deguonis ir vandenilis

Deguonis
Tai labiausiai paplitęs žemės paviršiuje, sudaro 23 atmosferos %, 46% litosferos, 86% hidrosferos. Sutinkamas grunas ir daugybėje junginių.
Pramonėje gaunamas suskystinto oro frakcine distiliacija -183oC, o laboratorijoje dažniausiai elektrolizinant KOH vandeninį tirpalą
K(-): 4HOH + 4e ą 2H2 + 4OH-
A(+): 4OH- – 4e ą O2 + 2H2O
Nedidelius deguonies kiekius patogu gauti katalitiškai skaidant 30% H2O2 tirpalą
2H2O2 ą 2H2O + O2
O taip pat termiškai skaidant kai kuriuos deguonimi turtingus junginius
2KClO3 ą 2KCl + 3O2
2KMnO4 ą K2MnO4 + MnO2 + O2
Savybės. Deguonis turi tris patvarius izotopus: 168O – 99,76 atom. %, 178O – 0,037 %, 188O – 02 %.
Alotropinė modifikacija yra triatomė molekulė ozonas. Tai nepatvarios melsvos aštraus kvvapo dujos. Termodinamiškai molekulė nepatvari, nes jos susidarymo reakcija endoterminė
3/2O2 ą O3 + 143 Kjmol
Todėl ozono dujos jei nėra katalizatorių skyla lėtai.
Deguonis – bespalvės, bekvapės, labai reaktingos dujos. Blogai tirpsta vandenyje, todėl iš jo O2 pašalinamas virinant. 10 k. geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose. Svarbi ozono savybė yra stipri absorbcija ultravioletinėje spektro dalyje ir tai apsaugo žemę nuo nuo intensyvios saulės ultravioletinės radiacijos. Ozonas gaunamas veikiant O2 dujas elektros iškrova. Ozono koncentracija mišiniuose su O2 paprastai nustatoma leidžiant dujų mišinį per KJ tirpalą ir iššsiskyrusį J2 nustatant titrimetiškai tiosulfatu
O3 + 2J- + H2O ą J2 + O2 + 2HO-
Ši reakcija iliustruoja dvi labiausiai charakteringas ozono savybes, t.y. oksidacinę prigimtį ir gebėjimą atiduoti O atomą virstant O2
2NO2 + O3 ą N2O5 + O2
PbS + 4O3 ą PbSO4 + 4O2
juodas baltas
O3 naudojamas įvairiuose oksidacijos procesuose, že

emos konc. naudojama geriamo vandens gryninimui, šaltam produktų laikymui ir oro dezinfekcijai.
O yra labai reaktingos trumpai egzistuojančios dalelės, susidarančios H2O, O2, O3, NO2 fotolizės rezultate. Tai labai stiprus oksidatorius vaidinantis svarbų vaidmenį aukštesnių atmosferos sluoksnių chemijoje. Jis koncentruoja, pvz.H2S į agresyvius rūgštinius oksidus.
O2 taip pat energingai oksidina daugelį elementų kambario ir aukštesnėse temper., todėl deguoniniai junginiai žinomi visiems elementams išskyrus inertines dujas. Jis naudojamas plieno, geležies gamybose, metalų lydyme, stiklo gamyboje, daugelyje chemijos pramonės šakų nutekamųjų vandenų apdirbime, dirbtinės atmosferos sudarymui. Labiausiai paplitęs ir ištirtas deguonies junginys vanduo yra lemiamas gyvybei ir lengvai transformuojasi į kietą ir dujinę būkles. Tik apie 3 % prienamo vandens yra gėlas, todėl jūros vandens nudruskinimas vis tampa aktualesnis. Tai judrus ir lakus skystis tarp kurio molekulių pasireiškia vaandenilinis ryšys ir tuo paaiškinama daugelis vandens savybių, pvz.: aukšta virimo temperatūra. H2O gerai katalizina daugelį procesų. Žinoma kad šis katalitinis vandens veikimas pasireiškia dėl laisvų OH radikalų susidarymo HOH ą HO + H
Veikiamas stiprių reduktorių, pvz.: aktyvių metalų, H2O elgiasi kaip oksidatorius ir redukuojasi, išsiskiriant H2
Na + HOH ą NaOH + 1/2H2
Veikiamas stipri; oksidatori; elgiasi kaip reduktorius ir oksidinasi iki laisvo O2
4KMnO4 + 2H2O ą 4MnO2 + 4KOH + 3O2
H2O molekules elektronų donorines savybės pasireiškia molekulėms koordinuojantis su katijonais
BeCl2 + 4H2O ą [Be(H2O)4]Cl2
MgCl2 + 6H2O ą [Mg(H2O)6]Cl2
H2O dėl didelio solvatacinio – hidratacinio pa
ajėgumo yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių tirpdami H2O sudaro hidratuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus. Tirpstant eilei kovalentinių junginių H2O, įvyksta kovalentinių jungčių hidratacinis skilimas
P4O10(k) + 6H2O ą 4H3PO4(aq)
Mažiems H2O kiekiams kiekybiškai nustatyti naudojama reakcija su J2 ir SO2 nevandeniniame tirpale
2H2O + J2 + SO2 ą H2SO4 + 2HJ
Jono H3O+ yra įrodytas įvairių rūgščių tirpaluose
H+ + H2O ą H3O+
Šis jonas taip pat būna dar labiau hidratuotas
H3O+ + H2O ą H5O2+
H3O+ + 2H2O ą H7O3+
ir įrodytas įvairiuose kristalo hidratuose

H H . . . .

/

O – H – O H5O2+

/

. . . . H H
H2O2 Didesniais kiekiais jis gaunamas hidrolizinant perokso disulfatus, gautus elektrolitine hidrosulfatų oksidacija
A + : 2HSO4- – 2e ą H2S2O8
H2S2O8 + H2O ą 2H2SO4 + H2O2
O taip pat iš organinių junginių, pvz.: 2-etil anfrahinono

Grynas H2O2 yra beveik bespalvis mažiau lakus nei H2O, virimo temp. 150oC ir šiek tiek sunkesnis už H2O, maišosi bet kokiu santykiu su H2O. O2 atomo oks.l. molekulėje -1, t.y. tarpinis tarp O2, H2O2, H2O. Ir šis junginys nesant katalizatoriaus priemaišų lėtai skyla
2H2O2 ą 2H2O + O2
Redokso reakcijose gali būti ir oksidatoriumi, ir reduktoriumi. Kaip oksidatorius 2FeCl2 + 2HCl + H2O2 ą 2FeCl3 + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 ą MnO2 + 2H2O
Kaip reduktorius
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ą 3MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
2FeCl3 + H2 O2 + 2KOH ą 2FeCl2 + O2 + 2H2O + 2KCl
H2O2 yra silpna rūgštis H2O2 ą H+ + HO2- HO2- ą H+ + O22-
Todėl žinomos rūgščios druskos, NaHO2, neutralios, Na2O2
Oksidai Jie žinomi beveik visiems elementams, pagal lakumą jie būna sunkiai suskystinamos dujos, ar

rba net ugniai atsparios medžiagos. Elektrinės oksidų savybės kinta nuo puikių izoliacinių MgO, per puslaidininkines NiO, iki metalinių laidininkų ReO3. Kartu oksidai būna labai įvairios stecheometrinės sudėties ir labai įvairių cheminių savybių. Dažnai naudojama oksidų klasifikacija pabrėžia jų rūgštines, bazines savybes. Rūgštiniai tai daugelis nemetalų oksidų. Baziniai – tai elektroteigiamų elementų oksidai. Amfoteriniai – tai mažiau elektro-teigiamų elementų oksidai. Neutralūs arba inertiniai – tai oksidai nereaguojantys su vandeniu, o taip pat rūgščių ir hidroksidų tirpalais. Periode oksidų savybės kinta nuo stipriai bazinių per amfoterines iki rūgštinių. Oksidų rūgštingumas taip pat didėja didėjant elemento oks.l.
MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7

Mn(OH)2 Mn(OH)3 H2MnO3 H2MnO4 HMnO4
Pagr. Grupėse oksidų bazinės savybės stiprėja einant žemyn, nes ta kryptimi stiprėja elementų metalinės savybės.
Nors atvirkščia tendencija stebima sekančiose d elementų grupėse. d elementai, kuriems būdingas kintamas valentingumas dažnai sudaro kintamos sudėties oksidus, sulfidus, kurie vadinami nestecheometri-niais junginiais. Šios oksidų fazės labai reikšmingos fizikinėmis savy- bėmis ir elgiasi kaip puslaidininkai, selektyvūs katalizatoriai, fotoelek- trikai, termoelektrikai.
Siera
Yra 3 pagrindiniai pramoniniai sieros šaltiniai: 1) elementinės sieros klodai; 2) vandenilio sulfidas iš gamtinių dujų, naftos, organiniai sieros junginiai naftos perdirbimo produktai ir anglis. Iškasama C turi nuo 1 iki 2% S; 3) metalų sulfidiniai mineralai: piritas FeS2, vario blizgis Cu2S, cinko blizgis ZnS. Siera iš šių klodų gaunama Frašo metodu, kuomet pa

akaitintas iki 165o vanduo paduodamas po slėgiu į sieros klodą, esantį nuo 150 iki 750 metrų gylyje ir išlydyta S išstu-miama į paviršių suspaustu oru. Išgaunant S iš gamtinių dujų, H2S atskiriamas monoetalonamino, o po to perdirbamas Klauso procesu, šiame procese 1/3 H2S sudeginamas iki S, SO2 ir H2O garų
H2S + 1/2O2ą S + H2O H2S + 3/2O2 ą SO2 + H2O
Po to SO2 reaguoja su likusiu H2S, esant katalizatoriui
2H2S + SO2 ą 3S + 2H2O
Panaši reakcijų seka yra išgaunant sierą iš žalios naftos, tikpirmiausia S junginiai išskiriami ir hidrinimu pervedami į H2S. Išgaunant S iš FeS2 ir kitų sulfidinių mineralų jie deginami
4FeS2 + 11O2 ą 2Fe2O3 + 8SO2
S taip pat išgaunama iš anhidrito (CaSO4 1/2H2O) ir gipso klodų (CaSO4 2H2O), kurie deginami su koksu ir smėliu aukštesnėje kaip 1000o temperatūroje 2CaSO4 + C ą 2CaO + 2SO2 + CO2
Elementinė S naudojama gumos vulkanizacijai, anglies disulfido gavi-mui, kuris labai reikalingas celiuliozės, viskozės gamyboms, taip pat insekticidų ir fundicidų bei farmacinių medž. gamybai. Tačiau apie 80% S sunaudojama vieno iš labiausiai svarbių chemikalų sieros rūgš-ties gamybai.
Savybės S atomai turėdami du neporinius elektronus linkę sudaryti tarpusavyje savo atomų grandines, todėl žinoma labai daug įvairių S modifikacijų. S6 – raudoni kristalai, S8, S9, S10, S12, S18, S20 – geltoni kristalai. Aukštoje temperatūroje sieros garai yra spalvoti, nes mole-kulės S2 – melsvai violetinės, S3 – raudonos dujos. Žinoma eilė poli-merinių modifikacijų, kurios sudarytos iš Sx grandinių. Patvariausia yra geltona rombinė S, kuri vadinama a forma, kurios kristalai sudaryti iš ciklo okta molekulių. Tai geras izoliatorius, geriausias jos tirpiklis CS2. 95,3oC pereina į monoklininę formą, b modifikaciją. Įvairios polimerinės modifikacijos susidaro atšaldant skystą S, visos jos yra nepatvarūs mišiniai sudaryti iš įvairių grandininių ir ciklinių S modifi-kacijų. Garų sudėtyje yra visos S molekulės nuo S2 iki S10. S yra reaktingesnė tik aukštesnėse temperatūrose ir tuomet jungiasi su dau-geliu elementų H2 + S ą H2S S + 3F2 ą SF6
Gana gerai sąveikauja su metalais, ypatingai su tais kurie sudaro netir-pius ir labai patvarius sulfidus, pvz.: CuS, Ag2S, PbS.

VANDENILIS
Gryno vandenilio gamtoje yra nedaug. Jį galima gauti vandens elektrolizės, anglies monoksido konversijos, metano konversijos būdu ir išskirti iš koksavimo dujų. Parenkant metodą, pirmiausia žiūrima proceso ekonomiškumo, nes azoto ir vandenilio mišinio paruošimas – pati brangiausia amoniako gamybos stadija.
Vandens elektrolizė. Leidžiant nuolatinę elektros srovę panardintais į vandenį elektrodais, vanduo skyla į vandenilį ir deguonį: vandenilis skiriasi ant katodo
( neigiamo elektrodo ), Šiuo būdu gaunami labai gryni produktai, bet sunaudojama daug elektros energijos. Taip vandenilis gaunamas ten, kur pigi elektros energija. Vandenilis amoniako sintezei šiuo būdu retai kada gaunamas.
2H2O 2H2 + O2
Savybės
Grynas vandenilis neturi nei spalvos, nei skonio, nei kvapo ir nenuodingas. Sprogstamomis dujomis galima kvėpuoti kaip oru. Kol plaučiai būna prisipildę sprogstamų dujų, keičiasi tik balso tembras, nes garsas vandenilyje sklinda daug greičiau negu ore. Tačiau iš rūgščių gautame vandenilyje visuomet yra šiek tiek nepaprastai nuodingų vandenilinių nemetalų junginių. Nuo jų ir atsiranda nemalonus vandenilio, gauto iš negrynų rūgščių ir negrynųjų metalų, kvapas.
Svarbiausios vandenilio fizinės savybės išreiškiamos šiais dydžiais:
1 Molekulinis tūris, esant 00C, 760mm Hg ir 450C geografinei pl. 22,428 l
2 Tankis O2 atžvilgiu – 0,06893, oro atžvilgiu 0,06952
3 Skysto H2 tankis virimo temperatūroje 0,07
4 Kieto H2 tankis-260 0C temperatūroje 0,0762
5 Virimo temperatūra 252,80C(20,40abs)
6 Lydymosi temperatūra 259,40C (15,90abs)
7 Kritinė temperatūra 239,90C
8 Specifinė šiluma, kai medžiagos tūris pastovus 20,37 J
9 Lydymosi šiluma 58,8 J
10 Garavimo šiluma 462,0 J
11 Disociacijos į atomus šiluma 433,6 kJ/mol
12 Šiluminis laidumas, esant 00C 0,017304 cm.s.K.
13 Tirpumas vandenyje, esant 00C 0,0215

esant 100C 0,0198

Vandenilis, kaip mažiausios molekulinės masės dujos, užima “rekordinę” vietą tarp visų dujų ne tik tankiu, bet ir pagal kitas savybes. Vandenilio šiluminis laidumas septynis kartus didesnis už oro šiluminį laidumą.
Mūsų supergalingiems nuolatinės srovės generatoriams šaldyti naudojamas vandenilis.

Kol vandenilio atomai sudaro molekulę, vandenilis – beveik tokios pat cheminės inertiškos dujos, kaip azoto. Šaltyje ir tamsoje vandenilis jungiasi tik su labiausiai elektroneigiamu elementu – fluoru. Bet kaitinamas vandenilis jungiasi tiek su daugeliu nemetalų, tiek ir su labiau elektroteigiamais metalais. Vandenilio atomas gali pakisti dvejopai: arba jis, prisijungęs vieną elektroną, virsta vieno neigiamo krūvio jonu H-, arba, netekęs elektrono,- protonu H+.
Žemės sąlygomis vandenilis, kaip elektronų akceptorius, gali pasireikšti, tik reaguodamas su labiausiai elektroteigiamais metalais. Kaitinant litį vandenilio srovėje, susidaro silpnai sprogdamos miltelių pavidalo junginys, kurio sudėtis LiH.
Su mažiau elektroteigiamais metalais vandenilis vietoj cheminių junginių sudaro dažniausiai kietuosius tirpalus. Vandenilio tirpumas kai kuriuose metaluose didelis ir ypač jis gerai tirpsta paladyje. Tačiau ir paprastuose metaluose, pavyzdžiui geležyje,taip pat gali ištirpti tam tikras kiekis vandenilio. Jeigu dvi geležines plokšteles suvirinsime ir įmesime į rūgštį, plokštelių paviršiuje išsiskiriąs vandenilis iš dalies ištirpsta geležyje ir difuzijos būdu prasiskverbia į tarpą tarp plokštelių. Vandenilis lengvai prasiskverbia pro geležį taip pat aukštoje temperatūroje. Be to, prasiskverbdamaspro plieną, vandenilis prisijungia ir atima iš jo anglį. Kuo labiau nemetalas elektroneigiamas, tuo lengviau jungiasi su juo vandenilis ir tuo daugiau išsiskiria šilumos. Kad vandenilis ima jungtis su deguonimi jų mišinyje, sprogstamose dujose, galima pastebėti, esant 2500C temperatūrai. Vandenilis užsiliepsnos, jeigu į gabalėlį akytos platinos nukreipsime vandenilio srovę.
Jungiantis vandeniliui su deguonimi, išsiskiria labai daug šilumos, todėl gryname deguonyje degančio vandenilio liepsnos temperatūra siekia iki 25000C. Vandenilio jungimosi su deguonimi reakciją galima sukelti ne tik uždegant, bet ir veikiant gyvsidabrio lauko ultravioletiniais spinduliais. Vandenilis ne tik jungiasi su laisvu deguonimi, bet ir gali atimti deguonį iš daugelio kitų elementų, ypač metalų, oksidų.
Vandenilis gamtoje
Kuo mažesnis elemento jonizacijos potencialas, tuo labiau jis jonizuotas palyginti su kitais elementais. Vandenilio jonizacijos potencialas palyginti didesnis, t.y. jo atomas palyginti stipriai traukia elektronus.
Vandenilio randama gamtoje visur. Kur bebūtų nukreiptas spektroskopas – į Saulę, į bet kurią žvaigždę ar ūką, – jo matymo lauke pasirodo arba ryškiai švytinčios, arba tamsios visame šviesiame spektro fone atominio vandenilio linijos. Vandenilis palyginti šaltas ir todėl nešviečia, o tik sugeria spindulius. Vandenilio radiospinduliavimą nustatyti buvo galima, o netrukus neišvengiama, atsiradus dviem prielaidom:
1) Tai radioteleskopo išradimas, nes vienintelis informacijos šaltinis apie tarpžvaigždinį vandenilį yra jo spinduliuojama 21cm ilgio radijo banga;
2) Olandų studento Van der Husto spėjimas, jog būtent tokia turi būti pati ilgiausia vandenilio spektro banga ir kad ją gali siųsti tik be galo didelės masės kūnas nepaprastai didelio išretėjimo ir nepaprastai žemos temperatūros sąlygomis, t.y. tik tarpžvaigždinėje erdvėje, o ne laboratorinio bandymo žemėje sąlygomis.
Žemės atmosferoje vandenilio koncentracija visiškai nedidelė. Jis išsiskiria kartu su kitomis dujomis, vykstant puvimo procesams. Žemėje vandenilis priklauso labai retiems elementams. Vandenilio yra ir atmosferoje – vandens garuose. Vandenilio dalis iš vandens pereina į dūlėjimo produktų sudėtį, iš jų tipingiausias ir visur randamas yra molis.
Pagal atomų skaičių Žemės rutulio plutoje vandenilis dalijasi antrąją vieta su siliciu.
Vandenilio naudojimas
Vandenilis vaidina ypatingą vaidmenį Visatoje, kadangi jis yra kosminis atominis kuras, saulei ir žvaigždėms teikiamas energijos šaltinis.
Vandenilio ir deguonies liepsna naudojama platinai, kvarco stiklui lydyti ir iš aliuminio oksido gauti dirbtinius rubinus bei safyrus.

Leave a Comment