Reacția chimică dintre oxigen și hidrogen. Hidrogen

Proprietățile chimice ale hidrogenului

În condiții obișnuite, hidrogenul molecular este relativ puțin activ, combinându-se direct doar cu cel mai activ dintre nemetale (cu fluor, iar în lumină cu clor). Cu toate acestea, atunci când este încălzit, reacționează cu multe elemente.

Hidrogenul reacționează cu substanțe simple și complexe:

La temperatura ridicata Hidrogenul reacționează direct cu unele metale(alcaline, alcalino-pământoase și altele), formând substanțe albe cristaline - hidruri metalice (Li H, Na H, KH, CaH 2 etc.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hidrururile metalice sunt ușor descompuse de apă pentru a forma alcalii și hidrogenul corespunzător:

Ca H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

1). Cu oxigen Hidrogenul formează apă:

Video „Combustie cu hidrogen”

2H2 + O2 = 2H2O + Q

La temperaturi normale reacția decurge extrem de lent, peste 550°C - cu explozie (un amestec de 2 volume de H 2 și 1 volum de O 2 se numește gaz exploziv) .

Videoclipul „Explozia de gaz detonant”

Videoclip „Pregătirea și explozia unui amestec exploziv”

2). Cu halogeni Hidrogenul formează halogenuri de hidrogen, de exemplu:

H2 + CI2 = 2HCI

În același timp, Hidrogenul explodează cu fluor (chiar și pe întuneric și la -252°C), reacționează cu clorul și bromul numai atunci când este iluminat sau încălzit și cu iod doar când este încălzit.

3). Cu azot Hidrogenul reacţionează pentru a forma amoniac:

ZN2 + N2 = 2NH3

numai pe catalizator și la temperaturi și presiuni ridicate.

4). Când este încălzit, hidrogenul reacționează energic cu sulf:

H2 + S = H2S (hidrogen sulfurat),

mult mai dificil cu seleniul și telurul.

5). Cu carbon pur Hidrogenul poate reacționa fără catalizator numai la temperaturi ridicate:

2H 2 + C (amorf) = CH 4 (metan)

- Hidrogenul suferă o reacție de substituție cu oxizi metalici , în acest caz se formează apă în produse și se reduce metalul. Hidrogen - prezintă proprietățile unui agent reducător:

Se folosește hidrogen pentru recuperarea multor metale, deoarece ia oxigenul din oxizii lor:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O etc.

Aplicații ale hidrogenului

Videoclipul „Folosirea hidrogenului”

În prezent, hidrogenul este produs în cantități uriașe. O mare parte din acesta este folosită în sinteza amoniacului, hidrogenarea grăsimilor și în hidrogenarea cărbunelui, uleiurilor și hidrocarburilor. În plus, hidrogenul este utilizat pentru sinteză de acid clorhidric, alcool metilic, acid cianhidric, în sudarea și forjarea metalelor, precum și în fabricarea lămpilor cu incandescență și pietre pretioase. Hidrogenul este vândut în butelii la o presiune de peste 150 atm. Sunt vopsite în verde închis și au inscripția roșie „Hidrogen”.

Hidrogenul este folosit pentru a transforma grăsimile lichide în grăsimi solide (hidrogenare), producând combustibil lichid prin hidrogenarea cărbunelui și păcurului. În metalurgie, hidrogenul este utilizat ca agent reducător al oxizilor sau clorurilor pentru a produce metale și nemetale (germaniu, siliciu, galiu, zirconiu, hafniu, molibden, wolfram etc.).

Utilizările practice ale hidrogenului sunt variate: este folosit de obicei pentru umplerea baloanelor sonde în industria chimică servește ca materie primă pentru producerea multor produse foarte importante (amoniac etc.), în industria alimentară - pentru producție; de uleiuri vegetale grăsimi solide etc. Temperatura ridicată (până la 2600 °C) rezultată din arderea hidrogenului în oxigen este folosită la topirea metalelor refractare, cuarțului etc. Hidrogenul lichid este unul dintre cei mai eficienți carburanți pentru reacție. Consumul anual global de hidrogen depășește 1 milion de tone.

SIMULAtoare

nr. 2. Hidrogen

SARCINI DE ATRIBUIRE

10.1.Hidrogen

Denumirea „hidrogen” se referă atât la un element chimic, cât și la o substanță simplă. Element hidrogen este format din atomi de hidrogen. Substanță simplă hidrogen constă din molecule de hidrogen.

A) Element chimic hidrogen

În seria naturală de elemente, numărul de serie al hidrogenului este 1. În sistemul de elemente, hidrogenul se află în prima perioadă din grupa IA sau VIIA.

Hidrogenul este unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ. Fracția molară a atomilor de hidrogen din atmosferă, hidrosferă și litosfera Pământului (denumită în mod colectiv scoarța terestră) este de 0,17. Se găsește în apă, multe minerale, petrol, gaze naturale, plante și animale. Corpul uman mediu conține aproximativ 7 kilograme de hidrogen.

Există trei izotopi ai hidrogenului:
a) hidrogen ușor - protium,
b) hidrogen greu - deuteriu(D),
c) hidrogen supergreu – tritiu(T).

Tritiul este un izotop instabil (radioactiv), deci practic nu se găsește în natură. Deuteriul este stabil, dar există foarte puțin din el: w D = 0,015% (din masa întregului hidrogen terestru). Prin urmare, masa atomică a hidrogenului diferă foarte puțin de 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom de hidrogen

Din secțiunile anterioare ale cursului de chimie, cunoașteți deja următoarele caracteristici ale atomului de hidrogen:

Capacitățile de valență ale unui atom de hidrogen sunt determinate de prezența unui electron într-un singur orbital de valență. O energie mare de ionizare face ca un atom de hidrogen să nu fie înclinat să cedeze un electron, iar o energie de afinitate electronică nu prea mare duce la o ușoară tendință de a accepta unul. În consecință, în sistemele chimice formarea cationului H este imposibilă, iar compușii cu anionul H nu sunt foarte stabili. Astfel, atomul de hidrogen este cel mai probabil să formeze o legătură covalentă cu alți atomi datorită singurului său electron nepereche. Atât în ​​cazul formării unui anion, cât și în cazul formării unei legături covalente, atomul de hidrogen este monovalent.
Într-o substanță simplă, starea de oxidare a atomilor de hidrogen este zero în majoritatea compușilor, hidrogenul prezintă o stare de oxidare de +I, iar hidrogenul are o stare de oxidare de –I numai în hidrurile celor mai puțin electronegative;
Informațiile despre capacitățile de valență ale atomului de hidrogen sunt date în Tabelul 28. Starea de valență a unui atom de hidrogen legat printr-o legătură covalentă la orice atom este indicată în tabel prin simbolul „H-”.

Tabelul 28.Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

c) Molecula de hidrogen

Molecula de hidrogen diatomic H2 se formează atunci când atomii de hidrogen sunt legați cu singura legătură covalentă posibilă pentru ei. Legătura se formează printr-un mecanism de schimb. Conform modului în care norii de electroni se suprapun, aceasta este o legătură S (Fig. 10.1 A). Deoarece atomii sunt aceiași, legătura este nepolară.

Distanța interatomică (mai precis, distanța interatomică de echilibru, deoarece atomii vibrează) într-o moleculă de hidrogen r(H–H) = 0,74 A (Fig. 10.1 V), care este semnificativ mai mică decât suma razelor orbitale (1,06 A). În consecință, norii de electroni ai atomilor legați se suprapun profund (Fig. 10.1). b), iar legătura din molecula de hidrogen este puternică. Acest lucru este indicat și de valoarea destul de mare a energiei de legare (454 kJ/mol).
Dacă caracterizăm forma moleculei după suprafața limită (asemănătoare suprafeței limită a norului de electroni), atunci putem spune că molecula de hidrogen are forma unei bile ușor deformate (alungite) (Fig. 10.1). G).

d) Hidrogen (substanță)

În condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor și inodor. În cantități mici este non-toxic. Hidrogenul solid se topește la 14 K (–259 °C), iar hidrogenul lichid fierbe la 20 K (–253 °C). Puncte scăzute de topire și fierbere, un interval de temperatură foarte mic pentru existența hidrogenului lichid (doar 6 °C), precum și valori mici ale căldurilor molare de fuziune (0,117 kJ/mol) și vaporizare (0,903 kJ/mol). ) indică faptul că legăturile intermoleculare din hidrogen sunt foarte slabe.
Densitatea hidrogenului r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Pentru comparație: densitatea medie a aerului este de 1,29 g/l. Adică, hidrogenul este de 14,5 ori „mai ușor” decât aerul. Este practic insolubil în apă.
La temperatura camerei, hidrogenul este inactiv, dar când este încălzit reacţionează cu multe substanţe. În aceste reacții, atomii de hidrogen își pot crește sau scădea starea de oxidare: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Н 2 – 2 e– = 2Н +I.
În primul caz, hidrogenul este un agent oxidant, de exemplu, în reacțiile cu sodiu sau calciu: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Dar proprietățile reducătoare ale hidrogenului sunt mai caracteristice: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H2 = Cu + H2O. ( t)
Când este încălzit, hidrogenul este oxidat nu numai de oxigen, ci și de alte nemetale, de exemplu, fluor, clor, sulf și chiar azot.
În laborator, hidrogenul este produs ca rezultat al reacției

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.

În loc de zinc, puteți folosi fier, aluminiu și alte metale, iar în loc de acid sulfuric, puteți folosi alți acizi diluați. Hidrogenul rezultat este colectat într-o eprubetă prin deplasarea apei (vezi Fig. 10.2). b) sau pur și simplu într-un balon răsturnat (Fig. 10.2 A).

În industrie, hidrogenul este produs în cantități mari din gazul natural (în principal metan) prin reacția acestuia cu vaporii de apă la 800 °C în prezența unui catalizator de nichel:

CH4 + 2H2O = 4H2 +CO2 ( t, Ni)

sau tratați cărbunele la temperatură ridicată cu vapori de apă:

2H2O + C = 2H2 + CO2. ( t)

Hidrogenul pur se obține din apă prin descompunerea acesteia soc electric(supus electrolizei):

2H2O = 2H2 + O2 (electroliza).

e) Compuşi ai hidrogenului

Hidrurile (compuși binari care conțin hidrogen) sunt împărțite în două tipuri principale:
a) volatile hidruri (moleculare),
b) hidruri asemănătoare sărurilor (ionice).
Elementele grupelor IVA – VIIA și bor formează hidruri moleculare. Dintre acestea, numai hidrurile elementelor care formează nemetale sunt stabile:

B2H6; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; acid clorhidric
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; BUNĂ
Cu excepția apei, toți acești compuși sunt substanțe gazoase la temperatura camerei, de unde și numele lor - „hidruri volatile”.
Unele dintre elementele care formează nemetale se găsesc și în hidruri mai complexe. De exemplu, carbonul formează compuși cu formula generală C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 și altele, unde n poate fi foarte mare (acești compuși sunt studiați în chimia organică).
Hidrururile ionice includ hidruri de elemente alcaline, alcalino-pământoase și magneziu. Cristalele acestor hidruri constau din anioni H și cationi metalici în cea mai mare stare de oxidare Me sau Me 2 (în funcție de grupa sistemului de elemente).

Atât hidrurile ionice, cât și aproape toate hidrurile moleculare (cu excepția H2O și HF) sunt agenți reducători, dar hidrurile ionice prezintă proprietăți reducătoare mult mai puternice decât cele moleculare.
Pe lângă hidruri, hidrogenul face parte din hidroxizi și din unele săruri. Vă veți familiariza cu proprietățile acestor compuși ai hidrogenului mai complecși în capitolele următoare.
Principalii consumatori de hidrogen produs în industrie sunt instalațiile de producere a îngrășămintelor cu amoniac și azot, unde amoniacul este obținut direct din azot și hidrogen:

N2 +3H22NH3 ( R, t, Pt – catalizator).

Hidrogenul este utilizat în cantități mari pentru a produce alcool metilic (metanol) prin reacția 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – catalizator), precum și în producerea de acid clorhidric, care se obține direct din clor și hidrogen:

H2 + CI2 = 2HCI.

Hidrogenul este uneori folosit în metalurgie ca agent reducător în producerea metalelor pure, de exemplu: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Din ce particule sunt formate nucleele de a) protiu, b) deuteriu, c) tritiu?
2. Comparați energia de ionizare a atomului de hidrogen cu energia de ionizare a atomilor altor elemente. De care element este cel mai aproape hidrogenul din punct de vedere al acestei caracteristici?
3. Faceți același lucru pentru energia de afinitate electronică
4. Comparaţi direcţia de polarizare a legăturii covalente şi gradul de oxidare a hidrogenului în compuşii: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5.Notați cea mai simplă formulă moleculară, structurală și spațială a hidrogenului. Care este cel mai des folosit?
6. Ei spun adesea: „Hidrogenul este mai ușor decât aerul”. Ce înseamnă acest lucru? În ce cazuri poate fi luată această expresie la propriu și în ce cazuri nu?
7. Alcătuiți formulele structurale de hidruri de potasiu și calciu, precum și amoniac, hidrogen sulfurat și bromură de hidrogen.
8. Cunoscând căldurile molare de topire și vaporizare a hidrogenului, determinați valorile cantităților specifice corespunzătoare.
9.Pentru fiecare dintre cele patru reacții care ilustrează principalul Proprietăți chimice hidrogen, creează un echilibru electronic. Etichetați agenții oxidanți și reducători.
10. Determinați masa de zinc necesară pentru a produce 4,48 litri de hidrogen folosind o metodă de laborator.
11. Determinați masa și volumul de hidrogen care se poate obține din 30 m 3 dintr-un amestec de metan și vapori de apă, luat în raport de volum de 1:2, cu un randament de 80%.
12. Alcătuiți ecuații pentru reacțiile care au loc în timpul interacțiunii hidrogenului a) cu fluorul, b) cu sulful.
13. Schemele de reacție de mai jos ilustrează proprietățile chimice de bază ale hidrurilor ionice:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCI ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCI(p) MCl + H2
Aici M este litiu, sodiu, potasiu, rubidiu sau cesiu. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile corespunzătoare dacă M este sodiu. Ilustrați proprietățile chimice ale hidrurii de calciu folosind ecuații de reacție.
14. Folosind metoda echilibrului electronic, creați ecuații pentru următoarele reacții care ilustrează proprietățile reducătoare ale unor hidruri moleculare:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH4 + O2H2O + CO2 ( t).

Ca și în cazul hidrogenului, cuvântul „oxigen” este atât numele unui element chimic, cât și al unei substanțe simple. În afară de o chestiune simplă" oxigen"(dioxigen) element chimic oxigenul formează o altă substanță simplă numită „ ozon"(trioxigen). Acestea sunt modificări alotropice ale oxigenului. Substanta oxigen este formata din molecule de oxigen O 2 , iar substanta ozon este formata din molecule de ozon O 3 .

a) Element chimic oxigen

În seria naturală de elemente, numărul de serie al oxigenului este 8. În sistemul de elemente, oxigenul se află în a doua perioadă în grupul VIA.
Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. ÎN Scoarta terestra fiecare al doilea atom este un atom de oxigen, adică fracția molară a oxigenului din atmosferă, hidrosferă și litosferă a Pământului este de aproximativ 50%. Oxigenul (substanța) este o componentă a aerului. Fracția de volum a oxigenului din aer este de 21%. Oxigenul (un element) se găsește în apă, multe minerale, plante și animale. Corpul uman conține în medie 43 kg de oxigen.
Oxigenul natural este format din trei izotopi (16 O, 17 O și 18 O), dintre care cel mai ușor izotop 16 O este cel mai comun. Prin urmare, masa atomică a oxigenului este aproape de 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom de oxigen

Cunoașteți următoarele caracteristici ale atomului de oxigen.

Tabelul 29.Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

* Acești oxizi pot fi considerați și compuși ionici.
** Atomii de oxigen din moleculă nu sunt în această stare de valență; acesta este doar un exemplu de substanță cu o stare de oxidare a atomilor de oxigen egală cu zero
Energia mare de ionizare (precum cea a hidrogenului) previne formarea unui cation simplu din atomul de oxigen. Energia afinității electronilor este destul de mare (aproape de două ori mai mare decât cea a hidrogenului), ceea ce asigură o tendință mai mare pentru atomul de oxigen de a câștiga electroni și capacitatea de a forma anioni O 2A. Dar energia de afinitate electronică a atomului de oxigen este încă mai mică decât cea a atomilor de halogen și chiar a altor elemente din grupul VIA. Prin urmare, anionii de oxigen ( ionii de oxid) există numai în compușii de oxigen cu elemente ai căror atomi renunță la electroni foarte ușor.
Prin împărțirea a doi electroni nepereche, un atom de oxigen poate forma două legături covalente. Două perechi de electroni singure, din cauza imposibilității excitației, pot intra doar în interacțiunea donor-acceptor. Astfel, fără a lua în considerare multiplicitatea legăturilor și hibridizarea, atomul de oxigen poate fi în una din cele cinci stări de valență (Tabelul 29).
Cea mai tipică stare de valență pentru atomul de oxigen este W k = 2, adică formarea a două legături covalente datorită a doi electroni nepereche.
Electronegativitatea foarte mare a atomului de oxigen (mai mare doar pentru fluor) duce la faptul că în majoritatea compușilor săi oxigenul are o stare de oxidare de –II. Există substanțe în care oxigenul prezintă alte stări de oxidare, unele dintre ele sunt date în Tabelul 29 ca exemple, iar stabilitatea comparativă este prezentată în Fig. 10.3.

c) Molecula de oxigen

S-a stabilit experimental că molecula de oxigen diatomic O2 conține doi electroni nepereche. Folosind metoda legăturii de valență, această structură electronică a acestei molecule nu poate fi explicată. Cu toate acestea, proprietățile legăturii din molecula de oxigen sunt apropiate de cele ale unei legături covalente. Molecula de oxigen este nepolară. Distanța interatomică ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) este mai mică decât distanța dintre atomi legați printr-o singură legătură. Energia de legare molară este destul de mare și se ridică la 498 kJ/mol.

d) Oxigen (substanță)

În condiții normale, oxigenul este un gaz incolor și inodor. Oxigenul solid se topește la 55 K (–218 °C), iar oxigenul lichid fierbe la 90 K (–183 °C).
Legăturile intermoleculare în oxigenul solid și lichid sunt oarecum mai puternice decât în ​​hidrogen, așa cum demonstrează intervalul de temperatură mai mare de existență a oxigenului lichid (36 °C) și căldurile molare mai mari de fuziune (0,446 kJ/mol) și vaporizare (6,83 kJ). /mol).
Oxigenul este ușor solubil în apă: la 0 °C, doar 5 volume de oxigen (gaz!) se dizolvă în 100 de volume de apă (lichid!).
Înclinația mare a atomilor de oxigen de a câștiga electroni și electronegativitatea ridicată duc la faptul că oxigenul prezintă numai proprietăți oxidante. Aceste proprietăți sunt deosebit de pronunțate la temperaturi ridicate.
Oxigenul reacționează cu multe metale: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetale: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
și substanțe complexe: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Cel mai adesea, în urma unor astfel de reacții, se obțin diverși oxizi (a se vedea capitolul II § 5), dar metalele alcaline active, de exemplu sodiul, atunci când sunt arse, se transformă în peroxizi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Formula structurală a peroxidului de sodiu rezultat este (Na) 2 (O-O).
O așchie mocnind pusă în oxigen izbucnește în flăcări. Acesta este un mod convenabil și simplu de a detecta oxigenul pur.
În industrie, oxigenul se obține din aer prin rectificare (distilare complexă), iar în laborator - prin supunerea anumitor compuși care conțin oxigen la descompunere termică, de exemplu:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – catalizator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
şi, în plus, prin descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen la temperatura camerei: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (catalizator MnO 2).
Oxigenul pur este folosit în industrie pentru a intensifica acele procese în care are loc oxidarea și pentru a crea o flacără la temperatură ridicată. În tehnologia rachetelor, oxigenul lichid este folosit ca oxidant.
Oxigenul este de mare importanță pentru menținerea vieții plantelor, animalelor și oamenilor. În condiții normale, o persoană are suficient oxigen în aer pentru a respira. Dar în condițiile în care nu este suficient aer sau nu există deloc aer (în avioane, în timpul lucrărilor de scufundare, în nave spațiale etc.), amestecuri speciale de gaze care conțin oxigen sunt pregătite pentru respirație. Oxigenul este, de asemenea, folosit în medicină pentru bolile care provoacă dificultăți de respirație.

e) Ozonul și moleculele sale

Ozonul O 3 este a doua modificare alotropică a oxigenului.
Molecula triatomică de ozon are o structură de colț intermediară între cele două structuri reprezentate prin următoarele formule:

Ozonul este un gaz albastru închis cu un miros înțepător. Datorită activității sale puternice de oxidare, este otrăvitor. Ozonul este de o ori și jumătate „mai greu” decât oxigenul și puțin mai solubil în apă decât oxigenul.
Ozonul se formează în atmosferă din oxigen în timpul descărcărilor electrice de fulgere:

3O 2 = 2O 3 ().

La temperaturi normale, ozonul se transformă încet în oxigen, iar atunci când este încălzit, acest proces are loc exploziv.
Ozonul este conținut în așa-numitul „strat de ozon” al atmosferei pământului, protejând întreaga viață de pe Pământ de efectele nocive ale radiațiilor solare.
În unele orașe, ozonul este folosit în loc de clor pentru a dezinfecta (dezinfecta) apa potabilă.

Desenați formulele structurale ale următoarelor substanțe: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Denumiți aceste substanțe. Descrieți stările de valență ale atomilor de oxigen din acești compuși.
Determinați valența și starea de oxidare a fiecărui atom de oxigen.
2. Alcătuiți ecuații pentru reacțiile de ardere a litiului, magneziului, aluminiului, siliciului, fosforului roșu și seleniului în oxigen (atomii de seleniu sunt oxidați până la starea de oxidare +IV, atomii altor elemente sunt oxidați până la cea mai înaltă stare de oxidare). Cărei clase de oxizi aparțin produsele acestor reacții?
3. Câţi litri de ozon se pot obţine (în condiţii normale) a) din 9 litri de oxigen, b) din 8 g de oxigen?

Apa este cea mai abundentă substanță din scoarța terestră. Masa apei pământului este estimată la 10 18 tone. Apa este baza hidrosferei planetei noastre, în plus, este conținută în atmosferă, sub formă de gheață formează calotele polare ale Pământului și ghețarii de munți înalți și, de asemenea, face parte din diferite roci. Fracția de masă a apei din corpul uman este de aproximativ 70%.
Apa este singura substanță care are propriile denumiri speciale în toate cele trei stări de agregare.

Structura electronică a unei molecule de apă (Fig. 10.4 A) am studiat în detaliu mai devreme (vezi § 7.10).
Datorită polarității legăturilor O–H și formei unghiulare, molecula de apă este dipol electric.

Pentru a caracteriza polaritatea unui dipol electric, o mărime fizică numită " momentul electric al unui dipol electric" sau pur si simplu" moment dipol".

În chimie, momentul dipol se măsoară în debye: 1 D = 3,34. Clasa 10 –30. m

Într-o moleculă de apă există două legături covalente polare, adică doi dipoli electrici, fiecare având propriul său moment dipol (u). Momentul dipol total al unei molecule este egal cu suma vectorială a acestor două momente (Fig. 10.5):

(H20) = ,

Unde q 1 și q 2 – sarcini parțiale (+) pe atomii de hidrogen și și – distanțe interatomice O – H în moleculă. Deoarece q 1 = q 2 = q, și apoi

Momentele dipolare determinate experimental ale moleculei de apă și ale altor molecule sunt date în tabel.

Tabelul 30.Momentele dipolare ale unor molecule polare

Având în vedere natura dipol a moleculei de apă, aceasta este adesea reprezentată schematic după cum urmează:
Apa pură este un lichid incolor, fără gust sau miros. Câteva caracteristici fizice de bază ale apei sunt prezentate în tabel.

Tabelul 31.Unele caracteristici fizice ale apei

Valorile mari ale căldurilor molare de topire și vaporizare (un ordin de mărime mai mare decât cele ale hidrogenului și oxigenului) indică faptul că moleculele de apă, atât în ​​materie solidă, cât și în cea lichidă, sunt destul de strâns legate între ele. Aceste conexiuni se numesc " legături de hidrogen".

DIPOL ELECTRIC, MOMENT DIPOL, POLARITATE LEGĂTURĂ, POLARITATE MOLECULĂ.
Câți electroni de valență ai unui atom de oxigen iau parte la formarea legăturilor într-o moleculă de apă?
2. Când ce orbitali se suprapun, se formează legături între hidrogen și oxigen într-o moleculă de apă?
3.Faceți o diagramă a formării legăturilor într-o moleculă de peroxid de hidrogen H 2 O 2. Ce poți spune despre structura spațială a acestei molecule?
4. Distanțele interatomice în moleculele de HF, HCl și HBr sunt egale cu 0,92, respectiv; 1.28 și 1.41. Folosind tabelul momentelor dipolare, calculați și comparați sarcinile parțiale ale atomilor de hidrogen din aceste molecule.
5. Distanțele interatomice S – H în molecula de hidrogen sulfurat sunt 1,34, iar unghiul dintre legături este de 92°. Determinați valorile sarcinilor parțiale pe atomii de sulf și hidrogen. Ce puteți spune despre hibridizarea orbitalilor de valență ai atomului de sulf?

După cum știți deja, datorită diferenței semnificative de electronegativitate a hidrogenului și oxigenului (2,10 și 3,50), atomul de hidrogen din molecula de apă capătă o sarcină parțială pozitivă mare ( q h = 0,33 e), iar atomul de oxigen are o încărcătură parțială negativă și mai mare ( q h = –0,66 e). Amintiți-vă, de asemenea, că atomul de oxigen are două perechi singure de electroni per sp AO 3-hibrid. Atomul de hidrogen al unei molecule de apă este atras de atomul de oxigen al altei molecule și, în plus, 1s-AO pe jumătate gol al atomului de hidrogen acceptă parțial o pereche de electroni ai atomului de oxigen. Ca urmare a acestor interacțiuni între molecule, apare un tip special de legătură intermoleculară - o legătură de hidrogen.
În cazul apei, formarea legăturilor de hidrogen poate fi reprezentată schematic după cum urmează:

În ultima formulă structurală, trei puncte (linie punctată, nu electroni!) indică o legătură de hidrogen.

Legăturile de hidrogen există nu numai între moleculele de apă. Se formează dacă sunt îndeplinite două condiții:
1) molecula are o legătură H-E extrem de polară (E este simbolul unui atom al unui element destul de electronegativ),
2) molecula conține un atom E cu o sarcină parțială negativă mare și o pereche de electroni singuratică.
Elementul E poate fi fluor, oxigen și azot. Legăturile de hidrogen sunt semnificativ mai slabe dacă E este clor sau sulf.
Exemple de substanțe cu legături de hidrogen între molecule: fluorură de hidrogen, amoniac solid sau lichid, alcool etilic și multe altele.

În fluorura de hidrogen lichidă, moleculele sale sunt legate prin legături de hidrogen în lanțuri destul de lungi, iar în amoniacul lichid și solid se formează rețele tridimensionale.
În ceea ce privește rezistența, o legătură de hidrogen este intermediară între o legătură chimică și alte tipuri de legături intermoleculare. Energia molară a unei legături de hidrogen variază de obicei între 5 și 50 kJ/mol.
În apa solidă (adică, cristale de gheață), toți atomii de hidrogen sunt legați de hidrogen de atomi de oxigen, fiecare atom de oxigen formând două legături de hidrogen (folosind ambele perechi de electroni). Această structură face gheața mai „slăbită” în comparație cu apa lichidă, unde unele dintre legăturile de hidrogen sunt rupte, iar moleculele sunt capabile să se „împacheteze” puțin mai strâns. Această caracteristică a structurii gheții explică de ce, spre deosebire de majoritatea celorlalte substanțe, apa în stare solidă are o densitate mai mică decât în ​​stare lichidă. Apa atinge densitatea maximă la 4 °C - la această temperatură sunt rupte destul de multe legături de hidrogen, iar dilatarea termică nu are încă un efect foarte puternic asupra densității.
Legăturile de hidrogen sunt foarte importante în viața noastră. Să ne imaginăm pentru o clipă că legăturile de hidrogen au încetat să se mai formeze. Iată câteva consecințe:

• apa la temperatura camerei ar deveni gazoasă, deoarece punctul ei de fierbere ar scădea la aproximativ -80 °C;
• toate corpurile de apă ar începe să înghețe din fund, deoarece densitatea gheții ar fi mai mare decât densitatea apei lichide;
• Helixul dublu al ADN-ului și multe altele ar înceta să mai existe.

Exemplele date sunt suficiente pentru a înțelege că în acest caz natura de pe planeta noastră ar deveni complet diferită.

LEGĂTURA DE HIDROGEN, CONDIȚII DE FORMARE.
Formula alcoolului etilic este CH 3 – CH 2 – O – H. Între ce atomi ai diferitelor molecule ale acestei substanțe se formează legături de hidrogen? Scrieți formule structurale care ilustrează formarea lor.
2. Legăturile de hidrogen există nu numai în substanțe individuale, ci și în soluții. Arătați, folosind formule structurale, cum se formează legăturile de hidrogen într-o soluție apoasă de a) amoniac, b) acid fluorhidric, c) etanol (alcool etilic). = 2H20.
Ambele reacții au loc în apă în mod constant și cu aceeași viteză, prin urmare, există un echilibru în apă: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Acest echilibru se numește echilibrul autoprotolizei apă.

Reacția directă a acestui proces reversibil este endotermă, prin urmare, atunci când este încălzită, autoprotoliza crește, dar la temperatura camerei echilibrul este deplasat spre stânga, adică concentrația ionilor de H 3 O și OH este neglijabilă. Cu ce ​​sunt ei egali?
Conform legii acțiunii în masă

Dar datorită faptului că numărul de molecule de apă reacţionate este nesemnificativ în comparaţie cu numărul total de molecule de apă, putem presupune că concentraţia de apă în timpul autoprotolizei practic nu se modifică, iar 2 = const O concentrație atât de scăzută de ioni încărcați opus în apă curată explică de ce acest lichid, deși slab, încă conduce curentul electric.

AUTOPROTOLIZA APEI, CONSTANTA DE AUTOPROTOLIZA (PRODUS IONIC) A APEI.
Produsul ionic al amoniacului lichid (punctul de fierbere –33 °C) este 2·10 –28. Scrieți o ecuație pentru autoprotoliza amoniacului. Determinați concentrația ionilor de amoniu în amoniacul lichid pur. Care substanță are o conductivitate electrică mai mare, apă sau amoniac lichid?

1. Producerea hidrogenului și arderea acestuia (proprietăți reducătoare).
2. Obținerea oxigenului și arderea substanțelor din acesta (proprietăți oxidante).

• Denumire - H (Hidrogen);
• Nume latin - Hidrogeniu;
• Perioada - I;
• Grupa - 1 (Ia);
• Masa atomică - 1,00794;
• Numărul atomic - 1;
• Raza atomică = 53 pm;
• Raza covalentă = 32 pm;
• Distribuția electronilor - 1s 1;
• temperatura de topire = -259,14°C;
• punctul de fierbere = -252,87°C;
• Electronegativitatea (după Pauling/după Alpred și Rochow) = 2,02/-;
• Stare de oxidare: +1; 0; -1;
• Densitatea (nr.) = 0,0000899 g/cm3;
• Volumul molar = 14,1 cm3/mol.

Compuși binari ai hidrogenului cu oxigenul:

Hidrogenul („dând naștere la apă”) a fost descoperit de omul de știință englez G. Cavendish în 1766. Este cel mai simplu element din natură - un atom de hidrogen are un nucleu și un electron, motiv pentru care hidrogenul este cel mai abundent element din Univers (reprezentând mai mult de jumătate din masa majorității stelelor).

Despre hidrogen putem spune că „bobina este mică, dar scumpă”. În ciuda „simplităţii” sale, hidrogenul furnizează energie tuturor fiinţelor vii de pe Pământ - pe Soare are loc o reacţie termonucleară continuă în care se formează un atom de heliu din patru atomi de hidrogen, acest proces este însoţit de eliberarea unei cantităţi colosale de energie. (pentru mai multe detalii, vezi Fuziunea nucleară).

În scoarța terestră fractiune in masa hidrogenul este de numai 0,15%. Între timp, numărul copleșitor (95%) dintre toate cele cunoscute pe Pământ substanțe chimice conţin unul sau mai mulţi atomi de hidrogen.

În compușii cu nemetale (HCl, H 2 O, CH 4 ...), hidrogenul cedează singurul său electron unor elemente mai electronegative, prezentând o stare de oxidare de +1 (mai des), formând doar legături covalente (vezi Covalent). legătură).

În compușii cu metale (NaH, CaH 2 ...), hidrogenul, dimpotrivă, acceptă un alt electron în singurul său orbital s, încercând astfel să-și completeze stratul electronic, prezentând o stare de oxidare de -1 (mai rar), formând adesea o legătură ionică (vezi legătura ionică), deoarece diferența de electronegativitate a atomului de hidrogen și a atomului de metal poate fi destul de mare.

H 2

În stare gazoasă, hidrogenul există sub formă de molecule biatomice, formând o legătură covalentă nepolară.

Moleculele de hidrogen au:

• mobilitate mare;
• putere mare;
• polarizabilitate scăzută;
• dimensiuni și greutate mici.

Proprietățile hidrogenului gazos:

• cel mai ușor gaz din natură, incolor și inodor;
• slab solubil în apă și solvenți organici;
• se dizolvă în cantități mici în metale lichide și solide (în special platină și paladiu);
• dificil de lichefiat (datorită polarizabilității sale scăzute);
• are cea mai mare conductivitate termică dintre toate gazele cunoscute;
• când este încălzit, reacţionează cu multe nemetale, prezentând proprietăţile unui agent reducător;
• la temperatura camerei reacţionează cu fluor (se produce o explozie): H 2 + F 2 = 2HF;
• reacţionează cu metalele pentru a forma hidruri, prezentând proprietăţi oxidante: H 2 + Ca = CaH 2 ;

În compuși, hidrogenul își prezintă proprietățile sale reducătoare mult mai puternic decât proprietățile sale de oxidare. Hidrogenul este cel mai puternic agent reducător după cărbune, aluminiu și calciu. Proprietățile reducătoare ale hidrogenului sunt utilizate pe scară largă în industrie pentru a obține metale și nemetale (substanțe simple) din oxizi și galide.

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Reacții ale hidrogenului cu substanțe simple

Hidrogenul acceptă un electron, jucând un rol agent de reducere, în reacții:

• Cu oxigen(la aprindere sau în prezența unui catalizator), în raport de 2:1 (hidrogen:oxigen) se formează un gaz detonant exploziv: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Cu gri(când este încălzit la 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Cu clor(atunci când este aprins sau iradiat cu raze UV): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Cu fluor: H20 +F2 = 2H +1 F
• Cu azot(atunci când este încălzit în prezența catalizatorilor sau când tensiune arterială crescută): 3H20 +N2↔ 2NH3 +1

Hidrogenul donează un electron, jucând un rol agent oxidant, în reacții cu alcalinȘi alcalino-pământos metale cu formarea de hidruri metalice - compuși ionici asemănătoare sărurilor care conțin ioni de hidrură H - acestea sunt substanțe cristaline albe instabile.

Ca+H2 = CaH2-1 2Na+H20 = 2NaH-1

Nu este tipic ca hidrogenul să prezinte o stare de oxidare de -1. Când reacţionează cu apa, hidrurile se descompun, reducând apa la hidrogen. Reacția hidrurii de calciu cu apa este următoarea:

CaH2-1 +2H2+10 = 2H20 +Ca(OH)2

Reacții ale hidrogenului cu substanțe complexe

• la temperaturi ridicate, hidrogenul reduce mulți oxizi de metal: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• alcoolul metilic se obține prin reacția hidrogenului cu monoxidul de carbon (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• În reacțiile de hidrogenare, hidrogenul reacționează cu multe substanțe organice.

Ecuații mai detaliate reacții chimice hidrogenul și compușii săi sunt discutați la pagina „Hidrogenul și compușii săi – ecuații ale reacțiilor chimice care implică hidrogenul”.

Aplicații ale hidrogenului

• în energia nucleară se folosesc izotopi de hidrogen - deuteriu și tritiu;
• în industria chimică, hidrogenul este folosit pentru sinteza multora materie organică, amoniac, acid clorhidric;
• V Industria alimentară hidrogenul este utilizat la producerea grăsimilor solide prin hidrogenarea uleiurilor vegetale;
• pentru sudarea și tăierea metalelor se folosește temperatura ridicată de ardere a hidrogenului în oxigen (2600°C);
• în producerea unor metale, hidrogenul este utilizat ca agent reducător (vezi mai sus);
• deoarece hidrogenul este un gaz ușor, este folosit în aeronautică ca umplutură pentru baloane, aerostate și dirijabile;
• Hidrogenul este folosit ca combustibil amestecat cu CO.

Recent, oamenii de știință au acordat destul de multă atenție căutării de surse alternative de energie regenerabilă. Una dintre zonele promițătoare este energia „hidrogenului”, în care hidrogenul este folosit drept combustibil, al cărui produs de ardere este apa obișnuită.

Metode de producere a hidrogenului

Metode industriale de producere a hidrogenului:

• conversia metanului (reducerea catalitică a vaporilor de apă) cu vapori de apă la temperatură ridicată (800°C) pe un catalizator de nichel: CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2;
• conversia monoxidului de carbon cu vapori de apă (t=500°C) pe un catalizator Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• descompunerea termică a metanului: CH4 = C + 2H2;
• gazeificarea combustibililor solizi (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• electroliza apei (o metodă foarte costisitoare care produce hidrogen foarte pur): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Metode de laborator pentru producerea hidrogenului:

• acţiune asupra metalelor (de obicei zinc) cu acid clorhidric sau sulfuric diluat: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2S04 = ZnS04 + H2;
• interacțiunea vaporilor de apă cu pilitura fierbinte de fier: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.

Chimie generală și anorganică

Curs 6. Hidrogen și oxigen. Apă. Apă oxigenată.

Hidrogen

Atomul de hidrogen este cel mai simplu obiect al chimiei. Strict vorbind, ionul său, protonul, este și mai simplu. Descris pentru prima dată în 1766 de Cavendish. Nume din greacă. „hidrogene” – generatoare de apă.

Raza unui atom de hidrogen este de aproximativ 0,5 * 10-10 m, iar ionul său (proton) este de 1,2 * 10-15 m sau de la 50 pm la 1,2 * 10-3 pm sau de la 50 de metri (diagonala SCA). până la 1 mm.

Următorul element 1s, litiu, se schimbă doar de la 155 p.m. la 68 p.m. pentru Li+. O astfel de diferență în dimensiunea unui atom și a cationului său (5 ordine de mărime) este unică.

Datorită dimensiunii mici a protonului, are loc schimbul legătură de hidrogen, în primul rând între atomii de oxigen, azot și fluor. Rezistența legăturilor de hidrogen este de 10-40 kJ/mol, ceea ce este semnificativ mai mic decât energia de rupere a majorității legăturilor obișnuite (100-150 kJ/mol în molecule organice), dar mai mult decât media energie kinetică mișcarea termică la 370 C (4 kJ/mol). Ca urmare, într-un organism viu, legăturile de hidrogen sunt rupte reversibil, asigurând fluxul proceselor vitale.

Hidrogenul se topește la 14 K, fierbe la 20,3 K (presiune 1 atm), densitatea hidrogenului lichid este de numai 71 g/l (de 14 ori mai ușoară decât apa).

Atomi de hidrogen excitați cu tranziții până la n 733 → 732 cu o lungime de undă de 18 m au fost descoperiți în mediul interstelar rarefiat, care corespunde unei raze Bohr (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) de ordinul a 0,1 mm ( !).

Cel mai comun element din spațiu (88,6% dintre atomi, 11,3% dintre atomi sunt heliu și doar 0,1% sunt atomi din toate celelalte elemente).

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

Deoarece protonii au spin 1/2, există trei variante de molecule de hidrogen:

ortohidrogen o-H2 cu spini nucleari paraleli, parahidrogen p-H2 cu antiparalel spini și n-H2 normal - un amestec de 75% orto-hidrogen și 25% para-hidrogen. În timpul transformării o-H2 → p-H2, se eliberează 1418 J/mol.

Proprietățile orto- și parahidrogenului

Deoarece masa atomică a hidrogenului este minim posibil, izotopii săi - deuteriu D (2 H) și tritiu T (3 H) diferă semnificativ de protium 1 H în proprietățile fizice și chimice. De exemplu, înlocuirea unuia dintre hidrogenii dintr-un compus organic cu deuteriu are un efect vizibil asupra spectrului său de vibrații (infraroșu), ceea ce face posibilă determinarea structurii moleculelor complexe. Substituții similare („metoda atomului etichetat”) sunt, de asemenea, folosite pentru a stabili mecanismele complexului

procese chimice și biochimice. Metoda atomului marcat este deosebit de sensibilă atunci când se utilizează tritiu radioactiv în loc de protiu (dezintegrare β, timp de înjumătățire 12,5 ani).

Proprietățile protiului și deuteriului

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

Alte surse de hidrogen.

Gaz de cocserie: aproximativ 55% hidrogen, 25% metan, până la 2% hidrocarburi grele, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% azot.

Hidrogenul ca produs de ardere:

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

Se eliberează până la 370 de litri de hidrogen la 1 kg de amestec pirotehnic.

Hidrogenul sub formă de substanță simplă este utilizat pentru producerea de amoniac și hidrogenarea (întărirea) grăsimilor vegetale, pentru reducerea din oxizi ai anumitor metale (molibden, wolfram), pentru producerea de hidruri (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia reacției: H. + H. = H2 este -436 kJ/mol, deci hidrogenul atomic este folosit pentru a produce o „flacără” de reducere la temperatură înaltă („arzător Langmuir”). Un jet de hidrogen într-un arc electric este atomizat la 35.000 C cu 30%, apoi prin recombinarea atomilor se poate ajunge la 50.000 C.

Hidrogenul lichefiat este folosit ca combustibil în rachete (vezi oxigenul). Combustibil promițător ecologic pentru transportul terestru; Sunt în curs de desfășurare experimente privind utilizarea bateriilor cu hidrogen cu hidrură metalică. De exemplu, un aliaj LaNi5 poate absorbi de 1,5-2 ori mai mult hidrogen decât este conținut în același volum (ca și volumul aliajului) de hidrogen lichid.

Oxigen

Conform datelor acum general acceptate, oxigenul a fost descoperit în 1774 de J. Priestley și independent de K. Scheele. Istoria descoperirii oxigenului - bun exemplu influența paradigmelor asupra dezvoltării științei (vezi Anexa 1).

Aparent, oxigenul a fost de fapt descoperit mult mai devreme decât data oficială. În 1620, oricine putea face o plimbare pe Tamisa (în Tamisa) într-un submarin proiectat de Cornelius van Drebbel. Barca s-a deplasat sub apă datorită eforturilor a o duzină de vâslași. Potrivit numeroșilor martori oculari, inventatorul submarinului a rezolvat cu succes problema respirației „împrospătând” aerul din acesta. chimic. Robert Boyle scria în 1661: „... Pe lângă structura mecanică a bărcii, inventatorul avea o soluție chimică (lichior), pe care o

considerat principalul secret al scufundărilor. Și când din când în când era convins că o parte din aerul potrivit pentru respirație fusese deja consumată și îngreunează respirația oamenilor din barcă, putea, prin destopirea unui vas plin cu această soluție, să reumple rapid. aerul cu un astfel de conținut de părți vitale care l-ar face din nou potrivit pentru respirație pentru un timp suficient de lung.”

O persoană sănătoasă într-o stare calmă pompează aproximativ 7200 de litri de aer prin plămâni pe zi, absorbind irevocabil 720 de litri de oxigen. Într-o cameră închisă cu un volum de 6 m3, o persoană poate supraviețui fără ventilație până la 12 ore și cu muncă fizică timp de 3-4 ore. Principala cauză a dificultăților de respirație nu este lipsa de oxigen, dar acumulare de dioxid de carbon de la 0,3 la 2,5%.

Pentru o lungă perioadă de timp Principala metodă de producere a oxigenului a fost ciclul „bariu” (producția de oxigen prin metoda Breen):

BaS04-t-→ BaO + S03;

5000 C ->

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

Soluția secretă a lui Drebbel ar putea fi o soluție de peroxid de hidrogen: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Obținerea oxigenului prin arderea unui amestec de piroliză: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Amestecul conține până la 80% NaClO3, până la 10% pulbere de fier, 4% peroxid de bariu și vată de sticlă.

Molecula de oxigen este paramagnetică (practic un biradical), prin urmare activitatea sa este mare. Substanțele organice din aer sunt oxidate prin etapa de formare a peroxidului.

Oxigenul se topește la 54,8 K și fierbe la 90,2 K.

O modificare alotropică a elementului oxigen este substanța ozon O3. Protecția Pământului cu ozonul biologic este extrem de importantă. La o altitudine de 20-25 km se stabilește echilibrul:

În 1974, s-a descoperit că clorul atomic, care se formează din freoni la o altitudine de peste 25 km, catalizează degradarea ozonului, ca și cum ar înlocui radiația ultravioletă „ozon”. Acest UV poate provoca cancer de piele (până la 600 de mii de cazuri pe an în SUA). Interzicerea freonilor în cutiile de aerosoli este în vigoare în Statele Unite din 1978.

Din 1990, lista substanțelor interzise (în 92 de țări) a inclus CH3 CCl3, CCl4 și hidrocarburi clorobromurate - producția acestora va fi eliminată treptat până în 2000.

Arderea hidrogenului în oxigen

Reacția este foarte complexă (schema din prelegerea 3), așa că a fost necesar un studiu lung înainte de aplicarea practică.

Pe 21 iulie 1969, primul pământean, N. Armstrong, a pășit pe Lună. Lansatorul de rachete Saturn 5 (proiectat de Wernher von Braun) este format din trei etape. Primul conține kerosen și oxigen, al doilea și al treilea conțin hidrogen lichid și oxigen. Un total de 468 de tone de O2 și H2 lichid. Au fost realizate 13 lansări de succes.

Din aprilie 1981, naveta spațială zboară în Statele Unite: 713 tone de O2 și H2 lichid, precum și două acceleratoare de combustibil solid de 590 de tone fiecare (masa totală a combustibilului solid 987 de tone). Primii 40 km urcare la TTU, de la 40 la 113 km motoarele funcționează pe hidrogen și oxigen.

15 mai 1987, prima lansare a Energia, 15 noiembrie 1988, primul și singurul zbor al lui Buran. Greutate de lansare 2400 de tone, greutate combustibil (kerosen în

compartimente laterale, lichid O2 și H2) 2000 tone Putere motor 125000 MW, sarcină utilă 105 tone.

Arderea nu a fost întotdeauna controlată și de succes.

În 1936, a fost construită cea mai mare navă cu hidrogen din lume, LZ-129 Hindenburg. Volum 200.000 m3, lungime aproximativ 250 m, diametru 41,2 m Viteză 135 km/h datorită a 4 motoare de 1100 CP, sarcină utilă de 88 de tone.

Pe 6 mai 1937, în timp ce acosta în SUA, dirijabilul a explodat și a ars. Unul dintre motive posibile– sabotaj.

Pe 28 ianuarie 1986, la a 74-a secundă de zbor, Challenger a explodat cu șapte astronauți - al 25-lea zbor al sistemului Shuttle. Motivul este un defect al acceleratorului de combustibil solid.

Demonstrație:

explozie de gaz detonant (un amestec de hidrogen și oxigen)

Celule de combustibil

O variantă importantă din punct de vedere tehnic a acestei reacții de ardere este împărțirea procesului în două:

electrooxidarea hidrogenului (anod): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

electroreducerea oxigenului (catod): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Sistemul în care are loc o astfel de „combustie” este celule de combustibil. Eficiența este mult mai mare decât cea a centralelor termice, deoarece nu există

stadiu special de generare a căldurii. Eficiență maximă = ∆ G/∆ H; pentru arderea hidrogenului se dovedește a fi 94%.

Efectul este cunoscut încă din 1839, dar au fost implementate primele celule de combustibil care funcționează practic

la sfârșitul secolului al XX-lea în spațiu („Gemeni”, „Apollo”, „Navetă” - SUA, „Buran” - URSS).

Perspective pentru pile de combustibil [17]

Un reprezentant al Ballard Power Systems, vorbind la o conferință științifică la Washington, a subliniat că un motor cu pile de combustie va deveni viabil din punct de vedere comercial atunci când îndeplinește patru criterii principale: reducerea costului energiei generate, creșterea durabilității, reducerea dimensiunii instalației și capacitatea de a începe rapid pe vreme rece. Costul unui kilowatt de energie generat de o instalație de celule de combustibil ar trebui să scadă la 30 USD. Spre comparație, în 2004 aceeași cifră era de 103 USD, iar în 2005 se așteaptă să ajungă la 80 USD. Pentru a atinge acest preț, este necesar să se producă cel puțin 500 de mii de motoare pe an. Oamenii de știință europeni sunt mai precauți în previziunile lor și cred că utilizarea comercială a pilelor de combustie cu hidrogen în industria auto va începe nu mai devreme de 2020.

Hidrogenul H este cel mai comun element din Univers (aproximativ 75% din masă), iar pe Pământ este al nouălea cel mai abundent. Cel mai important compus natural de hidrogen este apa.
Hidrogenul ocupă primul loc în tabelul periodic (Z = 1). Are cea mai simplă structură atomică: nucleul atomului este de 1 proton, înconjurat de un nor de electroni format din 1 electron.
În unele condiții, hidrogenul prezintă proprietăți metalice (donează un electron), în timp ce în altele prezintă proprietăți nemetalice (acceptă un electron).
Izotopii de hidrogen găsiți în natură sunt: ​​1H - proțiu (nucleul este format dintr-un proton), 2H - deuteriu (D - nucleul este format dintr-un proton și un neutron), 3H - tritiu (T - nucleul este format dintr-un proton și doi neutroni).

Substanță simplă hidrogen

O moleculă de hidrogen este formată din doi atomi legați printr-o legătură covalentă nepolară.
Proprietăți fizice. Hidrogenul este un gaz incolor, inodor, fără gust, netoxic. Molecula de hidrogen nu este polară. Prin urmare, forțele interacțiunii intermoleculare în hidrogenul gazos sunt mici. Aceasta se manifestă în temperaturi scăzute fierbere (-252,6 0С) și topire (-259,2 0С).
Hidrogenul este mai ușor decât aerul, D (prin aer) = 0,069; ușor solubil în apă (2 volume de H2 se dizolvă în 100 de volume de H2O). Prin urmare, hidrogenul, atunci când este produs în laborator, poate fi colectat prin metode de deplasare a aerului sau a apei.

Producția de hidrogen

In laborator:

1. Efectul acizilor diluați asupra metalelor:
Zn +2HCI → ZnCI2 +H2

2. Interacțiunea dintre alcaline și metale cu apă:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2

3. Hidroliza hidrurilor: hidrurile metalice sunt ușor descompuse de apă pentru a forma alcalii și hidrogenul corespunzător:
NaH +H2O → NaOH +H2
CaH2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

4. Efectul alcaliilor asupra zincului, aluminiului sau siliciului:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2 +H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Electroliza apei. Pentru a crește conductivitatea electrică a apei, i se adaugă un electrolit, de exemplu NaOH, H2SO4 sau Na2SO4. La catod se formează 2 volume de hidrogen și 1 volum de oxigen la anod.
2H2O → 2H2 +O2

Producția industrială de hidrogen

1. Conversia metanului cu abur, Ni 800 °C (cel mai ieftin):
CH4 + H2O → CO + 3H2
CO + H2O → CO2 + H2

In total:
CH4 + 2H2O → 4H2 + CO2

2. Vapori de apă prin cocs fierbinte la 1000 o C:
C + H2O → CO + H2
CO +H2O → CO2 + H2

Monoxidul de carbon (IV) rezultat este absorbit de apă și 50% din hidrogenul industrial este produs în acest fel.

3. Prin încălzirea metanului la 350°C în prezența unui catalizator de fier sau nichel:
CH4 → C + 2H2

4. Electroliza solutii apoase KCl sau NaCl ca produs secundar:
2H2O + 2NaCI → CI2 + H2 + 2NaOH

Proprietățile chimice ale hidrogenului

• În compuși, hidrogenul este întotdeauna monovalent. Se caracterizează printr-o stare de oxidare de +1, dar în hidrurile metalice este egală cu -1.
• Molecula de hidrogen este formată din doi atomi. Apariția unei conexiuni între ele se explică prin formarea unei perechi generalizate de electroni H:H sau H 2
• Datorită acestei generalizări a electronilor, molecula de H 2 este mai stabilă energetic decât atomii săi individuali. Pentru a rupe 1 mol de molecule de hidrogen în atomi, este necesar să consumați 436 kJ de energie: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
• Aceasta explică activitatea relativ scăzută a hidrogenului molecular la temperaturi obișnuite.
• Cu multe nemetale, hidrogenul formează compuși gazoși precum RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Formează halogenuri de hidrogen cu halogeni:
H2 + CI2 → 2HCI.
În același timp, explodează cu fluor, reacționează cu clorul și bromul doar când este iluminat sau încălzit și cu iod doar când este încălzit.

2) Cu oxigen:
2H2 + O2 → 2H2O
cu degajare de căldură. La temperaturi normale reacția decurge lent, peste 550°C explodează. Un amestec de 2 volume de H 2 și 1 volum de O 2 se numește gaz detonant.

3) Când este încălzit, reacționează energic cu sulful (mult mai dificil cu seleniul și telurul):
H2 + S → H2S (hidrogen sulfurat),

4) Cu azot cu formare de amoniac numai pe catalizator și la temperaturi și presiuni ridicate:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Cu carbon la temperaturi ridicate:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Formează hidruri cu metale alcaline și alcalino-pământoase (hidrogenul este un agent oxidant):
H2 + 2Li → 2LiH
în hidrurile metalice, ionul de hidrogen este încărcat negativ (starea de oxidare -1), adică hidrură de Na + H - construită similar cu clorura de Na + Cl -

Cu substanțe complexe:

7) Cu oxizi metalici (utilizați pentru reducerea metalelor):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

8) cu monoxid de carbon (II):
CO + 2H2 → CH30H
Gazul de sinteză (un amestec de hidrogen și monoxid de carbon) are un rol important semnificație practică, deoarece în funcție de temperatură, presiune și catalizator se formează diverși compuși organici, de exemplu HCHO, CH3OH și alții.

9) Hidrocarburile nesaturate reacţionează cu hidrogenul, devenind saturate:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.