Deguonis yra gausiausias elementas Žemėje. Kartu su azotu ir nedideliu kiekiu kitų dujų laisvasis deguonis sudaro Žemės atmosferą. Jo kiekis ore yra 20,95 % tūrio arba 23,15 % masės. Žemės plutoje 58% atomų yra surišti deguonies atomai (47% masės). Deguonis yra vandens dalis (surišto deguonies atsargos hidrosferoje yra itin didelės), uolienose, daugelyje mineralų ir druskų, taip pat yra riebaluose, baltymuose ir angliavandeniuose, iš kurių yra gyvi organizmai. Beveik visas laisvas deguonis Žemėje susidaro ir išsaugomas fotosintezės proceso metu.
Fizinės savybės.
Deguonis yra bespalvės, beskonės ir bekvapės dujos, šiek tiek sunkesnės už orą. Jis mažai tirpsta vandenyje (1 litre 20 laipsnių vandens ištirpsta 31 ml deguonies), tačiau vis tiek yra geresnis už kitas atmosferos dujas, todėl vanduo prisodrintas deguonimi. Deguonies tankis normaliomis sąlygomis yra 1,429 g/l. Esant -183 0 C temperatūrai ir 101,325 kPa slėgiui deguonis virsta skysta būsena. Skystas deguonis yra melsvos spalvos, įtraukiamas į magnetinį lauką ir -218,7 ° C temperatūroje sudaro mėlynus kristalus.
Natūralus deguonis turi tris izotopus O 16, O 17, O 18.
Allotropija - gebėjimas cheminis elementas egzistuoja dviejų ar daugiau paprastų medžiagų pavidalu, besiskiriančių tik atomų skaičiumi molekulėje arba struktūra.
Ozonas O 3 – egzistuoja viršutiniai sluoksniai atmosferą 20-25 km aukštyje nuo Žemės paviršiaus ir sudaro vadinamąjį „ ozono sluoksnis“, kuri apsaugo Žemę nuo žalingos Saulės ultravioletinės spinduliuotės; blyškiai violetinės, dideliais kiekiais nuodingos dujos, turinčios specifinį aštrų, bet malonų kvapą. Lydymosi temperatūra -192,7 0 C, virimo temperatūra 111,9 0 C. Deguonį geriau ištirpiname vandenyje.
Ozonas yra stiprus oksidatorius. Jo oksidacinis aktyvumas pagrįstas molekulės gebėjimu suskaidyti išskiriant atominį deguonį:
Jis oksiduoja daugybę paprastų ir sudėtingų medžiagų. Su kai kuriais metalais susidaro ozonidai, pavyzdžiui, kalio ozonidas:
K + O 3 = KO 3
Ozonas gaminamas specialiuose įrenginiuose – ozonizatoriuose. Juose, veikiant elektros iškrovai, molekulinis deguonis paverčiamas ozonu:
Panaši reakcija vyksta ir veikiant žaibo išlydžiams.
Ozonas naudojamas dėl stiprių oksiduojančių savybių: naudojamas audiniams balinti, dezinfekuoti geriamas vanduo, medicinoje kaip dezinfekcinė priemonė.
Ozono įkvėpimas dideliais kiekiais yra kenksmingas: dirgina akių ir kvėpavimo organų gleivinę.
Cheminės savybės.
Cheminėse reakcijose su kitų elementų (išskyrus fluorą) atomais deguonis pasižymi išskirtinai oksiduojančiomis savybėmis
Svarbiausia cheminė savybė yra gebėjimas sudaryti oksidus su beveik visais elementais. Tuo pačiu metu deguonis tiesiogiai reaguoja su dauguma medžiagų, ypač kaitinamas.
Dėl šių reakcijų paprastai susidaro oksidai, rečiau - peroksidai:
2Ca + O 2 = 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Deguonis tiesiogiai nesąveikauja su halogenais, auksas ir platina gaunami netiesiogiai. Kaitinant, siera, anglis ir fosforas dega deguonimi.
Deguonies sąveika su azotu prasideda tik 1200 0 C temperatūroje arba elektros iškrovoje:
N 2 + O 2 = 2NO
Su vandeniliu deguonis sudaro vandenį:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Šios reakcijos metu išsiskiria didelis šilumos kiekis.
Dviejų tūrių vandenilio ir vieno tūrio deguonies mišinys užsidegęs sprogsta; tai vadinama detonuojančiomis dujomis.
Daugelis metalų, susilietus su atmosferos deguonimi, yra sunaikinami - korozija. Kai kurie metalai normaliomis sąlygomis oksiduojasi tik nuo paviršiaus (pavyzdžiui, aliuminis, chromas). Susidariusi oksido plėvelė neleidžia tolesnei sąveikai.
4Al + 3O 2 = 2Al 2O 3
Tam tikromis sąlygomis sudėtingos medžiagos taip pat sąveikauja su deguonimi. Tokiu atveju susidaro oksidai, o kai kuriais atvejais - oksidai ir paprastos medžiagos.
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
Sąveikaujant su sudėtingomis medžiagomis, deguonis veikia kaip oksidatorius. Svarbi jo savybė, gebėjimas išlaikyti degimo medžiagų.
Deguonis taip pat sudaro junginį su vandeniliu - vandenilio peroksidas H 2 O 2 - bespalvis skaidrus skystis, turintis aštrų sutraukiantį skonį, gerai tirpus vandenyje. Cheminiu požiūriu vandenilio peroksidas yra labai įdomus junginys. Būdingas mažas stabilumas: stovėdamas lėtai skyla į vandenį ir deguonį:
H 2 O 2 = H 2 O + O 2
Šviesa, šiluma, šarmų buvimas ir kontaktas su oksiduojančiomis ar redukuojančiomis medžiagomis pagreitina skilimo procesą. Deguonies oksidacijos būsena vandenilio perokside = - 1, t.y. turi tarpinę vertę tarp deguonies oksidacijos būsenos vandenyje (-2) ir molekuliniame deguonyje (0), todėl vandenilio peroksidas pasižymi redokso dvilypumu. Vandenilio peroksido oksidacinės savybės yra daug ryškesnės nei redukuojančios, jos pasireiškia rūgštinėje, šarminėje ir neutralioje aplinkoje.
H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O
Vandenilis H yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje (apie 75% masės), o Žemėje jis yra devintas pagal paplitimą. Svarbiausias natūralus vandenilio junginys yra vanduo.
Vandenilis periodinėje lentelėje užima pirmą vietą (Z = 1). Ji turi paprasčiausią atominę struktūrą: atomo branduolį sudaro 1 protonas, jį supa elektronų debesis, susidedantis iš 1 elektrono.
Tam tikromis sąlygomis vandenilis pasižymi metalinėmis savybėmis (dovanoja elektroną), o kitomis – nemetalinėmis savybėmis (priima elektroną).
Gamtoje randami vandenilio izotopai: 1H - protis (branduolys susideda iš vieno protono), 2H - deuteris (D - branduolį sudaro vienas protonas ir vienas neutronas), 3H - tritis (T - branduolį sudaro vienas protonas ir du neutronai).
Paprasta medžiaga vandenilis
Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų kovalentine nepoline jungtimi.
Fizinės savybės. Vandenilis yra bespalvės, bekvapės, beskonės, netoksiškos dujos. Vandenilio molekulė nėra polinė. Todėl tarpmolekulinės sąveikos jėgos vandenilio dujose yra mažos. Tai pasireiškia žemos temperatūros verdant (-252,6 0С) ir tirpstant (-259,2 0С).
Vandenilis yra lengvesnis už orą, D (oru) = 0,069; mažai tirpsta vandenyje (2 tūriai H2 ištirpsta 100 tūrių H2O). Todėl vandenilis, gaminamas laboratorijoje, gali būti renkamas oro arba vandens išstūmimo metodais.
Vandenilio gamyba
Laboratorijoje:
1. Praskiestų rūgščių poveikis metalams:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Sąveika tarp šarminių ir metalai su vandeniu:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2
3. Hidridų hidrolizė: metalų hidridus lengvai skaido vanduo ir susidaro atitinkamas šarmas ir vandenilis:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
4. Šarmų poveikis cinkui, aliuminiui arba siliciui:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2 +H2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Vandens elektrolizė. Norint padidinti vandens elektrinį laidumą, į jį pridedamas elektrolitas, pavyzdžiui, NaOH, H 2 SO 4 arba Na 2 SO 4. Prie katodo susidaro 2 tūriai vandenilio, o prie anodo – 1 tūris deguonies.
2H 2O → 2H2 +O 2
Pramoninė vandenilio gamyba
1. Metano pavertimas garais, Ni 800 °C (pigiausias):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Iš viso:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Vandens garai per karštą koksą 1000 o C temperatūroje:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Susidariusį anglies monoksidą (IV) sugeria vanduo, tokiu būdu pagaminama 50% pramoninio vandenilio.
3. Kaitinant metaną iki 350°C, esant geležies arba nikelio katalizatoriui:
CH4 → C + 2H 2
4. KCl arba NaCl vandeninių tirpalų elektrolizė, kaip šalutinis produktas:
2H 2O + 2NaCl → Cl 2 + H2 + 2NaOH
Cheminės vandenilio savybės
- Junginiuose vandenilis visada yra vienavalentis. Jam būdinga +1 oksidacijos laipsnis, tačiau metalų hidriduose jis lygus -1.
- Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų. Ryšio tarp jų atsiradimas paaiškinamas apibendrintos elektronų poros H:H arba H 2 susidarymu.
- Dėl šio elektronų apibendrinimo H 2 molekulė yra energetiškai stabilesnė nei atskiri jos atomai. Norint suskaidyti 1 molį vandenilio molekulių į atomus, reikia sunaudoti 436 kJ energijos: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Tai paaiškina santykinai mažą molekulinio vandenilio aktyvumą įprastoje temperatūroje.
- Su daugeliu nemetalų vandenilis sudaro dujinius junginius, tokius kaip RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Su halogenais sudaro vandenilio halogenidus:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Tuo pačiu metu jis sprogsta su fluoru, su chloru ir bromu reaguoja tik apšviestas ar kaitinamas, o su jodu tik kaitinamas.
2) Su deguonimi:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
su šilumos išsiskyrimu. Esant normaliai temperatūrai, reakcija vyksta lėtai, virš 550°C ji sprogsta. Mišinys iš 2 tūrių H 2 ir 1 tūrio O 2 vadinamas detonuojančiomis dujomis.
3) Kaitinamas, jis energingai reaguoja su siera (daug sunkiau su selenu ir telūru):
H 2 + S → H 2 S (vandenilio sulfidas),
4) Su azotu, kai susidaro amoniakas tik ant katalizatoriaus ir esant aukštesnei temperatūrai ir slėgiui:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Su anglimi at aukšta temperatūra:
2H 2 + C → CH 4 (metanas)
6) sudaro hidridus su šarminiais ir žemės šarminiais metalais (vandenilis yra oksidatorius):
H2 + 2Li → 2LiH
metalo hidriduose vandenilio jonas yra neigiamai įkrautas (oksidacijos būsena -1), tai yra Na + H hidridas - pagamintas panašiai kaip Na + Cl chloridas -
Su sudėtingomis medžiagomis:
7) Su metalų oksidais (naudojami metalams redukuoti):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O
8) su anglies monoksidu (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Svarbų vaidmenį atlieka sintezės dujos (vandenilio ir anglies monoksido mišinys). praktinę reikšmę, nes priklausomai nuo temperatūros, slėgio ir katalizatoriaus susidaro įvairūs organiniai junginiai, pvz., HCHO, CH 3 OH ir kt.
9) Nesotieji angliavandeniliai reaguoja su vandeniliu ir tampa sotūs:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
Deguonis- vienas iš labiausiai paplitusių elementų Žemėje. Jis sudaro maždaug pusę Žemės plutos, planetos išorinio apvalkalo, svorio. Susijungęs su vandeniliu, jis sudaro vandenį, kuris dengia daugiau nei du trečdalius žemės paviršiaus.
Mes nematome deguonies, negalime jo paragauti ar užuosti. Tačiau jis sudaro penktadalį oro ir yra būtinas gyvybei. Norėdami gyventi, mes, kaip ir gyvūnai bei augalai, turime kvėpuoti.
Deguonis yra nepakeičiamas dalyvis cheminės reakcijos, patenka į bet kurią mikroskopinę gyvo organizmo ląstelę, dėl kurios jos skyla maistinių medžiagų ir išsiskiria gyvybei reikalinga energija. Štai kodėl deguonis yra labai reikalingas kiekvienam gyvam padarui (išskyrus keletą mikrobų rūšių).
Degdamos medžiagos susijungia su deguonimi, išskirdamos energiją šilumos ir šviesos pavidalu.
Vandenilis
Gausiausias elementas Visatoje yra vandenilis. Ji sudaro didžiąją dalį žvaigždžių. Žemėje dauguma vandenilio (cheminis simbolis H) susijungia su deguonimi (O), sudarydami vandenį (H20). Vandenilis yra paprasčiausias ir lengviausias cheminis elementas, nes kiekvienas jo atomas susideda tik iš vieno protono ir vieno elektrono.
XX amžiaus pradžioje dirižabliai ir dideli orlaiviai buvo užpildyti vandeniliu. Tačiau vandenilis yra labai degus. Po kelių nelaimių, sukeltų gaisrų, vandenilis dirižabliuose nebebuvo naudojamas. Šiandien aeronautikoje naudojamos kitos lengvosios dujos – nedegus helis.
Vandenilis jungiasi su anglimi ir sudaro medžiagas, vadinamas angliavandeniliais. Tai produktai, gauti iš gamtinių dujų ir žalios naftos, pavyzdžiui, propano ir butano dujos arba skystas benzinas. Vandenilis taip pat jungiasi su anglimi ir deguonimi, sudarydamas angliavandenius. Krakmolas bulvėse ir ryžiuose, cukrus burokėliuose yra angliavandeniai.
Saulė ir kitos žvaigždės daugiausia sudarytos iš vandenilio. Žvaigždės centre siaubinga temperatūra ir slėgis verčia vandenilio atomus susilieti vienas su kitu ir virsti kitomis dujomis – heliu. Tai išskiria didžiulį energijos kiekį šilumos ir šviesos pavidalu.
Pamokos tikslas.Šioje pamokoje sužinosite apie bene svarbiausius cheminius elementus gyvybei žemėje – vandenilį ir deguonį, sužinosite apie jų chemines savybes, taip pat apie jų formuojamų paprastų medžiagų fizines savybes, sužinosite daugiau apie deguonies ir vandenilio vaidmenį. gamtoje ir gyvenime žmogus.
Vandenilis– labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Deguonis– labiausiai paplitęs elementas Žemėje. Kartu jie sudaro vandenį, medžiagą, kuri sudaro daugiau nei pusę žmogaus kūno masės. Deguonis yra dujos, kurių mums reikia kvėpuoti, o be vandens negalėtume gyventi net kelių dienų, todėl be jokios abejonės deguonį ir vandenilį galime laikyti svarbiausiais gyvybei reikalingais cheminiais elementais.
Vandenilio ir deguonies atomų sandara
Taigi vandenilis pasižymi nemetalinėmis savybėmis. Gamtoje vandenilis atsiranda trijų forma izotopai, protis, deuteris ir tritis, vandenilio izotopai labai skiriasi vienas nuo kito fizinėmis savybėmis, todėl jiems netgi priskiriami atskiri simboliai.
Jei neprisimenate ar nežinote, kas yra izotopai, dirbkite su elektroninio mokomojo šaltinio „Izotopai kaip vieno cheminio elemento atomų atmainos“ medžiaga. Joje sužinosite, kuo vieno elemento izotopai skiriasi vienas nuo kito, ką lemia kelių vieno elemento izotopų buvimas, taip pat susipažinsite su kelių elementų izotopais.
Taigi galimos deguonies oksidacijos būsenos yra ribojamos nuo –2 iki +2. Jei deguonis priima du elektronus (tampa anijonu) arba sudaro dvi kovalentines jungtis su mažiau elektroneigiamų elementų, jis pereina į –2 oksidacijos būseną. Jei deguonis sudaro vieną ryšį su kitu deguonies atomu ir antrą ryšį su mažiau elektronegatyvaus elemento atomu, jis pereina į –1 oksidacijos būseną. Su fluoru sudaro dvi kovalentines jungtis (vienintelis elementas, turintis daugiau Aukšta vertė elektronegatyvumas), deguonis pereina į oksidacijos būseną +2. Sudarant vieną ryšį su kitu deguonies atomu, o antrą su fluoro atomu – +1. Galiausiai, jei deguonis sudaro vieną ryšį su mažiau elektronneigiamu atomu ir antrą ryšį su fluoru, jis bus 0 oksidacijos būsenoje.
Vandenilio ir deguonies fizinės savybės, deguonies alotropija
Vandenilis– bespalvės dujos be skonio ir kvapo. Labai lengvas (14,5 karto lengvesnis už orą). Vandenilio suskystinimo temperatūra – -252,8 °C – yra beveik žemiausia tarp visų dujų (nusileidžiama tik po helio). Skystas ir kietas vandenilis yra labai lengvos, bespalvės medžiagos.
Deguonis- bespalvės, beskonės ir bekvapės dujos, šiek tiek sunkesnės už orą. Esant -182,9 °C temperatūrai virsta sunkiu mėlynu skysčiu, -218 °C temperatūroje sukietėja, susidarant kristalams mėlynos spalvos. Deguonies molekulės yra paramagnetinės, tai reiškia, kad deguonis traukia magnetą. Deguonis blogai tirpsta vandenyje.
Skirtingai nuo vandenilio, kuris sudaro tik vieno tipo molekules, deguonis pasižymi alotropija ir sudaro dviejų tipų molekules, tai yra, elementas deguonis sudaro dvi paprastas medžiagas: deguonį ir ozoną.
Paprastų medžiagų cheminės savybės ir paruošimas
Vandenilis.
Vandenilio molekulėje esantis ryšys yra viengubas ryšys, bet tai vienas stipriausių viengubų jungčių gamtoje, o norint jį nutraukti reikia eikvoti daug energijos, dėl šios priežasties vandenilis kambario temperatūroje yra labai neaktyvus, bet su kylant temperatūrai (arba esant katalizatoriui) vandenilis lengvai sąveikauja su daugeliu paprastų ir sudėtingų medžiagų.
Cheminiu požiūriu vandenilis yra tipiškas nemetalas. Tai reiškia, kad jis gali sąveikauti su aktyviais metalais, sudarydamas hidridus, kuriuose jo oksidacijos būsena yra –1. Su kai kuriais metalais (ličiu, kalciu) sąveika vyksta net kambario temperatūroje, bet gana lėtai, todėl hidridų sintezėje naudojamas kaitinimas:
,
.
Hidridų susidarymas tiesiogine paprastų medžiagų sąveika įmanomas tik aktyviems metalams. Aliuminis nebesąveikauja tiesiogiai su vandeniliu, jo hidridas gaunamas mainų reakcijose.
Vandenilis taip pat reaguoja su nemetalais tik kaitinamas. Išimtis yra halogenai chloras ir bromas, kurių reakciją gali sukelti šviesa:
.
Reakcija su fluoru taip pat nereikalauja kaitinimo, net esant stipriam vėsinimui ir visiškoje tamsoje.
Reakcija su deguonimi vyksta šakotosios grandinės mechanizmu, todėl reakcijos greitis sparčiai didėja, o deguonies ir vandenilio mišinyje santykiu 1:2 reakcija vyksta sprogimu (toks mišinys vadinamas „sprogiosiomis dujomis“). ):
.
Reakcija su siera vyksta daug ramiau, praktiškai nesukuriant šilumos:
.
Reakcijos su azotu ir jodu yra grįžtamos:
,
.
Dėl šios aplinkybės labai sunku gauti amoniaką pramonėje: norint sumaišyti pusiausvyrą, kad susidarytų amoniakas, procesas reikalauja padidinto slėgio. Vandenilio jodidas nėra gaunamas tiesioginės sintezės būdu, nes yra daug daugiau patogiais būdais jo sintezė.
Vandenilis tiesiogiai nereaguoja su mažai aktyviais nemetalais (), nors jo junginiai su jais yra žinomi.
Reakcijoje su sudėtingomis medžiagomis vandenilis daugeliu atvejų veikia kaip reduktorius. Tirpaluose vandenilis gali redukuoti mažai aktyvius metalus (esančius po vandenilio įtampos serijoje) iš jų druskų:
Kaitinamas, vandenilis gali redukuoti daugelį metalų iš jų oksidų. Be to, kuo metalas aktyvesnis, tuo sunkiau jį atkurti ir tuo aukštesnė temperatūra reikalinga:
.
Metalų, aktyvesnių už cinką, beveik neįmanoma redukuoti vandeniliu.
Vandenilis gaminamas laboratorijoje metalams reaguojant su stipriomis rūgštimis. Dažniausiai naudojami cinkas ir druskos rūgštis:
Rečiau naudojama vandens elektrolizė, esant stipriems elektrolitams:
Pramonėje vandenilis gaunamas kaip šalutinis produktas gaminant natrio hidroksidą elektrolizės būdu natrio chlorido tirpalu:
Be to, vandenilis gaunamas perdirbant naftą.
Vandenilio gamyba vandens fotolizės būdu yra vienas perspektyviausių būdų ateityje, tačiau šiuo metu pramoninis pritaikymasšis metodas yra sunkus.
Darbas su medžiaga iš elektroninių edukacinių išteklių Laboratoriniai darbai„Vandenilio gamyba ir savybės“ ir laboratoriniai darbai „vandenilio savybes redukuojantys“. Išstudijuokite Kipp aparato ir Kiryushkin aparato veikimo principą. Pagalvokite, kokiais atvejais patogiau naudoti Kipp aparatą, o kokiais – Kiryushkin aparatą. Kokias savybes vandenilis turi reakcijose?
Deguonis.
Ryšys deguonies molekulėje yra dvigubas ir labai stiprus. Todėl kambario temperatūroje deguonis yra gana neaktyvus. Tačiau kaitinamas, jis pradeda demonstruoti stiprias oksidacines savybes.
Deguonis nekaitindamas reaguoja su aktyviais metalais (šarmais, šarminėmis žemėmis ir kai kuriais lantanidais):
Kaitinamas, deguonis reaguoja su dauguma metalų, sudarydamas oksidus:
,
,
.
Sidabras ir mažiau aktyvūs metalai nėra oksiduojami deguonimi.
Deguonis taip pat reaguoja su dauguma nemetalų, sudarydamas oksidus:
,
,
.
Sąveika su azotu vyksta tik esant labai aukštai temperatūrai, apie 2000 °C.
Deguonis nereaguoja su chloru, bromu ir jodu, nors daugelį jų oksidų galima gauti netiesiogiai.
Deguonies sąveika su fluoru gali būti vykdoma leidžiant elektros iškrovą per dujų mišinį:
.
Deguonies (II) fluoridas yra nestabilus junginys, lengvai suyra ir yra labai stiprus oksidatorius.
Tirpaluose deguonis yra stiprus, nors ir lėtas, oksidatorius. Paprastai deguonis skatina metalų perėjimą į aukštesnes oksidacijos būsenas:
Deguonies buvimas dažnai leidžia metalus, esančius iškart už vandenilio įtampos serijoje, ištirpinti rūgštyse:
Kaitinamas deguonis gali oksiduoti žemesniuosius metalų oksidus:
.
Deguonis pramonėje nėra gaunamas cheminiais metodais, jis gaunamas iš oro distiliuojant.
Laboratorijoje jie naudoja daug deguonies turinčių junginių - nitratų, chloratų, permanganatų skilimo reakcijas kaitinant:
Taip pat galite gauti deguonies per katalizinį vandenilio peroksido skaidymą:
Be to, minėta vandens elektrolizės reakcija gali būti naudojama deguoniui gaminti.
Darbas su elektroninio edukacinio šaltinio medžiaga Laboratorinis darbas „Deguonies gamyba ir jo savybės“.
Kaip vadinasi laboratoriniuose darbuose naudojamas deguonies surinkimo metodas? Kokie dar yra dujų surinkimo būdai ir kurie iš jų tinka deguoniui surinkti?
1 užduotis. Pažiūrėkite vaizdo klipą „Kalio permanganato skilimas kaitinant“.
Atsakyti į klausimus:
- Kuris iš kietųjų reakcijos produktų tirpsta vandenyje?
- Kokios spalvos yra kalio permanganato tirpalas?
- Kokios spalvos yra kalio manganato tirpalas?
Parašykite įvykusių reakcijų lygtis. Subalansuokite juos naudodami elektroninio balanso metodą.
Aptarkite užduotį su mokytoju vaizdo kambaryje.
Ozonas.
Ozono molekulė yra triatomė, o ryšiai joje yra silpnesni nei deguonies molekulėje, o tai lemia didesnį cheminį ozono aktyvumą: ozonas lengvai oksiduoja daugybę medžiagų tirpaluose arba sausoje formoje, nekaitindamas:
Ozonas be katalizatoriaus gali lengvai oksiduoti azoto (IV) oksidą į azoto (V) oksidą, o sieros (IV) oksidą į sieros (VI) oksidą:
Ozonas palaipsniui skyla ir susidaro deguonis:
Naudojamas ozonui gaminti specialius įrenginius– ozonizatoriai, kuriuose švytėjimo išlydis praleidžiamas per deguonį.
Laboratorijoje, norint gauti nedidelius ozono kiekius, kartais naudojamos perokso junginių ir kai kurių aukštesnių oksidų skilimo reakcijos kaitinant:
Darbas su elektroninio edukacinio šaltinio medžiaga Laboratorinis darbas „Ozono gamyba ir jo savybių tyrimas“.
Paaiškinkite, kodėl indigo tirpalo spalva pakinta. Parašykite lygtis reakcijų, kurios vyksta sumaišius švino nitrato ir natrio sulfido tirpalus ir per susidariusią suspensiją praleidžiant ozonuotą orą. Parašykite jonų mainų reakcijos jonines lygtis. Dėl redokso reakcijos sukurkite elektronų balansą.
Aptarkite užduotį su mokytoju vaizdo kambaryje.
Cheminės vandens savybės
Norėdami geriau susipažinti su fizines savybes vanduo ir jo reikšmė, darbas su elektroninių edukacinių išteklių „Anomalios vandens savybės“ ir „Vanduo – svarbiausias skystis Žemėje“ medžiaga.
Vanduo yra labai svarbus visiems gyviems organizmams – iš tikrųjų daug gyvų organizmų sudaro daugiau nei pusė vandens. Vanduo yra vienas universaliausių tirpiklių (esant aukštai temperatūrai ir slėgiui, jo, kaip tirpiklio, galimybės žymiai padidėja). Cheminiu požiūriu vanduo yra vandenilio oksidas, o viduje vandeninis tirpalas jis disocijuoja (nors ir labai nedideliu mastu) į vandenilio katijonus ir hidroksido anijonus:
.
Vanduo reaguoja su daugeliu metalų. Vanduo reaguoja su aktyviaisiais (šarminiais, šarminių žemių ir kai kuriais lantanidais) nekaitindamas:
Sąveika su mažiau aktyviais vyksta kaitinant.
Bendroji ir neorganinė chemija
6 paskaita. Vandenilis ir deguonis. Vanduo. Vandenilio peroksidas.
Vandenilis
Vandenilio atomas yra paprasčiausias chemijos objektas. Griežtai kalbant, jo jonas, protonas, yra dar paprastesnis. Pirmą kartą Cavendish aprašė 1766 m. Pavadinimas iš graikų kalbos. „hidrogenai“ – generuoja vandenį.
Vandenilio atomo spindulys yra maždaug 0,5 * 10–10 m, o jo jonas (protonas) yra 1,2 * 10–15 m arba nuo 50 iki 1,2 * 10–3 pm arba nuo 50 metrų (SCA įstrižainė). iki 1 mm.
Kitas 1s elementas, litis, keičiasi tik nuo 155 pm iki 68 pm Li+. Toks atomo ir jo katijono dydžių skirtumas (5 dydžių eilės) yra unikalus.
Dėl mažo protono dydžio vyksta mainai vandenilinė jungtis, pirmiausia tarp deguonies, azoto ir fluoro atomų. Vandenilinių jungčių stiprumas yra 10-40 kJ/mol, o tai yra žymiai mažesnė už daugumos įprastų jungčių trūkimo energiją (100-150 kJ/mol organinėse molekulėse), bet didesnė už vidutinę kinetinę šiluminio judėjimo energiją 370 C temperatūroje. (4 kJ/mol). Dėl to gyvame organizme grįžtamai nutrūksta vandenilio ryšiai, užtikrinantys gyvybinių procesų tėkmę.
Vandenilis tirpsta 14 K temperatūroje, verda 20,3 K temperatūroje (slėgis 1 atm), skysto vandenilio tankis tik 71 g/l (14 kartų lengvesnis už vandenį).
Išretėjusioje tarpžvaigždinėje terpėje buvo aptikti sužadinti vandenilio atomai su perėjimais iki n 733 → 732, kurių bangos ilgis yra 18 m, o tai atitinka 0,1 mm dydžio Boro spindulį (r = n2 * 0,5 * 10-10 m). !).
Labiausiai paplitęs elementas erdvėje (88,6% atomų, 11,3% atomų yra helis ir tik 0,1% yra visų kitų elementų atomai).
4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol
Kadangi protonai turi 1/2 sukimosi, yra trys vandenilio molekulių variantai:
ortovandenilis o-H2 su lygiagrečiais branduolio sukiniais, paravandenilis p-H2 su antilygiagretus sukimai ir normalus n-H2 - 75% orto-vandenilio ir 25% para-vandenilio mišinys. Transformacijos metu o-H2 → p-H2 išsiskiria 1418 J/mol.
Orto- ir paravandenilio savybės
Kadangi vandenilio atominė masė yra mažiausia įmanoma, jo izotopai - deuteris D (2 H) ir tritis T (3 H) labai skiriasi nuo protiumo 1 H fizine ir cheminės savybės. Pavyzdžiui, pakeičiant vieną iš vandenilio organinis junginys ant deuterio pastebimai atsispindi jo virpesių (infraraudonųjų spindulių) spektras, kuris leidžia nustatyti sudėtingų molekulių struktūrą. Panašūs pakaitalai („žymėtojo atomo metodas“) taip pat naudojami komplekso mechanizmams nustatyti
cheminiai ir biocheminiai procesai. Pažymėto atomo metodas ypač jautrus, kai vietoj pročio naudojamas radioaktyvusis tritis (β-skilimas, pusinės eliminacijos laikas 12,5 metų).
Protiumo ir deuterio savybės
Tankis, g/l (20 K) |
|||||||
Pagrindinis metodas vandenilio gamyba pramonėje – metano konversija |
|||||||
arba anglies hidratacija 800-11000 C temperatūroje (katalizatorius): |
|||||||
CH4 + H2 O = CO + 3 H2 |
virš 10000C |
||||||
„Vandens dujos“: C + H2 O = CO + H2 |
|||||||
Tada CO konversija: CO + H2 O = CO2 + H2 |
4000 C, kobalto oksidai |
||||||
Iš viso: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2
Kiti vandenilio šaltiniai.
Kokso krosnies dujos: apie 55 % vandenilio, 25 % metano, iki 2 % sunkiųjų angliavandenilių, 4-6 % CO, 2 % CO2, 10-12 % azoto.
Vandenilis kaip degimo produktas:
Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2
1 kg pirotechnikos mišinio išsiskiria iki 370 litrų vandenilio.
Vandenilis formoje paprasta medžiaga Naudojamas amoniako gamybai ir augalinių riebalų hidrinimui (kietėjimui), tam tikrų metalų oksidų (molibdeno, volframo) redukavimui, hidridų (LiH, CaH2,
LiAlH4).
Reakcijos entalpija: H. + H. = H2 yra -436 kJ/mol, todėl atominis vandenilis naudojamas aukštos temperatūros redukcinei "liepsnai" ("Langmuir degiklis") gaminti. Vandenilio čiurkšlė elektros lanku 35 000 C temperatūroje išpurškiama 30 %, tada su atomų rekombinacija galima pasiekti 50 000 C.
Suskystintas vandenilis naudojamas kaip kuras raketose (žr. deguonį). Perspektyvus aplinkai nekenksmingas kuras antžeminiam transportui; Vykdomi metalo hidrido vandenilio baterijų naudojimo eksperimentai. Pavyzdžiui, LaNi5 lydinys gali sugerti 1,5–2 kartus daugiau vandenilio, nei yra tame pačiame skysto vandenilio tūryje (kaip lydinio tūris).
Deguonis
Pagal dabar visuotinai priimtus duomenis, deguonį 1774 metais atrado J. Priestley ir nepriklausomai K. Scheele. Deguonies atradimo istorija - geras pavyzdys paradigmų įtaka mokslo raidai (žr. 1 priedą).
Matyt, deguonis iš tikrųjų buvo aptiktas daug anksčiau nei buvo oficiali data. 1620 m. kiekvienas galėjo pasivažinėti Temze (Temzėje) povandeniniu laivu, kurį sukūrė Cornelius van Drebbel. Valtis pajudėjo po vandeniu keliolikos irkluotojų pastangomis. Daugelio liudininkų teigimu, povandeninio laivo išradėjas sėkmingai išsprendė kvėpavimo problemą „atgaivindamas“ jame esantį orą. chemiškai. Robertas Boyle'as 1661 metais rašė: „... Be to mechaninis dizainas valčių, turėjo išradėjas cheminis tirpalas(alkoholinis gėrimas), kurį jis
laikoma pagrindine nardymo paslaptimi. O kai karts nuo karto įsitikindavo, kad dalis kvėpuoti tinkamo oro jau buvo išnaudota ir valtyje esantiems žmonėms sunku kvėpuoti, atkimšęs indą, pripildytą šio tirpalo, galėjo greitai papildyti. oras su tokiu gyvybiškai svarbių dalių kiekiu, kad vėl būtų tinkamas kvėpuoti pakankamai ilgai.
Ramios būsenos sveikas žmogus per parą per plaučius išsiurbia apie 7200 litrų oro, negrįžtamai pasisavindamas 720 litrų deguonies. Uždaroje 6 m3 tūrio patalpoje žmogus be vėdinimo gali išgyventi iki 12 valandų, o su fizinis darbas 3-4 valandas. Pagrindinė kvėpavimo pasunkėjimo priežastis yra ne deguonies trūkumas, o anglies dioksido kaupimasis nuo 0,3 iki 2,5 proc.
Ilgam laikui Pagrindinis deguonies gamybos būdas buvo „bario“ ciklas (deguonies gamyba naudojant Breen metodą):
BaSO4 -t-→ BaO + SO3 ;
5000 C ->
BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C
Slaptas Drebbelio tirpalas galėtų būti vandenilio peroksido tirpalas: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2
Deguonies gavimas deginant pirolizės mišinį: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ
Mišinyje yra iki 80% NaClO3, iki 10% geležies miltelių, 4% bario peroksido ir stiklo vatos.
Deguonies molekulė yra paramagnetinė (praktiškai biradikalė), todėl jos aktyvumas didelis. Ore esančios organinės medžiagos oksiduojasi peroksido susidarymo stadijoje.
Deguonis lydosi 54,8 K temperatūroje ir verda 90,2 K temperatūroje.
Alotropinė deguonies elemento modifikacija yra medžiaga ozonas O3. Biologinė Žemės ozono apsauga yra nepaprastai svarbi. 20-25 km aukštyje nusistovi pusiausvyra:
UV<280 нм |
UV 280-320nm |
||
O2 ----> 2 O* |
O* + O2 + M --> O3 |
O3-------- |
> O2 + O |
(M – N2, Ar) |
|||
1974 metais buvo atrasta, kad atominis chloras, susidarantis iš freonų didesniame nei 25 km aukštyje, katalizuoja ozono irimą, tarsi pakeisdamas „ozoninę“ ultravioletinę spinduliuotę. Šis UV gali sukelti odos vėžį (JAV iki 600 tūkst. atvejų per metus). Draudimas naudoti freonus aerozolių balionėliuose JAV galioja nuo 1978 m.
Nuo 1990 metų į draudžiamų medžiagų sąrašą (92 šalyse) buvo įtrauktos CH3 CCl3, CCl4, chlorobrominti angliavandeniliai – iki 2000 metų jų gamyba bus nutraukta.
Vandenilio deginimas deguonyje
Reakcija yra labai sudėtinga (schema 3 paskaitoje), todėl prieš praktinį pritaikymą reikėjo ilgų studijų.
1969 metų liepos 21 dieną pirmasis žemietis N. Armstrongas vaikščiojo Mėnulyje. Raketų paleidėjas Saturn 5 (sukūrė Wernher von Braun) susideda iš trijų pakopų. Pirmajame yra žibalo ir deguonies, antrame ir trečiame yra skystas vandenilis ir deguonis. Iš viso 468 tonos skysto O2 ir H2. Buvo atlikta 13 sėkmingų paleidimų.
Nuo 1981 m. balandžio mėn. JAV skraido „Space Shuttle“: 713 tonų skysto O2 ir H2, taip pat du kietojo kuro greitintuvai po 590 tonų (bendra masė kietojo kuro 987 t). Pirmieji 40 km kopimo į TTU, nuo 40 iki 113 km varikliai dirba vandeniliu ir deguonimi.
1987 m. gegužės 15 d., pirmasis „Energia“ startas, 1988 m. lapkričio 15 d. – pirmasis ir vienintelis „Buran“ skrydis. Paleidimo svoris 2400 tonų, kuro svoris (žibalo in
šoniniai skyriai, skystas O2 ir H2) 2000 tonų Variklio galia 125000 MW, naudingoji apkrova 105 tonos.
Degimas ne visada buvo kontroliuojamas ir sėkmingas.
1936 metais buvo pastatytas didžiausias pasaulyje vandenilinis dirižablis LZ-129 Hindenburg. Tūris 200 000 m3, ilgis apie 250 m, skersmuo 41,2 m Greitis 135 km/h dėka 4 variklių po 1100 AG, naudingoji apkrova 88 tonos.
1937 m. gegužės 6 d., prisišvartuojant JAV, dirižablis sprogo ir sudegė. Vienas iš galimos priežastys– sabotažas.
1986 m. sausio 28 d., 74-ąją skrydžio sekundę, „Challenger“ su septyniais astronautais sprogo – tai buvo 25-asis „Shuttle“ sistemos skrydis. Priežastis – kietojo kuro akceleratoriaus gedimas.
Demonstracija:
detonuojančių dujų (vandenilio ir deguonies mišinio) sprogimas
Kuro elementai
Techniškai svarbus variantasŠi degimo reakcija yra proceso padalijimas į dvi dalis:
vandenilio elektrooksidacija (anodas): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O
deguonies elektroredukcija (katodas): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–
Sistema, kurioje vyksta toks „degimas“, yra kuro elementas. Efektyvumas yra daug didesnis nei šiluminių elektrinių, nes nėra
specialus šilumos gamybos etapas. Maksimalus efektyvumas = ∆ G/∆ H; vandenilio deginimui pasirodo 94 proc.
Poveikis žinomas nuo 1839 m., tačiau buvo įdiegti pirmieji praktiškai veikiantys kuro elementai
pabaigoje kosmose („Dvyniai“, „Apollo“, „Shuttle“ - JAV, „Buran“ - SSRS).
Kuro elementų perspektyvos [17]
„Ballard Power Systems“ atstovas, kalbėdamas mokslinėje konferencijoje Vašingtone, pabrėžė, kad kuro elementų variklis taps komerciškai perspektyvus, kai atitiks keturis pagrindinius kriterijus: sumažins gaminamos energijos sąnaudas, padidins ilgaamžiškumą, sumažins įrenginio dydį ir galimybė greitai paleisti šaltu oru. Vieno kilovato energijos, pagamintos kuro elementų įrenginiu, kaina turėtų nukristi iki 30 USD. Palyginimui, 2004 m. tas pats skaičius buvo 103 USD, o 2005 m. tikimasi pasiekti 80 USD. Norint pasiekti šią kainą, per metus reikia pagaminti ne mažiau kaip 500 tūkst. Europos mokslininkai yra atsargesni savo prognozėse ir mano, kad komercinis kuro naudojimas vandenilio elementai automobilių pramonėje prasidės ne anksčiau kaip 2020 m.
