзани атоми на кислород (47% по маса). Кислородот е дел од водата (резервите на врзан кислород во хидросферата се исклучително големи), карпи, многу минерали и соли, се наоѓаат во мастите, протеините и јаглехидратите кои ги сочинуваат живите организми. Речиси целиот слободен кислород на Земјата е создаден и зачуван како резултат на процесот на фотосинтеза.
Физички својства.
Кислородот е гас без боја, вкус и мирис, малку потежок од воздухот. Малку е растворлив во вода (31 ml кислород се раствора во 1 литар вода на 20 степени), но сепак е подобар од другите атмосферски гасови, па водата се збогатува со кислород. Густината на кислородот во нормални услови е 1,429 g/l. На температура од -183 0 C и притисок од 101,325 kPa, кислородот се претвора во течна состојба. Течниот кислород има синкава боја, се вовлекува во магнетно поле и на -218,7 ° C формира сини кристали.
Природниот кислород има три изотопи O 16, O 17, O 18.
Алотропија - способноста на хемискиот елемент да постои во форма на две или повеќе едноставни супстанции кои се разликуваат само по бројот на атоми во молекулата или во структурата.
Озон О 3 - постои во горните слоеви на атмосферата на надморска височина од 20-25 km од површината на Земјата и ја формира таканаречената „озонска обвивка“, која ја штити Земјата од штетното ултравиолетово зрачење на Сонцето; бледо виолетова, отровна големи количинигас со специфичен, остар, но пријатен мирис. Точката на топење е -192,7 0 C, точката на вриење е 111,9 0 C. Кислородот подобро го растворуваме во вода.
Озон - силно оксидирачко средство. Неговата оксидативна активност се заснова на способноста на молекулата да се распаѓа со ослободување на атомски кислород:
Оксидира многу едноставни и сложени материи. Со некои метали формира озониди, на пример калиум озонид:
K + O 3 = KO 3
Озонот се произведува во специјални уреди - озонизатори. Во нив, под влијание на електрично празнење, молекуларниот кислород се претвора во озон:
Слична реакција се јавува под влијание на молњски празнења.
Употребата на озон се должи на неговите силни оксидирачки својства: се користи за белење на ткаенини, дезинфекција пиење вода, во медицината како средство за дезинфекција.
Вдишувањето на озон во големи количини е штетно: ја иритира слузницата на очите и респираторните органи.
Хемиски својства.
ВО хемиски реакциисо атоми на други елементи (освен флуор), кислородот покажува исклучиво оксидирачки својства
Најважното хемиско својство е способноста да се формираат оксиди со речиси сите елементи. Во исто време, кислородот директно реагира со повеќето супстанции, особено кога се загрева.
Како резултат на овие реакции, по правило, се формираат оксиди, поретко пероксиди:
2Ca + O 2 = 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Кислородот не комуницира директно со халогените, златото и платината; нивните оксиди се добиваат индиректно. Кога се загреваат, сулфурот, јаглеродот и фосфорот согоруваат во кислород.
Интеракцијата на кислородот со азот започнува само на температура од 1200 0 C или на електрично празнење:
N 2 + O 2 = 2 NO
Со водород, кислородот формира вода:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
За време на оваа реакција, тој се ослободува значителна суматоплина.
Мешавина од два тома водород со еден волумен кислород експлодира кога се запали; се нарекува детонирачки гас.
Многу метали при контакт со атмосферскиот кислород се предмет на уништување - корозија. Некои метали во нормални услови се оксидираат само од површината (на пример, алуминиум, хром). Добиената оксидна фолија спречува понатамошна интеракција.
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Под одредени услови, сложените супстанции исто така комуницираат со кислородот. Во овој случај се формираат оксиди, а во некои случаи и оксиди и едноставни материи.
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
При интеракција со сложени супстанции, кислородот делува како оксидирачки агенс. Неговата важност се заснова на оксидативната активност на кислородот. имот - способностподдршка согорувањесупстанции.
Кислородот, исто така, формира соединение со водород - водород пероксид H 2 O 2 - безбојна проѕирна течност со лут адстрингентен вкус, многу растворлива во вода. ВО хемискиВодород пероксид е многу интересно соединение. Карактеристична е неговата ниска стабилност: кога стои полека се распаѓа на вода и кислород:
H 2 O 2 = H 2 O + O 2
Светлината, топлината, присуството на алкалии и контактот со оксидирачки или редуцирачки агенси го забрзуваат процесот на распаѓање. Состојбата на оксидација на кислородот во водород пероксид = - 1, т.е. има средна вредност помеѓу состојбата на оксидација на кислородот во водата (-2) и во молекуларниот кислород (0), така што водородниот пероксид покажува двојност на редокс. Оксидативни својстваводород пероксид се многу поизразени од редуцирачките и се манифестираат во кисела, алкална и неутрална средина.
H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O
Водородот зазема посебна позиција во периодниот систем хемиски елементиДИ. Менделеев. Во однос на бројот на валентни електрони и способноста да се формира хидратен јон H + во растворите, тој е сличен на алкалните метали и треба да се смести во групата I. Врз основа на бројот на електрони потребни за комплетирање на надворешната електронска обвивка, вредноста на енергијата на јонизација, способноста да се покаже негативна оксидациска состојба и малиот атомски радиус, водородот треба да се смести во групата VII од периодниот систем. Така, сместувањето на водородот во една или друга група од периодниот систем е главно произволно, но во повеќето случаи се става во групата VII.
Електронска формула на водород 1 с 1 . Единствениот валентен електрон е директно во опсегот на дејство атомско јадро. Едноставноста на електронската конфигурација на водородот не значи тоа Хемиски својстваод овој елемент се едноставни. Спротивно на тоа, хемијата на водородот на многу начини се разликува од хемијата на другите елементи. Водородот во неговите соединенија е способен да покажува оксидациски состојби од +1 и -1.
Постојат голем број на методи за производство на водород. Во лабораторија се добива со реакција на одредени метали со киселини, на пример:
Водородот може да се добие со електролиза на водени раствори на сулфурна киселина или алкалии. Во овој случај, процесот на еволуција на водород се случува на катодата и кислородот на анодата.
Во индустријата, водородот се произведува главно од природни и придружни гасови, производи за гасификација на гориво и гас од печка за кокс.
Едноставна супстанција водород (H 2)е запалив гас, безбоен и без мирис. Точка на вриење -252,8 °C. Водородот е 14,5 пати полесен од воздухот и малку растворлив во вода.
Молекулата на водородот е стабилна и има голема јачина. Поради високата енергија на дисоцијација (435 kJ/mol), распаѓањето на молекулите на H 2 во атоми се случува во забележлива мера само на температури над 2000 °C.
За водород, позитивни и негативен степеноксидација, затоа во хемиските реакции водородот може да покаже и оксидирачки и редуцирачки својства. Во случаи кога водородот делува како оксидирачки агенс, тој се однесува како халогени, формирајќи хидриди слични на халидите ( хидридинаведете група хемиски соединенија на водород со метали и елементи помалку електронегативни од него):
Во однос на оксидативната активност, водородот е значително инфериорен во однос на халогените. Затоа, само хидридите на алкалните и земноалкалните метали покажуваат јонски карактер. Јонските, како и сложените хидриди, на пример, се силни редуцирачки агенси. Тие се широко користени во хемиски синтези.
Во повеќето реакции, водородот се однесува како редукционо средство. Во нормални услови, водородот не реагира со кислород, но кога се запали, реакцијата се јавува експлозивно:
Мешавината од два волумена водород со еден волумен кислород се нарекува детонирачки гас. При контролирано согорување се јавува ослободување големо количествотоплина, а температурата на пламенот водород-кислород достигнува 3000 °C.
Реакцијата со халогени се одвива на различни начини, во зависност од природата на халогенот:
Со флуор, оваа реакција се јавува експлозивно дури и при ниски температури. Со хлор на светлина, реакцијата се јавува и експлозивно. Со бром реакцијата е многу побавна, но со јод не се завршува дури и при високи температури. Механизмот на овие реакции е радикален.
На покачени температури, водородот комуницира со елементи од групата VI - сулфур, селен, телуриум, на пример:
Реакцијата на водородот со азот е многу важна. Оваа реакција е реверзибилна. За да ја преместите рамнотежата кон формирање на амонијак, користете висок крвен притисок. Во индустријата, овој процес се изведува на температура од 450–500 °C во присуство на различни катализатори:
Водородот намалува многу метали од оксиди, на пример:
Оваа реакција се користи за добивање на некои чисти метали.
Реакциите на хидрогенизација играат огромна улога органски соединенија, кои се широко користени и во лабораториската пракса и во индустриската органска синтеза.
Намалување природни изворијаглеводородните суровини, загадувањето на животната средина од производите за согорување на гориво го зголемуваат интересот за водородот како еколошки прифатливо гориво. Водород најверојатно ќе игра важна улогаво енергетскиот сектор на иднината.
Во моментов, водородот е широко користен во индустријата за синтеза на амонијак, метанол, хидрогенизација на цврсти и течно гориво, во органска синтеза, за заварување и сечење метали итн.
Водата H 2 O, водород оксид, е најважна хемиско соединение. Во нормални услови, водата е безбојна течност, без мирис и вкус. Водата е најзастапената супстанца на површината на Земјата. ВО човечкото телосодржи 63-68% вода.
Физичките својства на водата се на многу начини аномални. Во нормални услови атмосферски притисокводата врие на 100 °C. Точка на замрзнување чиста вода 0°C. За разлика од другите течности, густината на водата не се зголемува монотоно кога се лади, туку има максимум на +4 °C. Топлинскиот капацитет на водата е многу висок и изнесува 418 kJ/mol·K. Топлинскиот капацитет на мразот на 0 °C е 2,038 kJ/mol·K. Топлината на топењето на мразот е ненормално висока. Електричната спроводливост на водата е многу мала. Ненормално физички својстваводите ја објаснуваат неговата структура. Аголот на врската H–O–H е 104,5 °. Молекулата на водата е искривен тетраедар, на две темиња од кои се наоѓаат атоми на водород, а другите две се окупирани од орбиталите на осамени парови електрони на атомот на кислород, кои не се вклучени во формирањето на хемиски врски.
Водата е стабилно соединение, нејзиното распаѓање на кислород и водород се случува само под влијание на константа електрична струјаили на температура од околу 2000 °C:
Водата директно комуницира со металите во опсегот на стандардни електронски потенцијали до водород. Во зависност од природата на металот, производите на реакцијата можат да бидат соодветните хидроксиди и оксиди. Брзината на реакција, во зависност од природата на металот, исто така варира во широки граници. Така, натриумот реагира со вода веќе на собна температура, реакцијата е придружена со ослободување на голема количина на топлина; Железото реагира со вода на температура од 800 °C:
Се вчитува...
