Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde. Freier Sauerstoff bildet zusammen mit Stickstoff und einer geringen Menge anderer Gase die Erdatmosphäre. Sein Gehalt in Luft beträgt 20,95 Vol.-% oder 23,15 Massen-%. In der Erdkruste sind 58 % der Atome Atome gebundenen Sauerstoffs (47 Masse-%). Sauerstoff ist Bestandteil von Wasser (die Reserven an gebundenem Sauerstoff in der Hydrosphäre sind außergewöhnlich groß), Gestein, vielen Mineralien und Salzen und kommt in Fetten, Proteinen und Kohlenhydraten vor, aus denen lebende Organismen bestehen. Fast der gesamte freie Sauerstoff auf der Erde wird als Ergebnis des Prozesses der Photosynthese erzeugt und gespeichert.

physikalische Eigenschaften.

Sauerstoff ist ein farb-, geschmack- und geruchloses Gas, etwas schwerer als Luft. Es ist leicht wasserlöslich (31 ml Sauerstoff lösen sich in 1 Liter Wasser bei 20 Grad), aber es ist immer noch besser als andere atmosphärische Gase, daher ist Wasser mit Sauerstoff angereichert. Die Sauerstoffdichte beträgt unter Normalbedingungen 1,429 g/l. Bei einer Temperatur von -183 0 C und einem Druck von 101,325 kPa geht Sauerstoff in einen flüssigen Zustand über. Flüssiger Sauerstoff hat eine bläuliche Farbe, wird in das Magnetfeld hineingezogen und bildet bei -218,7 °C blaue Kristalle.

Natürlicher Sauerstoff hat drei Isotope O 16, O 17, O 18.

Allotropie- die Fähigkeit eines chemischen Elements, in Form von zwei oder mehr einfachen Substanzen zu existieren, die sich nur in der Anzahl der Atome im Molekül oder in der Struktur unterscheiden.

Ozon O 3 - existiert in den oberen Schichten der Atmosphäre in einer Höhe von 20-25 km von der Erdoberfläche und bildet die sogenannte "Ozonschicht", die die Erde vor der schädlichen ultravioletten Strahlung der Sonne schützt; hellviolettes, giftiges Gas in großen Mengen mit einem spezifischen, stechenden, aber angenehmen Geruch. Der Schmelzpunkt beträgt -192,7 0 C, der Siedepunkt beträgt -111,9 0 C. Lassen Sie uns in Wasser besser auflösen als in Sauerstoff.

Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel. Seine oxidierende Aktivität beruht auf der Fähigkeit des Moleküls, sich unter Freisetzung von atomarem Sauerstoff zu zersetzen:

Es oxidiert viele einfache und komplexe Substanzen. Es bildet mit einigen Metallen Ozonide, z. B. Kaliumozonid:

K + O 3 \u003d KO 3

Ozon wird in speziellen Geräten gewonnen - Ozonisatoren. In ihnen wird unter Einwirkung einer elektrischen Entladung molekularer Sauerstoff in Ozon umgewandelt:

Eine ähnliche Reaktion tritt unter Einwirkung von Blitzentladungen auf.

Die Verwendung von Ozon ist auf seine stark oxidierenden Eigenschaften zurückzuführen: Es wird zum Bleichen von Stoffen, zur Desinfektion von Trinkwasser und in der Medizin als Desinfektionsmittel verwendet.

Das Einatmen von Ozon in großen Mengen ist schädlich: Es reizt die Schleimhäute der Augen und der Atmungsorgane.

Chemische Eigenschaften.

Bei chemischen Reaktionen mit Atomen anderer Elemente (außer Fluor) zeigt Sauerstoff ausschließlich oxidierende Eigenschaften.

Die wichtigste chemische Eigenschaft ist die Fähigkeit, mit fast allen Elementen Oxide zu bilden. Gleichzeitig reagiert Sauerstoff direkt mit den meisten Stoffen, besonders wenn es erhitzt wird.

Als Ergebnis dieser Reaktionen entstehen in der Regel Oxide, seltener Peroxide:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Sauerstoff interagiert nicht direkt mit Halogenen, Gold, Platin, ihre Oxide werden indirekt erhalten. Beim Erhitzen verbrennen Schwefel, Kohlenstoff und Phosphor in Sauerstoff.

Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Stickstoff beginnt erst bei einer Temperatur von 1200 0 C oder bei einer elektrischen Entladung:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Sauerstoff verbindet sich mit Wasserstoff zu Wasser:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Während dieser Reaktion wird eine beträchtliche Menge an Wärme freigesetzt.

Eine Mischung aus zwei Volumen Wasserstoff mit einem Sauerstoff explodiert, wenn es gezündet wird; es wird explosives Gas genannt.

Viele Metalle unterliegen im Kontakt mit Luftsauerstoff einer Zerstörung – Korrosion. Einige Metalle werden unter normalen Bedingungen nur an der Oberfläche oxidiert (z. B. Aluminium, Chrom). Der resultierende Oxidfilm verhindert eine weitere Wechselwirkung.

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Komplexe Substanzen interagieren unter bestimmten Bedingungen auch mit Sauerstoff. In diesem Fall werden Oxide gebildet, und in einigen Fällen Oxide und einfache Substanzen.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

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

Bei der Wechselwirkung mit komplexen Stoffen wirkt Sauerstoff als Oxidationsmittel. Seine wichtige Eigenschaft beruht auf der oxidativen Aktivität von Sauerstoff - der Erhaltungsfähigkeit Verbrennung Substanzen.

Sauerstoff bildet auch eine Verbindung mit Wasserstoff - Wasserstoffperoxid H 2 O 2 - eine farblose transparente Flüssigkeit mit einem brennenden adstringierenden Geschmack, die in Wasser gut löslich ist. Wasserstoffperoxid ist chemisch eine sehr interessante Verbindung. Charakteristisch ist seine geringe Stabilität: Im Stehen zerfällt es langsam in Wasser und Sauerstoff:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

Licht, Wärme, Anwesenheit von Alkalien, Kontakt mit Oxidations- oder Reduktionsmitteln beschleunigen den Zersetzungsprozess. Der Oxidationsgrad von Sauerstoff in Wasserstoffperoxid = - 1, d.h. hat einen Zwischenwert zwischen dem Oxidationszustand von Sauerstoff in Wasser (-2) und in molekularem Sauerstoff (0), sodass Wasserstoffperoxid Redox-Dualität aufweist. Die oxidierenden Eigenschaften von Wasserstoffperoxid sind viel ausgeprägter als die reduzierenden und treten in sauren, alkalischen und neutralen Medien auf.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

§3. Reaktionsgleichung und wie man sie schreibt

Interaktion Wasserstoff mit Sauerstoff, wie Sir Henry Cavendish feststellte, zur Bildung von Wasser führt. Lassen Sie uns dieses einfache Beispiel verwenden, um zu lernen, wie man schreibt Gleichungen chemischer Reaktionen.
Was kommt von Wasserstoff und Sauerstoff, Wir wissen es schon:

H 2 + O 2 → H 2 O

Jetzt berücksichtigen wir, dass die Atome chemischer Elemente in chemischen Reaktionen nicht verschwinden und nicht aus dem Nichts auftauchen, sich nicht ineinander verwandeln, sondern in neuen Kombinationen kombinieren neue Moleküle zu bilden. Dies bedeutet, dass in der Gleichung der chemischen Reaktion von Atomen jeder Art die gleiche Anzahl vorhanden sein muss Vor Reaktionen ( links vom Gleichheitszeichen) und gemäß Ende der Reaktion ( rechts vom Gleichheitszeichen), wie folgt:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Das ist es Reaktionsgleichung - bedingte Aufzeichnung einer ablaufenden chemischen Reaktion unter Verwendung von Stoffformeln und Koeffizienten.

Dies bedeutet, dass in der obigen Reaktion zwei Maulwürfe Wasserstoff mit reagieren soll um einen Maulwurf Sauerstoff, und das Ergebnis wird sein zwei Maulwürfe Wasser.

Interaktion Wasserstoff mit Sauerstoff- überhaupt kein einfacher Vorgang. Es führt zu einer Änderung der Oxidationsstufen dieser Elemente. Um Koeffizienten in solchen Gleichungen auszuwählen, verwendet man normalerweise die Methode " elektronische Balance".

Wenn Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff gebildet wird, bedeutet dies, dass Wasserstoffänderte seine Oxidationsstufe ab 0 Vor +Ich, a Sauerstoff- aus 0 Vor −II. Gleichzeitig mehrere (n) Elektronen:

Hier dient Wasserstoff abgebende Elektronen Reduktionsmittel, und Sauerstoff, der Elektronen aufnimmt - Oxidationsmittel.

Oxidations- und Reduktionsmittel

Sehen wir uns nun an, wie die Prozesse des Gebens und Empfangens von Elektronen getrennt aussehen. Wasserstoff, nachdem er sich mit dem "Räuber" - Sauerstoff getroffen hat, verliert er alle seine Eigenschaften - zwei Elektronen, und sein Oxidationszustand wird gleich +Ich:

H 2 0 − 2 e− = 2½ + I

Passiert Oxidationshalbreaktionsgleichung Wasserstoff.

Und der Bandit Sauerstoff Ungefähr 2, der dem unglücklichen Wasserstoff die letzten Elektronen entrissen hat, ist sehr zufrieden mit seiner neuen Oxidationsstufe -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

Das Reduktionshalbreaktionsgleichung Sauerstoff.

Es bleibt hinzuzufügen, dass sowohl der "Bandit" als auch sein "Opfer" ihre chemische Identität verloren haben und von einfachen Substanzen - Gasen mit zweiatomigen Molekülen H2 und Ungefähr 2 zu Bestandteilen einer neuen chemischen Substanz werden - Wasser H2O.

Außerdem werden wir wie folgt argumentieren: Wie viele Elektronen das Reduktionsmittel dem oxidierenden Banditen gegeben hat, so viele hat er erhalten. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen muss gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen sein..

Also brauchst du die Anzahl der Elektronen ausgleichen in der ersten und zweiten Halbreaktion. In der Chemie wird die folgende bedingte Form zum Schreiben der Gleichungen von Halbreaktionen akzeptiert:

	2 H 2 0 − 2 e− = 2½ + I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O − II

Hier sind die Zahlen 2 und 1 links von der geschweiften Klammer Faktoren, die dazu beitragen, dass die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen gleich ist. Wir berücksichtigen, dass in den Gleichungen der Halbreaktionen 2 Elektronen abgegeben und 4 akzeptiert werden.Um die Anzahl der empfangenen und abgegebenen Elektronen auszugleichen, werden das kleinste gemeinsame Vielfache und zusätzliche Faktoren gefunden. In unserem Fall ist das kleinste gemeinsame Vielfache 4. Zusätzliche Faktoren sind 2 für Wasserstoff (4: 2 = 2) und für Sauerstoff - 1 (4: 4 = 1)
Die resultierenden Multiplikatoren dienen als Koeffizienten der zukünftigen Reaktionsgleichung:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II

Wasserstoff oxidiert nicht nur beim Treffen Sauerstoff. Etwa die gleiche Wirkung auf Wasserstoff und Fluor F2, Halogen und der berühmte "Räuber" und scheinbar harmlos Stickstoff- N2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F − I

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I

Das führt zu Fluorwasserstoff HF oder Ammoniak NH3.

Bei beiden Verbindungen ist die Oxidationsstufe Wasserstoff gleich wird +Ich, weil er Partner im Molekül bekommt, die "gierig" nach dem elektronischen Gut eines anderen sind, mit hoher Elektronegativität - Fluor F und Stickstoff- N. Beim Stickstoff- der Wert der Elektronegativität wird als gleich drei konventionellen Einheiten angesehen, und y Fluor im Allgemeinen beträgt die höchste Elektronegativität unter allen chemischen Elementen vier Einheiten. Kein Wunder also, dass sie das arme Wasserstoffatom ohne elektronische Umgebung belassen.

Aber Wasserstoff kann sein wiederherstellen- Elektronen aufnehmen. Dies geschieht, wenn Alkalimetalle oder Calcium, bei denen die Elektronegativität geringer ist als die von Wasserstoff, an der Reaktion mit ihm teilnehmen.

Die bekannteste und am meisten untersuchte Sauerstoffverbindung ist ihr Oxid H 2 O - Wasser. Reines Wasser ist eine farblose, transparente, geruchs- und geschmacksneutrale Flüssigkeit. In einer dicken Schicht hat es eine bläulich-grünliche Farbe.

Wasser existiert in drei Aggregatzuständen: fest – Eis, flüssig und gasförmig – Wasserdampf.

Wasser hat von allen flüssigen und festen Stoffen die höchste spezifische Wärmekapazität. Aufgrund dieser Tatsache ist Wasser ein Wärmespeicher in verschiedenen Organismen.

Bei Normaldruck liegt der Schmelzpunkt von Eis bei 0 0 C (273 0 K), der Siedepunkt von Wasser bei +100 0 C (373 0 K). Das sind ungewöhnlich hohe Werte. Bei T 0 +4 0 C hat Wasser eine geringe Dichte von 1 g / ml. Oberhalb oder unterhalb dieser Temperatur beträgt die Dichte von Wasser weniger als 1 g/ml. Dieses Merkmal unterscheidet Wasser von allen anderen Stoffen, deren Dichte mit abnehmendem t 0 zunimmt. Wenn Wasser vom flüssigen in den festen Zustand übergeht, kommt es zu einer Volumenzunahme: Aus 92 Volumen flüssigem Wasser entstehen 100 Volumen Eis. Da das Volumen zunimmt, nimmt die Dichte ab, daher schwimmt Eis, da es leichter als Wasser ist, immer an der Oberfläche.

Studien zur Struktur von Wasser haben gezeigt, dass das Wassermolekül wie ein Dreieck aufgebaut ist, an dessen Spitze sich ein elektronegatives Sauerstoffatom und an den Ecken der Basen Wasserstoff befindet. Der Bindungswinkel beträgt 104,27 Das Wassermolekül ist polar – die Elektronendichte ist zum Sauerstoffatom verschoben. Ein solches polares Molekül kann mit einem anderen Molekül wechselwirken, um sowohl durch die Wechselwirkung von Dipolen als auch durch die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen komplexere Aggregate zu bilden. Dieses Phänomen wird Wasserassoziation genannt. Die Assoziation von Wassermolekülen wird hauptsächlich durch die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen ihnen bestimmt. Das Molekulargewicht von Wasser im Dampfzustand beträgt 18 und entspricht seiner einfachsten Formel - H 2 O. In anderen Fällen ist das Molekulargewicht von Wasser ein Vielfaches des Achtzehnfachen (18).

Die Polarität und geringe Größe des Moleküls führen zu starken hydratisierenden Eigenschaften.

Die Dielektrizitätskonstante von Wasser ist so groß (81), dass es eine starke ionisierende Wirkung auf darin gelöste Substanzen hat und die Dissoziation von Säuren, Salzen und Basen verursacht.

Das Wassermolekül ist in der Lage, verschiedene Ionen zu verbinden und Hydrate zu bilden. Diese Verbindungen zeichnen sich durch spezifische Reibung aus und ähneln komplexen Verbindungen.

Eines der wichtigsten Additionsprodukte ist das Hydroniumion - H 3 O, das durch Addition des H + -Ions an das einsame Elektronenpaar des Sauerstoffatoms entsteht.

Als Ergebnis dieser Addition erhält das resultierende Hydroniumion eine Ladung von +1.

H + + H 2 O H 3 O +

Ein solches Verfahren ist in Systemen möglich, die Substanzen enthalten, die ein Wasserstoffion abspalten.

Wasser, sowohl in der Kälte als auch in erhitztem Zustand, interagiert aktiv mit vielen Metallen, die in der Aktivitätsreihe bis hin zu Wasserstoff liegen. Bei diesen Reaktionen werden ihnen entsprechende Oxide oder Hydroxide gebildet und Wasserstoff verdrängt.:

2 Fe + 3 HOH \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H

Wasser verbindet sich ziemlich aktiv mit basischen und sauren Oxiden und bildet die entsprechenden Hydroxide:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 - Base

P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4 - Säure

Wasser, das in diesen Fällen angelagert ist, wird konstitutionell genannt (im Gegensatz zur Kristallisation in kristallinen Hydraten).

Wasser reagiert mit Halogenen, dabei entsteht ein Säuregemisch:

H 2 + HOH HCl + HClO

Die wichtigste Eigenschaft von Wasser ist seine Auflösungskraft.

Wasser ist das häufigste Lösungsmittel in Natur und Technik. Die meisten chemischen Reaktionen finden im Wasser statt. Aber vielleicht die wichtigsten sind die biologischen und biochemischen Prozesse, die in pflanzlichen und tierischen Organismen unter Beteiligung von Proteinen, Fetten, Kohlenhydraten und anderen Substanzen in der aquatischen Umgebung des Körpers ablaufen.

Die zweite Verbindung von Wasserstoff mit Sauerstoff ist Wasserstoffperoxid H 2 O 2.

Strukturformel H - O - O - H, Molekulargewicht - 34.

lateinischer Name Hydrogenii peroxydum.

Diese Substanz wurde 1818 von dem französischen Wissenschaftler Louis-Jacques Tenard entdeckt, der die Wirkung verschiedener Mineralsäuren auf Bariumperoxid (BaO 2) untersuchte. In der Natur entsteht während des Oxidationsprozesses Wasserstoffperoxid. Die bequemste und modernste Art, H 2 O 2 zu gewinnen, ist das elektrolytische Verfahren, das in der Industrie eingesetzt wird. Als Ausgangsmaterialien werden Schwefelsäure oder Ammoniumsulfat verwendet.

Mit modernen physikalisch-chemischen Methoden wurde festgestellt, dass beide Sauerstoffatome in Wasserstoffperoxid durch eine unpolare kovalente Bindung direkt miteinander verbunden sind. Die Bindungen zwischen Wasserstoff- und Sauerstoffatomen (aufgrund der Verschiebung gemeinsamer Elektronen in Richtung Sauerstoff) sind polar. Daher ist auch das H 2 O 2 -Molekül polar. Zwischen H 2 O 2 -Molekülen tritt eine Wasserstoffbrücke auf, die zu ihrer Assoziation mit einer O-O-Bindungsenergie von 210 kJ führt, die viel geringer ist als die H-O-Bindungsenergie (470 kJ).

Wasserstoffperoxid-Lösung- transparente farblose Flüssigkeit, geruchlos oder mit leichtem Eigengeruch, leicht saure Reaktion. Es zersetzt sich schnell unter Lichteinfluss, beim Erhitzen, in Kontakt mit Alkali, oxidierenden und reduzierenden Substanzen und setzt Sauerstoff frei. Es tritt eine Reaktion auf: H 2 O 2 \u003d H 2 O + O

Die geringe Stabilität von H 2 O 2 -Molekülen ist auf die Zerbrechlichkeit der O-O-Bindung zurückzuführen.

Bewahren Sie es in einem dunklen Glasbehälter und an einem kühlen Ort auf. Unter Einwirkung konzentrierter Wasserstoffperoxidlösungen auf der Haut entstehen Verbrennungen und der verbrannte Bereich schmerzt.

ANWENDUNG: In der Medizin wird eine 3% ige Wasserstoffperoxidlösung als blutstillendes Mittel, Desinfektionsmittel und Deodorant zum Waschen und Spülen bei Stomatitis, Mandelentzündung, gynäkologischen Erkrankungen usw. verwendet.

In Kontakt mit dem Enzym Katalase (aus Blut, Eiter, Gewebe) wirkt zum Zeitpunkt der Freisetzung atomarer Sauerstoff. Die Wirkung von H 2 O 2 ist kurzfristig. Der Wert des Medikaments liegt in der Tatsache, dass seine Zersetzungsprodukte für das Gewebe unschädlich sind.

HYDROPERITE ist eine komplexe Verbindung von Wasserstoffperoxid mit Harnstoff. Der Gehalt an Wasserstoffperoxid beträgt etwa 35 %. Wird als Antiseptikum anstelle von Wasserstoffperoxid verwendet.

Eine der wichtigsten chemischen Eigenschaften von H 2 O 2 sind seine Redox-Eigenschaften. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in H 2 O 2 ist -1, d. h. hat einen mittleren Wert zwischen dem Oxidationsgrad von Sauerstoff in Wasser (-2) und in molekularem Sauerstoff (0). Daher hat Wasserstoffperoxid sowohl die Eigenschaften eines Oxidationsmittels als auch eines Reduktionsmittels, d. h. zeigt Redox-Dualität. Es ist zu beachten, dass die oxidierenden Eigenschaften von H 2 O 2 viel stärker ausgeprägt sind als die reduzierenden und in sauren, alkalischen und neutralen Medien auftreten. Zum Beispiel:

2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 \u003d I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 I - - 2² → I 2 0 1 - Einl

H 2 O 2 + 2 H + + 2² → 2 H 2 O 1 - ok

2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O

Unter Einwirkung starker Oxidationsmittel zeigt H 2 O 2 reduzierende Eigenschaften:

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5² → Mn +2 + 4 H 2 O 2 - ok

H 2 O 2 - 2² → O 2 + 2 H + 5 - einl

2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 O 2 + 10 H +

Ergebnisse:

1. Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde.

In der Natur kommt Sauerstoff in zwei allotropen Modifikationen vor: O 2 - Disauerstoff oder "gewöhnlicher Sauerstoff" und O 3 - Trisauerstoff (Ozon).

2. Allotropie- die Bildung verschiedener einfacher Substanzen durch ein Element.

3. Allotrope Modifikationen von Sauerstoff: Sauerstoff und Ozon.

4.Verbindungen von Sauerstoff mit Wasserstoff - Wasser und Wasserstoffperoxid .

5. Wasser existiert in drei Aggregatzuständen: fest – Eis, flüssig und gasförmig – Wasserdampf.

6. Bei T 0 +4 0 C hat Wasser eine Dichte von 1 g / ml.

7. Das Wassermolekül ist wie ein Dreieck aufgebaut, an dessen Spitze sich ein elektronegatives Sauerstoffatom und an den Ecken der Basen Wasserstoff befindet.

8. Valenzwinkel ist 104,27

9. Das Wassermolekül ist polar – die Elektronendichte ist zum Sauerstoffatom verschoben.

12. Schwefel. Eigenschaften des Schwefels, basierend auf seiner Position im Periodensystem, aus Sicht der Atomstrukturtheorie, mögliche Oxidationsstufen, physikalische Eigenschaften, Verbreitung in der Natur, biologische Rolle, Herstellungsverfahren, chemische Eigenschaften. . Die Verwendung von Schwefel und seinen Verbindungen in Medizin und Volkswirtschaft.

SCHWEFEL:

A) in der Natur sein

B) biologische Rolle

B) Verwendung in der Medizin

Schwefel ist in der Natur weit verbreitet und kommt sowohl in freiem Zustand (natürlicher Schwefel) als auch in Form von Verbindungen vor - FeSe (Pyrit), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 usw. Es ist Teil verschiedener natürlicher Verbindungen Kohlen, Öle und Erdgase.

Schwefel gehört zu den Elementen, die für Lebensvorgänge wichtig sind, denn. es ist Teil von Proteinen. Der Schwefelgehalt im menschlichen Körper beträgt 0,25 %. In den Aminosäuren enthalten: Cystein, Glutathion, Methionin usw.

Besonders viel Schwefel in den Proteinen von Haaren, Hörnern, Wolle. Darüber hinaus ist Schwefel ein wesentlicher Bestandteil der biologisch aktiven Substanzen des Körpers: Vitamine und Hormone (z. B. Insulin).

In Form von Schwefelverbindungen, die in Nervengewebe, Knorpel, Knochen und Galle vorkommen. Es ist an den Redoxprozessen des Körpers beteiligt.

Bei einem Mangel an Schwefel im Körper, Zerbrechlichkeit und Zerbrechlichkeit der Knochen wird Haarausfall beobachtet.

Schwefel kommt in Stachelbeeren, Trauben, Äpfeln, Kohl, Zwiebeln, Roggen, Erbsen, Gerste, Buchweizen und Weizen vor.

Rekordhalter: Erbsen 190, Sojabohnen 244 %.

Wasserstoff H ist das häufigste Element im Universum (ca. 75 Massen-%), auf der Erde ist es das neunthäufigste Element. Die wichtigste natürliche Wasserstoffverbindung ist Wasser.
Wasserstoff steht im Periodensystem an erster Stelle (Z = 1). Es hat die einfachste Struktur eines Atoms: Der Kern eines Atoms ist 1 Proton, umgeben von einer Elektronenwolke, die aus 1 Elektron besteht.
Unter bestimmten Bedingungen weist Wasserstoff metallische Eigenschaften auf (gibt ein Elektron ab), unter anderen - nichtmetallische Eigenschaften (nimmt ein Elektron auf).
Wasserstoffisotope kommen in der Natur vor: 1H - Protium (der Kern besteht aus einem Proton), 2H - Deuterium (D - der Kern besteht aus einem Proton und einem Neutron), 3H - Tritium (T - der Kern besteht aus einem Proton und zwei Neutronen).

Die einfache Substanz Wasserstoff

Das Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Atomen, die durch eine unpolare kovalente Bindung verbunden sind.
physikalische Eigenschaften. Wasserstoff ist ein farbloses, ungiftiges, geruch- und geschmackloses Gas. Das Wasserstoffmolekül ist nicht polar. Daher sind die Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung in gasförmigem Wasserstoff klein. Dies äußert sich in niedrigen Siedepunkten (-252,6 0С) und Schmelzpunkten (-259,2 0С).
Wasserstoff ist leichter als Luft, D (in Luft) = 0,069; leicht wasserlöslich (2 Volumina H2 lösen sich in 100 Volumina H2O auf). Daher kann Wasserstoff, wenn er im Labor hergestellt wird, durch Luft- oder Wasserverdrängungsverfahren gesammelt werden.

Wasserstoff bekommen

Im Labor:

1. Einwirkung verdünnter Säuren auf Metalle:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Wechselwirkung von Alkali- und Alkalimetallen mit Wasser:
Ca + 2 H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3. Hydrolyse von Hydriden: Metallhydride werden leicht durch Wasser unter Bildung des entsprechenden Alkalis und Wasserstoffs zersetzt:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

4. Die Einwirkung von Alkalien auf Zink oder Aluminium oder Silizium:
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. Wasserelektrolyse. Um die elektrische Leitfähigkeit von Wasser zu erhöhen, wird ihm ein Elektrolyt zugesetzt, beispielsweise NaOH, H 2 SO 4 oder Na 2 SO 4. An der Kathode werden 2 Volumen Wasserstoff gebildet, an der Anode - 1 Volumen Sauerstoff.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Industrielle Produktion von Wasserstoff

1. Umwandlung von Methan mit Dampf, Ni 800 °C (am günstigsten):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

In der Summe:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Wasserdampf durch heißen Koks bei 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Das entstehende Kohlenmonoxid (IV) wird von Wasser absorbiert, so werden 50 % industrieller Wasserstoff gewonnen.

3. Durch Erhitzen von Methan auf 350 °C in Gegenwart eines Eisen- oder Nickelkatalysators:
CH4 → C + 2H2

4. Elektrolyse von wässrigen Lösungen von KCl oder NaCl als Nebenprodukt:
2H 2 O + 2 NaCl → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff

• In Verbindungen ist Wasserstoff immer einwertig. Es hat eine Oxidationsstufe von +1, aber in Metallhydriden ist es -1.
• Das Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Atomen. Die Entstehung einer Bindung zwischen ihnen wird durch die Bildung eines verallgemeinerten Elektronenpaares H: H oder H 2 erklärt
• Aufgrund dieser Verallgemeinerung von Elektronen ist das H 2 -Molekül energetisch stabiler als seine einzelnen Atome. Um ein Molekül in 1 Mol Wasserstoff in Atome zu zerlegen, muss eine Energie von 436 kJ aufgewendet werden: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
• Dies erklärt die relativ geringe Aktivität von molekularem Wasserstoff bei gewöhnlicher Temperatur.
• Wasserstoff bildet mit vielen Nichtmetallen gasförmige Verbindungen wie RN 4, RN 3, RN 2, RN.

1) Bildet mit Halogenen Halogenwasserstoffe:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl.
Gleichzeitig explodiert es mit Fluor, reagiert nur bei Beleuchtung oder Erwärmung mit Chlor und Brom und nur bei Erwärmung mit Jod.

2) Mit Sauerstoff:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
mit Wärmeabgabe. Bei normalen Temperaturen verläuft die Reaktion langsam, über 550 ° C - mit einer Explosion. Eine Mischung aus 2 Volumen H 2 und 1 Volumen O 2 wird als explosives Gas bezeichnet.

3) Beim Erhitzen reagiert es heftig mit Schwefel (viel schwieriger mit Selen und Tellur):
H 2 + S → H 2 S (Schwefelwasserstoff),

4) Mit Stickstoff unter Bildung von Ammoniak nur am Katalysator und bei erhöhten Temperaturen und Drücken:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Mit Kohle bei hohen Temperaturen:
2H 2 + C → CH 4 (Methan)

6) Bildet Hydride mit Alkali- und Erdalkalimetallen (Wasserstoff ist ein Oxidationsmittel):
H 2 + 2Li → 2LiH
in Metallhydriden ist das Wasserstoffion negativ geladen (Oxidationsstufe -1), d.h. das Hydrid Na + H - ist wie Chlorid Na + Cl - aufgebaut

Bei komplexen Stoffen:

7) Mit Metalloxiden (zur Wiederherstellung von Metallen):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4 H 2 → 3 Fe + 4 H 2 O

8) mit Kohlenmonoxid (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Synthesegas (ein Gemisch aus Wasserstoff und Kohlenmonoxid) ist von großer praktischer Bedeutung, da je nach Temperatur, Druck und Katalysator verschiedene organische Verbindungen entstehen, zB HCHO, CH 3 OH und andere.

9) Ungesättigte Kohlenwasserstoffe reagieren mit Wasserstoff und werden zu gesättigten:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.

Flüssig

Wasserstoff(lat. Wasserstoff; durch das Symbol gekennzeichnet H) ist das erste Element des Periodensystems der Elemente. In der Natur weit verbreitet. Das Kation (und Kern) des häufigsten Wasserstoffisotops 1 H ist das Proton. Die Eigenschaften des 1 H-Kerns ermöglichen einen breiten Einsatz der NMR-Spektroskopie in der Analyse organischer Substanzen.

Drei Wasserstoffisotope haben ihre eigenen Namen: 1 H - Protium (H), 2 H - Deuterium (D) und 3 H - Tritium (radioaktiv) (T).

Die einfache Substanz Wasserstoff - H 2 - ist ein leichtes farbloses Gas. Im Gemisch mit Luft oder Sauerstoff ist es brennbar und explosiv. Ungiftig. Löslich in Ethanol und einer Reihe von Metallen: Eisen, Nickel, Palladium, Platin.

Geschichte

Die Freisetzung brennbarer Gase bei der Wechselwirkung von Säuren und Metallen wurde im 16. und 17. Jahrhundert zu Beginn der Entstehung der Chemie als Wissenschaft beobachtet. Mikhail Vasilyevich Lomonosov wies auch direkt auf seine Isolierung hin, erkannte aber bereits definitiv, dass dies kein Phlogiston war. Der englische Physiker und Chemiker Henry Cavendish untersuchte dieses Gas 1766 und nannte es „brennbare Luft“. Beim Verbrennen erzeugte „brennbare Luft“ Wasser, aber Cavendishs Festhalten an der Phlogiston-Theorie hinderte ihn daran, die richtigen Schlussfolgerungen zu ziehen. Der französische Chemiker Antoine Lavoisier führte 1783 zusammen mit dem Ingenieur J. Meunier mit speziellen Gasometern die Synthese von Wasser und anschließend dessen Analyse durch, wobei er Wasserdampf mit glühendem Eisen zersetzte. Damit stellte er fest, dass „brennbare Luft“ Bestandteil des Wassers ist und daraus gewonnen werden kann.

Herkunft des Namens

Lavoisier gab Wasserstoff den Namen Hydrogène, was „wasserführend“ bedeutet. Der russische Name "Wasserstoff" wurde 1824 vom Chemiker M. F. Solovyov vorgeschlagen - in Analogie zu Slomonosovs "Sauerstoff".

Häufigkeit

Wasserstoff ist das am häufigsten vorkommende Element im Universum. Es macht etwa 92 % aller Atome aus (8 % sind Heliumatome, der Anteil aller anderen Elemente zusammengenommen beträgt weniger als 0,1 %). Somit ist Wasserstoff der Hauptbestandteil von Sternen und interstellarem Gas. Unter stellaren Temperaturbedingungen (z. B. Oberflächentemperatur der Sonne beträgt ~ 6000 °C) existiert Wasserstoff in Form von Plasma, im interstellaren Raum existiert dieses Element in Form einzelner Moleküle, Atome und Ionen und kann bilden Molekülwolken, die in Größe, Dichte und Temperatur erheblich variieren.

Erdkruste und lebende Organismen

Der Massenanteil von Wasserstoff in der Erdkruste beträgt 1 % – das ist das zehnthäufigste Element. Seine Rolle in der Natur wird jedoch nicht durch die Masse bestimmt, sondern durch die Anzahl der Atome, deren Anteil unter anderen Elementen 17% beträgt (zweiter Platz nach Sauerstoff, dessen Anteil an Atomen ~ 52% beträgt). Daher ist die Bedeutung von Wasserstoff in den auf der Erde ablaufenden chemischen Prozessen fast so groß wie die von Sauerstoff. Im Gegensatz zu Sauerstoff, der auf der Erde sowohl in gebundenem als auch in freiem Zustand existiert, liegt praktisch der gesamte Wasserstoff auf der Erde in Form von Verbindungen vor; nur eine sehr geringe Menge Wasserstoff in Form einer einfachen Substanz findet sich in der Atmosphäre (0,00005 Vol.-%).

Wasserstoff ist Bestandteil fast aller organischen Substanzen und kommt in allen lebenden Zellen vor. In lebenden Zellen macht Wasserstoff gemessen an der Anzahl der Atome fast 50 % aus.

Erhalt

Industrielle Methoden zur Gewinnung einfacher Substanzen hängen davon ab, in welcher Form das entsprechende Element in der Natur vorkommt, dh was der Rohstoff für seine Herstellung sein kann. Sauerstoff, der in freiem Zustand vorliegt, wird also auf physikalischem Weg gewonnen - durch Isolierung aus flüssiger Luft. Fast der gesamte Wasserstoff liegt in Form von Verbindungen vor, daher werden chemische Methoden verwendet, um ihn zu gewinnen. Insbesondere können Zersetzungsreaktionen verwendet werden. Eine der Möglichkeiten zur Herstellung von Wasserstoff ist die Zersetzungsreaktion von Wasser durch elektrischen Strom.

Das wichtigste industrielle Verfahren zur Herstellung von Wasserstoff ist die Reaktion von Methan, das Bestandteil von Erdgas ist, mit Wasser. Es wird bei hoher Temperatur durchgeführt (es lässt sich leicht nachweisen, dass keine Reaktion auftritt, wenn Methan sogar durch kochendes Wasser geleitet wird):

CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Im Labor werden zur Gewinnung einfacher Substanzen nicht unbedingt natürliche Rohstoffe verwendet, sondern diejenigen Ausgangsstoffe ausgewählt, aus denen sich die benötigte Substanz leichter isolieren lässt. Beispielsweise wird im Labor kein Sauerstoff aus der Luft gewonnen. Gleiches gilt für die Herstellung von Wasserstoff. Eine der Labormethoden zur Herstellung von Wasserstoff, die manchmal in der Industrie verwendet wird, ist die Zersetzung von Wasser durch elektrischen Strom.

Wasserstoff wird üblicherweise im Labor durch Reaktion von Zink mit Salzsäure hergestellt.

In der Industrie

1. Elektrolyse wässriger Salzlösungen:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2. Überleiten von Wasserdampf über heißen Koks bei einer Temperatur von etwa 1000 °C:

H2O+C? H2 + CO

3.Aus Erdgas.

Steam-Konvertierung:

CH4 + H20? CO + 3H 2 (1000 °C)

Katalytische Oxidation mit Sauerstoff:

2CH4 + O2? 2CO + 4H2

4. Cracken und Reformieren von Kohlenwasserstoffen bei der Ölraffination.

Im Labor

1.Einwirkung verdünnter Säuren auf Metalle. Um eine solche Reaktion durchzuführen, werden am häufigsten Zink und verdünnte Salzsäure verwendet:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Wechselwirkung von Calcium mit Wasser:

Ca + 2 H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse von Hydriden:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Die Wirkung von Alkalien auf Zink oder Aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Mit Hilfe der Elektrolyse. Bei der Elektrolyse von wässrigen Lösungen von Laugen oder Säuren wird an der Kathode z. B. Wasserstoff freigesetzt:

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Physikalische Eigenschaften

Wasserstoff kann in zwei Formen (Modifikationen) vorliegen - in Form von ortho- und para-Wasserstoff. Im Orthowasserstoffmolekül Ö-H 2 (Schmp. –259,10 °C, Kp. –252,56 °C) Kernspins sind in gleicher Weise (parallel) gerichtet, während Parawasserstoff p-H 2 (Schmp. –259,32 °C, Kp. –252,89 °C) – einander gegenüber (antiparallel). Gleichgewichtsmischung Ö-H 2 und p-H 2 bei einer gegebenen Temperatur heißt Gleichgewicht Wasserstoff e-H2.

Wasserstoffmodifikationen können durch Adsorption an Aktivkohle bei Flüssigstickstofftemperatur getrennt werden. Bei sehr tiefen Temperaturen verschiebt sich das Gleichgewicht zwischen Orthowasserstoff und Parawasserstoff fast vollständig zu letzterem. Bei 80 K beträgt das Seitenverhältnis etwa 1:1. Desorbierter Parawasserstoff wird beim Erhitzen bis zur Bildung eines Gleichgewichtsgemisches bei Raumtemperatur in Orthowasserstoff umgewandelt (ortho-para: 75:25). Ohne Katalysator erfolgt die Umwandlung langsam (unter den Bedingungen des interstellaren Mediums - mit charakteristischen Zeiten bis hin zu kosmologischen), was es ermöglicht, die Eigenschaften einzelner Modifikationen zu untersuchen.

Wasserstoff ist das leichteste Gas, 14,5 mal leichter als Luft. Je kleiner die Masse der Moleküle ist, desto höher ist natürlich ihre Geschwindigkeit bei gleicher Temperatur. Als die leichtesten bewegen sich Wasserstoffmoleküle schneller als die Moleküle jedes anderen Gases und können daher Wärme schneller von einem Körper auf einen anderen übertragen. Daraus folgt, dass Wasserstoff unter den gasförmigen Stoffen die höchste Wärmeleitfähigkeit besitzt. Seine Wärmeleitfähigkeit ist etwa siebenmal höher als die von Luft.

Das Wasserstoffmolekül ist zweiatomig - H 2. Unter normalen Bedingungen ist es ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Dichte 0,08987 g/l (n.o.), Siedepunkt –252,76 °C, spezifische Verbrennungswärme 120,9 × 10 6 J/kg, schwer löslich in Wasser – 18,8 ml/l. Wasserstoff ist in vielen Metallen (Ni, Pt, Pd usw.) sehr gut löslich, insbesondere in Palladium (850 Volumen pro 1 Volumen Pd). Bezogen auf die Löslichkeit von Wasserstoff in Metallen ist seine Fähigkeit, durch sie zu diffundieren; Die Diffusion durch eine kohlenstoffhaltige Legierung (z. B. Stahl) wird manchmal von der Zerstörung der Legierung aufgrund der Wechselwirkung von Wasserstoff mit Kohlenstoff begleitet (die sogenannte Entkohlung). Praktisch unlöslich in Silber.

flüssiger Wasserstoff existiert in einem sehr engen Temperaturbereich von –252,76 bis –259,2 ° C. Es ist eine farblose Flüssigkeit, sehr leicht (Dichte bei -253 °C 0,0708 g / cm 3) und flüssig (Viskosität bei -253 °C 13,8 °C). Die kritischen Parameter von Wasserstoff sind sehr niedrig: Temperatur -240,2 °C und Druck 12,8 atm. Dies erklärt die Schwierigkeiten bei der Verflüssigung von Wasserstoff. Im flüssigen Zustand besteht Gleichgewichtswasserstoff aus 99,79 % para-H 2 , 0,21 % ortho-H 2 .

Fester Wasserstoff, Schmelzpunkt −259,2 °C, Dichte 0,0807 g/cm3 (bei −262 °C) — schneeartige Masse, hexagonale Kristalle, Raumgruppe P6/mmc, Zellparameter a=3,75 c=6,12. Bei hohem Druck wird Wasserstoff metallisch.

Isotope

Wasserstoff kommt in Form von drei Isotopen vor, die individuelle Namen haben: 1 H - Protium (H), 2 H - Deuterium (D), 3 H - Tritium (radioaktiv) (T).

Protium und Deuterium sind stabile Isotope mit den Massenzahlen 1 und 2. Ihr Gehalt in der Natur beträgt 99,9885 ± 0,0070 % bzw. 0,0115 ± 0,0070 %. Dieses Verhältnis kann je nach Quelle und Verfahren der Wasserstofferzeugung leicht variieren.

Das Wasserstoffisotop 3 H (Tritium) ist instabil. Seine Halbwertszeit beträgt 12,32 Jahre. Tritium kommt in der Natur in sehr geringen Mengen vor.

In der Literatur finden sich auch Daten zu Wasserstoffisotopen mit den Massenzahlen 4–7 und Halbwertszeiten 10–22–10–23 s.

Natürlicher Wasserstoff besteht aus H 2 - und HD (Deuterowasserstoff)-Molekülen im Verhältnis 3200:1. Noch geringer ist der Gehalt an reinem Deuteriumwasserstoff D 2 . Das Konzentrationsverhältnis von HD und D 2 beträgt etwa 6400:1.

Von allen Isotopen chemischer Elemente unterscheiden sich die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Wasserstoffisotope am meisten voneinander. Dies ist auf die größte relative Änderung der Massen von Atomen zurückzuführen.

	Temperatur schmelzen, K	Temperatur Sieden, K	Verdreifachen Punkt, K / kPa	kritisch Punkt, K / kPa	Dichte Flüssigkeit / Gas, kg/m³

Deuterium und Tritium haben auch ortho- und para-Modifikationen: p-D2, Ö-D2, p-T2, Ö-T2. Heteroisotopischer Wasserstoff (HD, HT, DT) hat keine ortho- und para-Modifikationen.

Chemische Eigenschaften

Anteil dissoziierter Wasserstoffmoleküle

Wasserstoffmoleküle H 2 sind ziemlich stark, und damit Wasserstoff reagieren kann, muss viel Energie aufgewendet werden:

H 2 \u003d 2H - 432 kJ

Daher reagiert Wasserstoff bei normalen Temperaturen nur mit sehr aktiven Metallen wie Calcium unter Bildung von Calciumhydrid:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

und mit dem einzigen Nichtmetall - Fluor, Fluorwasserstoff bildend:

Wasserstoff reagiert mit den meisten Metallen und Nichtmetallen bei erhöhten Temperaturen oder unter anderen Einflüssen, wie z. B. Beleuchtung:

O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O

Es kann einigen Oxiden Sauerstoff "entziehen", zum Beispiel:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O

Die geschriebene Gleichung spiegelt die reduzierenden Eigenschaften von Wasserstoff wider.

N2 + 3H2 → 2NH3

Bildet mit Halogenen Halogenwasserstoffe:

F 2 + H 2 → 2HF, die Reaktion verläuft mit einer Explosion im Dunkeln und bei jeder Temperatur,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, die Reaktion verläuft explosionsartig, nur im Licht.

Es interagiert mit Ruß bei starker Erwärmung:

C + 2H 2 → CH 4

Wechselwirkung mit Alkali- und Erdalkalimetallen

Bei der Wechselwirkung mit aktiven Metallen bildet Wasserstoff Hydride:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H2 → MgH2

Hydride- salzartige, feste Stoffe, leicht hydrolysierbar:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Wechselwirkung mit Metalloxiden (meist d-Elemente)

Oxide werden zu Metallen reduziert:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hydrierung organischer Verbindungen

Molekularer Wasserstoff wird in der organischen Synthese häufig zur Reduktion organischer Verbindungen verwendet. Diese Prozesse werden aufgerufen Hydrierungsreaktionen. Diese Reaktionen werden in Gegenwart eines Katalysators bei erhöhtem Druck und erhöhter Temperatur durchgeführt. Der Katalysator kann entweder homogen (z. B. Wilkinson-Katalysator) oder heterogen (z. B. Raney-Nickel, Palladium auf Kohle) sein.

So entstehen insbesondere bei der katalytischen Hydrierung von ungesättigten Verbindungen, wie Alkenen und Alkinen, gesättigte Verbindungen, Alkane.

Geochemie von Wasserstoff

Freier Wasserstoff H 2 ist in terrestrischen Gasen relativ selten, nimmt aber in Form von Wasser eine außerordentlich wichtige Rolle in geochemischen Prozessen ein.

Wasserstoff kann in Mineralien in Form von Ammoniumionen, Hydroxylionen und kristallinem Wasser vorhanden sein.

In der Atmosphäre wird durch die Zersetzung von Wasser durch Sonneneinstrahlung kontinuierlich Wasserstoff produziert. Wasserstoffmoleküle haben eine geringe Masse und eine hohe Diffusionsgeschwindigkeit (sie liegt nahe an der zweiten kosmischen Geschwindigkeit) und können, wenn sie in die oberen Schichten der Atmosphäre gelangen, in den Weltraum davonfliegen.

Merkmale der Zirkulation

Wasserstoff bildet mit Luft vermischt ein explosionsfähiges Gemisch – das sogenannte Explosivgas. Dieses Gas ist am explosivsten, wenn das Volumenverhältnis von Wasserstoff und Sauerstoff 2:1 oder Wasserstoff und Luft etwa 2:5 beträgt, da Luft etwa 21 % Sauerstoff enthält. Wasserstoff ist auch brandgefährlich. Flüssiger Wasserstoff kann bei Hautkontakt schwere Erfrierungen verursachen.

Explosionsfähige Konzentrationen von Wasserstoff mit Sauerstoff treten von 4 bis 96 Vol.-% auf. Beim Mischen mit Luft von 4 % bis 75 (74) % nach Volumen.

Wirtschaft

Die Kosten für Wasserstoff bei großen Großhandelslieferungen liegen zwischen 2 und 5 US-Dollar pro kg.

Anwendung

Beim atomaren Wasserstoffschweißen wird atomarer Wasserstoff verwendet.

Chemische Industrie

• Bei der Herstellung von Ammoniak, Methanol, Seife und Kunststoffen
• Bei der Herstellung von Margarine aus flüssigen Pflanzenölen
• Registriert als Nahrungsergänzungsmittel E949(Verpackungsgas)

Lebensmittelindustrie

Luftfahrtindustrie

Wasserstoff ist sehr leicht und steigt immer in die Luft. Früher wurden Luftschiffe und Ballons mit Wasserstoff gefüllt. Aber in den 30er Jahren. 20. Jahrhundert Es gab mehrere Katastrophen, bei denen die Luftschiffe explodierten und abbrannten. Heutzutage werden Luftschiffe trotz der deutlich höheren Kosten mit Helium befüllt.

Kraftstoff

Wasserstoff wird als Raketentreibstoff verwendet.

An der Nutzung von Wasserstoff als Kraftstoff für Pkw und Lkw wird geforscht. Wasserstoffmotoren belasten die Umwelt nicht und emittieren lediglich Wasserdampf.

Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzellen nutzen Wasserstoff, um die Energie einer chemischen Reaktion direkt in elektrische Energie umzuwandeln.

„Flüssiger Wasserstoff“(„LW“) ist ein flüssiger Aggregatzustand von Wasserstoff mit einem niedrigen spezifischen Gewicht von 0,07 g/cm³ und kryogenen Eigenschaften mit einem Gefrierpunkt von 14,01 K (–259,14 °C) und einem Siedepunkt von 20,28 K (–252,87 °C). Es ist eine farblose, geruchlose Flüssigkeit, die bei Mischung mit Luft explosiv ist und einen Entflammbarkeitsbereich von 4-75 % aufweist. Das Spinverhältnis von Isomeren in flüssigem Wasserstoff beträgt: 99,79 % - Parawasserstoff; 0,21 % - Orthowasserstoff. Der Ausdehnungskoeffizient von Wasserstoff beim Wechsel des Aggregatzustandes zu gasförmig beträgt 848:1 bei 20°C.

Wie bei jedem anderen Gas verringert die Verflüssigung von Wasserstoff sein Volumen. Nach der Verflüssigung wird „ZHV“ in wärmeisolierten Behältern unter Druck gelagert. Flüssiger Wasserstoff flüssiger Wasserstoff, LH2, Linke 2) wird in der Industrie häufig als Gasspeicher und in der Raumfahrtindustrie als Raketentreibstoff verwendet.

Geschichte

Die erste dokumentierte Verwendung künstlicher Kühlung im Jahr 1756 erfolgte durch den englischen Wissenschaftler William Cullen, Gaspard Monge war der erste, der 1784 den flüssigen Zustand von Schwefeloxid erhielt, Michael Faraday war der erste, der verflüssigtes Ammoniak erhielt, der amerikanische Erfinder Oliver Evans war der erste 1805 entwickelte er als erster einen Kältekompressor, Jacob Perkins patentierte 1834 als erster eine Kühlmaschine und John Gorey war 1851 der erste in den USA, der die Klimaanlage patentierte. Werner Siemens schlug 1857 das Konzept der regenerativen Kühlung vor, Carl Linde patentierte 1876 eine Anlage zur Erzeugung flüssiger Luft durch einen kaskadierten "Joule-Thomson-Expansionseffekt" und regenerative Kühlung. 1885 veröffentlichte der polnische Physiker und Chemiker Zygmund Wroblewski die kritische Temperatur von Wasserstoff mit 33 K, den kritischen Druck mit 13,3 atm. und einen Siedepunkt von 23 K. Wasserstoff wurde erstmals 1898 von James Dewar unter Verwendung von regenerativer Kühlung und seiner Erfindung, dem Dewar-Gefäß, verflüssigt. Die erste Synthese eines stabilen Isomers von flüssigem Wasserstoff, Parawasserstoff, wurde 1929 von Paul Harteck und Karl Bonhoeffer durchgeführt.

Spinisomere von Wasserstoff

Wasserstoff besteht bei Raumtemperatur hauptsächlich aus dem Spinisomer Orthowasserstoff. Flüssiger Wasserstoff befindet sich nach der Herstellung in einem metastabilen Zustand und muss in seine Parawasserstoffform umgewandelt werden, um die explosive exotherme Reaktion zu vermeiden, die auftritt, wenn er sich bei niedrigen Temperaturen ändert. Die Überführung in die Parawasserstoffphase erfolgt üblicherweise unter Verwendung von Katalysatoren wie Eisenoxid, Chromoxid, Aktivkohle, platinbeschichtetem Asbest, Seltenerdmetallen oder unter Verwendung von Uran- oder Nickelzusätzen.

Verwendungszweck

Flüssiger Wasserstoff kann als Kraftstoffspeicher für Verbrennungsmotoren und Brennstoffzellen verwendet werden. Unter Verwendung dieser Aggregatform von Wasserstoff wurden verschiedene U-Boote (Projekte „212A“ und „214“, Deutschland) und Wasserstofftransportkonzepte erstellt (siehe beispielsweise „DeepC“ oder „BMW H2R“). Aufgrund der baulichen Nähe können die Ersteller von Anlagen am «ZHV» Anlagen verwenden oder nur modifizieren, die mit verflüssigtem Erdgas («LNG») arbeiten. Allerdings benötigt die Verbrennung aufgrund der geringeren volumetrischen Energiedichte ein größeres Wasserstoffvolumen als Erdgas. Wird in Hubkolbenmotoren flüssiger Wasserstoff anstelle von „CNG“ verwendet, ist meist ein voluminöseres Kraftstoffsystem erforderlich. Bei der Direkteinspritzung verringern erhöhte Verluste im Ansaugtrakt die Füllung der Zylinder.

Flüssiger Wasserstoff wird auch zum Kühlen von Neutronen in Neutronenstreuexperimenten verwendet. Die Massen eines Neutrons und eines Wasserstoffkerns sind fast gleich, daher ist der Energieaustausch während eines elastischen Stoßes am effizientesten.

Vorteile

Der Vorteil des Einsatzes von Wasserstoff ist die „Zero Emission“ seiner Anwendung. Das Produkt seiner Wechselwirkung mit Luft ist Wasser.

Hindernis

Ein Liter „ZHV“ wiegt nur 0,07 kg. Das heißt, sein spezifisches Gewicht beträgt 70,99 g/l bei 20 K. Flüssiger Wasserstoff erfordert Tieftemperatur-Speichertechnologie wie spezielle wärmeisolierte Behälter und erfordert eine spezielle Handhabung, die allen Tieftemperaturmaterialien gemeinsam ist. Es kommt in dieser Hinsicht dem flüssigen Sauerstoff nahe, erfordert aber wegen der Brandgefahr mehr Sorgfalt. Selbst in isolierten Behältern ist es schwierig, es auf der niedrigen Temperatur zu halten, die erforderlich ist, um es flüssig zu halten (typischerweise verdunstet es mit einer Rate von 1 % pro Tag). Auch beim Umgang mit Wasserstoff sind die üblichen Sicherheitsvorkehrungen zu beachten – er ist kalt genug, um Luft zu verflüssigen, was explosiv ist.

Raketentreibstoff

Flüssiger Wasserstoff ist ein üblicher Bestandteil von Raketentreibstoffen, der zur Strahlbeschleunigung von Trägerraketen und Raumfahrzeugen verwendet wird. In den meisten Flüssigtreibstoff-Raketentriebwerken wird Wasserstoff zunächst verwendet, um die Düse und andere Teile des Triebwerks regenerativ zu kühlen, bevor er mit einem Oxidationsmittel gemischt und verbrannt wird, um Schub zu erzeugen. Moderne mit H 2 /O 2 betriebene Motoren verbrauchen im Einsatz ein wasserstoffreiches Kraftstoffgemisch, was zu etwas unverbranntem Wasserstoff im Abgas führt. Neben der Erhöhung des spezifischen Impulses des Motors durch Verringerung des Molekulargewichts wird dadurch auch die Erosion von Düse und Brennraum reduziert.

Solche Hindernisse für die Verwendung von "ZHV" in anderen Bereichen, wie z. B. kryogene Natur und geringe Dichte, sind auch in diesem Fall abschreckend für die Verwendung. Für 2009 gibt es nur eine Trägerrakete (LV „Delta-4“), die vollständig eine Wasserstoffrakete ist. Grundsätzlich wird "ZHV" entweder auf den oberen Stufen von Raketen oder auf Blöcken verwendet, die einen erheblichen Teil der Arbeit leisten, die Nutzlast im Vakuum in den Weltraum zu bringen. Als eine der Maßnahmen zur Erhöhung der Dichte dieses Kraftstofftyps gibt es Vorschläge für die Verwendung von schlammartigem Wasserstoff, dh der halbgefrorenen Form von "ZHV".