Кислород - самый распространенный на Земле элемент. Вместе с азотом и незначительным количеством других газов свободный кислород образует атмосферу Земли. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,15% по массе. В земной коре 58% атомов - это атомы связанного кислорода(47% по массе). Кислород входит в состав воды (запасы связанного кислорода в гидросфере исключительно велики), горных пород, многих минералов и солей, содержится в жирах, белках и углеводах, из которых состоят живые организмы. Практически весь свободный кислород Земли возник и сохраняется в результате процесса фотосинтеза.

Физические свойства.

Кислород- газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде малорастворим (в 1 л воды при 20 градусах растворяется 31 мл кислорода), но всё же лучше, чем другие газы атмосферы, поэтому вода обогащается кислородом. Плотность кислорода при нормальных условиях 1,429г/л. При температуре -183 0 С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнитное поле, а при -218,7°С, образует синие кристаллы.

Природный кислород имеет три изотопа О 16 , О 17 , О 18 .

Аллотропия- способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся лишь числом атомов в молекуле, либо строением.

Озон О 3 – существует в верхних слоях атмосферы на высоте 20-25 км от поверхности Земли и образует так называемый «озоновый слой», который защищает Землю от губительного ультрафиолетового излучения Солнца; бледно-фиолетовый, ядовитый в больших количествах газ со специфическим, резким, но приятным запахом. Температура плавления равна-192,7 0 С, температура кипения-111,9 0 С. В воде растворим лучше кислорода.

Озон - сильный окислитель. Его окислительная активность основана на способности молекулы разлагаться с выделением атомного кислорода:

Он окисляет многие простые и сложные вещества. С некоторыми металлами образует озониды, например озонид калия:

К + О 3 = КО 3

Озон получают в специальных приборах - озонаторах. В них под действием электрического разряда происходит превращение молекулярного кислорода в озон:

Аналогичная реакция происходит и под действием грозовых разрядов.

Применение озона обусловлено его сильными окислительными свойствами: он используется для отбеливания тканей, обеззараживания питьевой воды, в медицине как дезинфицирующее средство.

Вдыхание озона в больших количествах вредно: он раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных органов.

Химические свойства.

В химических реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства

Важнейшее химическое свойство - способность образовывать оксиды почти со всеми элементами. При этом с большинством веществ кислород реагирует непосредственно, особенно при нагревании.

В результате этих реакций, как правило, образуются оксиды, реже – пероксиды:

2Са + О 2 =2СаО

2Ва + О 2 =2ВаО

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом, платиной, их оксиды получаются косвенным путем. При нагревании сера, углерод, фосфор горят в кислороде.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при температуре 1200 0 С или в электрическом разряде:

N 2 + О 2 = 2NО

С водородом кислород образует воду:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.

Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.

Многие металлы при контакте с кислородом воздуха подвергаются разрушению - коррозии. Некоторые металлы в обычных условиях окисляются лишь с поверхности (например, алюминий, хром). Образующаяся пленка оксида препятствует дальнейшему взаимодействию.

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

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях - оксиды и простые вещества.

СН 4 +2О 2 =СО 2 + 2Н 2 О

Н 2 S+О 2 =2SО 2 +2Н 2 О

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH 3 NH 2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O

При взаимодействии со сложными веществами кислород выступает в качестве окислителя. На окислительной активности кислорода основано его важное свойство- способность поддерживать горение веществ.

С водородом кислород образует также соединение – пероксид водорода Н 2 О 2 – бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.

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

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории :

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
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. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н 2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .

Кислород — один из самых распространенных на Земле элементов. Он составляет около половины веса земной коры, внешней оболочки планеты. В соединении с водородом он образует воду, покрывающую более двух третей земной поверхности.

Мы не можем ни увидеть кислород, ни ощутить его вкус или запах. Тем не менее, он составляет пятую часть воздуха и является жизненно необходимым. Чтобы жить, нам, так же как животным и растениям, надо дышать.

Кислород — непременный участник химических реакций, идущих внутри любой микроскопической клетки живого организма, в результате которых расщепляются питательные вещества и высвобождается энергия, необходимая для жизни. Именно поэтому кислород так необходим каждому живому существу (за исключением немногих видов микробов).

При горении вещества соединяются с кислородом, выделяя при этом энергию в виде тепла и света.

Водород

Самым распространенным элементом во Вселенной является водород . На него приходится основная масса большинства звезд. На Земле основная часть водорода (химический символ Н) связана с кислородом (О), образуя воду (Н20). Водород — простейший и самый легкий химический элемент, так как каждый его атом состоит лишь из одного протона и одного электрона.

В начале XX века водородом наполняли дирижабли, большие воздушные суда. Однако водород очень легко воспламеняется. После нескольких катастроф, вызванных пожарами, водород в дирижаблях перестали использовать. Сегодня в воздухоплавании используют другой легкий газ — негорючий гелий.

Водород соединяется с углеродом и образует вещества, которые называются углеводородами. К ним относятся продукты, получаемые из природного газа и сырой нефти, например, газообразные пропан и бутан, или жидкий бензин. Водород также соединяется с углеродом и кислородом с образованием углеводов. Крахмал в картофеле и рисе, сахар в свекле являются углеводами.

Солнце и другие звезды в основном состоят из водорода. В центре звезды чудовищные температуры и давления заставляют атомы водорода сливаться друг с другом и превращаться в другой газ - гелий. При этом выделяется огромное количество энергии в виде тепла и света.

Цель занятия. На этом занятии вы узнаете о, пожалуй, самых важных химических элементах для жизни на земле – водороде и кислороде, узнаете об их химических свойствах, а также о физических свойствах простых веществ, ими образуемых, узнаете больше о роли кислорода и водорода в природе и жизни человека.

Водород – самый распространённый элемент во Вселенной. Кислород – самый распространённый элемент на Земле. Вместе они образуют воду – вещество, которое составляет больше половины массы человеческого тела. Кислород – газ, необходимый нам для дыхания, а без воды мы не смогли бы прожить и нескольких дней, так что без сомнения можно считать кислород и водород важнейшими химическими элементами, необходимыми для жизни.

Строение атомов водорода и кислорода

Таким образом, водород проявляет неметаллические свойства. В природе водород встречается в виде трёх изотопов, протия , дейтерия и трития , изотопы водорода очень сильно отличаются друг от друга по физическим свойствам, поэтому им даже присвоены индивидуальные символы.

Если вы не помните или не знаете, что такое изотопы, поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Изотопы как разновидности атомов одного химического элемента». В нём вы узнаете, чем отличаются друг от друга изотопы одного элемента, к чему приводит наличие нескольких изотопов у одного элемента, а также познакомитесь с изотопами нескольких элементов.

Таким образом, возможные степени окисления кислорода ограничены значениями от –2 до +2. Если кислород принимает два электрона (становясь анионом) или образует две ковалентные связи с менее электроотрицательными элементами, он переходит в степень окисления –2. Если кислород образует одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом менее электроотрицательного элемента, он переходит в степень окисления –1. Образуя две ковалентные связи со фтором (единственным элементом с более высоким значением электроотрицательности), кислород переходит в степень окисления +2. Образуя одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом фтора – +1. И наконец, если кислород образует одну связь с менее электроотрицательным атомом, а вторую – со фтором, он будет находиться в степени окисления 0.

Физические свойства водорода и кислорода, аллотропия кислорода

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха. Очень лёгкий (в 14,5 раз легче воздуха). Температура сжижения водорода – -252,8 °C – почти самая низкая среди всех газов (уступает только гелию). Жидкий и твёрдый водород – очень лёгкие бесцветные вещества.

Кислород – бесцветный газ без вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. При температуре -182,9 °C превращается в тяжёлую жидкость голубого цвета, при -218 °C затвердевает с образованием кристаллов синего цвета. Молекулы кислорода парамагнитны, то есть кислород притягивается магнитом. Кислород плохо растворим в воде.

В отличие от водорода, образующего молекулы только одного типа, , кислород проявляет аллотропию и образует молекулы двух типов, то есть элемент кислород образует два простых вещества: кислород и озон .

Химические свойства и получение простых веществ

Водород.

Связь в молекуле водорода – одинарная, однако это одна из самых прочных одинарных связей в природе, и чтобы разорвать её необходимо затратить много энергии, по этой причине водород весьма малоактивен при комнатной температуре, однако при повышении температуры (или в присутствии катализатора) водород легко взаимодействует со многими простыми и сложными веществами.

Водород с химической точки зрения является типичным неметаллом. То есть он способен взаимодействовать с активными металлами с образованием гидридов, в которых он проявляет степень окисления –1. С некоторыми металлами (литий, кальций) взаимодействие протекает даже при комнатной температуре, однако довольно медленно, поэтому при синтезе гидридов используют нагревание:

,

.

Образование гидридов прямым взаимодействием простых веществ возможно только для активных металлов. Уже алюминий не взаимодействует с водородом непосредственно, его гидрид получают обменными реакциями.

С неметаллами водород также реагирует только при нагревании. Исключениями являются галогены хлор и бром, реакция с которыми может быть индуцирована светом:

.

Реакция со фтором также не требует нагревания, она протекает со взрывом даже при сильном охлаждении и в абсолютной темноте.

Реакция с кислородом протекает по разветвлённому цепному механизму, поэтому скорость реакции стремительно возрастает, и в смеси кислорода с водородом в соотношении 1:2 реакция протекает со взрывом (такая смесь носит название «гремучий газ»):

.

Реакция с серой протекает гораздо более спокойно, практически без выделения тепла:

.

Реакции с азотом и йодом протекают обратимо:

,

.

Это обстоятельство сильно затрудняет получение аммиака в промышленности: процесс требует использования повышенного давления для смешения равновесия в сторону образования аммиака. Йодоводород прямым синтезом не получают, поскольку имеется несколько гораздо более удобных способов его синтеза.

С малоактивными неметаллами () водород непосредственно не реагирует, хотя его соединения с ними известны.

В реакциях со сложными веществами водород в большинстве случаев выступает в роли восстановителя. В растворах водород может восстанавливать малоактивные металлы (располагающиеся после водорода в ряду напряжений ) из их солей:

При нагревании водород может восстанавливать многие металлы из их оксидов. При этом чем активнее металл, тем сложнее его восстановить и тем более высокая для этого нужна температура:

.

Металлы более активные, чем цинк, практически невозможно восстановить водородом.

Водород в лаборатории получают взаимодействием металлов с сильными кислотами. Чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Реже используется электролиз воды в присутствии сильных электролитов:

В промышленности водород получают как побочный продукт при получении едкого натра электролизом раствора хлорида натрия:

Кроме того, водород получают при переработке нефти.

Получение водорода фотолизом воды – один из наиболее перспективных способов в будущем, однако на сегодняшний момент промышленное применение этого метода затруднительно.

Поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов Лабораторная работа «Получение и свойства водорода» и Лабораторная работа «восстановительные свойства водорода». Изучите принцип действия аппарата Киппа и аппарата Кирюшкина. Подумайте, в каких случаях удобнее использовать аппарат Киппа, а в каких – Кирюшкина. Какие свойства проявляет водород в реакциях?

Кислород.

Связь в молекуле кислорода двойная и весьма прочная. Поэтому кислород довольно малоактивен при комнатной температуре. При нагревании он, однако, начинает проявлять сильные окислительные свойства.

Кислород без нагревания реагирует с активными металлами (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами):

При нагревании кислород взаимодействует с большинством металлов с образованием оксидов:

,

,

.

Серебро и менее активные металлы не окисляются кислородом.

Кислород также реагирует с большинством неметаллов с образованием оксидов:

,

,

.

Взаимодействие с азотом происходит только при очень высоких температурах, около 2000 °C.

С хлором, бромом и йодом кислород не реагирует, хотя многие их оксиды можно получить косвенным путём.

Взаимодействие кислорода со фтором можно провести при пропускании электрического разряда через смесь газов:

.

Фторид кислорода(II) – нестойкое соединение, легко разлагается и является очень сильным окислителем.

В растворах кислород является сильным, хотя и медленным, окислителем. Как правило, кислород способствует переходу металлов в более высокие степени окисления:

Присутствие кислорода часто позволяет растворять в кислотах металлы, расположенные сразу за водородом в ряду напряжений :

При нагревании кислород может окислять низшие оксиды металлов:

.

Кислород в промышленности не получают химическими способами, его получают из воздуха перегонкой.

В лаборатории используют реакции разложения богатых кислородом соединений – нитратов, хлоратов, перманганатов при нагревании:

Также можно получить кислород при каталитическом разложении перекиси водорода:

Кроме того, для получения кислорода может использоваться приведённая выше реакция электролиза воды.

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение кислорода и его свойства».

Как называется используемый в лабораторной работе метод собирания кислорода? Какие ещё способы собирания газов существуют и какие из них подходят для собирания кислорода?

Задание 1. Посмотрите видеофрагмент «Разложение перманганата калия при нагревании».

Ответьте на вопросы:

1. 1. Какой из твёрдых продуктов реакции растворим в воде?
   2. Какой цвет имеет раствор перманганата калия?
   3. Какой цвет имеет раствор манганата калия?

Напишите уравнения протекающих реакций. Уравняйте их, используя метод электронного баланса.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Озон.

Молекула озона трёхатомна и связи в ней менее прочные, чем в молекуле кислорода, что приводит к большей химической активности озона: озон легко окисляет многие вещества в растворах или в сухом виде без нагревания:

Озон способен легко окислить оксид азота(IV) до оксида азота(V), а оксид серы(IV) до оксида серы(VI) без катализатора:

Озон постепенно разлагается с образованием кислорода:

Для получения озона используются специальные приборы – озонаторы, в которых через кислород пропускают тлеющий разряд.

В лаборатории для получения незначительных количеств озона иногда используют реакции разложения пероксосоединений и некоторых высших оксидов при нагревании:

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение озона и исследование его свойств».

Объясните, почему обесцвечивается раствор индиго. Напишите уравнения реакций, протекающих при смешении растворов нитрата свинца и сульфида натрия и при пропускании через полученную взвесь озонированного воздуха. Для реакции ионного обмена составьте ионные уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции составьте электронный баланс.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Химические свойства воды

Для лучшего ознакомления с физическими свойствами воды и её значимостью поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов «Аномальные свойства воды» и «Вода – важнейшая жидкость на Земле».

Вода обладает огромной важностью для любых живых организмов – по сути многие живые организмы состоят из воды более чем наполовину. Вода является одним из наиболее универсальных растворителей (при высоких температурах и давлениях её возможности как растворителя существенно возрастают). С химической точки зрения вода является оксидом водорода, при этом в водном растворе она диссоциирует (хотя и в очень малой степени) на катионы водорода и гидроксид-анионы:

.

Вода взаимодействует со многими металлами. С активными (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами) вода реагирует без нагревания:

С менее активными взаимодействие происходит при нагревании.

Общая и неорганическая химия

Лекция 6. Водород и кислород. Вода. Пероксид водорода.

Водород

Атом водорода – простейший объект химии. Строго говоря, его ион – протон – еще проще. Впервые описан в 1766 г. Кавендишем . Название от греч. “hydro genes” – порождающий воду.

Радиус атома водорода примерно 0,5*10-10 м, а его иона (протона) – 1,2*10-15 м. Или же от 50 пм до 1,2*10-3 пм или от 50 метров (диагональ СХА) до 1 мм.

Следующий 1s элемент – литий меняется только от 155 пм до 68 пм у Li+ . Такая разница в размерах атома и его катиона (5 порядков) уникальна.

Благодаря малому размеру протона осуществляется обменная водородная связь , прежде всего между атомами кислорода, азота и фтора. Прочность водородных связей составляет 10-40 кДж/моль, что значительно меньше энергии разрыва большинства обычных связей (100-150 кДж/моль в органических молекулах), но больше средней кинетической энергии теплового движения при 370 С (4 кДж/моль). В результате в живом организме водородные связи обратимо разрываются, обеспечивая протекание процессов жизнедеятельности.

Водород плавится при 14 К, кипит при 20,3 К (давление 1 атм), плотность жидкого водорода всего 71 г/л (в 14 раз легче воды).

В разреженной межзвездной среде обнаружены возбужденные атомы водорода с переходами вплоть до n 733 → 732 с длиной волны 18 м, что соответствует боровскому радиусу (r = n2 *0,5*10-10 м) порядка 0,1 мм (!) .

Самый распространенный элемент в космосе (88,6% атомов, 11,3% атомов приходится на гелий, и только 0,1% – атомы всех остальных элементов) .

4 H → 4 He + 26,7 МэВ 1 эВ = 96,48 кДж/моль

Поскольку протоны имеют спин 1/2, существуют три варианта молекул водорода:

ортоводород о-Н2 с параллельными ядерными спинами, параводород п-Н2 с антипараллельными спинами и нормальный н-Н2 – смесь 75% орто-водорода и 25% пара-водорода. При превращении о-Н2 → п-Н2 выделяется 1418 Дж/моль.

Свойства орто- и параводорода

Так как атомная масса водорода – минимально возможная, его изотопы – дейтерий D (2 H) и тритий T (3 H) существенно отличаются от протия 1 Н по физическим и химическим свойствам. Например, замена одного из водородов в органическом соединении на дейтерий заметно отражается на его колебательном (инфракрасном) спектре, что позволяет устанавливать структуру сложных молекул. Подобные замены (“метод меченых атомов”) используют также для установления механизмов сложных

химических и биохимических процессов. Особенно чувствителен метод меченых атомов при использовании вместо протия радиоактивного трития (β -распад, период полураспада 12,5 лет).

Свойства протия и дейтерия

					Плотн., г/л (20 К)
Основной метод получения водорода в промышленности – конверсия метана
или гидратация угля при 800-11000 С (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2				выше 10000 С
«Водяной газ»: C + H2 O = CO + H2
Затем конверсия CO: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, окислы кобальта

Суммарно: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Другие источники водорода.

Коксовый газ: около 55% водорода, 25% метана, до 2% тяжелых углеводородов, 4-6% СО, 2% СО2 , 10-12% азота.

Водород, как продукт горения:

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

На 1 кг пиротехнической смеси выделяется до 370 л водорода .

Водород в виде простого вещества применяют для производства аммиака и гидрирования (отверждения) растительных жиров, для восстановления из оксидов некоторых металлов (молибден, вольфрам), для получения гидридов (LiH, CaH2 ,

LiAlH4 ).

Энтальпия реакции: H. + H. = H2 составляет -436 кДж/моль, поэтому атомарный водород используется для получения высокотемпературного восстановительного «пламени» («горелка Ленгмюра»). Струя водорода в электрической дуге атомизируется при 35000 С на 30%, затем при рекомбинации атомов удается достичь 50000 С.

Сжиженный водород используется в качестве топлива в ракетах (см. кислород). Перспективное экологически чистое топливо для наземного транспорта; идут эксперименты по использованию металлгидридных аккумуляторов водорода. Например, сплав LaNi5 может поглотить в 1,5-2 раза больше водорода, чем его содержится в таком же объеме (как объем сплава) жидкого водорода.

Кислород

Согласно общепринятым сейчас данным, кислород открыт в 1774 г. Дж. Пристли и независимо К.Шееле . История открытия кислорода – хороший пример влияния парадигм на развитие науки (см. Дополнение 1).

По-видимому, на самом деле кислород был открыт гораздо раньше официальной даты. В 1620 г. любой желающий мог прокатиться по Темзе (в Темзе) на подводной лодке конструкции Корнелиуса ван Дреббеля . Лодка двигалась под водой благодаря усилиям дюжины гребцов. По свидетельствам многочисленных очевидцев, изобретатель подводной лодки успешно решил проблему дыхания, “освежая” воздух в ней химическим способом. Роберт Бойль писал в 1661 г. : “... Кроме механической конструкции лодки, у изобретателя имелся химический раствор (liquor), который он

считал главным секретом подводного плавания. И когда время от времени он убеждался в том, что пригодная для дыхания часть воздуха уже израсходована и затрудняла дыхание находящихся в лодке людей, он мог, раскупорив наполненный этим раствором сосуд, быстро восполнить воздух таким содержанием жизненных частей, которые сделали бы его вновь пригодным для дыхания на достаточно длительное время”.

Здоровый человек в спокойном состоянии за сутки прокачивает через свои легкие около 7200 л воздуха, забирая безвозвратно 720 л кислорода. В закрытом помещении объемом 6 м3 человек может продержаться без вентиляции до 12 часов, а при физической работе 3-4 часа. Основная причина затруднения дыхания – не недостаток кислорода, а накопление углекислого газа с 0,3 до 2,5% .

Долгое время основным методом получения кислорода был "бариевый" цикл (получение кислорода по методу Брина) :

BaSO4 -t-→ BaO + SO3 ;

5000 C ->

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

Секретный раствор Дреббеля мог быть раствором пероксида водорода: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Получение кислорода при горении пиросмеси: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 кДж

В смеси до 80% NaClO3 , до 10% железного порошка, 4% перекиси бария и стекловата.

Молекула кислорода парамагнитна (практически – бирадикал) , поэтому высока ее активность. Органические вещества на воздухе окисляются через стадию образования пероксидов.

Кислород плавится при 54,8 К, кипит при 90,2 К.

Аллотропная модификация элемента кислорода – вещество озон O3 . Чрезвычайно важна биологическая озоновая защита Земли. На высоте 20-25 км устанавливается равновесие:

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

В 1974 г обнаружено, что атомарный хлор, который образуется из фреонов на высоте больше 25 км, катализирует распад озона, как бы заменяя "озоновый" ультрафиолет. Этот УФ способен вызывать рак кожи (в США в год до 600 тыс. случаев). Запрет на фреоны в аэрозольных баллонах действует в США с 1978 г.

С 1990 г. в список запрещенных веществ (в 92 странах) включены CH3 CCl3 , CCl4 , хлорбромуглеводороды – их производство сворачивается к 2000 г .

Горение водорода в кислороде

Реакция очень сложная (схема в лекции 3), поэтому до начала практического применения потребовалось длительное изучение.

21 июля 1969 г. первый землянин – Н.Армстронг прошелся по Луне. Ракетаноситель “Сатурн-5” (конструктор – Вернер фон Браун) состоит из трех ступеней. В первой керосин и кислород, во второй и третьей – жидкие водород и кислород. Всего 468 т жидких O2 и H2 . Произведено 13 успешных запусков.

С апреля 1981 г. в США осуществляет полеты “Спейс шаттл”: 713 т жидких O2 и H2 , а также два твердотопливных ускорителя по 590 т (суммарная масса твердого топлива 987 т). Первые 40 км подъем на ТТУ, от 40 до 113 км работают двигатели на водороде и кислороде.

15 мая 1987 г. первый старт “Энергии”, 15 ноября 1988 г. первый и единственный полет “Бурана”. Стартовая масса 2400 т., масса топлива (керосина в

боковых отсеках, жидких O2 и H2 ) 2000 т. Мощность двигателей 125000 МВт, полезный груз 105 т .

Не всегда горение было управляемым и удачным.

В 1936 г. был построен самый большой в мире водородный дирижабль LZ-129 “Гинденбург”. Объем 200000 м3 , длина около 250 м, диаметр 41,2 м. Скорость 135 км/час благодаря 4 двигателям по 1100 л.с., полезная нагрузка 88 т. Дирижабль совершил 37 рейсов через Атлантику и перевез более 3 тыс. пассажиров.

6 мая 1937 г. при причаливании в США дирижабль взорвался и сгорел. Одна из возможных причин – диверсия .

28 января 1986 г. на 74-й секунде полета взорвался “Челленджер” с семью космонавтами – 25-й рейс системы “Шаттл”. Причина – дефект твердотопливного ускорителя.

Демонстрация:

взрыв гремучего газа (смеси водорода с кислородом)

Топливные элементы

Технически важный вариант этой реакции горения – разделение процесса на два:

электроокисление водорода (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

электровосстановление кислорода (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Система, в которой осуществляется такое “горение” – топливный элемент . КПД гораздо выше, чем у тепловых электростанций, поскольку отсутствует

специальная стадия генерации теплоты. Максимальный КПД = ∆ G/∆ H; для горения водорода получается 94%.

Эффект известен с 1839 г., но первые практически работающие ТЭ реализованы

в конце XX века в космосе (“Джемини”,“Аполлон”, “Шаттл” – США, “Буран” – СССР) .

Перспективы топливных элементов [ 17 ]

Представитель фирмы Ballard Power Systems, выступая на научной конференции в Вашингтоне, подчеркнул, что коммерчески оправданным двигатель на топливных элементах станет, когда он будет отвечать четырем основным критериям: снижению стоимости вырабатываемой энергии, повышению долговечности, уменьшению размеров установки и возможности быстрого запуска в холодную погоду. Стоимость одного киловатта энергии, выработанного установкой на топливных элементах, должна снизиться до 30 долларов США. Для сравнения, в 2004 году аналогичный показатель составлял 103 долларов, а в 2005 ожидается на уровне 80 долларов. Для достижения данной цены необходимо выпускать не менее 500 тысяч двигателей в год. Европейские ученые более осторожны в прогнозах и считают, что коммерческое использование топливных водородных элементов в автопромышленности начнется не ранее 2020 года.