Kjemiske egenskaper av hydrogen

Under vanlige forhold er molekylært hydrogen relativt lite aktivt, og kombineres bare direkte med det mest aktive av ikke-metaller (med fluor og i lyset med klor). Men når den varmes opp, reagerer den med mange elementer.

Hydrogen reagerer med enkle og komplekse stoffer:

- Interaksjon av hydrogen med metaller fører til dannelse av komplekse stoffer - hydrider, i de kjemiske formlene som metallatomet alltid kommer først:

Ved høy temperatur reagerer Hydrogen direkte med noen metaller(alkalisk, jordalkali og andre), danner hvite krystallinske stoffer - metallhydrider (Li H, Na H, KH, CaH 2, etc.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metallhydrider spaltes lett av vann for å danne tilsvarende alkali og hydrogen:

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

- Når hydrogen interagerer med ikke-metaller flyktige hydrogenforbindelser dannes. I den kjemiske formelen til en flyktig hydrogenforbindelse kan hydrogenatomet være på enten første eller andre plass, avhengig av plasseringen i PSHE (se plate i lysbildet):

1). Med oksygen Hydrogen danner vann:

Video "hydrogenforbrenning"

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Ved normale temperaturer går reaksjonen ekstremt sakte, over 550°C - med eksplosjon (en blanding av 2 volumer H 2 og 1 volum O 2 kalles eksplosiv gass) .

Video "Eksplosjon av detonerende gass"

Video "Forberedelse og eksplosjon av en eksplosiv blanding"

2). Med halogener Hydrogen danner hydrogenhalogenider, for eksempel:

H2 + Cl2 = 2HCl

Samtidig eksploderer Hydrogen med fluor (selv i mørket og ved - 252°C), reagerer med klor og brom kun ved belysning eller oppvarming, og med jod kun ved oppvarming.

3). Med nitrogen Hydrogen reagerer og danner ammoniakk:

ZN2 + N2 = 2NH3

bare på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk.

4). Ved oppvarming reagerer Hydrogen kraftig med svovel:

H 2 + S = H 2 S (hydrogensulfid),

mye vanskeligere med selen og tellur.

5). Med rent karbon Hydrogen kan reagere uten katalysator bare ved høye temperaturer:

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

- Hydrogen gjennomgår en substitusjonsreaksjon med metalloksider , i dette tilfellet dannes det vann i produktene og metallet reduseres. Hydrogen - viser egenskapene til et reduksjonsmiddel:

Hydrogen brukes for utvinning av mange metaller siden det tar oksygen fra oksidene deres:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, etc.

Anvendelser av hydrogen

Video "Using Hydrogen"

For tiden produseres hydrogen i enorme mengder. En svært stor del av det brukes til syntese av ammoniakk, hydrogenering av fett og til hydrogenering av kull, oljer og hydrokarboner. I tillegg brukes hydrogen til syntese av saltsyre, metylalkohol, blåsyre, i sveising og smiing av metaller, samt til fremstilling av glødelamper og edelstener. Hydrogen selges i sylindere under et trykk på over 150 atm. De er malt mørkegrønne og har en rød inskripsjon "Hydrogen".

Hydrogen brukes til å omdanne flytende fett til fast fett (hydrogenering), og produsere flytende drivstoff ved å hydrogenere kull og fyringsolje. I metallurgi brukes hydrogen som et reduksjonsmiddel for oksider eller klorider for å produsere metaller og ikke-metaller (germanium, silisium, gallium, zirkonium, hafnium, molybden, wolfram, etc.).

Den praktiske bruken av hydrogen er variert: det brukes vanligvis til å fylle sondeballonger, i den kjemiske industrien tjener det som et råmateriale for produksjon av mange svært viktige produkter (ammoniakk, etc.), i næringsmiddelindustrien - for produksjonen av fast fett fra vegetabilske oljer etc. Høy temperatur (opptil 2600 °C), oppnådd ved å brenne hydrogen i oksygen, brukes til smelting av ildfaste metaller, kvarts osv. Flytende hydrogen er et av de mest effektive jetdrivstoffene. Det årlige globale forbruket av hydrogen overstiger 1 million tonn.

SIMULATORER

nr. 2. Hydrogen

OPPDRAG OPPGAVER

Oppgave nr. 1
Skriv ned reaksjonsligninger for samspillet mellom hydrogen og følgende stoffer: F 2, Ca, Al 2 O 3, kvikksølv (II) oksid, wolfram (VI) oksid. Nevn reaksjonsproduktene, angi reaksjonstyper.

Oppgave nr. 2
Utfør transformasjoner i henhold til ordningen:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Oppgave nr. 3.
Beregn massen vann som kan oppnås ved å brenne 8 g hydrogen?

Industrielle metoder for å produsere enkle stoffer avhenger av formen som det tilsvarende elementet finnes i naturen, det vil si hva som kan være råstoffet for produksjonen. Dermed oppnås oksygen, som er tilgjengelig i fri tilstand, fysisk - ved separasjon fra flytende luft. Nesten alt hydrogen er i form av forbindelser, så kjemiske metoder brukes for å oppnå det. Spesielt kan dekomponeringsreaksjoner brukes. En måte å produsere hydrogen på er gjennom dekomponering av vann ved hjelp av elektrisk strøm.

Den viktigste industrielle metoden for å produsere hydrogen er reaksjonen av metan, som er en del av naturgass, med vann. Det utføres ved høy temperatur (det er lett å verifisere at når metan passerer selv gjennom kokende vann, skjer det ingen reaksjon):

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

I laboratoriet, for å oppnå enkle stoffer, bruker de ikke nødvendigvis naturlige råvarer, men velger de utgangsmaterialene som det er lettere å isolere det nødvendige stoffet fra. For eksempel i laboratoriet hentes ikke oksygen fra luften. Det samme gjelder produksjon av hydrogen. En av laboratoriemetodene for å produsere hydrogen, som noen ganger brukes i industrien, er nedbryting av vann ved elektrisk strøm.

Vanligvis produseres hydrogen i laboratoriet ved å reagere sink med saltsyre.

I industrien

1.Elektrolyse av vandige saltløsninger:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Før vanndamp over varm cola ved temperaturer rundt 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Fra naturgass.

Dampkonvertering: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Katalytisk oksidasjon med oksygen: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Krakking og reformering av hydrokarboner under oljeraffinering.

I laboratoriet

1.Effekten av fortynnede syrer på metaller. For å utføre denne reaksjonen brukes sink og saltsyre oftest:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interaksjon mellom kalsium og vann:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse av hydrider:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Effekt av alkalier på sink eller aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Ved hjelp av elektrolyse. Under elektrolysen av vandige løsninger av alkalier eller syrer frigjøres hydrogen ved katoden, for eksempel:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2 H 2 O

• Bioreaktor for hydrogenproduksjon

Fysiske egenskaper

Hydrogengass kan eksistere i to former (modifikasjoner) - i form av orto - og para-hydrogen.

I et molekyl av ortohydrogen (smp. -259,10 °C, kp -252,56 °C) er kjernefysiske spinn rettet identisk (parallelle), og i parahydrogen (smp. -259,32 °C, kp. kokepunkt -252,89 °C) - motsatte av hverandre (antiparallelle).

Allotropiske former for hydrogen kan separeres ved adsorpsjon på aktivt karbon ved flytende nitrogentemperatur. Ved svært lave temperaturer er likevekten mellom ortohydrogen og parahydrogen nesten fullstendig forskjøvet mot sistnevnte. Ved 80 K er forholdet mellom former omtrent 1:1. Ved oppvarming omdannes desorbert parahydrogen til ortohydrogen inntil det dannes en blanding som er i likevekt ved romtemperatur (orto-para: 75:25). Uten en katalysator skjer transformasjonen sakte, noe som gjør det mulig å studere egenskapene til individuelle allotropiske former. Hydrogenmolekylet er diatomisk - H₂. Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Hydrogen er den letteste gassen, dens tetthet er mange ganger mindre enn luftens tetthet. Jo mindre massen til molekylene er, jo høyere hastighet er det åpenbart ved samme temperatur. Som de letteste molekylene beveger hydrogenmolekyler seg raskere enn molekylene til noen annen gass og kan dermed overføre varme fra en kropp til en annen raskere. Det følger at hydrogen har den høyeste varmeledningsevnen blant gassformige stoffer. Dens termiske ledningsevne er omtrent syv ganger høyere enn den termiske ledningsevnen til luft.

Kjemiske egenskaper

Hydrogenmolekylene H₂ er ganske sterke, og for at hydrogen skal reagere, må det brukes mye energi: H 2 = 2H - 432 kJ Derfor, ved vanlige temperaturer, reagerer hydrogen kun med svært aktive metaller, for eksempel kalsium, og danner kalsium hydrid: Ca + H 2 = CaH 2 og med det eneste ikke-metallet - fluor, danner hydrogenfluorid: F 2 + H 2 = 2HF Med de fleste metaller og ikke-metaller reagerer hydrogen ved forhøyede temperaturer eller under annen påvirkning, f.eks. , belysning. Det kan "ta bort" oksygen fra noen oksider, for eksempel: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Den skrevne ligningen gjenspeiler reduksjonsreaksjonen. Reduksjonsreaksjoner er prosesser der oksygen fjernes fra en forbindelse; Stoffer som tar bort oksygen kalles reduksjonsmidler (de oksiderer selv). Videre vil en annen definisjon av begrepene "oksidasjon" og "reduksjon" bli gitt. Og denne definisjonen, historisk sett den første, beholder sin betydning i dag, spesielt innen organisk kjemi. Reduksjonsreaksjonen er det motsatte av oksidasjonsreaksjonen. Begge disse reaksjonene skjer alltid samtidig som én prosess: når ett stoff oksideres (reduseres), skjer reduksjonen (oksidasjonen) av et annet nødvendigvis samtidig.

N2 + 3H2 → 2 NH3

Former med halogener hydrogenhalogenider:

F 2 + H 2 → 2 HF, reaksjonen skjer eksplosivt i mørket og ved enhver temperatur, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reaksjonen skjer eksplosivt, kun i lys.

Det samhandler med sot under høy varme:

C + 2H 2 → CH 4

Interaksjon med alkali- og jordalkalimetaller

Hydrogen dannes med aktive metaller hydrider:

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

Hydrider- saltlignende, faste stoffer, lett hydrolyserte:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Interaksjon med metalloksider (vanligvis d-elementer)

Oksider reduseres til metaller:

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

Hydrogenering av organiske forbindelser

Når hydrogen virker på umettede hydrokarboner i nærvær av en nikkelkatalysator og ved forhøyede temperaturer, oppstår en reaksjon hydrogenering:

CH2=CH2 + H2 → CH3-CH3

Hydrogen reduserer aldehyder til alkoholer:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geokjemi av hydrogen

Hydrogen er universets viktigste byggemateriale. Det er det vanligste grunnstoffet, og alle grunnstoffer dannes av det som et resultat av termonukleære og kjernefysiske reaksjoner.

Fri hydrogen H2 er relativt sjelden i terrestriske gasser, men i form av vann tar det en ekstremt viktig del i geokjemiske prosesser.

Hydrogen kan være tilstede i mineraler i form av ammoniumion, hydroksylion og krystallinsk vann.

I atmosfæren produseres hydrogen kontinuerlig som følge av nedbryting av vann ved solstråling. Den migrerer til den øvre atmosfæren og rømmer ut i verdensrommet.

applikasjon

• Hydrogen energi

Atomisk hydrogen brukes til atomisk hydrogensveising.

I næringsmiddelindustrien er hydrogen registrert som tilsetningsstoff E949, som emballasjegass.

Funksjoner av behandling

Hydrogen, når det blandes med luft, danner en eksplosiv blanding - den såkalte detonerende gassen. Denne gassen er mest eksplosiv når volumforholdet mellom hydrogen og oksygen er 2:1, eller hydrogen og luft er ca. 2:5, siden luft inneholder ca. 21 % oksygen. Hydrogen er også en brannfare. Flytende hydrogen kan forårsake alvorlige frostskader hvis det kommer i kontakt med huden.

Eksplosive konsentrasjoner av hydrogen og oksygen forekommer fra 4 % til 96 % av volum. Blandet med luft fra 4 % til 75(74) % etter volum.

Hydrogenbruk

I kjemisk industri brukes hydrogen i produksjon av ammoniakk, såpe og plast. I næringsmiddelindustrien lages margarin av flytende vegetabilske oljer ved bruk av hydrogen. Hydrogen er veldig lett og stiger alltid opp i luften. En gang i tiden ble luftskip og ballonger fylt med hydrogen. Men på 30-tallet. XX århundre Flere forferdelige katastrofer skjedde da luftskip eksploderte og brant. I dag er luftskip fylt med heliumgass. Hydrogen brukes også som rakettdrivstoff. En dag kan hydrogen bli mye brukt som drivstoff for biler og lastebiler. Hydrogenmotorer forurenser ikke miljøet og avgir kun vanndamp (selv om produksjonen av hydrogen i seg selv fører til noe miljøforurensning). Solen vår er for det meste laget av hydrogen. Solvarme og lys er et resultat av frigjøring av atomenergi fra fusjonen av hydrogenkjerner.

Bruk av hydrogen som drivstoff (kostnadseffektivt)

Den viktigste egenskapen til stoffer som brukes som drivstoff er deres forbrenningsvarme. Fra forløpet av generell kjemi er det kjent at reaksjonen mellom hydrogen og oksygen skjer med frigjøring av varme. Hvis vi tar 1 mol H 2 (2 g) og 0,5 mol O 2 (16 g) under standardbetingelser og eksiterer reaksjonen, så i henhold til ligningen

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

etter fullføring av reaksjonen dannes 1 mol H 2 O (18 g) med frigjøring av energi 285,8 kJ/mol (til sammenligning: forbrenningsvarmen av acetylen er 1300 kJ/mol, propan - 2200 kJ/mol) . 1 m³ hydrogen veier 89,8 g (44,9 mol). Derfor, for å produsere 1 m³ hydrogen, vil det bli brukt 12832,4 kJ energi. Tar vi i betraktning at 1 kWh = 3600 kJ, får vi 3,56 kWh strøm. Når vi kjenner til tariffen for 1 kWh elektrisitet og kostnadene for 1 m³ gass, kan vi konkludere med at det er tilrådelig å bytte til hydrogendrivstoff.

For eksempel kjører 3. generasjons Honda FCX eksperimentelle modell med en 156 liters hydrogentank (inneholder 3,12 kg hydrogen under et trykk på 25 MPa) 355 km. Følgelig oppnås fra 3,12 kg H2 123,8 kWh. Per 100 km blir energiforbruket 36,97 kWh. Når du kjenner kostnadene for elektrisitet, kostnadene for gass eller bensin, og forbruket deres for en bil per 100 km, er det lett å beregne den negative økonomiske effekten av å bytte biler til hydrogendrivstoff. La oss si (Russland 2008), 10 cent per kWh elektrisitet fører til det faktum at 1 m³ hydrogen fører til en pris på 35,6 cent, og tatt i betraktning effektiviteten til vannnedbrytning på 40-45 cent, samme mengde kWh fra brenning av bensin koster 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 cent/l=34 cent til utsalgspriser, mens for hydrogen beregnet vi det ideelle alternativet, uten å ta hensyn til transport, verdifall av utstyr osv. For metan med forbrenningsenergi på ca. 39 MJ per m³ vil resultatet bli to til fire ganger lavere på grunn av prisforskjellen (1 m³ for Ukraina koster 179 dollar, og for Europa 350 dollar). Det vil si at en tilsvarende mengde metan vil koste 10-20 øre.

Vi bør imidlertid ikke glemme at når vi brenner hydrogen, får vi rent vann som det ble utvunnet fra. Det vil si at vi har en fornybar hamstre energi uten skade på miljøet, i motsetning til gass eller bensin, som er primære energikilder.

Php på linje 377 Advarsel: require(http://www..php): kunne ikke åpne strømmen: ingen passende innpakning ble funnet i /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php på linje 377 Fatal feil: require(): Mislykket åpning kreves "http://www..php" (include_path="..php på linje 377

Generell og uorganisk kjemi

Forelesning 6. Hydrogen og oksygen. Vann. Hydrogenperoksid.

Hydrogen

Hydrogenatomet er det enkleste objektet i kjemi. Strengt tatt er dets ion, protonet, enda enklere. Først beskrevet i 1766 av Cavendish. Navn fra gresk. "hydrogener" - genererer vann.

Radiusen til et hydrogenatom er omtrent 0,5 * 10-10 m, og dets ion (proton) er 1,2 * 10-15 m. Eller fra 50 pm til 1,2 * 10-3 pm eller fra 50 meter (diagonal av SCA ) opptil 1 mm.

Det neste 1s-elementet, litium, endres bare fra 155 pm til 68 pm for Li+. En slik forskjell i størrelsen på et atom og dets kation (5 størrelsesordener) er unik.

På grunn av den lille størrelsen på protonet skjer utveksling Hydrogenbinding, primært mellom oksygen-, nitrogen- og fluoratomer. Styrken til hydrogenbindinger er 10-40 kJ/mol, som er betydelig mindre enn bruddenergien til de fleste vanlige bindinger (100-150 kJ/mol i organiske molekyler), men større enn den gjennomsnittlige kinetiske energien til termisk bevegelse ved 370 C (4 kJ/mol). Som et resultat, i en levende organisme, brytes hydrogenbindinger reversibelt, noe som sikrer flyten av vitale prosesser.

Hydrogen smelter ved 14 K, koker ved 20,3 K (trykk 1 atm), tettheten til flytende hydrogen er bare 71 g/l (14 ganger lettere enn vann).

Eksiterte hydrogenatomer med overganger opp til n 733 → 732 med en bølgelengde på 18 m ble oppdaget i det sjeldne interstellare mediet, som tilsvarer en Bohr-radius (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) i størrelsesorden 0,1 mm ( !).

Det vanligste grunnstoffet i rommet (88,6 % av atomene, 11,3 % av atomene er helium, og bare 0,1 % er atomer av alle andre grunnstoffer).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ/mol

Siden protoner har spinn 1/2, er det tre varianter av hydrogenmolekyler:

ortohydrogen o-H2 med parallelle kjernespinn, parahydrogen p-H2 med antiparallell spins og normal n-H2 - en blanding av 75% orto-hydrogen og 25% para-hydrogen. Under transformasjonen o-H2 → p-H2 frigjøres 1418 J/mol.

Egenskaper til orto- og parahydrogen

Siden atommassen til hydrogen er minst mulig, skiller dens isotoper - deuterium D (2 H) og tritium T (3 H) seg betydelig fra protium 1 H i fysiske og kjemiske egenskaper. For eksempel, å erstatte en av hydrogenene i en organisk forbindelse med deuterium har en merkbar effekt på dets vibrasjonsspektrum (infrarødt), noe som gjør det mulig å bestemme strukturen til komplekse molekyler. Lignende substitusjoner ("merket atommetode") brukes også for å etablere komplekse mekanismer

kjemiske og biokjemiske prosesser. Metoden med tagget atom er spesielt følsom ved bruk av radioaktivt tritium i stedet for protium (β-forfall, halveringstid 12,5 år).

Egenskaper til protium og deuterium

					Tetthet, g/l (20 K)
Grunnleggende metode hydrogenproduksjon i industrien – metankonvertering
eller hydratisering av kull ved 800-11000 C (katalysator):
CH4 + H20 = CO + 3 H2				over 10 000 C
"Vanngass": C + H2 O = CO + H2
Deretter CO-konvertering: CO + H2 O = CO2 + H2						4000 C, koboltoksider

Totalt: C + 2 H2O = CO2 + 2 H2

Andre kilder til hydrogen.

Koksovnsgass: ca. 55 % hydrogen, 25 % metan, opptil 2 % tunge hydrokarboner, 4-6 % CO, 2 % CO2, 10-12 % nitrogen.

Hydrogen som forbrenningsprodukt:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + CaO + 2 H2

Opptil 370 liter hydrogen frigjøres per 1 kg pyroteknisk blanding.

Hydrogen i form av et enkelt stoff brukes til produksjon av ammoniakk og hydrogenering (herding) av vegetabilsk fett, for reduksjon fra oksider av visse metaller (molybden, wolfram), for produksjon av hydrider (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Reaksjonens entalpi: H. + H. = H2 er -436 kJ/mol, så atomisk hydrogen brukes til å produsere en høytemperaturreduksjons-"flamme" ("Langmuir-brenner"). En stråle av hydrogen i en elektrisk lysbue forstøves ved 35 000 C med 30 %, og med rekombinasjon av atomer er det mulig å nå 50 000 C.

Flytende hydrogen brukes som drivstoff i raketter (se oksygen). Lover miljøvennlig drivstoff for bakketransport; Det pågår eksperimenter med bruk av metallhydrid-hydrogenbatterier. For eksempel kan en LaNi5-legering absorbere 1,5-2 ganger mer hydrogen enn det som finnes i samme volum (som volumet av legeringen) av flytende hydrogen.

Oksygen

I følge nå allment aksepterte data ble oksygen oppdaget i 1774 av J. Priestley og uavhengig av K. Scheele. Historien om oppdagelsen av oksygen er et godt eksempel på innflytelsen av paradigmer på utviklingen av vitenskapen (se vedlegg 1).

Tilsynelatende ble oksygen faktisk oppdaget mye tidligere enn den offisielle datoen. I 1620 kunne hvem som helst ta en tur på Themsen (i Themsen) i en ubåt designet av Cornelius van Drebbel. Båten beveget seg under vann takket være innsatsen fra et dusin roere. I følge mange øyenvitner løste oppfinneren av ubåten problemet med å puste ved å "oppfriske" luften i den kjemisk. Robert Boyle skrev i 1661: «... I tillegg til den mekaniske strukturen til båten, hadde oppfinneren en kjemisk løsning (brennevin), som han

betraktet som hovedhemmeligheten til dykking. Og når han fra tid til annen var overbevist om at en del av luften som var egnet for å puste allerede var brukt opp og gjorde det vanskelig for menneskene i båten å puste, kunne han, ved å løsne korken på et kar fylt med denne løsningen, raskt etterfylle luften med et slikt innhold av vitale deler som igjen ville gjort den egnet til å puste i tilstrekkelig lang tid."

En frisk person i en rolig tilstand pumper rundt 7200 liter luft gjennom lungene sine per dag, og tar inn ugjenkallelig 720 liter oksygen. I et lukket rom med et volum på 6 m3 kan en person overleve uten ventilasjon i opptil 12 timer, og med fysisk arbeid i 3-4 timer. Hovedårsaken til pustevansker er ikke mangel på oksygen, men karbondioksidakkumulering fra 0,3 til 2,5 %.

I lang tid var hovedmetoden for å produsere oksygen "barium" -syklusen (oksygenproduksjon ved bruk av Breen-metoden):

BaS04 -t-→ BaO + SO3;

5000 C ->

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

Drebbels hemmelige løsning kan være en løsning av hydrogenperoksid: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Innhenting av oksygen ved å brenne en pyrolyseblanding: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Blandingen inneholder opptil 80 % NaClO3, opptil 10 % jernpulver, 4 % bariumperoksid og glassull.

Oksygenmolekylet er paramagnetisk (praktisk talt et biradikalt), derfor er aktiviteten høy. Organiske stoffer i luft oksideres gjennom stadiet med peroksiddannelse.

Oksygen smelter ved 54,8 K og koker ved 90,2 K.

En allotrop modifikasjon av oksygenelementet er stoffet ozon O3. Biologisk ozonbeskyttelse av jorden er ekstremt viktig. I en høyde på 20-25 km etableres likevekt:

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

I 1974 ble det oppdaget at atomært klor, som dannes av freoner i en høyde på mer enn 25 km, katalyserer nedbrytningen av ozon, som om det erstatter "ozon" ultrafiolett stråling. Denne UV-en kan forårsake hudkreft (opptil 600 tusen tilfeller per år i USA). Forbudet mot freoner i aerosolbokser har vært gjeldende i USA siden 1978.

Siden 1990 har listen over forbudte stoffer (i 92 land) inkludert CH3 CCl3, CCl4 og klorbromerte hydrokarboner - deres produksjon vil bli faset ut innen 2000.

Forbrenning av hydrogen i oksygen

Reaksjonen er svært kompleks (skjema i forelesning 3), så lang studie var nødvendig før praktisk anvendelse.

Den 21. juli 1969 gikk den første jordmannen, N. Armstrong, på månen. Saturn 5-rakettkasteren (designet av Wernher von Braun) består av tre trinn. Den første inneholder parafin og oksygen, den andre og tredje inneholder flytende hydrogen og oksygen. Totalt 468 tonn flytende O2 og H2. 13 vellykkede lanseringer ble gjort.

Siden april 1981 har romfergen fløyet i USA: 713 tonn flytende O2 og H2, samt to fast brenselakseleratorer på 590 tonn hver (total masse fast brensel 987 tonn). Den første 40 km stigningen til TTU, fra 40 til 113 km går motorene på hydrogen og oksygen.

15. mai 1987 den første lanseringen av "Energia", 15. november 1988 den første og eneste flyvningen til "Buran". Utsettingsvekt 2400 tonn, drivstoffvekt (parafin inn

siderom, flytende O2 og H2) 2000 tonn Motoreffekt 125000 MW, nyttelast 105 tonn.

Forbrenningen var ikke alltid kontrollert og vellykket.

I 1936 ble verdens største hydrogenluftskip, LZ-129 Hindenburg, bygget. Volum 200 000 m3, lengde ca 250 m, diameter 41,2 m. Hastighet 135 km/t takket være 4 motorer på 1100 hk, nyttelast 88 tonn. Luftskipet foretok 37 flyvninger over Atlanterhavet og fraktet mer enn 3 tusen passasjerer.

Den 6. mai 1937, mens de la til kai i USA, eksploderte luftskipet og brant. En mulig årsak er sabotasje.

Den 28. januar 1986, på det 74. sekundet av flyvningen, eksploderte Challenger med syv astronauter - den 25. flyvningen til Shuttle-systemet. Årsaken er en defekt i fastbrenselakseleratoren.

Demonstrasjon:

eksplosjon av detonerende gass (en blanding av hydrogen og oksygen)

Brenselsceller

En teknisk viktig variant av denne forbrenningsreaksjonen er å dele prosessen i to:

elektrooksidasjon av hydrogen (anode): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroreduksjon av oksygen (katode): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Systemet der slik "forbrenning" oppstår er brenselcelle. Effektiviteten er mye høyere enn for termiske kraftverk, siden det ikke er noen

spesielt stadium av varmeutvikling. Maksimal effektivitet = ∆ G/∆ H; for hydrogenforbrenning viser det seg å være 94 %.

Effekten har vært kjent siden 1839, men de første praktisk talt fungerende brenselcellene er implementert

på slutten av 1900-tallet i verdensrommet ("Gemini", "Apollo", "Shuttle" - USA, "Buran" - USSR).

Utsikter for brenselceller [17]

En representant for Ballard Power Systems, som talte på en vitenskapelig konferanse i Washington, understreket at en brenselcellemotor vil bli kommersielt levedyktig når den oppfyller fire hovedkriterier: redusere kostnadene for generert energi, øke holdbarheten, redusere størrelsen på installasjonen og evne til å starte raskt i kaldt vær. . Kostnaden for én kilowatt energi generert av en brenselcelleinstallasjon bør falle til $30. Til sammenligning var det samme tallet i 2004 $103, og i 2005 forventes det å nå $80. For å oppnå denne prisen er det nødvendig å produsere minst 500 tusen motorer per år. Europeiske forskere er mer forsiktige i sine prognoser og tror at kommersiell bruk av hydrogenbrenselceller i bilindustrien vil begynne tidligst i 2020.

Hensikten med leksjonen. I denne leksjonen vil du lære om de kanskje viktigste kjemiske elementene for livet på jorden - hydrogen og oksygen, lære om deres kjemiske egenskaper, samt de fysiske egenskapene til de enkle stoffene de danner, lære mer om rollen til oksygen og hydrogen i naturen og livet person.

Hydrogen– det vanligste elementet i universet. Oksygen– det vanligste grunnstoffet på jorden. Sammen danner de vann, et stoff som utgjør mer enn halvparten av massen av menneskekroppen. Oksygen er en gass vi trenger for å puste, og uten vann kunne vi ikke leve noen få dager, så uten tvil kan vi anse oksygen og hydrogen som de viktigste kjemiske elementene som er nødvendige for liv.

Struktur av hydrogen- og oksygenatomer

Således viser hydrogen ikke-metalliske egenskaper. I naturen finnes hydrogen i form av tre isotoper, protium, deuterium og tritium. Hydrogenisotoper er svært forskjellige fra hverandre i fysiske egenskaper, så de blir til og med tildelt individuelle symboler.

Hvis du ikke husker eller ikke vet hva isotoper er, arbeid med materialene til den elektroniske pedagogiske ressursen "Isotoper som varianter av atomer av ett kjemisk element." I den vil du lære hvordan isotopene til ett element skiller seg fra hverandre, hva tilstedeværelsen av flere isotoper av ett element fører til, og også bli kjent med isotopene til flere elementer.

Dermed er de mulige oksidasjonstilstandene til oksygen begrenset til verdier fra -2 til +2. Hvis oksygen aksepterer to elektroner (blir et anion) eller danner to kovalente bindinger med færre elektronegative elementer, går det inn i -2-oksidasjonstilstanden. Hvis oksygen danner en binding med et annet oksygenatom og en andre binding med et atom av et mindre elektronegativt element, går det inn i -1 oksidasjonstilstand. Ved å danne to kovalente bindinger med fluor (det eneste grunnstoffet med høyere elektronegativitetsverdi), går oksygen inn i +2-oksidasjonstilstanden. Danner en binding med et annet oksygenatom, og den andre med et fluoratom – +1. Til slutt, hvis oksygen danner en binding med et mindre elektronegativt atom og en andre binding med fluor, vil den være i oksidasjonstilstand 0.

Fysiske egenskaper av hydrogen og oksygen, allotropi av oksygen

Hydrogen– en fargeløs gass uten smak eller lukt. Veldig lett (14,5 ganger lettere enn luft). Flytendegjøringstemperaturen til hydrogen – -252,8 °C – er nesten den laveste blant alle gasser (nest etter helium). Flytende og fast hydrogen er veldig lette, fargeløse stoffer.

Oksygen- en fargeløs, smakløs og luktfri gass, litt tyngre enn luft. Ved en temperatur på -182,9 °C blir den til en tung blå væske, ved -218 °C stivner den med dannelse av blå krystaller. Oksygenmolekyler er paramagnetiske, noe som betyr at oksygen tiltrekkes av en magnet. Oksygen er dårlig løselig i vann.

I motsetning til hydrogen, som danner molekyler av bare én type, viser oksygen allotropi og danner molekyler av to typer, det vil si at elementet oksygen danner to enkle stoffer: oksygen og ozon.

Kjemiske egenskaper og fremstilling av enkle stoffer

Hydrogen.

Bindingen i hydrogenmolekylet er en enkeltbinding, men det er en av de sterkeste enkeltbindingene i naturen, og for å bryte den er det nødvendig å bruke mye energi, av denne grunn er hydrogen veldig inaktivt ved romtemperatur, men med økende temperatur (eller i nærvær av en katalysator) hydrogen interagerer lett med mange enkle og komplekse stoffer.

Fra et kjemisk synspunkt er hydrogen et typisk ikke-metall. Det vil si at den er i stand til å samhandle med aktive metaller for å danne hydrider, der den har en oksidasjonstilstand på -1. Med noen metaller (litium, kalsium) skjer interaksjonen selv ved romtemperatur, men ganske sakte, så oppvarming brukes i syntesen av hydrider:

,

.

Dannelsen av hydrider ved direkte interaksjon av enkle stoffer er bare mulig for aktive metaller. Aluminium interagerer ikke lenger med hydrogen direkte; dets hydrid oppnås ved utvekslingsreaksjoner.

Hydrogen reagerer også med ikke-metaller bare når det varmes opp. Unntak er halogenene klor og brom, reaksjonen som kan induseres av lys:

.

Reaksjonen med fluor krever heller ikke oppvarming, den foregår eksplosivt selv ved sterk avkjøling og i absolutt mørke.

Reaksjonen med oksygen fortsetter langs en forgrenet kjedemekanisme, så reaksjonshastigheten øker raskt, og i en blanding av oksygen og hydrogen i forholdet 1:2 fortsetter reaksjonen med en eksplosjon (en slik blanding kalles "eksplosiv gass" ):

.

Reaksjonen med svovel forløper mye roligere, med praktisk talt ingen varmeutvikling:

.

Reaksjoner med nitrogen og jod er reversible:

,

.

Denne omstendigheten gjør det svært vanskelig å oppnå ammoniakk i industrien: prosessen krever bruk av økt trykk for å blande likevekten mot dannelsen av ammoniakk. Hydrogenjodid oppnås ikke ved direkte syntese, siden det er flere mye mer praktiske metoder for syntese.

Hydrogen reagerer ikke direkte med lavaktive ikke-metaller (), selv om dets forbindelser med dem er kjent.

I reaksjoner med komplekse stoffer virker hydrogen i de fleste tilfeller som et reduksjonsmiddel. I løsninger kan hydrogen redusere lavaktive metaller (plassert etter hydrogen i spenningsserien) fra deres salter:

Ved oppvarming kan hydrogen redusere mange metaller fra oksidene deres. Dessuten, jo mer aktivt metallet er, desto vanskeligere er det å gjenopprette det og jo høyere temperatur kreves for dette:

.

Metaller som er mer aktive enn sink er nesten umulig å redusere med hydrogen.

Hydrogen produseres i laboratoriet ved å reagere metaller med sterke syrer. De mest brukte er sink og saltsyre:

Mindre vanlig brukt er elektrolyse av vann i nærvær av sterke elektrolytter:

I industrien oppnås hydrogen som et biprodukt når man produserer natriumhydroksid ved elektrolyse av en natriumkloridløsning:

I tillegg får man hydrogen fra oljeraffinering.

Å produsere hydrogen ved fotolyse av vann er en av de mest lovende metodene i fremtiden, men for øyeblikket er industriell anvendelse av denne metoden vanskelig.

Arbeid med materialer til elektroniske utdanningsressurser Laboratoriearbeid "Produksjon og egenskaper av hydrogen" og Laboratoriearbeid "Reduserende egenskaper av hydrogen". Studer driftsprinsippet til Kipp-apparatet og Kiryushkin-apparatet. Tenk på i hvilke tilfeller det er mer praktisk å bruke Kipp-apparatet, og hvor det er mer praktisk å bruke Kiryushkin-apparatet. Hvilke egenskaper viser hydrogen i reaksjoner?

Oksygen.

Bindingen i oksygenmolekylet er dobbel og veldig sterk. Derfor er oksygen ganske inaktivt ved romtemperatur. Ved oppvarming begynner den imidlertid å vise sterke oksiderende egenskaper.

Oksygen reagerer uten oppvarming med aktive metaller (alkali, jordalkali og noen lantanider):

Ved oppvarming reagerer oksygen med de fleste metaller for å danne oksider:

,

,

.

Sølv og mindre aktive metaller oksideres ikke av oksygen.

Oksygen reagerer også med de fleste ikke-metaller for å danne oksider:

,

,

.

Interaksjon med nitrogen skjer kun ved svært høye temperaturer, ca. 2000 °C.

Oksygen reagerer ikke med klor, brom og jod, selv om mange av deres oksider kan oppnås indirekte.

Samspillet mellom oksygen og fluor kan utføres ved å føre en elektrisk utladning gjennom en blanding av gasser:

.

Oksygen(II)fluorid er en ustabil forbindelse, spaltes lett og er et meget sterkt oksidasjonsmiddel.

I løsninger er oksygen et sterkt, men langsomt, oksidasjonsmiddel. Som regel fremmer oksygen overgangen av metaller til høyere oksidasjonstilstander:

Tilstedeværelsen av oksygen gjør ofte at metaller som ligger rett bak hydrogen i spenningsserien kan løses opp i syrer:

Ved oppvarming kan oksygen oksidere lavere metalloksider:

.

Oksygen i industrien oppnås ikke ved kjemiske metoder, det oppnås fra luft ved destillasjon.

I laboratoriet bruker de nedbrytningsreaksjonene av oksygenrike forbindelser - nitrater, klorater, permanganater når de varmes opp:

Du kan også få oksygen gjennom katalytisk dekomponering av hydrogenperoksid:

I tillegg kan vannelektrolysereaksjonen ovenfor brukes til å produsere oksygen.

Arbeid med materialene til den elektroniske pedagogiske ressursen Laboratoriearbeid "Oksygenproduksjon og dens egenskaper."

Hva heter oksygenoppsamlingsmetoden som brukes i laboratoriearbeid? Hvilke andre metoder for å samle gasser finnes, og hvilke av dem er egnet for å samle oksygen?

Oppgave 1. Se videoklippet "Dekomponering av kaliumpermanganat ved oppvarming."

Svar på spørsmålene:

1. 1. Hvilke av de faste reaksjonsproduktene er løselig i vann?
   2. Hvilken farge har kaliumpermanganatløsningen?
   3. Hvilken farge har kaliummanganatløsningen?

Skriv likningene for reaksjonene som oppstår. Balanser dem ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Diskuter oppgaven med læreren din i eller i videorommet.

Ozon.

Ozonmolekylet er triatomisk og bindingene i det er mindre sterke enn i oksygenmolekylet, noe som fører til større kjemisk aktivitet av ozon: ozon oksiderer lett mange stoffer i løsninger eller i tørr form uten oppvarming:

Ozon kan lett oksidere nitrogen(IV)oksid til nitrogen(V)oksid, og svovel(IV)oksid til svovel(VI)oksid uten katalysator:

Ozon brytes gradvis ned for å danne oksygen:

For å produsere ozon brukes spesielle enheter - ozonisatorer, der en glødeutslipp føres gjennom oksygen.

I laboratoriet, for å oppnå små mengder ozon, brukes noen ganger nedbrytningsreaksjonene av peroksoforbindelser og noen høyere oksider når de varmes opp:

Arbeid med materialene til den elektroniske pedagogiske ressursen Laboratoriearbeid "Ozonproduksjon og studie av dets egenskaper."

Forklar hvorfor indigoløsningen blir misfarget. Skriv ligningene for reaksjonene som oppstår når løsninger av blynitrat og natriumsulfid blandes og når ozonisert luft føres gjennom den resulterende suspensjonen. Skriv ioniske ligninger for en ionebytterreaksjon. For redoksreaksjonen, lag en elektronbalanse.

Diskuter oppgaven med læreren din i eller i videorommet.

Kjemiske egenskaper til vann

For å gjøre deg bedre kjent med de fysiske egenskapene til vann og dets betydning, arbeid med materialene til de elektroniske pedagogiske ressursene "Anomale egenskaper ved vann" og "Vann er den viktigste væsken på jorden."

Vann er av stor betydning for alle levende organismer - faktisk består mange levende organismer av mer enn halvparten av vann. Vann er et av de mest universelle løsningsmidlene (ved høye temperaturer og trykk øker dets evner som løsemiddel betydelig). Fra et kjemisk synspunkt er vann hydrogenoksid, og i en vandig løsning dissosieres det (om enn i svært liten grad) til hydrogenkationer og hydroksydanioner:

.

Vann reagerer med mange metaller. Vann reagerer med aktive (alkaliske, jordalkaliske og noen lantanider) uten oppvarming:

Interaksjon med mindre aktive skjer ved oppvarming.

• Betegnelse - H (hydrogen);
• Latinsk navn - Hydrogenium;
• Periode - I;
• Gruppe - 1 (la);
• Atommasse - 1,00794;
• Atomnummer - 1;
• Atomradius = 53 pm;
• Kovalent radius = 32 pm;
• Elektronfordeling - 1s 1;
• smeltetemperatur = -259,14°C;
• kokepunkt = -252,87°C;
• Elektronegativitet (ifølge Pauling/ifølge Alpred og Rochow) = 2,02/-;
• Oksidasjonstilstand: +1; 0; -1;
• Densitet (antall) = 0,0000899 g/cm3;
• Molar volum = 14,1 cm 3 /mol.

Binære forbindelser av hydrogen med oksygen:

Hydrogen («å føde vann») ble oppdaget av den engelske forskeren G. Cavendish i 1766. Det er det enkleste grunnstoffet i naturen - et hydrogenatom har en kjerne og ett elektron, og det er sannsynligvis grunnen til at hydrogen er det mest tallrike grunnstoffet i universet (som står for mer enn halvparten av massen til de fleste stjerner).

Om hydrogen kan vi si at "spolen er liten, men dyr." Til tross for sin "enkelhet", gir hydrogen energi til alle levende vesener på jorden - en kontinuerlig termonukleær reaksjon finner sted på solen hvor ett heliumatom dannes fra fire hydrogenatomer, denne prosessen er ledsaget av frigjøring av en kolossal mengde energi (for flere detaljer, se Kjernefysisk fusjon).

I jordskorpen er massefraksjonen av hydrogen bare 0,15 %. I mellomtiden inneholder det overveldende flertallet (95%) av alle kjente kjemiske stoffer på jorden ett eller flere hydrogenatomer.

I forbindelser med ikke-metaller (HCl, H 2 O, CH 4 ...) gir hydrogen fra seg sitt eneste elektron til mer elektronegative elementer, og viser en oksidasjonstilstand på +1 (oftere), og danner kun kovalente bindinger (se Kovalent knytte bånd).

I forbindelser med metaller (NaH, CaH 2 ...) aksepterer hydrogen, tvert imot, et annet elektron i sin eneste s-orbital, og prøver dermed å fullføre det elektroniske laget, og viser en oksidasjonstilstand på -1 (sjeldnere), danner ofte en ionisk binding (se Ionebinding), fordi forskjellen i elektronegativitet til hydrogenatomet og metallatomet kan være ganske stor.

H 2

I gassform eksisterer hydrogen i form av diatomiske molekyler, og danner en ikke-polar kovalent binding.

Hydrogenmolekyler har:

• stor mobilitet;
• stor styrke;
• lav polariserbarhet;
• liten størrelse og vekt.

Egenskaper til hydrogengass:

• den letteste gassen i naturen, fargeløs og luktfri;
• dårlig løselig i vann og organiske løsemidler;
• løses i små mengder i flytende og faste metaller (spesielt platina og palladium);
• vanskelig å gjøre flytende (på grunn av dens lave polariserbarhet);
• har den høyeste varmeledningsevnen av alle kjente gasser;
• når det oppvarmes, reagerer det med mange ikke-metaller, og viser egenskapene til et reduksjonsmiddel;
• ved romtemperatur reagerer det med fluor (det oppstår en eksplosjon): H 2 + F 2 = 2HF;
• reagerer med metaller for å danne hydrider, og viser oksiderende egenskaper: H 2 + Ca = CaH 2;

I forbindelser viser hydrogen sine reduserende egenskaper mye sterkere enn sine oksiderende egenskaper. Hydrogen er det kraftigste reduksjonsmidlet etter kull, aluminium og kalsium. De reduserende egenskapene til hydrogen er mye brukt i industrien for å oppnå metaller og ikke-metaller (enkle stoffer) fra oksider og gallider.

Fe 2 O 3 + 3 H 2 = 2 Fe + 3 H 2 O

Reaksjoner av hydrogen med enkle stoffer

Hydrogen aksepterer et elektron, og spiller en rolle reduksjonsmiddel, i reaksjoner:

• Med oksygen(når tent eller i nærvær av en katalysator), i forholdet 2:1 (hydrogen:oksygen) dannes en eksplosiv detonasjonsgass: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
• Med grå(ved oppvarming til 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Med klor(når tent eller bestrålt med UV-stråler): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• Med fluor: H20+F2 = 2H+1F
• Med nitrogen(ved oppvarming i nærvær av katalysatorer eller ved høyt trykk): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Hydrogen donerer et elektron, og spiller en rolle oksidasjonsmiddel, i reaksjoner med alkalisk Og jordalkali metaller med dannelse av metallhydrider - saltlignende ioniske forbindelser som inneholder hydridioner H - disse er ustabile hvite krystallinske stoffer.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Det er ikke typisk at hydrogen har en oksidasjonstilstand på -1. Når de reagerer med vann, brytes hydridene ned og reduserer vann til hydrogen. Reaksjonen av kalsiumhydrid med vann er som følger:

CaH2-1 +2H2+10 = 2H20 +Ca(OH)2

Reaksjoner av hydrogen med komplekse stoffer

• ved høye temperaturer reduserer hydrogen mange metalloksider: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• metylalkohol oppnås ved omsetning av hydrogen med karbonmonoksid (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• I hydrogeneringsreaksjoner reagerer hydrogen med mange organiske stoffer.

Ligningene for kjemiske reaksjoner av hydrogen og dets forbindelser diskuteres mer detaljert på siden "Hydrogen og dets forbindelser - ligninger av kjemiske reaksjoner som involverer hydrogen."

Anvendelser av hydrogen

• i kjernekraft brukes hydrogenisotoper - deuterium og tritium;
• i den kjemiske industrien brukes hydrogen til syntese av mange organiske stoffer, ammoniakk, hydrogenklorid;
• i næringsmiddelindustrien brukes hydrogen til produksjon av fast fett gjennom hydrogenering av vegetabilske oljer;
• for sveising og skjæring av metaller brukes den høye forbrenningstemperaturen til hydrogen i oksygen (2600°C);
• i produksjonen av noen metaller brukes hydrogen som reduksjonsmiddel (se ovenfor);
• siden hydrogen er en lett gass, brukes den i luftfart som fyllstoff for ballonger, aerostater og luftskip;
• Hydrogen brukes som drivstoff blandet med CO.

Nylig har forskere vært mye oppmerksom på søket etter alternative kilder til fornybar energi. Et av de lovende områdene er "hydrogen" energi, der hydrogen brukes som drivstoff, hvis forbrenningsprodukt er vanlig vann.

Metoder for å produsere hydrogen

Industrielle metoder for å produsere hydrogen:

• metankonvertering (katalytisk reduksjon av vanndamp) med vanndamp ved høy temperatur (800°C) på en nikkelkatalysator: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
• omdannelse av karbonmonoksid med vanndamp (t=500°C) på en Fe 2 O 3 katalysator: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
• termisk dekomponering av metan: CH 4 = C + 2H 2;
• gassifisering av fast brensel (t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• elektrolyse av vann (en svært kostbar metode som produserer veldig rent hydrogen): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoriemetoder for å produsere hydrogen:

• virkning på metaller (vanligvis sink) med saltsyre eller fortynnet svovelsyre: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
• interaksjon av vanndamp med varmt jernspon: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.