Oksigjeni është elementi më i bollshëm në Tokë. Së bashku me azotin dhe një sasi të vogël të gazrave të tjerë, oksigjeni i lirë formon atmosferën e Tokës. Përmbajtja e tij në ajër është 20,95% në vëllim ose 23,15% në masë. Në koren e tokës, 58% e atomeve janë atome të lidhura të oksigjenit (47% në masë). Oksigjeni është pjesë e ujit (rezervat e oksigjenit të lidhur në hidrosferë janë jashtëzakonisht të mëdha), shkëmbinj, shumë minerale dhe kripëra, dhe gjendet në yndyrna, proteina dhe karbohidrate që përbëjnë organizmat e gjallë. Pothuajse i gjithë oksigjeni i lirë i Tokës krijohet dhe ruhet si rezultat i procesit të fotosintezës.

Vetitë fizike.

Oksigjeni është një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë, pak më i rëndë se ajri. Është pak i tretshëm në ujë (31 ml oksigjen tretet në 1 litër ujë në 20 gradë), por gjithsesi është më i mirë se gazrat e tjerë atmosferikë, kështu që uji pasurohet me oksigjen. Dendësia e oksigjenit në kushte normale është 1.429 g/l. Në një temperaturë prej -183 0 C dhe një presion prej 101.325 kPa, oksigjeni kthehet në gjendje të lëngshme. Oksigjeni i lëngshëm ka një ngjyrë kaltërosh, tërhiqet në një fushë magnetike dhe në -218.7 ° C, formon kristale blu.

Oksigjeni natyror ka tre izotope O 16, O 17, O 18.

alotropi- aftësia element kimik ekzistojnë në formën e dy ose më shumë substancave të thjeshta, që ndryshojnë vetëm në numrin e atomeve në molekulë ose në strukturë.

Ozoni O 3 – ekziston në shtresat e sipërme atmosfera në një lartësi prej 20-25 km nga sipërfaqja e Tokës dhe formon të ashtuquajturën " shtresa e ozonit", e cila mbron Tokën nga rrezatimi i dëmshëm ultravjollcë i Diellit; një gaz helmues me ngjyrë vjollce të zbehtë në sasi të mëdha me erë specifike, të athët, por të këndshme. Pika e shkrirjes është -192,7 0 C, pika e vlimit është 111,9 0 C. Oksigjenin e tretim më mirë në ujë.

Ozoni është një agjent i fortë oksidues. Aktiviteti i tij oksidativ bazohet në aftësinë e molekulës për t'u dekompozuar me lëshimin e oksigjenit atomik:

Ai oksidon shumë substanca të thjeshta dhe komplekse. Me disa metale formon ozonide, për shembull ozonidi i kaliumit:

K + O 3 = KO 3

Ozoni prodhohet në pajisje speciale - ozonizues. Në to, nën ndikimin e një shkarkimi elektrik, oksigjeni molekular shndërrohet në ozon:

Një reagim i ngjashëm ndodh nën ndikimin e shkarkimeve të rrufesë.

Përdorimi i ozonit është për shkak të vetive të tij të forta oksiduese: përdoret për zbardhjen e pëlhurave, dezinfektimin. ujë i pijshëm, në mjekësi si dezinfektues.

Thithja e ozonit në sasi të mëdha është e dëmshme: irriton mukozën e syve dhe organet e frymëmarrjes.

Vetitë kimike.

Në reaksionet kimike me atomet e elementeve të tjerë (përveç fluorit), oksigjeni shfaq veti ekskluzivisht oksiduese

Vetia kimike më e rëndësishme është aftësia për të formuar okside me pothuajse të gjithë elementët. Në të njëjtën kohë, oksigjeni reagon drejtpërdrejt me shumicën e substancave, veçanërisht kur nxehet.

Si rezultat i këtyre reaksioneve, si rregull, formohen okside, më rrallë perokside:

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Oksigjeni nuk ndërvepron drejtpërdrejt me halogjenet, arin dhe platinin; oksidet e tyre merren në mënyrë indirekte. Kur nxehet, squfuri, karboni dhe fosfori digjen në oksigjen.

Ndërveprimi i oksigjenit me azotin fillon vetëm në një temperaturë prej 1200 0 C ose në një shkarkesë elektrike:

N 2 + O 2 = 2NO

Me hidrogjen, oksigjeni formon ujin:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Gjatë këtij reagimi, një sasi e konsiderueshme e nxehtësisë lirohet.

Një përzierje e dy vëllimeve të hidrogjenit me një vëllim oksigjeni shpërthen kur ndizet; quhet gaz shpërthyes.

Shumë metale në kontakt me oksigjenin atmosferik i nënshtrohen shkatërrimit - korrozionit. Disa metale në kushte normale oksidohen vetëm nga sipërfaqja (për shembull, alumini, kromi). Filmi i oksidit që rezulton parandalon ndërveprimin e mëtejshëm.

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Në kushte të caktuara, substancat komplekse ndërveprojnë gjithashtu me oksigjenin. Në këtë rast, formohen okside, dhe në disa raste, okside dhe substanca të thjeshta.

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

Kur bashkëvepron me substanca komplekse, oksigjeni vepron si një agjent oksidues. Prona e saj e rëndësishme, aftësia për të ruajtur djegje substancave.

Oksigjeni gjithashtu formon një përbërje me hidrogjen - peroksid hidrogjeni H 2 O 2 - një lëng transparent pa ngjyrë me një shije të mprehtë astringente, shumë i tretshëm në ujë. Kimikisht, peroksidi i hidrogjenit është një përbërës shumë interesant. Stabiliteti i tij i ulët është karakteristik: kur qëndron në këmbë, ngadalë dekompozohet në ujë dhe oksigjen:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

Drita, nxehtësia, prania e alkaleve dhe kontakti me agjentë oksidues ose reduktues përshpejtojnë procesin e dekompozimit. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në peroksid hidrogjeni = - 1, d.m.th. ka një vlerë të ndërmjetme midis gjendjes së oksidimit të oksigjenit në ujë (-2) dhe në oksigjenin molekular (0), kështu që peroksidi i hidrogjenit shfaq dualitet redoks. Vetitë oksiduese të peroksidit të hidrogjenit janë shumë më të theksuara se vetitë reduktuese dhe ato manifestohen në mjedise acidike, alkaline dhe neutrale.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

Hidrogjeni H është elementi më i zakonshëm në Univers (rreth 75% në masë), dhe në Tokë është i nënti më i bollshëm. Komponimi më i rëndësishëm natyror i hidrogjenit është uji.
Hidrogjeni zë vendin e parë në tabelën periodike (Z = 1). Ajo ka strukturën më të thjeshtë atomike: bërthama e atomit është 1 proton, e rrethuar nga një re elektronike e përbërë nga 1 elektron.
Në disa kushte, hidrogjeni shfaq veti metalike (dhuron një elektron), ndërsa në të tjera ai shfaq veti jometalike (pranon një elektron).
Izotopet e hidrogjenit që gjenden në natyrë janë: 1H - protium (bërthama përbëhet nga një proton), 2H - deuterium (D - bërthama përbëhet nga një proton dhe një neutron), 3H - tritium (T - bërthama përbëhet nga një proton dhe dy neutronet).

Substancë e thjeshtë hidrogjen

Një molekulë hidrogjeni përbëhet nga dy atome të lidhura nga një lidhje kovalente jopolare.
Vetitë fizike. Hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë, pa erë, pa shije dhe jo toksik. Molekula e hidrogjenit nuk është polare. Prandaj, forcat e bashkëveprimit ndërmolekular në gazin hidrogjen janë të vogla. Kjo manifestohet në temperaturat e ulëta zierje (-252,6 0С) dhe shkrirje (-259,2 0С).
Hidrogjeni është më i lehtë se ajri, D (nga ajri) = 0,069; pak i tretshëm në ujë (2 vëllime H2 treten në 100 vëllime H2O). Prandaj, hidrogjeni, kur prodhohet në laborator, mund të mblidhet me metoda të zhvendosjes së ajrit ose ujit.

Prodhimi i hidrogjenit

Në laborator:

1. Efekti i acideve të holluara në metale:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2. Ndërveprimi ndërmjet alkalinës dhe metalet me ujë:
Ca +2H2O → Ca(OH) 2 +H2

3. Hidroliza e hidrideve: hidridet e metaleve dekompozohen lehtësisht nga uji për të formuar alkalin dhe hidrogjenin përkatës:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

4. Efekti i alkaleve në zink ose alumin ose silikon:
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. Elektroliza e ujit. Për të rritur përçueshmërinë elektrike të ujit, atij i shtohet një elektrolit, për shembull NaOH, H 2 SO 4 ose Na 2 SO 4. 2 vëllime hidrogjeni formohen në katodë dhe 1 vëllim oksigjen në anodë.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Prodhimi industrial i hidrogjenit

1. Shndërrimi i metanit me avull, Ni 800 °C (më i lirë):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Në total:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Avujt e ujit përmes koksit të nxehtë në 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Monoksidi i karbonit (IV) që rezulton thithet nga uji dhe 50% e hidrogjenit industrial prodhohet në këtë mënyrë.

3. Duke ngrohur metanin në 350°C në prani të një katalizatori hekuri ose nikeli:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektroliza e tretësirave ujore të KCl ose NaCl, si nënprodukt:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në komponimet, hidrogjeni është gjithmonë njëvalent. Karakterizohet nga një gjendje oksidimi +1, por në hidridet metalike është e barabartë me -1.
Molekula e hidrogjenit përbëhet nga dy atome. Shfaqja e një lidhjeje midis tyre shpjegohet me formimin e një çifti të përgjithësuar elektronesh H:H ose H2
Falë këtij përgjithësimi të elektroneve, molekula H 2 është energjikisht më e qëndrueshme se atomet e saj individuale. Për të thyer 1 mol molekula hidrogjeni në atome, është e nevojshme të shpenzohen 436 kJ energji: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol.
Kjo shpjegon aktivitetin relativisht të ulët të hidrogjenit molekular në temperatura të zakonshme.
Me shumë jometale, hidrogjeni formon komponime të gazta si RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Në të njëjtën kohë, ai shpërthen me fluorin, reagon me klorin dhe bromin vetëm kur ndriçohet ose nxehet, dhe me jod vetëm kur nxehet.

2) Me oksigjen:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
me çlirimin e nxehtësisë. Në temperatura normale reaksioni vazhdon ngadalë, mbi 550°C shpërthen. Një përzierje prej 2 vëllimesh H 2 dhe 1 vëllimi O 2 quhet gaz shpërthyes.

3) Kur nxehet, ai reagon fuqishëm me squfurin (shumë më i vështirë me selenin dhe telurin):
H 2 + S → H 2 S (sulfidi i hidrogjenit),

4) Me azot me formimin e amoniakut vetëm në një katalizator dhe në temperatura dhe presione të ngritura:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3

5) Me karbon në temperaturat e larta:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Formon hidride me metale alkaline dhe alkaline tokësore (hidrogjeni është një agjent oksidues):
H 2 + 2Li → 2LiH
në hidridet metalike, joni i hidrogjenit është i ngarkuar negativisht (gjendja e oksidimit -1), domethënë, hidridi Na + H - i ndërtuar i ngjashëm me klorurin Na + Cl -

Me substanca komplekse:

7) Me okside metalike (përdoren për të reduktuar metalet):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) me monoksid karboni (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Gazi sintezë (një përzierje e hidrogjenit dhe monoksidit të karbonit) ka një të rëndësishme rëndësi praktike, sepse në varësi të temperaturës, presionit dhe katalizatorit, formohen përbërje të ndryshme organike, për shembull HCHO, CH 3 OH e të tjera.

9) Hidrokarburet e pangopura reagojnë me hidrogjenin, duke u ngopur:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

Oksigjen- një nga elementët më të zakonshëm në Tokë. Ai përbën rreth gjysmën e peshës së kores së Tokës, guaskës së jashtme të planetit. Kur kombinohet me hidrogjenin, formon ujë, i cili mbulon më shumë se dy të tretat e sipërfaqes së tokës.

Ne nuk mund ta shohim oksigjenin, as nuk mund ta shijojmë apo nuhasim atë. Megjithatë, ai përbën një të pestën e ajrit dhe është thelbësor për jetën. Për të jetuar, ne, ashtu si kafshët dhe bimët, duhet të marrim frymë.

Oksigjeni është një pjesëmarrës i domosdoshëm reaksionet kimike, duke shkuar brenda çdo qelize mikroskopike të një organizmi të gjallë, si rezultat i së cilës ato ndahen lëndë ushqyese dhe lirohet energjia e nevojshme për jetën. Kjo është arsyeja pse oksigjeni është kaq i nevojshëm për çdo krijesë të gjallë (me përjashtim të disa llojeve të mikrobeve).

Kur digjen, substancat kombinohen me oksigjenin, duke çliruar energji në formën e nxehtësisë dhe dritës.

Hidrogjeni

Elementi më i bollshëm në Univers është hidrogjeni. Ajo përbën pjesën më të madhe të yjeve. Në Tokë, shumica e hidrogjenit (simboli kimik H) kombinohet me oksigjenin (O) për të formuar ujin (H20). Hidrogjeni është elementi kimik më i thjeshtë dhe më i lehtë, pasi secili nga atomet e tij përbëhet nga vetëm një proton dhe një elektron.

Në fillim të shekullit të 20-të, aeroplanët dhe avionët e mëdhenj u mbushën me hidrogjen. Megjithatë, hidrogjeni është shumë i ndezshëm. Pas disa fatkeqësive të shkaktuara nga zjarret, hidrogjeni nuk përdorej më në aeroplanët. Sot, një gaz tjetër i lehtë përdoret në aeronautikë - helium jo i ndezshëm.

Hidrogjeni kombinohet me karbonin për të formuar substanca të quajtura hidrokarbure. Këto përfshijnë produkte që rrjedhin nga gazi natyror dhe nafta e papërpunuar, të tilla si gazrat e propanit dhe butanit, ose benzina e lëngshme. Hidrogjeni gjithashtu kombinohet me karbonin dhe oksigjenin për të formuar karbohidrate. Niseshteja në patate dhe oriz, sheqeri në panxhar janë karbohidrate.

Dielli dhe yjet e tjerë janë bërë kryesisht nga hidrogjeni. Në qendër të yllit, temperaturat dhe presionet monstruoze i detyrojnë atomet e hidrogjenit të shkrihen me njëri-tjetrin dhe të kthehen në një gaz tjetër - helium. Kjo çliron një sasi të madhe energjie në formën e nxehtësisë dhe dritës.

Qëllimi i mësimit. Në këtë mësim do të mësoni për ndoshta elementët kimikë më të rëndësishëm për jetën në tokë - hidrogjenin dhe oksigjenin, do të mësoni për vetitë e tyre kimike, si dhe për vetitë fizike të substancave të thjeshta që ato formojnë, do të mësoni më shumë për rolin e oksigjenit dhe hidrogjenit. në natyrë dhe jetë person.

Hidrogjeni– elementi më i zakonshëm në Univers. Oksigjen– elementi më i zakonshëm në Tokë. Së bashku ata formojnë ujin, një substancë që përbën më shumë se gjysmën e masës së trupit të njeriut. Oksigjeni është një gaz që na nevojitet për të marrë frymë dhe pa ujë nuk mund të jetonim as disa ditë, ndaj pa dyshim që oksigjenin dhe hidrogjenin mund ta konsiderojmë elementët kimikë më të rëndësishëm të nevojshëm për jetën.

Struktura e atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit

Kështu, hidrogjeni shfaq veti jo metalike. Në natyrë, hidrogjeni gjendet në forma e tre izotopet, protium, deuterium dhe tritium, izotopet e hidrogjenit janë shumë të ndryshëm nga njëri-tjetri në vetitë fizike, kështu që atyre u caktohen edhe simbole individuale.

Nëse nuk mbani mend ose nuk dini se çfarë janë izotopet, punoni me materialet e burimit arsimor elektronik "Izotopet si varietete të atomeve të një elementi kimik". Në të do të mësoni se si ndryshojnë izotopet e një elementi nga njëri-tjetri, çfarë çon prania e disa izotopeve të një elementi, si dhe do të njiheni me izotopet e disa elementeve.

Kështu, gjendjet e mundshme të oksidimit të oksigjenit janë të kufizuara në vlerat nga -2 në +2. Nëse oksigjeni pranon dy elektrone (duke u bërë anion) ose formon dy lidhje kovalente me më pak elementë elektronegativë, ai kalon në gjendjen e oksidimit –2. Nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom tjetër oksigjeni dhe një lidhje të dytë me një atom të një elementi më pak elektronegativ, ai kalon në gjendjen e oksidimit –1. Formimi i dy lidhjeve kovalente me fluorin (i vetmi element me më shumë vlerë të lartë elektronegativiteti), oksigjeni kalon në gjendje oksidimi +2. Formimi i njërës lidhje me një atom tjetër oksigjeni, dhe e dyta me një atom fluor - +1. Së fundi, nëse oksigjeni formon një lidhje me një atom më pak elektronegativ dhe një lidhje të dytë me fluorin, ai do të jetë në gjendje oksidimi 0.

Vetitë fizike të hidrogjenit dhe oksigjenit, alotropia e oksigjenit

Hidrogjeni– gaz pa ngjyrë pa shije apo erë. Shumë i lehtë (14.5 herë më i lehtë se ajri). Temperatura e lëngëzimit të hidrogjenit - -252,8 °C - është pothuajse më e ulëta midis të gjithë gazrave (e dyta vetëm pas heliumit). Hidrogjeni i lëngshëm dhe i ngurtë janë substanca shumë të lehta, pa ngjyrë.

Oksigjen- gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë, pak më i rëndë se ajri. Në një temperaturë prej -182,9 °C shndërrohet në një lëng të rëndë blu, në -218 °C ngurtësohet me formimin e kristaleve. me ngjyrë blu. Molekulat e oksigjenit janë paramagnetike, që do të thotë se oksigjeni tërhiqet nga një magnet. Oksigjeni është pak i tretshëm në ujë.

Ndryshe nga hidrogjeni, i cili formon molekula të vetëm një lloji, oksigjeni shfaq alotropi dhe formon molekula të dy llojeve, domethënë, elementi oksigjen formon dy substanca të thjeshta: oksigjen dhe ozon.

Vetitë kimike dhe përgatitja e substancave të thjeshta

Hidrogjeni.

Lidhja në molekulën e hidrogjenit është një lidhje e vetme, por është një nga lidhjet e vetme më të forta në natyrë dhe për t'u thyer është e nevojshme të shpenzohet shumë energji, për këtë arsye hidrogjeni është shumë joaktiv në temperaturën e dhomës, por me në rritje të temperaturës (ose në prani të një katalizatori) hidrogjeni ndërvepron lehtësisht me shumë substanca të thjeshta dhe komplekse.

Nga pikëpamja kimike, hidrogjeni është një jometal tipik. Kjo do të thotë, është në gjendje të ndërveprojë me metale aktive për të formuar hidride, në të cilat shfaq një gjendje oksidimi prej -1. Me disa metale (litium, kalcium), ndërveprimi ndodh edhe në temperaturën e dhomës, por ngadalë, kështu që ngrohja përdoret në sintezën e hidrideve:

Formimi i hidrideve nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i substancave të thjeshta është i mundur vetëm për metalet aktive. Alumini nuk ndërvepron më drejtpërdrejt me hidrogjenin; hidridi i tij fitohet nga reaksionet e shkëmbimit.

Hidrogjeni gjithashtu reagon me jometalet vetëm kur nxehet. Përjashtim bëjnë halogjenet klori dhe bromi, reagimi me të cilin mund të shkaktohet nga drita:

Reagimi me fluor gjithashtu nuk kërkon ngrohje; ai vazhdon në mënyrë shpërthyese edhe me ftohje të fortë dhe në errësirë absolute.

Reagimi me oksigjen vazhdon përgjatë një mekanizmi zinxhir të degëzuar, kështu që shpejtësia e reagimit rritet me shpejtësi, dhe në një përzierje të oksigjenit dhe hidrogjenit në një raport 1:2, reagimi vazhdon me një shpërthim (një përzierje e tillë quhet "gaz shpërthyes" ):

Reagimi me squfur vazhdon shumë më i qetë, praktikisht pa gjenerim të nxehtësisë:

Reaksionet me azotin dhe jodin janë të kthyeshme:

Kjo rrethanë e bën shumë të vështirë marrjen e amoniakut në industri: procesi kërkon përdorimin e presionit të shtuar për të përzier ekuilibrin drejt formimit të amoniakut. Jodidi i hidrogjenit nuk merret me sintezë të drejtpërdrejtë, pasi ka shumë më tepër mënyra të përshtatshme sintezën e saj.

Hidrogjeni nuk reagon drejtpërdrejt me jometalet me aktivitet të ulët (), megjithëse komponimet e tij me to janë të njohura.

Në reaksionet me substanca komplekse, hidrogjeni në shumicën e rasteve vepron si një agjent reduktues. Në tretësirat, hidrogjeni mund të zvogëlojë metalet me aktivitet të ulët (të vendosura pas hidrogjenit në serinë e tensionit) nga kripërat e tyre:

Kur nxehet, hidrogjeni mund të reduktojë shumë metale nga oksidet e tyre. Për më tepër, sa më aktiv të jetë metali, aq më e vështirë është rivendosja e tij dhe aq më e lartë është temperatura e kërkuar për këtë:

Metalet më aktivë se zinku janë pothuajse të pamundur të reduktohen me hidrogjen.

Hidrogjeni prodhohet në laborator duke reaguar metalet me acide të forta. Më të përdorurat janë zinku dhe acidi klorhidrik:

Më pak e përdorur është elektroliza e ujit në prani të elektroliteve të forta:

Në industri, hidrogjeni merret si nënprodukt kur prodhohet hidroksidi i natriumit nga elektroliza e një solucioni të klorurit të natriumit:

Përveç kësaj, hidrogjeni merret nga rafinimi i naftës.

Prodhimi i hidrogjenit me fotolizë të ujit është një nga metodat më premtuese në të ardhmen, por për momentin aplikim industrial kjo metodë është e vështirë.

Puna me materiale nga burimet elektronike arsimore Puna laboratorike"Prodhimi dhe vetitë e hidrogjenit" dhe puna laboratorike "reduktimi i vetive të hidrogjenit". Studioni parimin e funksionimit të aparatit Kipp dhe aparatit Kiryushkin. Mendoni se në cilat raste është më i përshtatshëm të përdorni aparatin Kipp dhe në cilat është më i përshtatshëm të përdorni aparatin Kiryushkin. Çfarë veti shfaq hidrogjeni në reaksione?

Oksigjen.

Lidhja në molekulën e oksigjenit është e dyfishtë dhe shumë e fortë. Prandaj, oksigjeni është mjaft joaktiv në temperaturën e dhomës. Kur nxehet, megjithatë, fillon të shfaqë veti të forta oksiduese.

Oksigjeni reagon pa u ngrohur me metale aktive (alkali, toka alkaline dhe disa lantanide):

Kur nxehet, oksigjeni reagon me shumicën e metaleve për të formuar okside:

Argjendi dhe metalet më pak aktive nuk oksidohen nga oksigjeni.

Oksigjeni gjithashtu reagon me shumicën e jometaleve për të formuar okside:

Ndërveprimi me azotin ndodh vetëm në temperatura shumë të larta, rreth 2000 °C.

Oksigjeni nuk reagon me klorin, bromin dhe jodin, megjithëse shumë nga oksidet e tyre mund të merren në mënyrë indirekte.

Ndërveprimi i oksigjenit me fluorin mund të kryhet duke kaluar një shkarkesë elektrike përmes një përzierje gazesh:

Fluori i oksigjenit (II) është një përbërës i paqëndrueshëm, dekompozohet lehtësisht dhe është një agjent shumë i fortë oksidues.

Në tretësirat, oksigjeni është një agjent oksidues i fortë, megjithëse i ngadalshëm. Si rregull, oksigjeni nxit kalimin e metaleve në gjendje më të larta oksidimi:

Prania e oksigjenit shpesh lejon që metalet e vendosura menjëherë pas hidrogjenit në serinë e tensionit të treten në acide:

Kur nxehet, oksigjeni mund të oksidojë oksidet më të ulëta të metalit:

Oksigjeni në industri nuk merret me metoda kimike, ai merret nga ajri me distilim.

Në laborator, ata përdorin reaksionet e dekompozimit të përbërjeve të pasura me oksigjen - nitratet, kloratet, permanganatet kur nxehen:

Ju gjithashtu mund të merrni oksigjen përmes dekompozimit katalitik të peroksidit të hidrogjenit:

Përveç kësaj, reaksioni i mësipërm i elektrolizës së ujit mund të përdoret për të prodhuar oksigjen.

Puna me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Prodhimi i oksigjenit dhe vetitë e tij".

Si quhet metoda e grumbullimit të oksigjenit që përdoret në punën laboratorike? Cilat metoda të tjera të grumbullimit të gazeve ekzistojnë dhe cilat prej tyre janë të përshtatshme për mbledhjen e oksigjenit?

Detyra 1. Shikoni videoklipin "Zbërthimi i permanganatit të kaliumit kur nxehet".

Përgjigju pyetjeve:

1. Cili nga produktet e reaksionit të ngurtë është i tretshëm në ujë?
2. Çfarë ngjyre ka tretësira e permanganatit të kaliumit?
3. Çfarë ngjyre është tretësira e manganatit të kaliumit?

Shkruani ekuacionet për reaksionet që ndodhin. Balanconi ato duke përdorur metodën e bilancit elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin tuaj në ose në dhomën e videos.

Ozoni.

Molekula e ozonit është triatomike dhe lidhjet në të janë më pak të forta sesa në molekulën e oksigjenit, gjë që çon në një aktivitet më të madh kimik të ozonit: ozoni oksidon lehtësisht shumë substanca në tretësirë ose në formë të thatë pa ngrohje:

Ozoni mund të oksidojë lehtësisht oksidin e azotit (IV) në oksid azoti (V) dhe oksidin e squfurit (IV) në oksid squfuri (VI) pa një katalizator:

Ozoni gradualisht dekompozohet për të formuar oksigjen:

Përdoret për prodhimin e ozonit pajisje speciale– ozonizuesit në të cilët një shkarkesë shkëlqimi kalon përmes oksigjenit.

Në laborator, për të marrë sasi të vogla të ozonit, ndonjëherë përdoren reaksionet e dekompozimit të perokso-komponimeve dhe disa oksideve më të larta kur nxehen:

Punoni me materialet e burimit elektronik arsimor Puna laboratorike "Prodhimi i ozonit dhe studimi i vetive të tij".

Shpjegoni pse tretësira e indigos zbardhet. Shkruani ekuacionet për reaksionet që ndodhin kur përzihen tretësirat e nitratit të plumbit dhe sulfurit të natriumit dhe kur ajri i ozonuar kalon nëpër suspensionin që rezulton. Shkruani ekuacionet jonike për një reaksion shkëmbimi jonik. Për reaksionin redoks, krijoni një ekuilibër elektronik.

Diskutoni detyrën me mësuesin tuaj në ose në dhomën e videos.

Vetitë kimike të ujit

Për t'u njohur më mirë me vetitë fizike uji dhe rëndësia e tij, punoni me materialet e burimeve elektronike arsimore "Vetitë anormale të ujit" dhe "Uji është lëngu më i rëndësishëm në Tokë".

Uji ka një rëndësi të madhe për të gjithë organizmat e gjallë - në fakt, shumë organizma të gjallë përbëhen nga më shumë se gjysma e ujit. Uji është një nga tretësit më universal (në temperatura dhe presione të larta, aftësitë e tij si tretës rriten ndjeshëm). Nga pikëpamja kimike, uji është oksid hidrogjeni, ndërsa në tretësirë ujore ai shpërndahet (megjithëse në një masë shumë të vogël) në katione hidrogjeni dhe anione hidroksid:

Uji reagon me shumë metale. Uji reagon me aktive (alkaline, tokë alkaline dhe disa lantanide) pa u ngrohur:

Ndërveprimi me ato më pak aktive ndodh kur nxehet.

Kimi e përgjithshme dhe inorganike

Leksioni 6. Hidrogjeni dhe oksigjeni. Uji. Peroksid hidrogjeni.

Hidrogjeni

Atomi i hidrogjenit është objekti më i thjeshtë i kimisë. Në mënyrë të rreptë, joni i tij, protoni, është edhe më i thjeshtë. Përshkruar për herë të parë në 1766 nga Cavendish. Emër nga greqishtja. "hidrogjene" - gjenerojnë ujë.

Rrezja e një atomi hidrogjeni është afërsisht 0,5 * 10-10 m, dhe joni (protoni) i tij është 1,2 * 10-15 m. Ose nga ora 50 pasdite deri në 1,2 * 10-3 pasdite ose nga 50 metra (diagonalja e SCA ) deri në 1 mm.

Elementi tjetër 1s, litiumi, ndryshon vetëm nga ora 155 pasdite në 68 pasdite për Li+. Një ndryshim i tillë në madhësitë e një atomi dhe kationit të tij (5 rend të madhësisë) është unik.

Për shkak të madhësisë së vogël të protonit, ndodh shkëmbimi lidhje hidrogjenore, kryesisht midis atomeve të oksigjenit, azotit dhe fluorit. Forca e lidhjeve të hidrogjenit është 10-40 kJ/mol, që është dukshëm më pak se energjia e thyerjes së shumicës së lidhjeve të zakonshme (100-150 kJ/mol në molekulat organike), por më e madhe se energjia mesatare kinetike e lëvizjes termike në 370 C. (4 kJ/mol). Si rezultat, në një organizëm të gjallë, lidhjet e hidrogjenit prishen në mënyrë të kthyeshme, duke siguruar rrjedhën e proceseve jetësore.

Hidrogjeni shkrihet në 14 K, vlon në 20,3 K (presion 1 atm), dendësia e hidrogjenit të lëngshëm është vetëm 71 g/l (14 herë më e lehtë se uji).

Atomet e ngacmuara të hidrogjenit me kalime deri në n 733 → 732 me një gjatësi vale 18 m u zbuluan në mjedisin e rrallë ndëryjor, i cili korrespondon me një rreze Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) të rendit 0,1 mm ( !).

Elementi më i zakonshëm në hapësirë (88.6% e atomeve, 11.3% e atomeve janë helium dhe vetëm 0.1% janë atome të të gjithë elementëve të tjerë).

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

Meqenëse protonet kanë rrotullim 1/2, ekzistojnë tre variante të molekulave të hidrogjenit:

ortohidrogjen o-H2 me rrotullime bërthamore paralele, parahidrogjen p-H2 me antiparalele rrotullime dhe n-H2 normale - një përzierje prej 75% orto-hidrogjen dhe 25% para-hidrogjen. Gjatë transformimit o-H2 → p-H2 lirohet 1418 J/mol.

Vetitë e orto- dhe parahidrogjenit

Meqenëse masa atomike e hidrogjenit është minimalja e mundshme, izotopet e tij - deuterium D (2 H) dhe tritium T (3 H) ndryshojnë ndjeshëm nga protium 1 H në fizik dhe vetitë kimike. Për shembull, zëvendësimi i një prej hidrogjeneve në përbërje organike në deuterium reflektohet dukshëm në spektrin e tij vibrues (infra të kuq), i cili bën të mundur përcaktimin e strukturës së molekulave komplekse. Zëvendësime të ngjashme ("metoda e atomit të etiketuar") përdoren gjithashtu për të vendosur mekanizmat e kompleksit

proceset kimike dhe biokimike. Metoda e atomit të etiketuar është veçanërisht e ndjeshme kur përdoret tritium radioaktiv në vend të protiumit (β-zbërthimi, gjysma e jetës 12,5 vjet).

Vetitë e protiumit dhe deuteriumit

		Dendësia, g/l (20 K)



Metoda bazë prodhimi i hidrogjenit në industri – shndërrimi i metanit
ose hidratimi i qymyrit në 800-11000 C (katalizator):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2	mbi 10000 C
"Gaz uji": C + H2 O = CO + H2	mbi 10000 C
Pastaj shndërrimi i CO: CO + H2 O = CO2 + H2			4000 C, oksidet e kobaltit

Gjithsej: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Burime të tjera të hidrogjenit.

Gazi i furrës së koksit: rreth 55% hidrogjen, 25% metan, deri në 2% hidrokarbure të rënda, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azot.

Hidrogjeni si produkt djegieje:

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

Për 1 kg përzierje piroteknike lëshohen deri në 370 litra hidrogjen.

Hidrogjeni në formë substancë e thjeshtë përdoret për prodhimin e amoniakut dhe hidrogjenizimin (forcimin) e yndyrave bimore, për reduktimin e oksideve të caktuara metalike (molibden, tungsten), për prodhimin e hidrideve (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia e reaksionit: H. + H. = H2 është -436 kJ/mol, kështu që hidrogjeni atomik përdoret për të prodhuar një "flakë" të reduktimit të temperaturës së lartë ("djegësi Langmuir"). Një avion hidrogjeni në një hark elektrik atomizohet në 35,000 C me 30%, pastaj me rikombinimin e atomeve është e mundur të arrihet 50,000 C.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret si lëndë djegëse në raketa (shih oksigjenin). Premtimi i karburantit miqësor ndaj mjedisit për transportin tokësor; Eksperimentet janë duke u zhvilluar për përdorimin e baterive të hidrogjenit me hidrogjen metalik. Për shembull, një aliazh LaNi5 mund të thithë 1,5-2 herë më shumë hidrogjen se sa përmbahet në të njëjtin vëllim (si vëllimi i aliazhit) të hidrogjenit të lëngshëm.

Oksigjen

Sipas të dhënave tashmë të pranuara përgjithësisht, oksigjeni u zbulua në 1774 nga J. Priestley dhe në mënyrë të pavarur nga K. Scheele. Historia e zbulimit të oksigjenit - shembull i mirë ndikimi i paradigmave në zhvillimin e shkencës (shih Shtojcën 1).

Me sa duket, oksigjeni u zbulua shumë më herët se data zyrtare. Në vitin 1620, çdokush mund të bënte një udhëtim në Thames (në Thames) në një nëndetëse të projektuar nga Cornelius van Drebbel. Varka lëvizi nën ujë falë përpjekjeve të një duzinë rremtarësh. Sipas shumë dëshmitarëve okularë, shpikësi i nëndetëses zgjidhi me sukses problemin e frymëmarrjes duke "freskuar" ajrin në të. kimikisht. Robert Boyle shkroi në vitin 1661: “... Përveç kësaj dizajn mekanik varkat, kishte shpikësi tretësirë kimike(liquor) të cilin ai

konsiderohet sekreti kryesor i zhytjes në skuba. Dhe kur herë pas here ishte i bindur se një pjesë e ajrit të përshtatshëm për të marrë frymë tashmë ishte konsumuar dhe po ua vështirësonte frymëmarrjen njerëzve në barkë, ai mund të rimbushej shpejt duke hequr tapa nga një enë të mbushur me këtë zgjidhje. ajri me një përmbajtje të tillë të pjesëve jetike që do ta bënte atë përsëri të përshtatshëm për frymëmarrje për një kohë mjaft të gjatë."

Një person i shëndetshëm në një gjendje të qetë pompon rreth 7200 litra ajër përmes mushkërive të tij në ditë, duke marrë në mënyrë të pakthyeshme 720 litra oksigjen. Në një dhomë të mbyllur me një vëllim prej 6 m3, një person mund të mbijetojë pa ventilim deri në 12 orë, dhe me punë fizike 3-4 orë. Shkaku kryesor i vështirësisë në frymëmarrje nuk është mungesa e oksigjenit, por akumulimi i dioksidit të karbonit nga 0.3 në 2.5%.

Për një kohë të gjatë Metoda kryesore për prodhimin e oksigjenit ishte cikli "barium" (prodhimi i oksigjenit duke përdorur metodën Breen):

BaSO4 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Zgjidhja sekrete e Drebbel mund të jetë një tretësirë e peroksidit të hidrogjenit: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Marrja e oksigjenit duke djegur një përzierje me pirolizë: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Përzierja përmban deri në 80% NaClO3, deri në 10% pluhur hekuri, 4% peroksid bariumi dhe lesh xhami.

Molekula e oksigjenit është paramagnetike (praktikisht biradikale), prandaj aktiviteti i saj është i lartë. Substancat organike në ajër oksidohen në fazën e formimit të peroksidit.

Oksigjeni shkrihet në 54,8 K dhe vlon në 90,2 K.

Një modifikim alotropik i elementit të oksigjenit është substanca ozon O3. Mbrojtja biologjike e Tokës nga ozoni është jashtëzakonisht e rëndësishme. Në një lartësi prej 20-25 km vendoset ekuilibri:

UV<280 нм		UV 280-320 nm
O2 ----> 2 O*	O* + O2 + M --> O3	O3 -------	> O2 + O
	(M – N2, Ar)

Në vitin 1974, u zbulua se klori atomik, i cili formohet nga freonet në një lartësi prej më shumë se 25 km, katalizon prishjen e ozonit, sikur të zëvendësonte rrezatimin ultravjollcë "ozoni". Kjo UV mund të shkaktojë kancer të lëkurës (deri në 600 mijë raste në vit në SHBA). Ndalimi i freoneve në kanaçe me aerosol ka qenë në fuqi në Shtetet e Bashkuara që nga viti 1978.

Që nga viti 1990, lista e substancave të ndaluara (në 92 vende) përfshin CH3 CCl3, CCl4 dhe hidrokarbure të klorobrominuara - prodhimi i tyre do të hiqet gradualisht deri në vitin 2000.

Djegia e hidrogjenit në oksigjen

Reagimi është shumë kompleks (skema në leksionin 3), kështu që kërkohej një studim i gjatë përpara aplikimit praktik.

Më 21 korrik 1969, tokësori i parë, N. Armstrong, eci në Hënë. Raketa hedhëse Saturn 5 (projektuar nga Wernher von Braun) përbëhet nga tre faza. E para përmban vajguri dhe oksigjen, e dyta dhe e treta përmbajnë hidrogjen dhe oksigjen të lëngshëm. Gjithsej 468 ton lëng O2 dhe H2. Janë bërë 13 lëshime të suksesshme.

Që nga prilli i vitit 1981, Space Shuttle ka fluturuar në SHBA: 713 ton O2 dhe H2 të lëngshëm, si dhe dy përshpejtues të karburantit të ngurtë prej 590 tonë secili (masa totale lëndë djegëse e ngurtë 987 t). 40 km e parë ngjitet në TTU, nga 40 në 113 km motorët punojnë me hidrogjen dhe oksigjen.

15 maj 1987 nisja e parë e "Energia", 15 nëntor 1988 fluturimi i parë dhe i vetëm i "Buran". Pesha e nisjes 2400 ton, pesha e karburantit (vajguri në

ndarjet anësore, lëngu O2 dhe H2) 2000 ton Fuqia e motorit 125000 MW, ngarkesa 105 ton.

Djegia nuk ishte gjithmonë e kontrolluar dhe e suksesshme.

Në vitin 1936, u ndërtua avioni më i madh me hidrogjen në botë, LZ-129 Hindenburg. Vëllimi 200.000 m3, gjatësia rreth 250 m, diametri 41.2 m. Shpejtësia 135 km/h falë 4 motorëve 1100 kf, ngarkesa 88 ton. Aeroplani bëri 37 fluturime përtej Atlantikut dhe transportoi më shumë se 3 mijë pasagjerë.

Më 6 maj 1937, gjatë ankorimit në SHBA, avioni shpërtheu dhe u dogj. Nje nga arsyet e mundshme– sabotim.

Më 28 janar 1986, në sekondën e 74-të të fluturimit, Challenger shpërtheu me shtatë astronautë - fluturimi i 25-të i sistemit Shuttle. Arsyeja është një defekt në përshpejtuesin e karburantit të ngurtë.

Demonstrimi:

shpërthimi i gazit shpërthyes (një përzierje hidrogjeni dhe oksigjeni)

Qelizat e karburantit

Teknikisht opsion i rëndësishëm Ky reagim i djegies është një ndarje e procesit në dy:

elektrooksidimi i hidrogjenit (anoda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroreduktimi i oksigjenit (katodë): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Sistemi në të cilin ndodh një "djegie" e tillë është vëndi i karburantit. Efikasiteti është shumë më i lartë se ai i termocentraleve, pasi nuk ka

faza e veçantë e gjenerimit të nxehtësisë. Efikasiteti maksimal = ∆ G/∆ H; për djegien e hidrogjenit rezulton të jetë 94%.

Efekti është i njohur që nga viti 1839, por qelizat e para praktike të karburantit janë zbatuar

në fund të shekullit të 20-të në hapësirë ("Binjakët", "Apollo", "Shuttle" - SHBA, "Buran" - BRSS).

Perspektivat për qelizat e karburantit [17]

Një përfaqësues i Ballard Power Systems, duke folur në një konferencë shkencore në Uashington, theksoi se një motor me qeliza karburanti do të bëhet komercialisht i zbatueshëm kur të përmbushë katër kriteret kryesore: reduktimin e kostos së energjisë së prodhuar, rritjen e qëndrueshmërisë, zvogëlimin e madhësisë së instalimit dhe aftësia për të filluar shpejt në mot të ftohtë. . Kostoja e një kilovat energjie të gjeneruar nga instalimi i qelizave të karburantit duhet të bjerë në 30 dollarë. Për krahasim, në vitin 2004 e njëjta shifër ishte 103 dollarë dhe në vitin 2005 pritet të arrijë në 80 dollarë. Për të arritur këtë çmim, është e nevojshme të prodhohen të paktën 500 mijë motorë në vit. Shkencëtarët evropianë janë më të kujdesshëm në parashikimet e tyre dhe besojnë se përdorimi komercial i karburantit elementet e hidrogjenit në industrinë e automobilave do të fillojë jo më herët se 2020.