Το οξυγόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στη γη. Μαζί με το άζωτο και μια μικρή ποσότητα άλλων αερίων, το ελεύθερο οξυγόνο σχηματίζει την ατμόσφαιρα της Γης. Η περιεκτικότητά του στον αέρα είναι 20,95% κατ' όγκο ή 23,15% κατά μάζα. Στον φλοιό της γης, το 58% των ατόμων είναι άτομα δεσμευμένου οξυγόνου (47% κατά μάζα). Το οξυγόνο είναι μέρος του νερού (τα αποθέματα δεσμευμένου οξυγόνου στην υδρόσφαιρα είναι εξαιρετικά μεγάλα), των πετρωμάτων, πολλών ορυκτών και αλάτων και βρίσκεται σε λίπη, πρωτεΐνες και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Σχεδόν όλο το ελεύθερο οξυγόνο στη Γη δημιουργείται και αποθηκεύεται ως αποτέλεσμα της διαδικασίας της φωτοσύνθεσης.

φυσικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (31 ml οξυγόνου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20 βαθμούς), αλλά εξακολουθεί να είναι καλύτερο από άλλα αέρια της ατμόσφαιρας, επομένως το νερό εμπλουτίζεται με οξυγόνο. Η πυκνότητα του οξυγόνου υπό κανονικές συνθήκες είναι 1,429 g/l. Σε θερμοκρασία -183 0 C και πίεση 101,325 kPa, το οξυγόνο περνά σε υγρή κατάσταση. Το υγρό οξυγόνο έχει μπλε χρώμα, έλκεται στο μαγνητικό πεδίο και στους -218,7 ° C σχηματίζει μπλε κρυστάλλους.

Το φυσικό οξυγόνο έχει τρία ισότοπα O 16, O 17, O 18.

Αλλοτροπία- ικανότητα χημικό στοιχείουπάρχουν με τη μορφή δύο ή περισσότερων απλών ουσιών που διαφέρουν μόνο στον αριθμό των ατόμων στο μόριο ή στη δομή.

Όζον Ο 3 - υπάρχει σε ανώτερα στρώματαατμόσφαιρα σε υψόμετρο 20-25 km από την επιφάνεια της Γης και σχηματίζει το λεγόμενο " στιβάδα του όζοντος», που προστατεύει τη Γη από την καταστροφική υπεριώδη ακτινοβολία του Ήλιου. απαλό μοβ, δηλητηριώδες αέριο σε μεγάλες ποσότητες με συγκεκριμένη, πικάντικη, αλλά ευχάριστη μυρωδιά. Το σημείο τήξης είναι -192,7 0 C, το σημείο βρασμού είναι -111,9 0 C. Ας διαλυθούμε στο νερό καλύτερα από το οξυγόνο.

Το όζον είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Η οξειδωτική του δράση βασίζεται στην ικανότητα του μορίου να αποσυντίθεται με την απελευθέρωση ατομικού οξυγόνου:

Οξειδώνει πολλές απλές και πολύπλοκες ουσίες. Σχηματίζει οζονίδια με ορισμένα μέταλλα, για παράδειγμα, οζονίδιο του καλίου:

K + O 3 \u003d KO 3

Το όζον λαμβάνεται σε ειδικές συσκευές - οζονιστές. Σε αυτά, υπό τη δράση μιας ηλεκτρικής εκκένωσης, το μοριακό οξυγόνο μετατρέπεται σε όζον:

Μια παρόμοια αντίδραση συμβαίνει υπό τη δράση των αστραπιαίων εκκενώσεων.

Η χρήση του όζοντος οφείλεται στις ισχυρές οξειδωτικές του ιδιότητες: χρησιμοποιείται για λεύκανση υφασμάτων, απολύμανση πόσιμο νερό, στην ιατρική ως απολυμαντικό.

Η εισπνοή όζοντος σε μεγάλες ποσότητες είναι επιβλαβής: ερεθίζει τους βλεννογόνους των ματιών και τα αναπνευστικά όργανα.

Χημικές ιδιότητες.

Σε χημικές αντιδράσεις με άτομα άλλων στοιχείων (εκτός του φθορίου), το οξυγόνο εμφανίζει αποκλειστικά οξειδωτικές ιδιότητες.

Η πιο σημαντική χημική ιδιότητα είναι η ικανότητα σχηματισμού οξειδίων με όλα σχεδόν τα στοιχεία. Ταυτόχρονα, το οξυγόνο αντιδρά άμεσα με τις περισσότερες ουσίες, ειδικά όταν θερμαίνεται.

Ως αποτέλεσμα αυτών των αντιδράσεων, κατά κανόνα, σχηματίζονται οξείδια, λιγότερο συχνά υπεροξείδια:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Το οξυγόνο δεν αλληλεπιδρά άμεσα με αλογόνα, χρυσό, πλατίνα, τα οξείδια τους λαμβάνονται έμμεσα. Όταν θερμαίνεται, το θείο, ο άνθρακας, ο φώσφορος καίγονται σε οξυγόνο.

Η αλληλεπίδραση του οξυγόνου με το άζωτο ξεκινά μόνο σε θερμοκρασία 1200 0 C ή σε ηλεκτρική εκκένωση:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Το οξυγόνο ενώνεται με το υδρογόνο για να σχηματίσει νερό:

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

Κατά τη διάρκεια αυτής της αντίδρασης, απελευθερώνεται σημαντική ποσότητα θερμότητας.

Ένα μείγμα δύο όγκων υδρογόνου με ένα οξυγόνο εκρήγνυται όταν αναφλέγεται. ονομάζεται εκρηκτικό αέριο.

Πολλά μέταλλα σε επαφή με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο υφίστανται καταστροφή - διάβρωση. Ορισμένα μέταλλα υπό κανονικές συνθήκες οξειδώνονται μόνο από την επιφάνεια (για παράδειγμα, αλουμίνιο, χρώμιο). Η προκύπτουσα μεμβράνη οξειδίου εμποδίζει την περαιτέρω αλληλεπίδραση.

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

Οι σύνθετες ουσίες υπό ορισμένες συνθήκες αλληλεπιδρούν επίσης με το οξυγόνο. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται οξείδια και σε ορισμένες περιπτώσεις οξείδια και απλές ουσίες.

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

Όταν αλληλεπιδρά με σύνθετες ουσίες, το οξυγόνο δρα ως οξειδωτικός παράγοντας. Η σημαντική του ιδιότητα βασίζεται στην οξειδωτική δράση του οξυγόνου - την ικανότητα διατήρησης καύσηουσίες.

Το οξυγόνο σχηματίζει επίσης μια ένωση με το υδρογόνο - υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 - ένα άχρωμο διαφανές υγρό με καυστική στυφή γεύση, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό. Χημικά, το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι μια πολύ ενδιαφέρουσα ένωση. Η χαμηλή του σταθερότητα είναι χαρακτηριστική: όταν στέκεται, αποσυντίθεται αργά σε νερό και οξυγόνο:

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

Το φως, η θερμότητα, η παρουσία αλκαλίων, η επαφή με οξειδωτικούς ή αναγωγικούς παράγοντες επιταχύνουν τη διαδικασία αποσύνθεσης. Ο βαθμός οξείδωσης του οξυγόνου στο υπεροξείδιο του υδρογόνου = - 1, δηλ. έχει μια ενδιάμεση τιμή μεταξύ της κατάστασης οξείδωσης του οξυγόνου στο νερό (-2) και στο μοριακό οξυγόνο (0), έτσι το υπεροξείδιο του υδρογόνου εμφανίζει δυαδικότητα οξειδοαναγωγής. Οι οξειδωτικές ιδιότητες του υπεροξειδίου του υδρογόνου είναι πολύ πιο έντονες από τις αναγωγικές και εμφανίζονται σε όξινα, αλκαλικά και ουδέτερα μέσα.

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

Το υδρογόνο H είναι το πιο κοινό στοιχείο στο Σύμπαν (περίπου 75% κατά μάζα), στη Γη είναι το ένατο πιο κοινό στοιχείο. Η πιο σημαντική φυσική ένωση υδρογόνου είναι το νερό.
Το υδρογόνο κατέχει την πρώτη θέση στον περιοδικό πίνακα (Z = 1). Έχει την απλούστερη δομή ενός ατόμου: ο πυρήνας ενός ατόμου είναι 1 πρωτόνιο, που περιβάλλεται από ένα νέφος ηλεκτρονίων που αποτελείται από 1 ηλεκτρόνιο.
Κάτω από ορισμένες συνθήκες, το υδρογόνο παρουσιάζει μεταλλικές ιδιότητες (δωρίζει ένα ηλεκτρόνιο), σε άλλες - μη μεταλλικές (δέχεται ένα ηλεκτρόνιο).
Τα ισότοπα υδρογόνου βρίσκονται στη φύση: 1Η - πρωτόνιο (ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο), 2Η - δευτέριο (D - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο), 3Η - τρίτιο (Τ - ο πυρήνας αποτελείται από ένα πρωτόνιο και δύο νετρόνια).

Η απλή ουσία υδρογόνο

Το μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα που συνδέονται με έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
φυσικές ιδιότητες.Το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο, μη τοξικό, άοσμο και άγευστο αέριο. Το μόριο του υδρογόνου δεν είναι πολικό. Επομένως, οι δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης στο αέριο υδρογόνο είναι μικρές. Αυτό εκδηλώνεται σε χαμηλές θερμοκρασίεςβρασμού (-252,6 0С) και τήξης (-259,2 0С).
Το υδρογόνο είναι ελαφρύτερο από τον αέρα, D (στον αέρα) = 0,069; ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2 όγκοι Η2 διαλύονται σε 100 όγκους Η2Ο). Επομένως, το υδρογόνο, όταν παράγεται στο εργαστήριο, μπορεί να συλλεχθεί με μεθόδους εκτόπισης αέρα ή νερού.

Λήψη υδρογόνου

Στο εργαστήριο:

1. Δράση αραιών οξέων στα μέταλλα:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Αλληλεπίδραση αλκαλικών και μέταλλα sh-zμε νερό:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Υδρόλυση υδριδίων: τα μεταλλικά υδρίδια αποσυντίθενται εύκολα από το νερό με το σχηματισμό του αντίστοιχου αλκαλίου και υδρογόνου:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Η δράση των αλκαλίων σε ψευδάργυρο ή αλουμίνιο ή πυρίτιο:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Ηλεκτρόλυση νερού. Για να αυξηθεί η ηλεκτρική αγωγιμότητα του νερού, προστίθεται ένας ηλεκτρολύτης σε αυτό, για παράδειγμα, NaOH, H 2 SO 4 ή Na 2 SO 4. Στην κάθοδο σχηματίζονται 2 όγκοι υδρογόνου, στην άνοδο - 1 όγκος οξυγόνου.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Βιομηχανική παραγωγή υδρογόνου

1. Μετατροπή μεθανίου με ατμό, Ni 800 °C (το φθηνότερο):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Συνολικά:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Υδρατμοί μέσω θερμού κωκ στους 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Το προκύπτον μονοξείδιο του άνθρακα (IV) απορροφάται από το νερό, με αυτόν τον τρόπο λαμβάνεται το 50% του βιομηχανικού υδρογόνου.

3. Με θέρμανση μεθανίου στους 350°C παρουσία καταλύτη σιδήρου ή νικελίου:
CH 4 → C + 2H 2

4. Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων KCl ή NaCl, όπως υποπροϊόν:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου

Στις ενώσεις, το υδρογόνο είναι πάντα μονοσθενές. Έχει κατάσταση οξείδωσης +1, αλλά στα υδρίδια μετάλλων είναι -1.
Το μόριο υδρογόνου αποτελείται από δύο άτομα. Η εμφάνιση ενός δεσμού μεταξύ τους εξηγείται από το σχηματισμό ενός γενικευμένου ζεύγους ηλεκτρονίων H: H ή H 2
Λόγω αυτής της γενίκευσης των ηλεκτρονίων, το μόριο H 2 είναι πιο ενεργειακά σταθερό από τα μεμονωμένα άτομά του. Για να σπάσει ένα μόριο σε άτομα σε 1 mol υδρογόνου, είναι απαραίτητο να δαπανηθεί ενέργεια 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
Αυτό εξηγεί τη σχετικά χαμηλή δραστηριότητα του μοριακού υδρογόνου σε συνηθισμένη θερμοκρασία.
Με πολλά αμέταλλα, το υδρογόνο σχηματίζει αέριες ενώσεις όπως RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Σχηματίζει υδραλογονίδια με αλογόνα:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Ταυτόχρονα, εκρήγνυται με φθόριο, αντιδρά με χλώριο και βρώμιο μόνο όταν φωτίζεται ή θερμαίνεται και με ιώδιο μόνο όταν θερμαίνεται.

2) Με οξυγόνο:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
με απελευθέρωση θερμότητας. Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η αντίδραση προχωρά αργά, πάνω από 550 ° C - με έκρηξη. Ένα μείγμα 2 όγκων H 2 και 1 όγκου O 2 ονομάζεται εκρηκτικό αέριο.

3) Όταν θερμαίνεται, αντιδρά έντονα με το θείο (πολύ πιο δύσκολο με το σελήνιο και το τελλούριο):
H 2 + S → H 2 S (υδρόθειο),

4) Με άζωτο με σχηματισμό αμμωνίας μόνο στον καταλύτη και σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Με άνθρακα στο υψηλές θερμοκρασίες:
2H 2 + C → CH 4 (μεθάνιο)

6) Σχηματίζει υδρίδια με μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών (το υδρογόνο είναι οξειδωτικός παράγοντας):
H 2 + 2Li → 2LiH
στα υδρίδια μετάλλων, το ιόν υδρογόνου είναι αρνητικά φορτισμένο (κατάσταση οξείδωσης -1), δηλαδή το υδρίδιο Na + H - είναι δομημένο όπως το χλωριούχο Na + Cl -

Με σύνθετες ουσίες:

7) Με οξείδια μετάλλων (χρησιμοποιούνται για την αποκατάσταση μετάλλων):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) με μονοξείδιο του άνθρακα (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Η σύνθεση - αέριο (μίγμα υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα) έχει μια σημαντική πρακτική αξία, ίσως, ανάλογα με τη θερμοκρασία, την πίεση και τον καταλύτη, σχηματίζονται διάφορες οργανικές ενώσεις, για παράδειγμα, HCHO, CH 3 OH και άλλες.

9) Οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες αντιδρούν με το υδρογόνο και μετατρέπονται σε κορεσμένους:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

Οξυγόνοείναι ένα από τα πιο άφθονα στοιχεία στη Γη. Αποτελεί περίπου το μισό βάρος του φλοιού της γης, του εξωτερικού κελύφους του πλανήτη. Σε συνδυασμό με το υδρογόνο, σχηματίζει νερό, καλύπτοντας περισσότερα από τα δύο τρίτα της επιφάνειας της γης.

Δεν μπορούμε να δούμε οξυγόνο, ούτε μπορούμε να το γευτούμε ή να το μυρίσουμε. Ωστόσο, αποτελεί το ένα πέμπτο του αέρα και είναι ζωτικής σημασίας. Για να ζήσουμε, εμείς, όπως τα ζώα και τα φυτά, πρέπει να αναπνέουμε.

Το Oxygen είναι ένας απαραίτητος συμμετέχων χημικές αντιδράσειςπηγαίνοντας μέσα σε οποιοδήποτε μικροσκοπικό κύτταρο ενός ζωντανού οργανισμού, με αποτέλεσμα να διασπαστούν ΘΡΕΠΤΙΚΕΣ ουσιεςκαι απελευθερώνεται η ενέργεια που χρειάζεται για τη ζωή. Γι' αυτό το οξυγόνο είναι τόσο απαραίτητο για κάθε ζωντανό ον (με εξαίρεση μερικούς τύπους μικροβίων).

Κατά την καύση, οι ουσίες συνδυάζονται με το οξυγόνο, απελευθερώνοντας ενέργεια με τη μορφή θερμότητας και φωτός.

Υδρογόνο

Το πιο κοινό στοιχείο στο σύμπαν είναι υδρογόνο. Αντιπροσωπεύει το μεγαλύτερο μέρος των περισσότερων αστεριών. Στη Γη, το μεγαλύτερο μέρος του υδρογόνου (χημικό σύμβολο H) είναι συνδεδεμένο με το οξυγόνο (O) για να σχηματίσει νερό (H20). Το υδρογόνο είναι το απλούστερο και ελαφρύτερο χημικό στοιχείο, αφού κάθε άτομό του αποτελείται μόνο από ένα πρωτόνιο και ένα ηλεκτρόνιο.

Στις αρχές του 20ου αιώνα, αερόπλοια και μεγάλα αεροσκάφη γέμισαν με υδρογόνο. Ωστόσο, το υδρογόνο είναι πολύ εύφλεκτο. Μετά από αρκετές καταστροφές που προκλήθηκαν από πυρκαγιές, το υδρογόνο δεν χρησιμοποιήθηκε πλέον στα αερόπλοια. Σήμερα, ένα άλλο ελαφρύ αέριο χρησιμοποιείται στην αεροναυπηγική - το μη εύφλεκτο ήλιο.

Το υδρογόνο ενώνεται με τον άνθρακα για να σχηματίσει ουσίες που ονομάζονται υδρογονάνθρακες. Αυτά περιλαμβάνουν προϊόντα που προέρχονται από φυσικό αέριο και αργό πετρέλαιο, όπως αέριο προπάνιο και βουτάνιο, ή υγρή βενζίνη. Το υδρογόνο συνδυάζεται επίσης με άνθρακα και οξυγόνο για να σχηματίσει υδατάνθρακες. Το άμυλο στις πατάτες και το ρύζι και η ζάχαρη στα παντζάρια είναι υδατάνθρακες.

Ο ήλιος και άλλα αστέρια αποτελούνται κυρίως από υδρογόνο. Στο κέντρο του άστρου, τερατώδεις θερμοκρασίες και πιέσεις αναγκάζουν τα άτομα υδρογόνου να συγχωνευθούν μεταξύ τους και να μετατραπούν σε ένα άλλο αέριο - ήλιο. Αυτό απελευθερώνει μια τεράστια ποσότητα ενέργειας με τη μορφή θερμότητας και φωτός.

Ο σκοπός του μαθήματος.Σε αυτό το μάθημα, θα μάθετε για τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία για τη ζωή στη γη - το υδρογόνο και το οξυγόνο, θα μάθετε για τις χημικές τους ιδιότητες, καθώς και για τις φυσικές ιδιότητες των απλών ουσιών που σχηματίζουν, θα μάθετε περισσότερα για το ρόλο του οξυγόνου και υδρογόνο στη φύση και στη ζωή πρόσωπο.

Υδρογόνοείναι το πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν. Οξυγόνοείναι το πιο άφθονο στοιχείο στη γη. Μαζί σχηματίζουν νερό, μια ουσία που αποτελεί περισσότερο από το ήμισυ της μάζας του ανθρώπινου σώματος. Το οξυγόνο είναι το αέριο που χρειαζόμαστε για να αναπνεύσουμε και χωρίς νερό δεν θα μπορούσαμε να ζήσουμε ούτε λίγες μέρες, επομένως χωρίς αμφιβολία, το οξυγόνο και το υδρογόνο μπορούν να θεωρηθούν τα πιο σημαντικά χημικά στοιχεία που είναι απαραίτητα για τη ζωή.

Η δομή των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου

Έτσι, το υδρογόνο εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Το υδρογόνο εμφανίζεται φυσικά σε τρίαισότοπα, πρωτίου, δευτέριο και τρίτιο, τα ισότοπα υδρογόνου είναι πολύ διαφορετικά μεταξύ τους ως προς τις φυσικές ιδιότητες, επομένως τους αποδίδονται ακόμη και μεμονωμένα σύμβολα.

Εάν δεν θυμάστε ή δεν γνωρίζετε τι είναι τα ισότοπα, εργαστείτε με τα υλικά της ηλεκτρονικής εκπαιδευτικής πηγής "Τα ισότοπα ως ποικιλίες ατόμων ενός χημικού στοιχείου". Σε αυτό, θα μάθετε πώς διαφέρουν τα ισότοπα ενός στοιχείου μεταξύ τους, σε τι οδηγεί η παρουσία πολλών ισοτόπων σε ένα στοιχείο και επίσης θα εξοικειωθείτε με τα ισότοπα πολλών στοιχείων.

Έτσι, οι πιθανές καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου περιορίζονται σε τιμές από –2 έως +2. Εάν το οξυγόνο δεχτεί δύο ηλεκτρόνια (γίνοντας ανιόν) ή σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με λιγότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία, περνά στην κατάσταση οξείδωσης -2. Εάν το οξυγόνο σχηματίζει έναν δεσμό με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και τον δεύτερο με ένα άτομο λιγότερο ηλεκτραρνητικού στοιχείου, μεταβαίνει στην κατάσταση οξείδωσης -1. Σχηματισμός δύο ομοιοπολικών δεσμών με φθόριο (το μόνο στοιχείο με περισσότερο υψηλή αξίαηλεκτραρνητικότητα), το οξυγόνο μεταβαίνει σε κατάσταση οξείδωσης +2. Σχηματισμός ενός δεσμού με ένα άλλο άτομο οξυγόνου και του δεύτερου με ένα άτομο φθορίου - +1. Τέλος, εάν το οξυγόνο σχηματίσει έναν δεσμό με ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο και έναν δεύτερο δεσμό με το φθόριο, θα είναι σε κατάσταση οξείδωσης 0.

Φυσικές ιδιότητες υδρογόνου και οξυγόνου, αλλοτροπία οξυγόνου

Υδρογόνο- άχρωμο αέριο χωρίς γεύση και οσμή. Πολύ ελαφρύ (14,5 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα). Η θερμοκρασία υγροποίησης του υδρογόνου - -252,8 ° C - είναι σχεδόν η χαμηλότερη μεταξύ όλων των αερίων (δεύτερη μόνο μετά το ήλιο). Το υγρό και στερεό υδρογόνο είναι πολύ ελαφριές, άχρωμες ουσίες.

ΟξυγόνοΕίναι ένα άχρωμο, άοσμο, άγευστο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Στους -182,9 °C μετατρέπεται σε βαρύ μπλε υγρό, στους -218 °C στερεοποιείται με το σχηματισμό κρυστάλλων μπλε χρώματος. Τα μόρια οξυγόνου είναι παραμαγνητικά, πράγμα που σημαίνει ότι το οξυγόνο έλκεται από έναν μαγνήτη. Το οξυγόνο είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό.

Σε αντίθεση με το υδρογόνο, το οποίο σχηματίζει μόρια ενός μόνο τύπου, το οξυγόνο παρουσιάζει αλλοτροπία και σχηματίζει μόρια δύο τύπων, δηλαδή το στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει δύο απλές ουσίες: οξυγόνο και όζον.

Χημικές ιδιότητες και λήψη απλών ουσιών

Υδρογόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του υδρογόνου είναι απλός, αλλά είναι ένας από τους ισχυρότερους απλούς δεσμούς στη φύση, και χρειάζεται πολλή ενέργεια για να σπάσει, γι' αυτό το λόγο το υδρογόνο είναι πολύ αδρανές σε θερμοκρασία δωματίου, ωστόσο, όταν η θερμοκρασία αυξάνεται ( ή παρουσία καταλύτη), το υδρογόνο αλληλεπιδρά εύκολα με πολλές απλές και πολύπλοκες ουσίες.

Το υδρογόνο είναι ένα τυπικό αμέταλλο από χημική άποψη. Δηλαδή, είναι σε θέση να αλληλεπιδράσει με ενεργά μέταλλα για να σχηματίσει υδρίδια, στα οποία εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1. Με ορισμένα μέταλλα (λίθιο, ασβέστιο), η αλληλεπίδραση προχωρά ακόμη και σε θερμοκρασία δωματίου, αλλά μάλλον αργά, επομένως, η θέρμανση χρησιμοποιείται στη σύνθεση υδριδίων:

Ο σχηματισμός υδριδίων με άμεση αλληλεπίδραση απλών ουσιών είναι δυνατός μόνο για ενεργά μέταλλα. Ήδη το αλουμίνιο δεν αλληλεπιδρά απευθείας με το υδρογόνο, το υδρίδιο του λαμβάνεται με αντιδράσεις ανταλλαγής.

Το υδρογόνο αντιδρά επίσης με τα αμέταλλα μόνο όταν θερμαίνεται. Εξαιρέσεις αποτελούν τα αλογόνα χλώριο και βρώμιο, η αντίδραση με τα οποία μπορεί να προκληθεί από το φως:

Η αντίδραση με το φθόριο επίσης δεν απαιτεί θέρμανση· προχωρά με έκρηξη ακόμη και με ισχυρή ψύξη και σε απόλυτο σκοτάδι.

Η αντίδραση με το οξυγόνο προχωρά σύμφωνα με έναν μηχανισμό διακλαδισμένης αλυσίδας, επομένως ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται γρήγορα και σε ένα μείγμα οξυγόνου και υδρογόνου σε αναλογία 1: 2, η αντίδραση προχωρά με έκρηξη (ένα τέτοιο μείγμα ονομάζεται "εκρηκτικό αέριο "):

Η αντίδραση με το θείο προχωρά πολύ πιο αθόρυβα, με ελάχιστη ή καθόλου απελευθέρωση θερμότητας:

Οι αντιδράσεις με άζωτο και ιώδιο προχωρούν αναστρέψιμα:

Αυτή η περίσταση περιπλέκει πολύ την παραγωγή αμμωνίας στη βιομηχανία: η διαδικασία απαιτεί τη χρήση αυξημένης πίεσης για την ανάμιξη της ισορροπίας προς την κατεύθυνση του σχηματισμού αμμωνίας. Το υδρόγονο ιώδιο δεν λαμβάνεται με άμεση σύνθεση, καθώς υπάρχουν πολλά πολύ περισσότερα βολικούς τρόπουςη σύνθεσή του.

Το υδρογόνο δεν αντιδρά άμεσα με αμέταλλα χαμηλής δράσης (), αν και οι ενώσεις του με αυτά είναι γνωστές.

Σε αντιδράσεις με σύνθετες ουσίες, το υδρογόνο στις περισσότερες περιπτώσεις δρα ως αναγωγικός παράγοντας. Σε διαλύματα, το υδρογόνο μπορεί να μειώσει τα μέταλλα χαμηλής ενεργότητας (που βρίσκονται μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσεων) από τα άλατά τους:

Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο μπορεί να αναγάγει πολλά μέταλλα από τα οξείδια τους. Επιπλέον, όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο πιο δύσκολο είναι να αποκατασταθεί και τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία που απαιτείται για αυτό:

Μέταλλα πιο ενεργά από τον ψευδάργυρο είναι πρακτικά αδύνατο να αναχθούν με υδρογόνο.

Το υδρογόνο παράγεται στο εργαστήριο με την αντίδραση μετάλλων με ισχυρά οξέα. Τα πιο συχνά χρησιμοποιούμενα ψευδάργυρο και υδροχλωρικό οξύ:

Λιγότερο συχνά χρησιμοποιούμενη ηλεκτρόλυση νερού παρουσία ισχυρών ηλεκτρολυτών:

Στη βιομηχανία, το υδρογόνο παράγεται ως υποπροϊόν στην παραγωγή καυστικής σόδας με ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου:

Επιπλέον, υδρογόνο λαμβάνεται κατά τη διύλιση λαδιού.

Η παραγωγή υδρογόνου με φωτόλυση νερού είναι μια από τις πιο υποσχόμενες μεθόδους στο μέλλον, αλλά αυτή τη στιγμή βιομηχανική εφαρμογήαυτή η μέθοδος είναι δύσκολη.

Εργασία με υλικό ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων Εργαστηριακές εργασίες«Λήψη και ιδιότητες υδρογόνου» και Εργαστηριακή εργασία «αναγωγικές ιδιότητες υδρογόνου». Μάθετε την αρχή λειτουργίας της συσκευής Kipp και της συσκευής Kiryushkin. Σκεφτείτε σε ποιες περιπτώσεις είναι πιο βολικό να χρησιμοποιείτε τη συσκευή Kipp και σε ποιες - Kiryushkin. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζει το υδρογόνο στις αντιδράσεις;

Οξυγόνο.

Ο δεσμός στο μόριο του οξυγόνου είναι διπλός και πολύ ισχυρός. Επομένως, το οξυγόνο είναι μάλλον ανενεργό σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμαίνεται, ωστόσο, αρχίζει να εμφανίζει ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο αντιδρά χωρίς θέρμανση με ενεργά μέταλλα (αλκάλια, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες):

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο αντιδρά με τα περισσότερα μέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

Ο άργυρος και τα λιγότερο ενεργά μέταλλα δεν οξειδώνονται από το οξυγόνο.

Το οξυγόνο αντιδρά επίσης με τα περισσότερα αμέταλλα για να σχηματίσει οξείδια:

Η αλληλεπίδραση με το άζωτο συμβαίνει μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, περίπου 2000 °C.

Το οξυγόνο δεν αντιδρά με το χλώριο, το βρώμιο και το ιώδιο, αν και πολλά από τα οξείδια τους μπορούν να ληφθούν έμμεσα.

Η αλληλεπίδραση του οξυγόνου με το φθόριο μπορεί να πραγματοποιηθεί περνώντας μια ηλεκτρική εκκένωση μέσω ενός μείγματος αερίων:

Το φθόριο οξυγόνο (II) είναι μια ασταθής ένωση, εύκολα αποσυντιθέμενη και πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

Στα διαλύματα, το οξυγόνο είναι ένας ισχυρός, αν και αργός, οξειδωτικός παράγοντας. Κατά κανόνα, το οξυγόνο προάγει τη μετάβαση των μετάλλων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης:

Η παρουσία οξυγόνου συχνά καθιστά δυνατή τη διάλυση σε οξέα μετάλλων που βρίσκονται αμέσως μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσης:

Όταν θερμαίνεται, το οξυγόνο μπορεί να οξειδώσει τα κατώτερα οξείδια μετάλλων:

Το οξυγόνο δεν λαμβάνεται χημικά στη βιομηχανία, λαμβάνεται από τον αέρα με απόσταξη.

Το εργαστήριο χρησιμοποιεί αντιδράσεις αποσύνθεσης ενώσεων πλούσιων σε οξυγόνο - νιτρικά, χλωρικά, υπερμαγγανικά άλατα όταν θερμαίνονται:

Μπορείτε επίσης να πάρετε οξυγόνο με καταλυτική αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου:

Επιπλέον, η παραπάνω αντίδραση ηλεκτρόλυσης νερού μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή οξυγόνου.

Εργασία με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Παραγωγή οξυγόνου και οι ιδιότητές του».

Πώς ονομάζεται η μέθοδος συλλογής οξυγόνου που χρησιμοποιείται στις εργαστηριακές εργασίες; Ποιοι άλλοι τρόποι συλλογής αερίων υπάρχουν και ποιοι είναι κατάλληλοι για τη συλλογή οξυγόνου;

Εργασία 1. Δείτε το βίντεο κλιπ "Αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου όταν θερμαίνεται."

Απάντησε στις ερωτήσεις:

1. Ποιο από τα στερεά προϊόντα της αντίδρασης είναι διαλυτό στο νερό;
2. Τι χρώμα έχει το διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου;
3. Ποιο είναι το χρώμα του διαλύματος μαγγανικού καλίου;

Γράψτε τις εξισώσεις για τις συνεχιζόμενες αντιδράσεις. Εξισορροπήστε τα χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του ηλεκτρονικού ισοζυγίου.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλο στην αίθουσα βίντεο ή στην αίθουσα βίντεο.

Οζο.

Το μόριο του όζοντος είναι τριατομικό και οι δεσμοί σε αυτό είναι λιγότερο ισχυροί από ό,τι στο μόριο του οξυγόνου, γεγονός που οδηγεί σε μεγαλύτερη χημική δραστηριότητα του όζοντος: το όζον οξειδώνει εύκολα πολλές ουσίες σε διαλύματα ή σε ξηρή μορφή χωρίς θέρμανση:

Το όζον μπορεί να οξειδώσει εύκολα το μονοξείδιο του αζώτου (IV) σε μονοξείδιο του αζώτου (V) και το οξείδιο του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) χωρίς καταλύτη:

Το όζον σταδιακά αποσυντίθεται για να σχηματίσει οξυγόνο:

Χρησιμοποιείται για την παραγωγή όζοντος ειδικές συσκευές- οζονιστές, στους οποίους μια εκκένωση λάμψης διέρχεται μέσω οξυγόνου.

Στο εργαστήριο, για τη λήψη μικρών ποσοτήτων όζοντος, μερικές φορές χρησιμοποιούνται αντιδράσεις αποσύνθεσης υπεροξο ενώσεων και ορισμένων ανώτερων οξειδίων όταν θερμαίνονται:

Εργασία με τα υλικά του ηλεκτρονικού εκπαιδευτικού πόρου Εργαστηριακή εργασία «Λήψη όζοντος και μελέτη των ιδιοτήτων του».

Εξηγήστε γιατί το διάλυμα indigo γίνεται άχρωμο. Γράψτε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν αναμιγνύονται διαλύματα νιτρικού μολύβδου και θειούχου νατρίου και όταν ο οζονισμένος αέρας διέρχεται από το προκύπτον εναιώρημα. Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για την αντίδραση ανταλλαγής ιόντων. Για την αντίδραση οξειδοαναγωγής, κάντε μια ηλεκτρονική ισορροπία.

Συζητήστε την εργασία με τον δάσκαλο στην αίθουσα βίντεο ή στην αίθουσα βίντεο.

Χημικές ιδιότητες του νερού

Για καλύτερη γνωριμία με φυσικές ιδιότητεςνερό και η σημασία του, εργασία με τα υλικά των ηλεκτρονικών εκπαιδευτικών πόρων «Ανώμαλες ιδιότητες του νερού» και «Το νερό είναι το πιο σημαντικό υγρό στη Γη».

Το νερό έχει μεγάλη σημασία για κάθε ζωντανό οργανισμό - στην πραγματικότητα, πολλοί ζωντανοί οργανισμοί αποτελούνται από περισσότερο από το μισό νερό. Το νερό είναι ένας από τους πιο ευέλικτους διαλύτες (σε υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις, οι ικανότητές του ως διαλύτης αυξάνονται σημαντικά). Από χημική άποψη, το νερό είναι οξείδιο του υδρογόνου, ενώ σε υδατικό διάλυμαδιασπάται (αν και σε πολύ μικρό βαθμό) σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υδροξειδίου:

Το νερό αλληλεπιδρά με πολλά μέταλλα. Με ενεργές (αλκαλικές, αλκαλικές γαίες και μερικές λανθανίδες) το νερό αντιδρά χωρίς θέρμανση:

Με λιγότερο ενεργή αλληλεπίδραση εμφανίζεται όταν θερμαίνεται.

Γενική και ανόργανη χημεία

Διάλεξη 6. Υδρογόνο και οξυγόνο. Νερό. Υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Υδρογόνο

Το άτομο υδρογόνου είναι το απλούστερο αντικείμενο της χημείας. Αυστηρά μιλώντας, το ιόν του - το πρωτόνιο - είναι ακόμα πιο απλό. Περιγράφηκε για πρώτη φορά το 1766 από τον Cavendish. Όνομα από τα ελληνικά. "υδρογονίδια" - που παράγουν νερό.

Η ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου είναι περίπου 0,5 * 10-10 m και το ιόν του (πρωτόνιο) είναι 1,2 * 10-15 m. Ή από 50 μ.μ. έως 1,2 * 10-3 μ.μ. ή από 50 μέτρα (διαγώνιος SCA ) έως 1 mm.

Το επόμενο στοιχείο 1s, το λίθιο, αλλάζει μόνο από τις 155 μ.μ. έως τις 68 μ.μ. για το Li+. Μια τέτοια διαφορά στο μέγεθος ενός ατόμου και του κατιόντος του (5 τάξεις μεγέθους) είναι μοναδική.

Λόγω του μικρού μεγέθους του πρωτονίου, η ανταλλαγή δεσμός υδρογόνου, κυρίως μεταξύ ατόμων οξυγόνου, αζώτου και φθορίου. Η ισχύς των δεσμών υδρογόνου είναι 10–40 kJ/mol, η οποία είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια θραύσης των περισσότερων συνηθισμένων δεσμών (100–150 kJ/mol σε οργανικά μόρια), αλλά μεγαλύτερη από τη μέση κινητική ενέργεια της θερμικής κίνησης στους 370 C (4 kJ/mol). Ως αποτέλεσμα, σε έναν ζωντανό οργανισμό, οι δεσμοί υδρογόνου σπάνε αναστρέψιμα, διασφαλίζοντας τη ροή των ζωτικών διεργασιών.

Το υδρογόνο λιώνει στους 14 Κ, βράζει στους 20,3 Κ (πίεση 1 atm), η πυκνότητα του υγρού υδρογόνου είναι μόνο 71 g/l (14 φορές ελαφρύτερη από το νερό).

Στο σπάνιο διαστρικό μέσο, διεγερμένα άτομα υδρογόνου βρέθηκαν με μεταπτώσεις μέχρι n 733 → 732 με μήκος κύματος 18 m, που αντιστοιχεί σε ακτίνα Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) της τάξης του 0,1 mm (!).

Το πιο κοινό στοιχείο στο διάστημα (88,6% των ατόμων, 11,3% των ατόμων είναι ήλιο και μόνο το 0,1% είναι άτομα όλων των άλλων στοιχείων).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol

Εφόσον τα πρωτόνια έχουν σπιν 1/2, υπάρχουν τρεις τύποι μορίων υδρογόνου:

orthohydrogen o-H2 με παράλληλες πυρηνικές σπιν, παραϋδρογονο n-H2 με αντιπαράλληλος spins και κανονικό n-H2 - ένα μείγμα 75% ορθο-υδρογόνου και 25% παρα-υδρογόνου. Κατά τον μετασχηματισμό του o-H2 → p-H2, απελευθερώνονται 1418 J/mol.

Ιδιότητες ορθο- και παραϋδρογόνου

Δεδομένου ότι η ατομική μάζα του υδρογόνου είναι η ελάχιστη δυνατή, τα ισότοπά του - το δευτέριο D (2 H) και το τρίτιο T (3 H) διαφέρουν σημαντικά από το πρωτείο 1 Η σε φυσική και Χημικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, αντικατάσταση ενός από τα υδρογόνα σε οργανική ένωσηστο δευτέριο αντανακλάται αισθητά στο δονητικό (υπέρυθρο) φάσμα του, το οποίο καθιστά δυνατή τη δημιουργία της δομής πολύπλοκων μορίων. Παρόμοιες υποκαταστάσεις («μέθοδος επισημασμένου ατόμου») χρησιμοποιούνται επίσης για τον καθορισμό των μηχανισμών του συμπλόκου

χημικές και βιοχημικές διεργασίες. Η μέθοδος των επισημασμένων ατόμων είναι ιδιαίτερα ευαίσθητη όταν χρησιμοποιείται ραδιενεργό τρίτιο αντί του πρωτίου (β-διάσπαση, χρόνος ημιζωής 12,5 χρόνια).

Ιδιότητες πρωτίου και δευτερίου

		Πυκνότητα, g/l (20 K)



Κύρια Μέθοδος παραγωγή υδρογόνουστη βιομηχανία – μετατροπή μεθανίου
ή ενυδάτωση άνθρακα στους 800-11000 C (καταλύτης):
CH4 + H2O = CO + 3 H2	πάνω από 10000 C
«Νερό αέριο»: C + H2 O = CO + H2	πάνω από 10000 C
Στη συνέχεια μετατροπή CO: CO + H2 O = CO2 + H2			4000 C, οξείδια κοβαλτίου

Σύνολο: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Άλλες πηγές υδρογόνου.

Αέριο φούρνου οπτάνθρακα: περίπου 55% υδρογόνο, 25% μεθάνιο, έως 2% βαρείς υδρογονάνθρακες, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% άζωτο.

Το υδρογόνο ως προϊόν καύσης:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

Απελευθερώνονται έως και 370 λίτρα υδρογόνου ανά 1 κιλό μίγματος πυροτεχνίας.

Υδρογόνο σε μορφή μια απλή ουσίαχρησιμοποιείται για την παραγωγή αμμωνίας και υδρογόνωση (σκλήρυνση) φυτικών λιπών, για την αναγωγή ορισμένων οξειδίων μετάλλων (μολυβδαίνιο, βολφράμιο), για την παραγωγή υδριδίων (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Η ενθαλπία της αντίδρασης: H. + H. = H2 είναι -436 kJ / mol, επομένως το ατομικό υδρογόνο χρησιμοποιείται για την παραγωγή μιας μειωτικής «φλόγας» υψηλής θερμοκρασίας («καυστήρας Langmuir»). Ένας πίδακας υδρογόνου σε ένα ηλεκτρικό τόξο εξατμίζεται στους 35.000 C κατά 30%, τότε, με τον ανασυνδυασμό των ατόμων, είναι δυνατό να φθάσουμε στους 50.000 C.

Το υγροποιημένο υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο σε πυραύλους (βλ. οξυγόνο). Υποσχόμενο φιλικό προς το περιβάλλον καύσιμο για χερσαίες μεταφορές. βρίσκονται σε εξέλιξη πειράματα σχετικά με τη χρήση μπαταριών υδρογόνου μετάλλου. Για παράδειγμα, το κράμα LaNi5 μπορεί να απορροφήσει 1,5-2 φορές περισσότερο υδρογόνο από αυτό που περιέχεται στον ίδιο όγκο (με τον όγκο του κράματος) υγρού υδρογόνου.

Οξυγόνο

Σύμφωνα με πλέον γενικά αποδεκτά δεδομένα, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε το 1774 από τον J. Priestley και ανεξάρτητα από τον K. Scheele. Ιστορία της ανακάλυψης του οξυγόνου Καλό παράδειγματην επίδραση των παραδειγμάτων στην ανάπτυξη της επιστήμης (βλ. Παράρτημα 1).

Προφανώς, στην πραγματικότητα, το οξυγόνο ανακαλύφθηκε πολύ νωρίτερα από την επίσημη ημερομηνία. Το 1620, ο καθένας μπορούσε να οδηγήσει κατά μήκος του Τάμεση (στον Τάμεση) σε ένα υποβρύχιο που σχεδίασε ο Κορνήλιος βαν Ντρέμπελ. Το σκάφος κινήθηκε κάτω από το νερό χάρη στις προσπάθειες δώδεκα κωπηλατών. Σύμφωνα με πολλούς αυτόπτες μάρτυρες, ο εφευρέτης του υποβρυχίου έλυσε με επιτυχία το πρόβλημα της αναπνοής «αναζωογονώντας» τον αέρα σε αυτό. με χημικά μέσα. Ο Ρόμπερτ Μπόιλ έγραψε το 1661: «... Εκτός μηχανικός σχεδιασμόςβάρκες, είχε ο εφευρέτης χημικό διάλυμα(ποτό) που αυτός

θεωρείται το κύριο μυστικό της αυτόνομης κατάδυσης. Και όταν από καιρό σε καιρό έπειθε ότι το αναπνεύσιμο μέρος του αέρα είχε ήδη εξαντληθεί και δυσκόλευε τους ανθρώπους στο σκάφος να αναπνεύσουν, μπορούσε, ανοίγοντας ένα δοχείο γεμάτο με αυτό το διάλυμα, να αναπληρώσει γρήγορα τον αέρα με ένα τέτοιο περιεχόμενο ζωτικών μερών που θα το έκανε ξανά κατάλληλο για αναπνοή για αρκετά μεγάλο χρονικό διάστημα.

Ένας υγιής άνθρωπος σε ήρεμη κατάσταση την ημέρα αντλεί περίπου 7200 λίτρα αέρα μέσω των πνευμόνων του, λαμβάνοντας αμετάκλητα 720 λίτρα οξυγόνου. Σε ένα κλειστό δωμάτιο με όγκο 6 m3, ένα άτομο μπορεί να επιβιώσει χωρίς αερισμό έως και 12 ώρες και με σωματική εργασία 3-4 ώρες. Η κύρια αιτία της δυσκολίας στην αναπνοή δεν είναι η έλλειψη οξυγόνου, αλλά συσσώρευση διοξειδίου του άνθρακααπό 0,3 έως 2,5%.

Για πολύ καιρόΗ κύρια μέθοδος για τη λήψη οξυγόνου ήταν ο κύκλος "βαρίου" (λήψη οξυγόνου με τη μέθοδο Brin):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C

Το μυστικό διάλυμα του Drebbel θα μπορούσε να είναι ένα διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Λήψη οξυγόνου κατά την καύση του πυρομίγματος: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Σε μείγμα έως 80% NaClO3, έως 10% σκόνη σιδήρου, 4% υπεροξείδιο του βαρίου και υαλοβάμβακα.

Το μόριο οξυγόνου είναι παραμαγνητικό (πρακτικά διριζικό), επομένως η δραστηριότητά του είναι υψηλή. Οι οργανικές ουσίες οξειδώνονται στον αέρα μέσω του σταδίου σχηματισμού υπεροξειδίου.

Το οξυγόνο λιώνει στους 54,8 Κ και βράζει στους 90,2 Κ.

Η αλλοτροπική τροποποίηση του στοιχείου οξυγόνο είναι η ουσία όζον Ο3. Η βιολογική προστασία του όζοντος της Γης είναι εξαιρετικά σημαντική. Σε υψόμετρο 20-25 km, επικρατεί ισορροπία:

UV<280 нм		UV 280-320nm
O2 ----> 2 O*	Ο* + Ο2 + Μ --> Ο3	Ο3-------	> O2 + O
	(M - N2 , Ar)

Το 1974, ανακαλύφθηκε ότι το ατομικό χλώριο, το οποίο σχηματίζεται από φρέον σε υψόμετρο άνω των 25 χιλιομέτρων, καταλύει τη διάσπαση του όζοντος, σαν να αντικαθιστά το υπεριώδες «όζον». Αυτή η υπεριώδης ακτινοβολία είναι ικανή να προκαλέσει καρκίνο του δέρματος (έως 600.000 περιπτώσεις ετησίως στις ΗΠΑ). Η απαγόρευση των φρέον σε δοχεία αεροζόλ ισχύει στις Ηνωμένες Πολιτείες από το 1978.

Από το 1990, ο κατάλογος των απαγορευμένων ουσιών (σε 92 χώρες) περιλαμβάνει CH3 CCl3, CCl4, χλωροβρωμοϋδρογονάνθρακες - η παραγωγή τους περιορίζεται έως το 2000.

Καύση υδρογόνου σε οξυγόνο

Η αντίδραση είναι πολύ περίπλοκη (σχήμα στη διάλεξη 3), επομένως χρειάστηκε μια μακρά μελέτη πριν από την έναρξη της πρακτικής εφαρμογής.

21 Ιουλίου 1969 ο πρώτος γήινος - ο Ν. Άρμστρονγκ περπάτησε στο φεγγάρι. Το όχημα εκτόξευσης Saturn-5 (σχεδιασμένο από τον Wernher von Braun) αποτελείται από τρία στάδια. Στο πρώτο, κηροζίνη και οξυγόνο, στο δεύτερο και τρίτο - υγρό υδρογόνο και οξυγόνο. Σύνολο 468 τόνοι υγρού Ο2 και Η2. Πραγματοποιήθηκαν 13 επιτυχημένες εκτοξεύσεις.

Από τον Απρίλιο του 1981, το Διαστημικό Λεωφορείο λειτουργεί στις ΗΠΑ: 713 τόνοι υγρού O2 και H2, καθώς και δύο ενισχυτές στερεού προωθητικού 590 τόνων το καθένα (συνολική μάζα στερεό καύσιμο 987 τόνοι). Τα πρώτα 40 km ανάβαση στο TTU, από 40 έως 113 km κινητήρες λειτουργούν με υδρογόνο και οξυγόνο.

Στις 15 Μαΐου 1987, η πρώτη εκτόξευση της Energia, στις 15 Νοεμβρίου 1988, η πρώτη και μοναδική πτήση του Buran. Το βάρος εκτόξευσης είναι 2400 τόνοι, η μάζα του καυσίμου (κηροζίνη σε

πλαϊνά διαμερίσματα, υγρό O2 και H2) 2000 τόνοι Ισχύς κινητήρα 125000 MW, ωφέλιμο φορτίο 105 τόνοι.

Η καύση δεν ήταν πάντα ελεγχόμενη και επιτυχής.

Το 1936 κατασκευάστηκε το μεγαλύτερο αερόπλοιο υδρογόνου στον κόσμο LZ-129 "Hindenburg". Ο όγκος είναι 200.000 m3, το μήκος είναι περίπου 250 m, η διάμετρος είναι 41,2 m. Η ταχύτητα είναι 135 km / h χάρη σε 4 κινητήρες των 1100 ίππων ο καθένας, το ωφέλιμο φορτίο είναι 88 τόνοι. Το αερόπλοιο πραγματοποίησε 37 πτήσεις στον Ατλαντικό και μετέφερε περισσότερους από 3 χιλιάδες επιβάτες.

Στις 6 Μαΐου 1937, ενώ έδενε στις ΗΠΑ, το αερόπλοιο εξερράγη και κάηκε. Ενας από πιθανές αιτίες- δολιοφθορά.

Στις 28 Ιανουαρίου 1986, στο 74ο δευτερόλεπτο της πτήσης, το Challenger εξερράγη με επτά κοσμοναύτες - την 25η πτήση του συστήματος Shuttle. Ο λόγος είναι ένα ελάττωμα στον ενισχυτή στερεού προωθητικού.

Επίδειξη:

έκρηξη εκρηκτικού αερίου (ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου)

κυψέλες καυσίμου

Τεχνικά σημαντική επιλογήαυτή η αντίδραση καύσης - η διαίρεση της διαδικασίας σε δύο:

ηλεκτροοξείδωση υδρογόνου (άνοδος): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

ηλεκτροαναγωγή οξυγόνου (κάθοδος): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Το σύστημα στο οποίο πραγματοποιείται μια τέτοια «καύση» είναι κυψέλη καυσίμου. Η απόδοση είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των θερμοηλεκτρικών σταθμών, αφού δεν υπάρχει

ειδικό στάδιο παραγωγής θερμότητας. Μέγιστη απόδοση = ∆G/∆H; για την καύση υδρογόνου προκύπτει το 94%.

Το φαινόμενο είναι γνωστό από το 1839, αλλά έχουν εφαρμοστεί οι πρώτες πρακτικά λειτουργικές κυψέλες καυσίμου

στα τέλη του 20ου αιώνα στο διάστημα ("Δίδυμοι", "Απόλλων", "Σαΐτα" - ΗΠΑ, "Μπουράν" - ΕΣΣΔ).

Προοπτικές κυψελών καυσίμου [17]

Ένας εκπρόσωπος της Ballard Power Systems, μιλώντας σε επιστημονικό συνέδριο στην Ουάσιγκτον, τόνισε ότι ένας κινητήρας κυψελών καυσίμου θα γίνει εμπορικά βιώσιμος όταν πληροί τέσσερα βασικά κριτήρια: χαμηλότερο κόστος παραγόμενης ενέργειας, αυξημένη ανθεκτικότητα, μειωμένο μέγεθος εγκατάστασης και δυνατότητα γρήγορης εκκίνησης σε κρύο καιρό.. Το κόστος ενός κιλοβάτ ενέργειας που παράγεται από μια μονάδα κυψελών καυσίμου θα πρέπει να μειωθεί στα $30. Για σύγκριση, το 2004 το ίδιο ποσό ήταν 103 $, και το 2005 αναμένεται να είναι $80. Για να επιτευχθεί αυτή η τιμή, είναι απαραίτητο να παράγονται τουλάχιστον 500 χιλιάδες κινητήρες ετησίως. Οι Ευρωπαίοι επιστήμονες είναι πιο προσεκτικοί στις προβλέψεις τους και πιστεύουν ότι η εμπορική χρήση καυσίμων στοιχεία υδρογόνουστην αυτοκινητοβιομηχανία θα ξεκινήσει όχι νωρίτερα από το 2020.