Водород: формула, плотность, масса, получение и применение | Сварка и сварщик

В одном столбце приведенной ниже таблицы перечислены (под номерами 1—5) важнейшие области применения кислорода. во втором столбце таблицы буквами а—е обозначены свойства кислорода, лежащие в основе его применения. приведите в соответствие записи таблицы. применение кислорода свойства кислорода 1. в технике для резки и сварки металлов. 2. в медицине для облегчения дыхания больных. 3. в металлургии (кислородное дутье). 4. в химической промышленности для получения новых веществ. 5. в химических лабораториях для проведения реакций а. поддерживает дыхание. б. реагирует со многими простыми и сложными веществами, образуя оксиды. в. в реакциях с кислородом создаются высокие температуры. реакции экзотермичны. г. ускоряет процесс горения и окисления веществ. д. бесцветный газ, тяжелее воздуха. е. газ, плохо растворимый в воде, сжижается под давлением       3. допишите уравнения химических реакций:       а) … o2 cuo       б) fе o2 …       в) s …  so2       г) cus … so2 …       назовите полученные вещества.       4. допишите уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства водорода:       укажите, окисляется или восстанавливается водород в этих реакциях.       5. 200 г 15%-ного раствора сахара упарили наполовину. какой стала после этого массовая доля сахара в растворе? — знания.site

В металлургии, для резки и сварки металлов

3. Применение в медицинских целях

В ме­ди­цине кис­ло­род тоже нашел свое при­ме­не­ние. Кис­ло­род ис­поль­зу­ет­ся для обо­га­ще­ния ды­ха­тель­ных га­зо­вых сме­сей при на­ру­ше­нии ды­ха­ния, для ле­че­ния астмы, про­фи­лак­ти­ки ги­по­ксии в виде кис­ло­род­ных кок­тей­лей, кис­ло­род­ных по­ду­шек. Од­на­ко чи­стым кис­ло­ро­дом при нор­маль­ном дав­ле­нии долго ды­шать нель­зя – это опас­но для здо­ро­вья.

4. Применение в пищевой промышленности

В пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти кис­ло­род за­ре­ги­стри­ро­ван в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки E948, как про­пел­лент и упа­ко­воч­ный газ. Про­пел­лен­ты — газы, вы­дав­ли­ва­ю­щие пи­ще­вые про­дук­ты из ём­ко­сти (кон­тей­не­ра, бал­лон­чи­ка со спре­ем, танка или хра­ни­ли­ща для сы­пу­чих про­дук­тов).

5. Биологическая роль

III. Круговорт кислорода в природе

Будущее водорода в мировой энергетике

Проблемы экологии вынуждают исследователей искать альтернативные источники энергии. Один из самых животрепещущих вопросов последних лет – водород в качестве автомобильного топлива. Главный плюс – отсутствие выброса вредных газов в атмосферу. В цилиндр двигателя поступает водород и кислород, которые в ходе реакции создают небольшой взрыв и двигают поршни.

Крупные автопроизводители постепенно осваивают технологию на прототипах или тестовых машинах. Например,  уже были выпущены и протестированы такие модели, как BMWHydrogen 7, Mazda RX-8 Hydrogen RE, а также автобусы Ford E-450 для аэропортов.

Самым популярным и известным автомобилем на водороде можно назвать ToyotaMirai, которая активно продается на территории США, Канады и Японии.  Во многом популярность этой модели обоснована дотациями со стороны государства.

Видео о водородной энергетике

Схожие предложения есть и от других компаний — HondaClarity, HyundaiNexo, Mercedes—BenzGLC F-Cell, BMW X5i HydrogenNext.

Несмотря на все достоинства водородной технологии, есть несколько важных «но». Во-первых, имеется масса вопросов относительно безопасности водорода в автомобильном транспорте. В отличие от бензина, водород легко может взорваться при контакте с воздухом, поэтому даже незначительные ДТП на дороге представляют опасность.

Во-вторых, в мире образовалась проблема «яйца и курицы». Машины на водороде не появляются из-за отсутствия инфраструктуры, а ее не хотят возводить из-за небольшого количества машин. Разорвать этот замкнутый круг становится сложнее, учитывая конкуренцию со стороны электромобилей.

Несмотря на эти ограничения, многие уверены, что водород станет неотъемлемой частью энергетики будущего, так же, как он используется сейчас в пищевой и химической промышленности.

Важнейшие соединения:

Оксид водорода, H2O — вода — бесцветная жидкость, без цвета, без запаха, без вкуса. Аномальные физические свойства воды (Тпл = 0°С, Ткип = 100°С) обусловлены образованием межмолекулярных водородных связей.
Является амфолитом, диссоциируя с образованием ионов гидроксония и гидроксид-ионов, однако степень диссоциации 1,8*10-16, поэтому чистая вода почти не проводит электрический ток.

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Основные реакции:- реакции соединения с оксидами активных металлов и неметаллов, с образованием соответствующих гидроксидов основного или кислотного характера;- реакции гидролиза (обратимого и необратимого) многих неорганических и органических веществ;- реакции гидратации — присоединение воды по кратным связям органических соединений.

Пероксид водорода — H2O2 — бесцветная сиропообразная жидкость, без цвета, без запаха, с неприятным металлическим вкусом. В максимальной концентрации — жидкость (с плотностью около 1,5 г/см3), Тпл -0,43°C, Ткип 150°C.

В воде, этиловом спирте, этиловом эфире растворяется в любых соотношениях.В концентрированных растворах пероксид водорода неустойчив, разлагается на воду и кислород со взрывом. Вызывает сильные ожоги.
Обычно применяется в виде разбавленных (3%-30%) растворов. Окислитель? на чем использовано его применение как отбеливателя, дезинфицирующего средства и т.д. В природе встречается в нижних слоях атмосферы, в атмосферных осадках.

Гидриды ионные — MHx — соединения водорода с щелочными и щелочноземельными металлами, где водород имеет степень окисления -1. Солеподобные твердые вещества. Восстановители. Водой и кислотами разлагаются с выделением водорода:
NaH H2O → NaOH H2↑

Гидриды ковалентные — HxX — соединения водорода с неметаллами, где водород имеет степень окисления 1. Газы, многие ядовиты. Восстановители за счет неметалла. Свойства меняются от инертных (метан) до кислотных (галогенводороды).

Взаимодействие  водорода  со  сложными  веществами

При пропускании водорода через нагретый оксид меди (II) (порошок черного цвета) образуется порошок красного цвета (Cu) – металлическая медь:

Водород  –  экологически  чистое  топливо,  при  его  горении  образуется природное  соединение 

Практическая работа №2Получение водорода и изучение его свойств 

Цель:  знать  свойства  водорода  как  восстановителя  и  уметь  получить его. 

1. Соберите прибор, как показано на рисунке 23, б (с. 79), и проверьте его на герметичность. 

2. В пробирку поместите 3 гранулы цинка, через воронку налейте раствор соляной кислоты и плотно закройте пробкой с газоотводной трубкой. 

3. Водород соберите в перевернутую вверх дном пробирку методом вытеснения воды либо воздуха. Как только пробирка наполнится газом, закройте ее стеклянной пластинкой и поднесите к пламени спиртовки. Что при этом наблюдается? 

ДЕЛАЕМ ВЫВОДЫ

• 1.    Водород — самый легкий элемент, имеет три изотопа: протий, дейтерий, тритий.
• 2.    По валентности (I) водорода определяют валентность других элементов.
• 3.    По водороду (Н.,) определяют относительные плотности газов (Dh2(X))-
• 4.    Водород вступает во взаимодействие: а) со многими неметаллами, образуя летучие водородные соединения; б) химически активными металлами, образуя гидриды; в) с некоторыми оксидами.

Услуги по химии:

1. Заказать химию
2. Заказать контрольную работу по химии
3. Помощь по химии

Лекции по химии:

1. Основные понятия и законы химии
2. Атомно-молекулярное учение
3. Периодический закон Д. И. Менделеева
4. Химическая связь
5. Скорость химических реакций
6. Растворы
7. Окислительно-восстановительные реакции
8. Дисперсные системы
9. Атомно-молекулярная теория
10. Строение атома в химии
11. Простые вещества
12. Химические соединения
13. Электролитическая диссоциация
14. Химия и электрический ток
15. Чистые вещества и смеси
16. Изменения состояния вещества
17. Атомы. Молекулы. Вещества
18. Воздух
19. Химические реакции
20. Закономерности химических реакций
21. Периодическая таблица химических элементов
22. Относительная атомная масса химических элементов
23. Химические формулы
24. Движение электронов в атомах
25. Формулы веществ и уравнения химических реакций
26. Химическая активность металлов 
27. Количество вещества
28. Стехиометрические расчёты
29. Энергия в химических реакциях
30. Вода 
31. Необратимые реакции
32. Кинетика
33. Химическое равновесие
34. Разработка новых веществ и материалов
35. Зеленая химия
36. Термохимия
37. Правило фаз Гиббса
38. Диаграммы растворимости
39. Законы Рауля
40. Растворы электролитов
41. Гидролиз солей и нейтрализация
42. Растворимость электролитов
43. Электрохимические процессы
44. Электрохимия
45. Кинетика химических реакций
46. Катализ
47. Строение вещества в химии
48. Строение твердого тела и жидкости
49. Протекание химических реакций
50. Комплексные соединения

Лекции по неорганической химии:

1. Важнейшие классы неорганических соединений
2. Водород и галогены
3. Подгруппа кислорода
4. Подгруппа азота
5. Подгруппа углерода
6. Общие свойства металлов
7. Металлы главных подгрупп
8. Металлы побочных подгрупп
9. Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
10. Классификация неорганических веществ
11. Углерод
12. Качественный анализ неорганических соединений
13. Металлы и сплавы
14. Металлы и неметаллы
15. Производство металлов
16. Переходные металлы
17. Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
18. Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
19. Важнейшие S -элементы и их соединения
20. Важнейшие d элементы и их соединения
21. Важнейшие р-элементы и их соединения
22. Производство неорганических соединений и сплавов
23. Главная подгруппа шестой группы
24. Главная подгруппа пятой группы
25. Главная подгруппа четвертой группы
26. Первая группа периодической системы
27. Вторая группа периодической системы
28. Третья группа периодической системы
29. Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
30. Восьмая группа периодической системы
31. Кислород
32. Озон
33. Водород
34. Галогены
35. Естественные семейства химических элементов и их свойства
36. Химические элементы и соединения в организме человека
37. Геологические химические соединения

Лекции по органической химии:

1. Органическая химия
2. Углеводороды
3. Кислородсодержащие органические соединения
4. Азотсодержащие органические соединения
5. Теория А. М. Бутлерова
6. Соединения ароматического ряда
7. Циклические соединения
8. Карбонильные соединения
9. Амины и аминокислоты
10. Химия живого вещества
11. Синтетические полимеры
12. Органический синтез
13. Элементы 14(IVA) группы
14. Азот и сера
15. Растворы кислот и оснований

Взаимодействие водорода с простыми веществами

В обычных условиях водород (

1.  При  нагревании  взаимодействует  с  некоторыми  простыми  веществами:

Для проведения этой реакции берут толстостенную пробирку, на стенках которой отмечены 
объемы,  набирают  1  объем  кислорода  и  2 объема водорода и обертывают полотенцем для 
безопасности. При поднесении горящей лучинки к  отверстию  пробирки  происходит  взрыв. 
Водород активно взаимодействует с кислородом с выделением тепла (рис. 26). Взрыв происходит при  гремучим газом. 

2. При взаимодействии водорода с хлором образуется хлороводород с резким запахом, который раздражает слизистую оболочку дыхательных путей (рис. 27).

3. При пропускании через нагретую серу водород образует газ с неприятным запахом тухлых яиц – сероводород.

Соединениям  водорода  с  неметаллами  дают  названия  по  следующему принципу: название неметалла соединительная гласная о слово «водород». 

Например:
HCl – хлороводород;

HF – фтороводород;
HBr – бромоводород.
Кроме того, некоторые соединения водорода имеют старинные (тривиальные) названия:

4. При взаимодействии водорода с металлами образуются твердые вещества – бинарные соединения, называемые гидридами.

Добыча водорода из промышленных газов

Огромные количества водорода, необходимые современной промышленности, получают сейчас электролизом раствора щелочи и извлекают из промышленных газов — коксовальных печей, газов, получаемых при переработке нефти и др.

При переработке каменного угля на кокс дополнительно получается деготь и коксовый газ. В состав газа входит до 50-60% водорода (H2), 20-25% метана (СН4), окись углерода (СО), азот (N) и др.

В статье о свойствах гелия и способах его производства описан процесс получения гелия методом фракционной конденсации. Так же поступают и с коксовым газом. Но чтобы отделить водород от других составных частей, требуется очень глубокое охлаждение из-за низкой критической температуры водорода.

Изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16O, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16O связано с тем, что ядро атома 16O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12O до 28O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них 15O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8⋅10−22 секунд.

История открытия

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

 2HgO →^ot  2Hg O₂↑

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожжённых элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

История открытия водорода

Доподлино установить кто открыл водорода невозможно, поскольку он известен с XVI века. Алхимики заметили, что при взаимодействии железных опилок с соляной или серной кислотой выделяется «горючий воздух», или «искусственный воздух». Однако его все-таки считали воздухом, получившим почему-то способность гореть.

Но вот сторонник точных измерений Генри Кавендиш (Henry Cavendish) выделил водород из серной и соляной кислот железом, цинком, оловом. Он собирал его в газометре и узнал, что при горении «горючего воздуха» образуется чистая вода. Поэтому считается, что лавры открытия водорода принадлежат именно ему.

Однако окончательное суждение о «горючем газе», так же как и о кислороде, принадлежит Антуану Лорану Лавуазье (Antoine Laurent de Lavoisier). Он повторил опыт Кавендиша, поставил новые опыты и доказал, что «горючий воздух» — это простое вещество, что вода не простое тело, а химическое соединение двух элементов — водорода и кислорода. Лавуазье дал имя «горючему воздуху» hydrogene (от греч. «рождающий воду») .

Интересны первые русские наименования водорода: «водотворный газ», «водотвор». Легкость водорода, пожалуй, поразила первых наблюдателей больше, чем остальные его свойства. Думали даже, что он и есть тот таинственный с «отрицательным весом» флогистон, который, проникая в тела, сообщает им способность гореть.

В 1794 г. к водороду возник чисто военный интерес. В то время уже были изобретены воздушные шары, наполненные горячим воздухом, — монгольфьеры Их называли так в честь братьев французов Монгольфье, совершивших первый полет на таком аэростате в 1783 г.

Преимущества водорода перед нагретым воздухом были очевидны. Нагретый воздух обладал подъемной силой, пока он не остывал до температуры окружающего воздуха. Следовательно, чтобы совершить более или менее длительный полет, надо было под отверстием аэростата в гондоле пилота поддерживать огонь, подогревать воздух.

Лавуазье разработал промышленный способ получения водорода, названный «железо-паровым». Заключался он в следующем. Пары воды из котла поступали в железные трубы, наполненные железными стружками. Трубы накалялись в жаровнях — протекала химическая реакция вытеснения водорода железом из воды с образованием железной окалины:

3Fe 4Н2O = Fe3O4 4Н2

Избыток водяных паров, непрерывно поступающих в трубу, проходил через холодильник, а водород по трубам направлялся в аэростат и надувал его.

Когда железо израсходуется, его опять можно получить из накаленной окалины, если через трубу пропустить светильный газ. Уравнение показывает, что 3?56=168 г железа могут вытеснить 8 г водорода, или 4?22,4=89,6 л водорода.

Аэростаты, наполненные водородом, применили впервые революционные войска Франции в битве при Флёрюсе в 1794 г.

В войнах 1904-1905 и 1914-1918 гг. привязанные канатами аэростаты служили главным образом для наблюдения за прицельностью артиллерийского огня, за передвижением войск. Во время Великой Отечественной войны 1941-1945 гг. они защищали военные объекты от авиации противника.

Первый в мире полет на аэростате с научной целью совершил ученый Захаров Яков Дмитриевич в 1804 г. А в 1887 г. для наблюдения солнечного затмения и изучения воздуха поднялся в воздух Менделеев Дмитрий Иванович.

Место в таблице менделеева

В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. То есть иными словами водород и его атомный вес является краеугольным камнем таблицы Менделеева, той точкой опоры, на основе которой великий химик создал свою систему. Поэтому не удивительно, что в таблице Менделеева водород занимает почетное первое место.

Помимо этого водород имеет такие характеристики:

Нахождение в природе

Накопление O

₂

в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.

1

. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O

₂

не производился

2

. (2,45—1,85 млрд лет назад) O

₂

производился, но поглощался океаном и породами морского дна

3

. (1,85—0,85 млрд лет назад) O

₂

выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя

4

. (0,85—0,54 млрд лет назад) все горные породы на суше окислены, начинается накопление O

₂

в атмосфере

5

. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) современный период, содержание O

₂

в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад, в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы).

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими.

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

В 2022 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад.

Общая  характеристика  водорода

Водород является первым элементом в Периодической системе Д.  И.  Менделеева.  Химический  знак  элемента  –  H (читается «аш»). Водород – неметалл, имеет 1 протон и 1 электрон. Электронная формула: s-элемент. 
Относительная атомная масса одновалентен, он встречается в виде трех изотопов:

Открытие. Английский ученый Г. Кавендиш в 1766 г. получил водород действием цинка на растворы серной и  соляной  кислот.  Ученый  подробно  исследовал свойства водорода, наблюдая его поведение на воздухе, и  новому  газу  дал  название  «горючий  воздух».

А  в 1783 г. французские ученые А. Лавуазье и Ж. Менье  осуществили  термическое  разложение  воды  и установили, что вода состоит из кислорода и водорода. Современное название водороду дал французский химик А. Титон де Морво в 1787 году.

Первое практическое применение водорода

Уникальные свойства этого газа быстро  нашли применение в нескольких сферах, в частности, в военной.   В 18 веке воздушная техника сводилась к шарам и дирижаблям. Наполняли емкости горячим воздухом, благодаря которому вся конструкция могла взлетать. Проблемой было то, что воздух требовалось поддерживать горячим, иначе он терял свою подъемную способность.

Газ водород в этом плане был намного выгоднее – он всегда оставался легче воздуха, но наоборот требовал повышенной защиты от огня. Почему не использовали гелий? На тот момент производство этого газа было непомерно дорогим, поэтому о наполнении таких больших объемов как в дирижаблях речи не шло. Сегодня же гелий куда более доступный и активно используется в самых разных сферах.

История дирижаблей на водороде ассоциируется с именем Фердинанда фон Цеппелина, который создал модели LZ-1, LZ-2 и LZ-3. Последнюю заметили военные, после чего эти воздушные суда начали активно использоваться в военных действиях в ходе Первой мировой войны, а также в пассажирских перевозках. Дирижабли без особых проблем могли совершать длительные полеты, в том числе через Атлантический океан.

Водород не только подарил новую жизнь воздушным судам, но и стал причинной их гибели. Газ легко воспламенялся, из-за чего каждый дирижабль фактически становился потенциальной бомбой. Конец эры этих монстров датируется 1937 годом,  когда в США загорелся и рухнул дирижабль «Гинденбург».

Получение в лаборатории

В  лабораторных  условиях  водород  получают  взаимодействием  таких металлов  как  Fe,  Zn,  Mg  и  др.  с  растворами  кислот.  Обычно  используют цинк и раствор соляной или серной кислоты (рис. 23). 

Один и тот же металл вытесняет из разных кислот водород. Следовательно, можно сделать вывод: в состав кислот входят атомы водорода, которые замещаются на атомы металла.

Для  проведения  вышеуказанной  реакции  в  пробирку  помещают  2–3 гранулы цинка. Через воронку наливают раствор соляной либо серной кислоты и закрывают пробирку пробкой с газоотводной трубкой. При этом протекают реакции замещения:

Полученный водород можно собрать двумя способами:а) методом вытеснения воздуха в перевернутую вверх дном пробирку, так как водород легче воздуха в 14,5 раз.

б) методом вытеснения воды, так как водород плохо растворим в воде. После  того  как  пробирка  наполнится  газом,  ее  закрывают  стеклянной пластинкой и подносят к горелке. Если водород чистый, без воздуха, то он сгорает  спокойно,  будет  слышен  лишь  слабый  хлопок.

Такие металлы, как литий, калий, натрий, кальций, барий могут вытеснить водород из воды (рис. 24).

Реакции идут очень энергично, но эти металлы обычно не используются, так как это экономически невыгодно и небезопасно.

В химических лабораториях для многократного получения газов (H2S, CO2), в том числе и водорода, используют прибор автоматического действия – аппарат Киппа (рис. 25). Это стеклянный прибор, состоящий из двух частей: шарообразного сосуда (1) с краном (5) и шарообразной воронки (2), конец которой на 1–2 см не доходит до дна сосуда.

При зарядке аппарата для получения водорода в сосуд прибора через средний шар помещают твердое вещество (Zn). Затем закрывают пробкой с газоотводной трубкой (5) и при открытом кране (5) вливают в  воронку  раствор  кислоты.  Кислота  поступает  в нижнюю часть прибора, затем поднимается в средний шар, и начинается химическая реакция, выделяется газ.

Запомните!  При  опытах  с  водородом  нельзя  поджигать  водород,  не проверив его на чистоту, иначе внутри прибора может произойти взрыв.  Это очень опасно!

Практическое применение

Так как водород в 14 раз легче воздуха, то в былые времена им начиняли воздушные шары и дирижабли. Но после серии катастроф произошедших с дирижаблями конструкторам пришлось искать водороду замену (напомним, чистый водород – взрывоопасное вещество, и малейшей искры было достаточно, чтобы случился взрыв).

Взрыв дирижабля Гинденбург в 1937 году, причиной взрыва как раз и стало воспламенение водорода (вследствие короткого замыкания), на котором летал этот огромный дирижабль.

Поэтому для подобных летательных аппаратов вместо водорода стали использовать гелий, который также легче воздуха, получение гелия более трудоемкое, зато он не такой взрывоопасный как водород.

Тем не менее, водород весьма хорошо зарекомендовал себя в качестве одного из компонентов ракетного топлива. А автомобили, работающие на водородном топливе более экологичнее своих дизельных и бензиновых собратьев.

Также с помощью водорода производится очистка различных видов топлива, в особенности на основе нефти и нефтепродуктов.

Применение водорода в сварке

Водород использовался в качестве защитного газа еще при первых попытках защиты дугового пространства от воздуха. Однако водород может оказать в ряде случаев вредное воздействие. Это объясняется тем, что при применении водорода в металле сварных швов образуются дефекты в виде пор, а также является одним из главных факторов образования холодных трещин.

С увеличением толщины свариваемых элементов пористость в металле сварных швов становится значительной. Поэтому его использование в дальнейшем было значительно ограничено. В чистом виде (и в виде водородно-азотных смесей, получаемых при диссоциации аммиака) он в настоящее время применяется при атомно-водородной сварке (хотя и сам этот способ заменен теперь другими, в частности сваркой неплавящимся электродом).

Если струю водорода пропускать через пламя вольтовой дуги, то водород диссоциирует на атомы с поглощением значительного количество тепла (103,6 ккал/моль) что приводит к значительному увеличению напряжения дуги. Она становится устойчивой только при повышении напряжения источника тока.

Так, например, при режимах атомно-водородной сварки наиболее эффективной «звенящей» дугой при вольфрамовых электродах и силе тока 10-20 А напряжение дуги составляет около 100 А, напряжение холостого хода питающего источника должно быть не менее 200-220 В (обычно около 300 В).

Образовавшийся атомный водород направляют на твердую свариваемую поверхность, где происходит нагревание и расплавление металла за счет поглощения тепла, которое выделяется при рекомбинации атомов до молекулярного водорода. Ассоциация атомарного водорода на холодной поверхности металла (в том числе и расплавленной, так как температура плавления большинства металлов ниже температуры возможного существования заметных количеств атомарного водорода) приводит к выделению тепла, потребленного в дуге на диссоциацию.

За счет выделяющегося тепла температура свариваемой поверхности металла повышается до 3528-4028°С. Такая атомно-водородная сварка позволяет обрабатывать и сваривать самые тугоплавкие металлы, высококачественные стали, коррозионно-устойчивые материалы, цветные металлы.

Несмотря на то, что атмосфера, окружающая металл, при атомно-водородной сварке представляет собой смесь молекулярного и атомарного водорода, при отсутствии на металле значительного количества окислов швы получаются достаточно плотными и применительно к низкоуглеродистой стали не имеют большого количества диффузионно-подвижного и остаточного водорода.

При струйной защите иногда используется водяной пар. Однако в этом случае получается значительно меньшая стабильность качества сварных швов, чем при сварке с защитой дуги углекислым газом. В связи с этим такой процесс широкого распространения не получил.

При TIG сварке аустенитной нержавеющей стали с целью увеличения напряжения дуги, увеличения теплоэффективности и снижения оксидирования используют аргоно-водородные смеси газов (15% Н2). Более высокая температуру и сжатие дуги, в свою очередь увеличивает глубину проплавления металла.

Однако при этом необходимо учитывать возможность вредного влияния растворяющегося в металле водорода. Более широко водород применяют в специальных областях сварки и металлургии, например в порошковой металлургии при спекании изделий из порошковых материалов.

В других случаях применение водорода и водородосодержащих газов, как защитных при дуговой сварке, нецелесообразно.

Применяют водород для составления плазмообразующих смесей при плазменной сварке и резке. Так, для защиты сварочной ванны от окисления при плазменной сварке легированной стали, меди, никеля и сплавов на его основе используют смесь аргона с 5-8% водорода.

Аргоно-водородную смесь, имеющую до 20% Н2, применяют при микроплазменной сварке. Наличие водорода в смеси обеспечивает сжатие столба плазмы, делает его более сконцентрированным. Кроме того, водород создает необходимую в ряде случаев восстановительную атмосферу.

Применение:

Одно из первых применений водорода — летательные аппараты легче воздуха: воздушные шары и дирижабли. Из-за высокой пожароопасности водорода это применение было прекращено, за исключением метеозондов.

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.
Жидкий водород — один из видов ракетного топлива. В водородно-кислородных топливных элементах водород используется для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Как восстановитель при получении некоторых металлов, для получения твердых жиров гидрированием растительных масел.
В химической промышленности — получение аммиака, хлороводорода и др.

Пероксид водорода:
3%-ный раствор применяют в медицине, косметологии, в промышленности для отбеливания соломы, перьев, клея, мехов, кожи и т.д., 60%-ный раствор применяют для отбеливания жиров и масел. Сильно концентрированные растворы (85-90%) в смеси с некоторыми горючими веществами применяются для получения взрывчатых смесей, как окислитель в ракетных и торпедных двигателях.

Дейтерид лития-6: как источник дейтерия и трития в термоядерном оружии (водородная бомба).
См. Ядерные реакции дейтерида лития. (анимированные модели).

Новикова О., Пасюк Е.ТюмГУ, 502 группа, 2022 г.

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygene), предложенного А.

Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς — «кислый» и γεννάω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

 2KMnO₄ → K2MnO₄ MnO₂ O₂↑

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода H2O2 в присутствии оксида марганца (IV):

 2H₂O₂ →^MnO₂   2H₂O O₂↑

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

 2KClO₃ → 2KCl 3O₂↑

Разложение оксида ртути (II) (при t = 100 °C) было первым методом синтеза кислорода:

 2HgO →^100oC   2Hg O₂↑

Способы получения водорода

В космосе над всеми элементами преобладает водород, однако на Земле встретить его в свободном виде практически невозможно.  В связи с этим существует несколько разнообразных технологий получения этого газа, каждая из которых имеет свои особенности.

В лабораторных условиях нередко пользуются древним способом – получая газ из кислот.  Пример, взаимодействие серной кислоты и цинка, в ходе которого выделяется H2. В качестве металлов могут подойти  и другие, например, алюминий. Однако полученный газ требуется еще дополнительно очистить.

В промышленных масштабах часто используется метод паровой конверсии с метаном или природным газом. В ходе сложных контролируемых химических реакций удается получить относительно чистый газ водород. После с помощью угольных фильтров достигается концентрация в 99,9%. Такой подход требует наличия крупных установок, но считается одним из самых эффективных.

В местах с дешевым электричеством может использоваться электролиз – разложение воды на водород и кислород. В воду добавляется небольшое количество солей, чтобы жидкость смогла проводить электричество. Технология позволяет получить не только водород, но и кислород, который также имеет большое значение в промышленном производстве. Единственный недостаток – большие затраты электроэнергии.

Среди других методов стоит отметить газификацию угля. Методика из-за доступности сырья успешно конкурирует с другими способами, но вызывает вопросы с точки зрения экологичности. Газификация сопровождается ощутимыми выбросами углекислого газа, из-за чего производства могут попадать под санкции.

Нередко можно встретить разработки по получению водорода в ходе разложения органических или неорганических веществ. Например, компания Ways2H предлагает специальную технологию утилизации бытовых отходов, в ходе которой без сгорания можно получить водород.

Строение молекулы

Водород это газ, молекула его состоит из двух атомов.

Так схематически выглядит молекула водорода.

Молекулярный водород, образованный из таких вот двухатомных молекул взрывается при поднесенной горящей спичке. Молекула водорода при взрыве распадается на атомы, которые превращаются в ядра гелия. Именно таким образом происходят ядерные реакции на Солнце и других звездах – за счет постоянного распадение молекул водорода наше светило горит и обогревает нас своим теплом.

Физические  свойства

Водород  –  простое  вещество, состоит  из  двухатомных  молекул  

Физические свойства

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20-40 об/об %).

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

• α-O₂ — существует при температуре ниже 23,65 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.
• β-O₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°.
• γ-O₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

Физические свойства водорода

Что такое водород — это самый легкий элемент в химической таблице, поэтому занимает почетное первое место. Его ядро включает всего один протон и один нейтрон. Несмотря на повсеместное распространение во вселенной, в земной коре содержится всего около 1%.

Встречается элемент на Земле чаще всего в виде соединений с другими элементами. Реже в виде двухатомного газа H2, состоящего из пары атомов. В обычных условиях – это бесцветный, нетоксичный газ без какого-либо цвета и вкуса. В смесях с воздухом, кислородом, хлором или фтором при определенной концентрации может быть взрывоопасен.

Температура кипения составляет -252,87°С, а при -259,14°С происходит плавление. Наиболее распространенные соединения с водородом – это вода (Н2О), аммиак (NH3), сероводород (Н2S), метан (CH4), гидриды металлов и некоторые органические соединения.

Химические свойства

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона. Наиболее распространённая степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

 4Li O₂ → 2Li₂O

 2Sr O₂ → 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

 2NO O₂ → 2NO₂↑

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

 2C₆H₆ 15O₂ → 12CO₂ 6H₂O

 CH₃CH₂OH 3O₂ → 2CO₂ 3H₂O

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

 CH₃CH₂OH O₂ → CH₃COOH H₂O

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

 2Na O₂ → Na₂O₂

 2BaO O₂ → 2BaO₂

 H₂ O₂ → H₂O₂

 Na₂O₂ O₂ → 2NaO₂

 K O₂ → KO₂

 3KOH 3O₃ → 2KO₃ KOH ∗ H₂O 2O₂↑

 PtF₆ O₂ → O₂PtF₆

В этой реакции, кислород проявляет восстановительные свойства.

Хранение и транспортировка водорода

https://www.youtube.com/watch?v=XbbXJrVr8wI

Водород технический поставляют по ГОСТ 3022. Хранят и транспортируют водород в стальных баллонах вместимостью 40 и 50 дм3 по ГОСТ 949 под давлением 15 МПа. Баллон окрашивается в темно-зеленый цвет с красной надписью «ВОДОРОД».