Zasadą jest wodór. Wodór w przyrodzie (0,9% w skorupie ziemskiej)

Właściwości chemiczne wodoru

W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy jest stosunkowo mało aktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, światłem i chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami.

Wodór reaguje z substancjami prostymi i złożonymi:

- Oddziaływanie wodoru z metalami prowadzi do powstania złożonych substancji - wodorków, we wzorach chemicznych, których atom metalu jest zawsze na pierwszym miejscu:

W wysokich temperaturach wodór reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami(alkaliczne, ziem alkalicznych i inne), tworzące białe substancje krystaliczne - wodorki metali (Li H, Na H, KH, CaH 2 itp.):

H2 + 2Li = 2LiH

Wodorki metali są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc odpowiednie zasady i wodór:

Ca H2 + 2H2O = Ca (OH)2 + 2H2

- Gdy wodór wchodzi w interakcję z niemetalami powstają lotne związki wodoru. V wzór chemiczny lotny związek wodorowy, atom wodoru może znajdować się na pierwszym lub drugim miejscu, w zależności od jego lokalizacji w PSCE (patrz tabliczka na slajdzie):

1). Z tlenem Wodór tworzy wodę:

Wideo „Spalanie wodoru”

2H2 + O2 = 2H2O + Q

W zwykłych temperaturach reakcja przebiega niezwykle wolno, powyżej 550 ° C – z wybuchem (nazywana jest mieszanina 2 objętości H 2 i 1 objętości O 2 gazowy tlen-wodór) .

Wideo „Wybuch gazu tlenowo-wodorowego”

Wideo „Gotowanie i eksplozja mieszanki wybuchowej”

2). Z halogenami Wodór tworzy halogenki wodoru, na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl

Jednocześnie wodór eksploduje z fluorem (nawet w ciemności i przy - 252 ° C), z chlorem i bromem reaguje tylko po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

3). Z azotem Wodór oddziałuje z tworzeniem amoniaku:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

tylko na katalizatorze oraz w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach.

4). Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z szarym:

H 2 + S = H 2 S (siarkowodór),

znacznie trudniej jest z selenem i tellurem.

5). Z czystym węglem Wodór może reagować bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:

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

- wodór wchodzi w reakcję podstawienia z tlenkami metali , podczas gdy w produktach tworzy się woda, a metal jest redukowany. Wodór - wykazuje właściwości reduktora:

Stosowany jest wodór do odzyskiwania wielu metali, ponieważ pobiera tlen z ich tlenków:

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

Zastosowanie wodoru

Wideo „Zastosowanie wodoru”

Obecnie wodór jest produkowany w ogromnych ilościach. Bardzo duża jego część wykorzystywana jest w syntezie amoniaku, uwodornianiu tłuszczów oraz w uwodornianiu węgla, olejów i węglowodorów. Ponadto wodór jest wykorzystywany do syntezy kwasu solnego, alkoholu metylowego, kwasu cyjanowodorowego, do spawania i kucia metali, a także do produkcji żarówek i kamieni szlachetnych. Wodór trafia do sprzedaży w butlach pod ciśnieniem powyżej 150 atm. Są koloru ciemnozielonego i mają czerwony napis „Wodór”.

Wodór służy do konwersji tłuszczów płynnych na stałe (uwodornienie), produkcji paliw płynnych poprzez uwodornienie węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór jest wykorzystywany jako reduktor tlenków lub chlorków do otrzymywania metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.).

Praktyczne zastosowanie wodoru jest różnorodne: zwykle jest wypełniony balonami-sondami, w przemyśle chemicznym służy jako surowiec do otrzymywania wielu bardzo ważnych produktów (amoniak itp.), w żywności - do produkcji tłuszczów stałych z oleje roślinne itp. Wysoka temperatura (do 2600 °C), wynikająca ze spalania wodoru w tlenie, służy do topienia metali ogniotrwałych, kwarcu itp. Ciekły wodór jest jednym z najbardziej wydajnych paliw do silników odrzutowych. Roczne światowe zużycie wodoru przekracza 1 mln ton.

Trampki

nr 2. Wodór

ZADANIA DO ZAKOTWIENIA

Zadanie numer 1
Uzupełnij równania reakcji oddziaływania wodoru z następującymi substancjami: F 2, Ca, Al 2 O 3, tlenek rtęci (II), tlenek wolframu (VI). Nazwij produkty reakcji, wskaż rodzaje reakcji.

Zadanie numer 2
Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Zadanie nr 3.
Oblicz masę wody, którą można uzyskać spalając 8 g wodoru?

Historia odkrycia wodoru

Jeśli jest to pierwiastek chemiczny najobficiej występujący na Ziemi, to wodór jest pierwiastkiem najobficiej występującym w całym wszechświecie. Nasza (i inne gwiazdy) składają się w około połowie z wodoru, a jeśli chodzi o gaz międzygwiazdowy, to 90% atomów wodoru. Ten pierwiastek chemiczny zajmuje również znaczące miejsce na Ziemi, ponieważ wraz z tlenem wchodzi w skład wody, a sama jego nazwa „wodór” pochodzi od dwóch starożytnych greckich słów: „woda” i „rodzić”. Oprócz wody wodór jest obecny w większości substancji organicznych i komórek, bez niego, podobnie jak bez tlenu, samo Życie byłoby nie do pomyślenia.

Historia odkrycia wodoru

Pierwszym naukowcem, który zauważył wodór, był wielki alchemik i uzdrowiciel średniowiecza, Theophrastus Paracelsus. W swoich alchemicznych eksperymentach, w nadziei na znalezienie „kamienia filozoficznego” zmieszanego z kwasami, Paracelsus otrzymał nieznany wcześniej gaz palny. To prawda, że ​​nie można było oddzielić tego gazu od powietrza.

Dopiero półtora wieku po Paracelsusie francuskiemu chemikowi Lemery udało się oddzielić wodór od powietrza i udowodnić jego palność. To prawda, że ​​Lemery nie rozumiał, że otrzymany gaz był czystym wodorem. Równolegle rosyjski naukowiec Łomonosow był zaangażowany w podobne eksperymenty chemiczne, ale prawdziwego przełomu w badaniu wodoru dokonał angielski chemik Henry Cavendish, słusznie uważany za odkrywcę wodoru.

W 1766 Cavendish zdołał uzyskać czysty wodór, który nazwał „palnym powietrzem”. Po kolejnych 20 latach utalentowany francuski chemik Antoine Lavoisier był w stanie zsyntetyzować wodę i wydobyć z niej to bardzo „palne powietrze” – wodór. A tak przy okazji, to właśnie Lavoisier zaproponował wodór swoją nazwę - "Hydrogenium", czyli "wodór".

Antoine Lavoisier z żoną, która pomogła mu przeprowadzić eksperymenty chemiczne, w tym syntezę wodoru.

Układ pierwiastków chemicznych w układzie okresowym Mendelejewa opiera się na ich masie atomowej, obliczonej w stosunku do masy atomowej wodoru. Innymi słowy, wodór i jego masa atomowa są kamieniem węgielnym układu okresowego pierwiastków, punktem podparcia, na podstawie którego wielki chemik stworzył swój układ. Dlatego nie dziwi fakt, że wodór zajmuje zaszczytne pierwsze miejsce w układzie okresowym.

Ponadto wodór ma następujące cechy:

• Masa atomowa wodoru wynosi 1,00795.
• Wodór ma trzy izotopy, z których każdy ma indywidualne właściwości.
• Wodór to lekki pierwiastek o niskiej gęstości.
• Wodór ma właściwości redukujące i utleniające.
• Wchodząc z metalami wodór przejmuje ich elektron i staje się środkiem utleniającym. Takie związki nazywane są hydratami.

Wodór jest gazem, jego cząsteczka składa się z dwóch atomów.

Tak schematycznie wygląda cząsteczka wodoru.

Wodór cząsteczkowy utworzony z takich dwuatomowych cząsteczek eksploduje, gdy podniesie się płonącą zapałkę. Cząsteczka wodoru w wybuchu rozpada się na atomy, które zamieniają się w jądra helu. Tak właśnie dzieje się na Słońcu i innych gwiazdach – dzięki ciągłemu rozpadowi cząsteczek wodoru nasza gwiazda płonie i ogrzewa nas swoim ciepłem.

Właściwości fizyczne wodoru

Wodór ma następujące właściwości fizyczne:

• Temperatura wrzenia wodoru wynosi 252,76 ° C;
• A w temperaturze 259,14 ° C już zaczyna się topić.
• Wodór lekko rozpuszcza się w wodzie.
• Czysty wodór jest wysoce niebezpieczną substancją wybuchową i łatwopalną.
• Wodór jest 14,5 razy lżejszy od powietrza.

Właściwości chemiczne wodoru

Ponieważ wodór może być w różnych sytuacjach zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym, jest używany do przeprowadzania reakcji i syntez.

Właściwości utleniające wodór oddziałuje z aktywnymi (najczęściej alkalicznymi i ziem alkalicznych) metalami, w wyniku tych oddziaływań powstają wodorki - związki solnopodobne. Jednak wodorki powstają również podczas reakcji wodoru z metalami o niskiej aktywności.

Właściwości redukujące wodoru mają zdolność redukowania metali do proste substancje z ich tlenków, w przemyśle nazywa się to wodorotermią.

Jak zdobyć wodór?

Wśród przemysłowych środków do produkcji wodoru są:

• zgazowanie węgla,
• reforming parowy metanu,
• elektroliza.

W laboratorium wodór można uzyskać:

• podczas hydrolizy wodorków metali,
• w reakcji z wodą metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych,
• gdy rozcieńczone kwasy wchodzą w interakcję z aktywnymi metalami.

Zastosowanie wodoru

Ponieważ wodór jest 14 razy lżejszy od powietrza, w dawnych czasach był wypełniony Balony i sterowce. Jednak po serii katastrof, jakie miały miejsce ze sterowcami, projektanci musieli poszukać zamiennika dla wodoru (przypomnijmy, że czysty wodór jest substancją wybuchową, a do wybuchu wystarczyła najmniejsza iskra).

Wybuch sterowca Hindenburg w 1937 roku, przyczyną wybuchu był zapłon wodoru (w wyniku zwarcia), na którym latał ten ogromny sterowiec.

Dlatego w takich samolotach zamiast wodoru zaczęto używać helu, który jest również lżejszy od powietrza, produkcja helu jest bardziej pracochłonna, ale nie jest tak wybuchowa jak wodór.

Do czyszczenia używany jest również wodór różne rodzaje paliwa, zwłaszcza na bazie ropy naftowej i produktów ropopochodnych.

Wideo z wodorem

I na koniec film edukacyjny na temat naszego artykułu.

Struktura i właściwości fizyczne wodoru Wodór to dwuatomowy gaz H2. Jest bezbarwny i bezwonny. To najlżejszy gaz. Ze względu na tę właściwość był stosowany w balonach, sterowcach i podobnych urządzeniach, jednak powszechne stosowanie wodoru do tych celów jest utrudnione przez jego wybuchowość w mieszaninie z powietrzem.

Cząsteczki wodoru są niepolarne i bardzo małe, więc nie ma między nimi interakcji. Pod tym względem ma bardzo niską temperaturę topnienia (-259 ° C) i temperaturę wrzenia (-253 ° C). Wodór jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.

Wodór ma 3 izotopy: zwykły 1H, deuter 2H lub D oraz radioaktywny tryt 3H lub T. Ciężkie izotopy wodoru są wyjątkowe, ponieważ są 2, a nawet 3 razy cięższe niż zwykły wodór! Dlatego zastąpienie zwykłego wodoru deuterem lub trytem zauważalnie wpływa na właściwości substancji (na przykład temperatury wrzenia zwykłego wodoru H2 i deuteru D2 różnią się o 3,2 stopnia). Oddziaływanie wodoru z prostymi substancjami Wodór jest niemetalem o średniej elektroujemności. Dlatego nieodłączne są w nim zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

Właściwości utleniające wodoru przejawiają się w reakcjach z typowymi metalami - elementami głównych podgrup grup I-II układu okresowego. Najbardziej aktywne metale (alkaliczne i ziem alkalicznych) po podgrzaniu wodorem dają wodorki - stałe substancje podobne do soli zawierające jon wodorkowy H- w sieci krystalicznej. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2 Właściwości redukujące wodoru pojawiają się w reakcjach z bardziej typowymi niemetalami niż wodór: 1) Interakcja z halogenami H2 + F2 = 2HF

W podobny sposób przebiega oddziaływanie z analogami fluoru – chlorem, bromem, jodem. Wraz ze spadkiem aktywności halogenu zmniejsza się intensywność reakcji. Reakcja z fluorem zachodzi wybuchowo w normalnych warunkach, do reakcji z chlorem wymagane jest oświetlenie lub ogrzewanie, a reakcja z jodem przebiega tylko przy silnym ogrzewaniu i jest odwracalna. 2) Interakcja z tlenem 2H2 + O2 = 2H2O Reakcja przebiega z dużym wydzielaniem ciepła, czasami z wybuchem. 3) Interakcja z siarką H2 + S = H2S Siarka jest znacznie mniej aktywnym niemetalem niż tlen, a oddziaływanie z wodorem przebiega spokojnie. 4) Interakcja z azotem 3H2 + N2↔ 2NH3 Reakcja jest odwracalna, zachodzi w zauważalnym stopniu tylko w obecności katalizatora, pod wpływem ogrzewania i pod ciśnieniem. Produkt nazywa się amoniakiem. 5) Interakcja z węglemС + 2Н2↔ СН4 Reakcja zachodzi w łuku elektrycznym lub w bardzo wysokich temperaturach. Jako produkty uboczne powstają również inne węglowodory. 3. Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi Wodór wykazuje również właściwości redukujące w reakcjach z substancjami złożonymi: 1) Redukcja tlenków metali znajdujących się w elektrochemicznej serii napięć na prawo od aluminium, a także tlenków niemetali: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Wodór jest stosowany jako czynnik redukujący do ekstrakcji metali z rud tlenkowych. Reakcje przebiegają po podgrzaniu 2) Przywieranie do organicznych substancji nienasyconych; С2Н4 + Н2 (t; p) → С2Н6 Reakcje przebiegają w obecności katalizatora i pod ciśnieniem. Na razie nie będziemy dotykać innych reakcji wodorowych. 4. Uzyskiwanie wodoru W przemyśle wodór jest wytwarzany przez przetwarzanie surowców węglowodorowych - gazu ziemnego i towarzyszącego, koksu itp. Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

1) Oddziaływanie metali stojących w elektrochemicznej serii napięć metali na lewo od wodoru z kwasami. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Oddziaływanie metali w szeregu elektrochemicznym napięć metali na lewo od magnezu, z zimna woda... To również wytwarza alkalia.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Metal znajdujący się w elektrochemicznej serii napięć metali na lewo od manganu jest w stanie w określonych warunkach wypierać wodór z wody (magnez - z gorąca woda, aluminium - pod warunkiem, że warstwa tlenku zostanie usunięta z powierzchni).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Metal znajdujący się w elektrochemicznej serii napięć metali na lewo od kobaltu jest zdolny do wypierania wodoru z pary wodnej. To również tworzy tlenek.

3Fe + 4H2O para Fe3O4 + 4H23) Oddziaływanie metali, których wodorotlenki są amfoteryczne, z roztworami alkalicznymi.

Metale, których wodorotlenki są amfoteryczne, wypierają wodór z roztworów alkalicznych. Musisz znać 2 takie metale - aluminium i cynk:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

W tym przypadku powstają złożone sole - hydroksygliniany i hydroksozykaty.

Wszystkie wymienione dotychczas metody opierają się na tym samym procesie - utlenianiu metalu atomem wodoru na stopniu utlenienia +1:

М0 + nН + = Мn + + n / 2 H2

4) Oddziaływanie wodorków metali aktywnych z wodą:

CaH2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2

Proces ten opiera się na oddziaływaniu wodoru na stopniu utlenienia -1 z wodorem na stopniu utlenienia +1:

5) Elektroliza roztwory wodne zasady, kwasy, niektóre sole:

2H2O 2H2 + O2

5. Związki wodoru W tej tabeli po lewej stronie jasny cień podkreśla komórki pierwiastków tworzących związki jonowe z wodorem - wodorkami. Substancje te zawierają jon wodorkowy H-. Są stałymi, bezbarwnymi substancjami podobnymi do soli i reagują z wodą, tworząc wodór.

Elementy głównych podgrup grup IV-VII tworzą związki o budowie cząsteczkowej z wodorem. Czasami nazywa się je również wodorkami, ale jest to niepoprawne. Nie zawierają jonu wodorkowego, składają się z cząsteczek. Z reguły najprostszymi związkami wodorowymi tych pierwiastków są gazy bezbarwne. Wyjątkiem jest woda, która jest cieczą i fluorowodór, który w temperaturze pokojowej jest gazowy, ale w normalnych warunkach ciekły.

Ciemne komórki oznaczają pierwiastki, które tworzą związki z wodorem, wykazując właściwości kwasowe.

Ciemne komórki z krzyżykiem wskazują pierwiastki, które tworzą związki z wodorem i wykazują podstawowe właściwości.

=================================================================================

29). ogólna charakterystyka właściwości elementów głównej podgrupy 7gr. Chlor. Właściwości wiedzy. Kwas chlorowodorowy. Podgrupa halogenów obejmuje fluor, chlor, brom, jod i astatyn (astatyna jest pierwiastkiem promieniotwórczym, mało zbadanym). Są to elementy p z grupy VII układ okresowy D.I. Mendelejew. Na poziomie energii zewnętrznej ich atomy mają po 7 elektronów ns2np5. To wyjaśnia powszechność ich właściwości.

Z łatwością przyłączają jeden elektron na raz, wykazując stopień utlenienia -1. Halogeny mają ten stopień utlenienia w związkach z wodorem i metalami.

Jednak atomy halogenu, oprócz fluoru, mogą również wykazywać dodatnie stany utlenienia: +1, +3, +5, +7. Możliwe wartości stopni utlenienia są wyjaśnione strukturą elektronową, którą dla atomów fluoru można przedstawić za pomocą wykresu

Będąc najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem, fluor może przyjąć tylko jeden elektron na podpoziom 2 p. Ma jeden niesparowany elektron, więc fluor jest tylko jednowartościowy, a stopień utlenienia wynosi zawsze -1.

Strukturę elektronową atomu chloru wyraża schemat: Atom chloru ma jeden niesparowany elektron na podpoziomie 3p iw zwykłym (niewzbudzonym) stanie chlor jest jednowartościowy. Ale ponieważ chlor jest w trzecim okresie, ma pięć dodatkowych orbitali podpoziomu 3d, w których może się pomieścić 10 elektronów.

Fluor nie ma wolnych orbitali, co oznacza, że ​​przy reakcje chemiczne nie ma separacji sparowanych elektronów w atomie. Dlatego przy rozważaniu właściwości halogenów zawsze należy brać pod uwagę właściwości fluoru i związków.

Roztwory wodne związki wodorowe halogeny to kwasy: HF - fluorowodorowy (fluorowodorowy), HCl - chlorowodorowy (chlorowodorowy), HBr - bromowodorowy, HI - jodowodorowy.

Chlor (łac. Chlorum), Cl, pierwiastek chemiczny grupy VII układu okresowego Mendelejewa, liczba atomowa 17, masa atomowa 35,453; należy do rodziny halogenów. W normalnych warunkach (0°C, 0,1 MN/m2 lub 1 kgf/cm2) żółto-zielony gaz o ostrym drażniącym zapachu. Naturalny chlor składa się z dwóch stabilnych izotopów: 35Cl (75,77%) i 37Cl (24,23%).

Właściwości chemiczne chloru. Zewnętrzny elektroniczna Konfiguracja atom Cl 3s2Зр5. Zgodnie z tym chlor w związkach wykazuje stany utlenienia -1, + 1, +3, +4, +5, +6 i +7. Promień kowalencyjny atomu wynosi 0,99 Å, promień jonowy Cl wynosi 1,82 Å, powinowactwo atomu chloru do elektronu wynosi 3,65 eV, a energia jonizacji 12,97 eV.

Chemicznie chlor jest bardzo aktywny, łączy się bezpośrednio z prawie wszystkimi metalami (niektóre tylko w obecności wilgoci lub po podgrzaniu) oraz z niemetalami (z wyjątkiem węgla, azotu, tlenu, gazów obojętnych), tworząc odpowiednie chlorki, z wieloma związkami, zastępuje wodór w węglowodorach nasyconych i łączy związki nienasycone. Chlor wypiera brom i jod z ich związków z wodorem i metalami; jest wypierany przez fluor ze związków chloru z tymi pierwiastkami. Metale alkaliczne w obecności śladowych ilości wilgoci oddziałują z chlorem podczas zapłonu, większość metali reaguje z suchym chlorem tylko po podgrzaniu.Fosfor zapala się w atmosferze chloru, tworząc РCl3, a po dalszym chlorowaniu РСl5; siarka z chlorem po podgrzaniu daje S2Cl2, SCl2 i inne SnClm. Arsen, antymon, bizmut, stront, tellur silnie oddziałują z chlorem. Mieszanina chloru z wodorem pali się bezbarwnym lub żółto-zielonym płomieniem z utworzeniem chlorowodoru (to reakcja łańcuchowa). Chlor tworzy z tlenem tlenki: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, a także podchloryny (sole kwasu podchlorawego), chloryny, chlorany i nadchlorany. Wszystkie utlenione związki chloru tworzą mieszaniny wybuchowe z łatwo utleniającymi się substancjami. Chlor w wodzie ulega hydrolizie, tworząc kwasy podchlorawy i chlorowodorowy: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. Podczas chlorowania wodnych roztworów zasad w zimnych warunkach powstają podchloryny i chlorki: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, a po podgrzaniu chlorany. Przez chlorowanie suchego wodorotlenku wapnia otrzymuje się wybielacz. Gdy amoniak wchodzi w interakcję z chlorem, powstaje trójchlorek azotu. W chlorowaniu związków organicznych chlor zastępuje wodór lub jest dodawany poprzez wielokrotne wiązania, tworząc różne związki organiczne zawierające chlor. Chlor tworzy związki międzyhalogenowe z innymi halogenami. Fluorki ClF, ClF3, ClF3 są bardzo reaktywne; na przykład wata szklana zapala się spontanicznie w atmosferze ClF3. Znane związki chloru z tlenem i fluorem - Tlenofluorki chloru: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 oraz nadchloran fluoru FClO4. Kwas solny (kwas solny, kwas solny, chlorowodór) - HCl, roztwór chlorowodoru w wodzie; silny kwas jednozasadowy. Bezbarwny (techniczny kwas solny jest żółtawy z powodu zanieczyszczeń Fe, Cl2 itp.), "dymiący" w powietrzu, żrący płyn. Maksymalne stężenie w temperaturze 20°C wynosi 38% wag. Sole kwasu solnego nazywane są chlorkami.

Oddziaływanie z silnymi utleniaczami (nadmanganian potasu, dwutlenek manganu) z uwolnieniem gazowego chloru:

Oddziaływanie z amoniakiem z tworzeniem gęstego białego dymu, składającego się z najmniejszych kryształów chlorku amonu:

Jakościowa odpowiedź na kwas chlorowodorowy a jego solą jest oddziaływanie z azotanem srebra, w którym tworzy się osad żelazawy chlorku srebra, nierozpuszczalny w kwasie azotowym:

===============================================================================

Wodór odkrył w drugiej połowie XVIII wieku angielski naukowiec z dziedziny fizyki i chemii G. Cavendish. Udało mu się wyizolować substancję w stanie czystym, zaczął ją badać i opisywać jej właściwości.

Oto historia odkrycia wodoru. W trakcie eksperymentów badacz ustalił, że jest to gaz palny, którego spalanie w powietrzu daje wodę. Doprowadziło to do określenia składu jakościowego wody.

Co to jest wodór

Francuski chemik A. Lavoisier po raz pierwszy ogłosił wodór jako prostą substancję w 1784 roku, ponieważ ustalił, że jego cząsteczka zawiera atomy tego samego typu.

Nazwa pierwiastka chemicznego po łacinie brzmi jak hydrogenium (czytaj „hydrogenium”), co oznacza „rodzić wodę”. Nazwa odnosi się do reakcji spalania, w wyniku której powstaje woda.

Charakterystyka wodoru

N. Mendelejew przypisał temu oznaczenie wodór pierwiastek chemiczny pierwszego numeru seryjnego, umieszczając go w głównej podgrupie pierwszej grupy i pierwszego okresu oraz warunkowo w głównej podgrupie siódmej grupy.

Masa atomowa (masa atomowa) wodoru wynosi 1.00797. Masa cząsteczkowa H2 wynosi 2 amu. e. Masa molowa jest jej liczbowo równa.

Jest reprezentowany przez trzy izotopy o specjalnej nazwie: najczęściej występujący prot (H), ciężki deuter (D), promieniotwórczy tryt (T).

To pierwszy pierwiastek, który można całkowicie rozdzielić na izotopy. w prosty sposób... Opiera się na dużej różnicy mas izotopów. Proces po raz pierwszy przeprowadzono w 1933 roku. Wyjaśnia to fakt, że dopiero w 1932 r. zidentyfikowano izotop o masie 2 .

Właściwości fizyczne

W normalnych warunkach prosta substancja wodór w postaci cząsteczek dwuatomowych jest gazem, bezbarwnym, bez smaku i zapachu. Rozpuśćmy się lekko w wodzie i innych rozpuszczalnikach.

Temperatura krystalizacji wynosi 259,2oC, temperatura wrzenia 252,8oC.Średnica cząsteczek wodoru jest tak mała, że ​​mają zdolność powolnej dyfuzji przez szereg materiałów (guma, szkło, metale). Ta właściwość jest wykorzystywana, gdy wymagane jest oczyszczenie wodoru z zanieczyszczeń gazowych. Pod n. w. wodór ma gęstość 0,09 kg / m3.

Czy możliwe jest przekształcenie wodoru w metal przez analogię do pierwiastków znajdujących się w pierwszej grupie? Naukowcy odkryli, że wodór w warunkach, gdy ciśnienie zbliża się do 2 milionów atmosfer, zaczyna pochłaniać promienie podczerwone, co wskazuje na polaryzację cząsteczek substancji. Być może przy jeszcze wyższych ciśnieniach wodór stanie się metalem.

To interesujące: istnieje przypuszczenie, że na gigantycznych planetach Jowisz i Saturn wodór występuje w postaci metalu. Zakłada się, że metaliczny wodór w postaci stałej jest również obecny w składzie jądra Ziemi, ze względu na ultrawysokie ciśnienie wytwarzane przez płaszcz Ziemi.

Właściwości chemiczne

Zarówno proste, jak i złożone substancje wchodzą w interakcje chemiczne z wodorem. Niską aktywność wodoru trzeba jednak zwiększyć, tworząc odpowiednie warunki – podnosząc temperaturę, stosując katalizatory itp.

Po podgrzaniu takie proste substancje jak tlen (O 2), chlor (Cl 2), azot (N 2), siarka (S) reagują z wodorem.

Jeśli zapalisz czysty wodór na końcu rury wylotowej gazu w powietrzu, spali się on równomiernie, ale ledwo zauważalnie. Jeżeli rura wylotowa gazu zostanie umieszczona w atmosferze czystego tlenu, to spalanie będzie kontynuowane z tworzeniem się kropel wody na ściankach naczynia w wyniku reakcji:

Spaleniu wody towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła. Jest to egzotermiczna reakcja złożona, w której wodór jest utleniany tlenem do tlenku H2O. Jest to również reakcja redoks, w której wodór jest utleniany, a tlen redukowany.

Reakcja z Cl2 przebiega w podobny sposób z powstawaniem chlorowodoru.

Oddziaływanie azotu z wodorem wymaga wysokiej temperatury i wysokie ciśnienie krwi jak również obecność katalizatora. Rezultatem jest amoniak.

W wyniku reakcji z siarką powstaje siarkowodór, którego rozpoznanie ułatwia charakterystyczny zapach zgniłych jaj.

Stopień utlenienia wodoru w tych reakcjach wynosi +1, a w opisanych poniżej wodorkach wynosi 1.

Podczas reakcji z niektórymi metalami powstają wodorki, na przykład wodorek sodu - NaH. Niektóre z tych złożonych związków są wykorzystywane jako paliwo do rakiet, a także w energetyce termojądrowej.

Wodór reaguje również ze złożonymi substancjami. Na przykład w przypadku tlenku miedzi (II) wzór CuO. W celu przeprowadzenia reakcji wodór miedzi przepuszcza się przez ogrzany sproszkowany tlenek miedzi (II). W trakcie interakcji odczynnik zmienia kolor i staje się czerwonobrązowy, a na zimnych ściankach probówki osadzają się kropelki wody.

Podczas reakcji wodór jest utleniany do wody, a miedź jest redukowana z tlenku do prostej substancji (Cu).

Obszary zastosowania

Wodór ma bardzo ważne dla ludzi i znajduje zastosowanie w różnych obszarach:

1. W przemyśle chemicznym są to surowce, w innych to paliwo. Przedsiębiorstwa petrochemiczne i rafineryjne nie mogą obejść się bez wodoru.
2. W energetyce ta prosta substancja działa jak czynnik chłodzący.
3. W metalurgii żelaza i metali nieżelaznych wodór przypisuje się rolę środka redukującego.
4. Dzięki temu podczas pakowania produktów powstaje środowisko obojętne.
5. Przemysł farmaceutyczny - wykorzystuje wodór jako odczynnik do produkcji nadtlenku wodoru.
6. Sondy meteorologiczne są wypełnione tym lekkim gazem.
7. Ten element jest również znany jako reduktor paliwa do silników rakietowych.

Naukowcy jednogłośnie przepowiadają palmę w sektorze energetycznym na paliwo wodorowe.

Wchodzenie w przemysł

W przemyśle wodór pozyskiwany jest w procesie elektrolizy, który poddawany jest działaniu chlorków lub wodorotlenków metale alkaliczne rozpuszczony w wodzie. W ten sposób można również otrzymać wodór bezpośrednio z wody.

W tym celu stosuje się konwersję koksu lub metanu za pomocą pary. Rozkład metanu w podwyższonych temperaturach również wytwarza wodór. Skraplanie gazu koksowniczego metodą frakcyjną stosuje się również do przemysłowej produkcji wodoru.

Wejście do laboratorium

Laboratorium wykorzystuje aparat Kippa do produkcji wodoru.

Odczynniki są w soli fizjologicznej lub Kwas siarkowy i cynk. W wyniku reakcji powstaje wodór.

Odnajdywanie wodoru w przyrodzie

Wodór jest najczęstszym pierwiastkiem we wszechświecie. Większość gwiazd, w tym Słońce i inne ciała kosmiczne, to wodór.

W skorupie ziemskiej jest to tylko 0,15%. Jest obecny w wielu minerałach, we wszystkich materia organiczna a także w wodzie pokrywającej 3/4 powierzchni naszej planety.

Ślady czystego wodoru można znaleźć w górnych warstwach atmosfery. Występuje również w wielu palnych gazach ziemnych.

Gazowy wodór jest najmniej gęsty, a ciekły wodór jest najgęstszą substancją na naszej planecie. Za pomocą wodoru możesz zmienić barwę głosu, wdychając go, a na wydechu mówić.

Najpotężniejsza bomba wodorowa opiera się na rozszczepieniu najlżejszego atomu.

Przemysłowe metody otrzymywania prostych substancji zależą od postaci, w jakiej odpowiedni pierwiastek znajduje się w przyrodzie, czyli jakie mogą być surowce do jego produkcji. Tak więc tlen dostępny w stanie wolnym uzyskuje się metodą fizyczną - przez oddzielenie od ciekłego powietrza. Prawie cały wodór występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymywania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jedną z metod wytwarzania wodoru jest reakcja rozkładu wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą wytwarzania wodoru jest reakcja metanu z wodą, która jest częścią gazu ziemnego... Odbywa się w wysokiej temperaturze (łatwo jest upewnić się, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi reakcja):

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

W laboratorium, aby uzyskać proste substancje, niekoniecznie wykorzystują naturalne surowce, ale wybierają te materiały wyjściowe, z których łatwiej wyizolować wymaganą substancję. Na przykład w laboratorium tlen nie jest pozyskiwany z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, wykorzystywaną niekiedy w przemyśle, jest rozkład wody za pomocą prądu elektrycznego.

Zwykle w laboratorium wodór powstaje w wyniku oddziaływania cynku z kwasem solnym.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczanie pary wodnej przez gorący koks w temperaturze około 1000 ° C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Gazu ziemnego.

Konwersja parowa: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalityczne utlenianie tlenem: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Kraking i reforming węglowodorów w procesie rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

1.Działanie rozcieńczonych kwasów na metale. Do przeprowadzenia takiej reakcji najczęściej stosuje się cynk i kwas solny:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Interakcja wapnia z wodą:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hydroliza wodorków:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Działanie alkaliów na cynk lub aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2 Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2

5.Przez elektrolizę. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, na przykład:

2H3O + + 2e - → H2 + 2H2O

• Bioreaktor do produkcji wodoru

Właściwości fizyczne

Wodór gazowy może występować w dwóch formach (modyfikacjach) – w postaci orto- i para-wodoru.

W cząsteczce ortowodoru (tt -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) - przeciwnie do siebie (antyrównoległe).

Alotropowe formy wodoru można rozdzielić metodą adsorpcji na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskich temperaturach równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w kierunku tego ostatniego. W 80 K stosunek form wynosi około 1: 1. Po podgrzaniu zdesorbowany parawodór jest przekształcany w ortowodór, aż do powstania równowagi mieszaniny w temperaturze pokojowej (ortopara: 75:25). Bez katalizatora przemiana przebiega powoli, co umożliwia badanie właściwości poszczególnych form alotropowych. Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - Н₂. W normalnych warunkach jest gazem bezbarwnym, bezwonnym i bez smaku. Wodór jest najlżejszym gazem, jego gęstość jest wielokrotnie mniejsza niż powietrza. Oczywiste jest, że im mniejsza masa cząsteczek, tym większa ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze cząsteczki wodoru poruszają się szybciej niż cząsteczki jakiegokolwiek innego gazu, dzięki czemu mogą szybciej przenosić ciepło z jednego ciała do drugiego. Wynika z tego, że wodór ma najwyższą przewodność cieplną wśród substancji gazowych. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie wyższa niż przewodność cieplna powietrza.

Właściwości chemiczne

Cząsteczki wodoru H₂ są dość silne i aby wodór reagował, trzeba wydać dużo energii: H 2 = 2H - 432 kJ Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo aktywnymi metalami, na przykład z wapniem, tworzenie wodorku wapnia: Ca + H 2 = CaH 2 i z jedynym niemetalem - fluorem, tworzenie fluorowodoru: F 2 + H 2 = 2HF Z większością metali i niemetali wodór reaguje w podwyższonych temperaturach lub pod innymi wpływami, na przykład pod oświetleniem. Może "odbierać" tlen niektórym tlenkom, na przykład: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Zapisane równanie odzwierciedla reakcję redukcji. Reakcje redukcji to procesy, w których tlen jest usuwany ze związku; substancje, które odbierają tlen, nazywane są reduktorami (podczas gdy same są utleniane). Ponadto zostanie podana inna definicja pojęć „utlenianie” i „redukcja”. I ta definicja, historycznie pierwsza, zachowuje swoje znaczenie w chwili obecnej, zwłaszcza w Chemia organiczna... Reakcja redukcji jest przeciwieństwem reakcji utleniania. Obie te reakcje zawsze przebiegają jednocześnie jako jeden proces: podczas utleniania (redukcji) jednej substancji redukcja (utlenianie) drugiej musi koniecznie zachodzić jednocześnie.

N2 + 3H2 → 2 NH3

Formy z halogenami halogenki wodoru:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcja przebiega z wybuchem w ciemności i w dowolnej temperaturze, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcja przebiega z wybuchem, tylko w świetle.

Reaguje z sadzą przy silnym ogrzewaniu:

C + 2H2 → CH4

Oddziaływanie z metalami alkalicznymi i metalami ziem alkalicznych

Formy wodorowe z aktywnymi metalami wodorki:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Wodorki- substancje słone, stałe, łatwo hydrolizowane:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Oddziaływanie z tlenkami metali (zwykle d-pierwiastkami)

Tlenki są redukowane do metali:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Uwodornienie związków organicznych

Gdy wodór działa na nienasycone węglowodory w obecności katalizatora niklowego i podwyższonej temperaturze, zachodzi reakcja uwodornienie:

CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3

Wodór redukuje aldehydy do alkoholi:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geochemia wodoru

Wodór jest podstawowym budulcem wszechświata. Jest to pierwiastek najobficiej występujący, a wszystkie pierwiastki powstają z niego w wyniku reakcji termojądrowych i jądrowych.

Wolny wodór H 2 jest stosunkowo rzadki w gazach lądowych, ale w postaci wody odgrywa niezwykle ważną rolę w procesach geochemicznych.

Wodór może być zawarty w minerałach w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i wody krystalicznej.

W atmosferze wodór powstaje w sposób ciągły w wyniku rozkładu wody pod wpływem promieniowania słonecznego. Migruje do wyższych warstw atmosfery i ucieka w kosmos.

Podanie

• Energia wodorowa

Wodór atomowy jest używany do spawania wodorem atomowym.

V Przemysł spożywczy wodór jest zarejestrowany jako dodatek do żywności E949 jak gaz do pakowania.

Cechy leczenia

Wodór zmieszany z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz wybuchowy. Gaz ten ma największą wybuchowość, gdy stosunek objętościowy wodoru i tlenu wynosi 2:1 lub wodoru i powietrza około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Niebezpieczny jest również wodór. Ciekły wodór może spowodować silne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru z tlenem wynoszą od 4% do 96% objętości. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75 (74)% obj.

Wykorzystanie wodoru

W przemyśle chemicznym wodór jest wykorzystywany do produkcji amoniaku, mydła i tworzyw sztucznych. W przemyśle spożywczym margaryna wytwarzana jest z płynnych olejów roślinnych przy użyciu wodoru. Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Kiedyś statki powietrzne i balony były napełnione wodorem. Ale w latach 30-tych. XX wiek. doszło do kilku przerażających katastrof, gdy sterowce eksplodowały i paliły się. Obecnie sterowce wypełnione są gazem helowym. Wodór jest również używany jako paliwo rakietowe. W przyszłości wodór może być powszechnie stosowany jako paliwo do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowisko i emitują tylko parę wodną (jednak sama produkcja wodoru prowadzi do pewnego zanieczyszczenia środowiska). Nasze słońce składa się głównie z wodoru. Ciepło i światło słoneczne są wynikiem uwolnienia energii jądrowej z syntezy jąder wodoru.

Wykorzystanie wodoru jako paliwa (efektywność ekonomiczna)

Najważniejszą cechą substancji stosowanych jako paliwo jest ich kaloryczność. Z kursu chemia ogólna wiadomo, że reakcja oddziaływania wodoru z tlenem zachodzi z uwolnieniem ciepła. Jeśli weźmiemy 1 mol H 2 (2 g) i 0,5 mola O 2 (16 g) w standardowych warunkach i zainicjujemy reakcję, to zgodnie z równaniem

H2 + 0,5 O2 = H2O

po zakończeniu reakcji powstaje 1 mol H 2 O (18 g) z uwolnieniem energii 285,8 kJ / mol (dla porównania: ciepło spalania acetylenu wynosi 1300 kJ / mol, propan 2200 kJ / mol ). 1 m3 wodoru waży 89,8 g (44,9 mola). Dlatego na uzyskanie 1 m³ wodoru zostanie zużytych 12832,4 kJ energii. Biorąc pod uwagę, że 1 kWh = 3600 kJ, otrzymujemy 3,56 kWh energii elektrycznej. Znając taryfę za 1 kWh energii elektrycznej i koszt 1 m³ gazu można stwierdzić, że warto przestawić się na paliwo wodorowe.

Przykładowo eksperymentalny model Hondy FCX trzeciej generacji ze zbiornikiem wodoru o pojemności 156 litrów (zawiera 3,12 kg wodoru pod ciśnieniem 25 MPa) pokonuje 355 km. W związku z tym z 3,12 kg H2 otrzymuje się 123,8 kWh. Zużycie energii na 100 km wyniesie 36,97 kWh. Znając koszt energii elektrycznej, koszt gazu czy benzyny, ich zużycie przez samochód na 100 km, łatwo policzyć negatywny efekt ekonomiczny przestawienia auta na paliwo wodorowe. Powiedzmy (Rosja 2008), 10 centów za kWh energii elektrycznej prowadzi do tego, że 1 m³ wodoru prowadzi do ceny 35,6 centa, a biorąc pod uwagę wydajność rozkładu wody 40-45 centów, taka sama ilość kWh z spalanie benzyny kosztuje 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / L * 80 centów / L = 34 centów w cenach detalicznych, natomiast dla wodoru obliczyliśmy opcję idealną, bez transportu, amortyzacji sprzętu itp. Dla metanu o energii spalania około 39 MJ za m³ wynik będzie od dwóch do czterech razy niższy ze względu na różnicę w cenie (1m³ dla Ukrainy kosztuje 179 USD, a dla Europy 350 USD). Oznacza to, że równoważna ilość metanu będzie kosztować 10-20 centów.

Nie należy jednak zapominać, że spalając wodór dostajemy czystej wody z którego został wydobyty. Oznacza to, że mamy odnawialny magazyn energia bez szkody dla środowiska, w przeciwieństwie do gazu czy benzyny, które są podstawowymi źródłami energii.

PHP w linii 377 Ostrzeżenie: wymaganie (http://www..php): nie udało się otworzyć strumienia: nie można znaleźć odpowiedniego opakowania w /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php w linii 377 Fatal error: required (): Nieudane otwarcie wymagane "http://www..php" (include_path = "..php w wierszu 377