Химическая формула газа: Метан — Карта знаний

Определение молекулярного веса газообразных веществ — Знаешь как

Что такое определение молекулярного веса газообразных веществ

На законе Авогадро основан важнейший метод определения мо­лекулярных весов газообразных веществ. Но прежде чем говорит­ об этом методе, следует напомнить, в каких единицах выра­жаются молекулярные и атомные веса.

При вычислениях атомных весов первоначально принимали за единицу вес атома водорода, как самого легкого элемента, и по отношению к нему вычисляли атомные веса других элементов. Но так как для большинства элементов атомные веса опреде­ляются из их кислородных соединений, то фактически вычисле­ния производились по отношению к атомному весу кислорода, который считался равным 16.

Отношение между атомными ве­сами кислорода и водорода принималось равным 16:1. В послед­ствии более точные исследования показали, что это отношение равно 15,88 : 1, или 16 : 1,008. Следовательно, если считать атом­ный вес водорода равным 1, атомный вес кислорода будет 15,88. Из практических соображений было решено оставить для кисло­рода атомный вес 16, приняв для водорода атомный вес 1,008.

Таким образом, в настоящее время единицей веса атомов яв­ляется 1/16часть веса атома кислорода. Эта единица получила название«кислородной един ицы». Вес атома водорода равен 1,008 кислородной единицы, вес атома серы — 32,06 кисло­родной единицы и т, д.

Атомным весом элемента называется вес его атома, выра­женный в кислородных единицах.

Так как вес молекулы любого вещества равен сумме весов образующих ее атомов, то понятно, что молекулярные веса должны выражаться в тех же единицах, что и атомные веса. Например, вес молекулы водорода, состоящей из двух атомов, равен 2,016 кислородной единицы; вес молекулы кислорода, также состоящей из двух атомов, равен 32 кислородным еди­ницам; вес молекулы воды, содержащей два атома водорода и один атом кислорода, равен 16 + 2,016=18,016 кислородной единицы и т. д.

Молекулярным весом простого или сложного вещества назы­вается вес его молекулы, выраженный в кислородных единицах.

Посмотрим теперь, как определяются молекулярные веса газообразных веществ.
По закону Авогадро, равные объемы газов, взятых при одина­ковом давлении и одинаковой температуре, содержат равное число молекул. Отсюда следует, что веса равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные веса.

Возьмем например, по одному литру двух различных газов. Пусть в каждом из них содержится по N молекул. Обозначим вес литра первого газа через g, а второго через g1. Молекулярные веса газов обозначим соответственно через М и M1. Так как вес литра газа равен сумме весов находящихся в нем молекул, то

g = N • M и g1 = N • M1

Разделив первое равенство на второе, получим: (1)

Отношение веса данного газа к весу того же объема дру­гого газа, взятого при той же температуре и том же давлении, называется плотностью первого газа по второму. Например, 1 л углекислого газа весит 1,98 г, а 1 л водорода при тех же условиях 0,09 г, откуда плотность углекислого газа по водороду будет 1,98:0,09 = 22.

Обозначив плотность газа буквой D, перепишем уравнение (1):
откуда

M = D•M1 (2)

Молекулярный вес газа равен его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молекулярный вес второго газа.

Очень часто плотности различных газов определяют по отно­шению к водороду как самому легкому из всех тазов. Так как молекулярный вес самого водорода равен 2,016, то в этом слу­чае формула для расчета молекулярных весов принимает вид:

М = 2,016 • D

или, если округлить молекулярный вес водорода до 2:

М = 2 • D

Вычисляя, например, по этой формуле молекулярный вес угле­кислого газа, плотность которого по водороду, как указано выше, равняется 22, находим:

М = 2 • 22 = 44

Нередко также вычисляют молекулярный вес газа, исходя из его плотности по воздуху. Хотя воздух представляет собой смесь нескольких газов, все же мы можем говорить о среднем мо­лекулярном весе воздуха, определяемом из плотности воздуха по водороду. Найденный таким путем молекулярный вес воздуха равен 29.

Обозначив плотность исследуемого газа по воздуху через D1 получим следующую формулу для вычисления молекулярных весов:

М = 29 • D1

Число 29 полезно запомнить, так как его часто применяют при расчетах.
Практически определение молекулярного веса сводится к из­мерению веса и объема некоторого количества исследуемого газа и последующему вычислению его плотности, после чего молеку­лярный вес находят прямо по формуле.

Плотность газа может быть вычислена по отношению к любому другому газу, молекулярный вес которого и вес единицы объема известны. Но так как в справочниках указываются веса газов при нормальных усло­виях, а на опыте обычно приходится измерять вес и объем иссле­дуемого газа при других условиях, то для вычисления плотности газа нужно предварительно привести измеренный объем газа к нормальным условиям (0° и 760 мм давления).

Приведение к нормальным условиям производится на основа­нии уравнения, объединяющего газовые законы Бойля-Мариотта и Геи-Люссака:

где р и υ — соответственно давление и объем газа в условиях опыта; Р0-нормальное давление; υ0— объем газа при нормаль­ных условиях; Т — абсолютная температура газа.
Определяя из этого уравнения υ0, получаем формулу для вычисления объема газа при 0° и 760 мм давления:

Пример расчета молекулярного веса

Из опыта найдено, что 380 мл газа при температуре 27° и давлении 800 мм рт. ст. весят 0,455 г. Определить молекулярный вес газа, если известно, что 1 л воздуха при нормальных условиях весит 1,293 г.
Приводим найденный объем газа к нормальным условиям. Получаем:
Определяем теперь вес 1 л этого газа (g) при нормальных условиях:
Так как 1 л воздуха весит 1,293 г, то плотность нашего газа по воздуху
а молекулярный вес

М = 29 • 0,97 ≈ 28

Заметим, что для определения молекулярного веса газа ука­занным способом совершенно не требуется знать химический со­став газа, надо знать только его плотность.

16 17 18

Статья на тему Определение молекулярного веса

химический элемент Водород Hydrogenium — «Химическая продукция»

Что такое Водород, hydrogenium, характеристики, свойства

Водород — это химический элемент H (hydrogenium) — химический элемент периодической системы с обозначением H и атомным номером 1. Обладая 1 а. е. м., водород является самым легким элементом в периодической таблице. Его одноатомная форма (H) — самое распространённое химическое вещество во Вселенной, составлящее примерно 75% всей барионной массы. Звезды, кроме компактных, в основном состоят из водородной плазмы. Самый распространенный изотоп водорода, называемый протием (название редко употребляется; обозначение — 1H), имеет один протон и не имеет нейтронов.

Повсеместное возникновение атомарного водорода впервые произошло в эпоху рекомбинации. При стандартных температуре и давлении водород — бесцветное, безвкусное, нетоксичное, неметаллическое, крайне горючий двухатомный газ без запаха с молекулярной формулой h3, который в смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен.

формирует ковалентные связи с неметаллами, существует в молекулярных соединениях

Данный элемент формирует ковалентные связи с большинством неметаллов, большая часть водорода на планете существует в молекулярных соединениях, таких как вода или органические вещества. Водород играет особенно значимую роль в кислотно-основных реакциях, потому что большинство таких реакций включает обмен протонами между растворимыми молекулами.

Растворимость водорода, Hydrogen solubility

Свойства растворимости химического элемента:

Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине, ниобии.

Три изотопа водорода имеют собственные названия:

• 1H — протий (Н),
• 2H — дейтерий (D)
• 3H — тритий (T, радиоактивен)

Водород класс химических элементов

Элемент H — относится к группе, классу хим элементов (…)

Элемент H свойство химического элемента Водород Hydrogenium

Основные характеристики и свойства элемента H…, его параметры.

формула химического элемента Водород Hydrogenium

Химическая формула Водорода:

Атомы Водород Hydrogenium химических элементов

Атомы Hydrogenium хим. элемента

Hydrogenium Водород ядро строение

Строение ядра химического элемента Hydrogenium — H,

История открытия Водород Hydrogenium

Открытие элемента Hydrogenium — выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон.

Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, используя специальные газометры, в 1783 году осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Так он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Водород Hydrogenium происхождение названия

Откуда произошло название Hydrogenium А. Л. Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». В 1801 году последователь А. Л. Лавуазье академик В. М. Севергин называл его «водотворное вещество», он писал: Водотворное вещество в соединении с кислотворным составляет воду. Сие можно доказать, как через разрешение, так и через составление. Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость Водород Hydrogenium

Как любой хим. элемент имеет свою распространенность в природе, H во Вселенной и в Земной коре и живых организмах

Распространённость Водорода во Вселенной

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %).

Составная часть звёзд и межзвёздного газа

Водород является основной составной частью звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Распространённость Водорода в Земной коре и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~52 %). Значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода.

В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках, где по числу атомов на водород приходится почти 63 %

Получение Водород Hydrogenium

Hydrogenium — получение элемента

Физические свойства Водород Hydrogenium

Основные свойства Hydrogenium

Изотопы Hydrogenium Водород

Наличие и определение изотопов Hydrogenium

H свойства изотопов Водород Hydrogenium

…

Химические свойства Водород Hydrogenium

Определение химических свойств Hydrogenium

Водород сегодня применяется во многих областях. Структура мирового потребления водорода представлена в следующей таблице

Меры предосторожности Водород Hydrogenium

Внимание! Внимательно ознакомьтесь с мерами безопасности при работе с Hydrogenium

Химическая промышленность

Данная отрасль является крупнейшим потребителем водорода. Около 50 % мирового выпуска водорода идёт на производство аммиака. Ещё около 8 % используется для производства метанола. Из аммиака производят пластмассы, удобрения, взрывчатые вещества и прочее. Метанол является основой для производства некоторых пластмасс.

Нефтеперерабатывающая промышленность

В нефтепереработке водород используется в процессах гидрокрекинга и гидроочистки, способствуя увеличению глубины переработки сырой нефти и повышению качества конечных продуктов. Для этих целей используется порядка 37 % всего производимого в мире водорода[29].

Пищевая и косметическая промышленность

При производстве саломаса (твердый жир, производимый из растительных масел). Саломас является основой для производства маргарина, косметических средств, мыла. Водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949.

Химические лаборатории

Водород используется в химических лабораториях в качестве газа-носителя в газовой хроматографии. Такие лаборатории есть на многих предприятиях в пищевой, парфюмерной, металлургической и химической промышленности. Несмотря на горючесть водорода, его использование в такой роли считается достаточно безопасным, поскольку водород используется в незначительных количествах. Эффективность водорода как газа-носителя при этом лучше, чем у гелия, при существенно более низкой стоимости.

Авиационная промышленность

В настоящее время водород в авиации не используется. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Метеорология

Водород используется в метеорологии для заполнения оболочек метеозондов. Водород в этом качестве имеет преимущество перед гелием, так как он дешевле. Ещё более существенно, что водород вырабатывается прямо на метеостанции с помощью простого химического генератора или с помощью электролиза воды. Гелий же должен доставляться на метеостанцию в баллонах, что может быть затруднительно для удаленных мест.

Топливо

• Используют в качестве ракетного топлива. Ввиду крайне узкого диапазона температур (менее 7 кельвинов), при котором водород остается жидкостью, на практике чаще используется смесь жидкой и твёрдой фаз (шугообразный водород).

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей, хотя здесь серьезную проблему представляет водородное охрупчивание сталей, не позволяющее напрямую переводить обычный ДВС на этот газ.

Водород в ДВС меньше загрязняет окружающую среду локально (использование водорода в этом качестве затрудняет низкая эффективность его получения и сопряжённых дополнительных расходов на его сжатие, транспортировку), но так же, как и бензиновые/дизельные аналоги, потребляет и деградирует моторное масло и все остальные неэкологичные материалы, присущие двигателям внутреннего сгорания. В смысле экологии электромобили значительно лучше, перспективен также двигатель Стирлинга.

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Электроэнергетика
Водород применяется для охлаждения мощных электрических генераторов.

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки. Высокая теплопроводность водорода используется для заполнения сфер гирокомпасов и стеклянных колб филаментных LED-лампочек.

Стоимость Водород Hydrogenium

Рыночная стоимость H, цена Водород Hydrogenium при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2—7 USD/кг. В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Примечания

Список примечаний и ссылок на различные материалы про хим. элемент H

Гремучий газ формула химическая

Водород считается одним из наиболее перспективных топлив как эффективный и экологически чистый энергоноситель. С практической точки зрения горение водорода связано с его использованием в энергетических установках и топливных элементах и безопасностью соответствующих технологических процессов и устройств [1] . Удельная теплота сгорания водорода составляет примерно 140 МДж/кг (верхняя) или 120 МДж/кг (нижняя), что в несколько раз превышает удельную теплоту сгорания углеводородных топлив (для метана — около 50 МДж/кг).

Смеси водорода с кислородом или воздухом взрывоопасны и называются гремучим газом (название происходит от knallgas, нем. knall — громкий хлопок, резкий звук выстрела или взрыва). При зажигании искрой или другим источником смесь водорода с воздухом небольшого объёма сгорает чрезвычайно быстро, с громким хлопком, что субъективно воспринимается как взрыв. В физике горения такой процесс считается медленным горением, или дефлаграцией, однако гремучий газ способен и к детонации, при этом действие взрыва оказывается существенно более сильным.

Наиболее опасны околостехиометрические смеси, где на один моль кислорода приходится два моля водорода, то есть, с учётом того, что в воздухе соотношение кислорода и азота по объёму составляет примерно 1:3,76, объёмное соотношение водорода с воздухом в гремучем газе в стехиометрическом соотношении составляет 2:4,76 ≈ 0,4. Однако гремучий газ способен гореть в широком диапазоне концентраций водорода, от 4 — 9 объёмных процентов в бедных смесях до 75% в богатых смесях, приблизительно в этих же пределах он способен и детонировать [2] .

Гремучий газ самовоспламеняется при атмосферном давлении и температуре 510 °C. При комнатной температуре в отсутствие источников зажигания (искра, открытое пламя) гремучий газ может храниться неограниченно долго, однако он способен взорваться от самого слабого источника, так как для инициирования взрыва достаточно искры с энергией 17 микроджоулей [3] . С учётом того, что водород обладает способностью проникать через стенки сосудов, в которых он хранится, например, диффундировать сквозь металлические стенки газового баллона, и не обладает никаким запахом, при работе с ним следует быть чрезвычайно осторожным.

Содержание

Получение [ править | править код ]

В 1766 г. водород получил Генри Кавендиш в реакции металла с кислотой: Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂ (газ). В лабораторных условиях гремучий газ можно получить электролизом воды в реакции H₂O → H₂ + 0,5 O₂.

Применение [ править | править код ]

В XIX веке для освещения в театрах использовался так называемый друммондов свет, где свечение получалось с помощью пламени кислород-водородной смеси, направленного непосредственно на цилиндр из негашёной извести, которая может нагреваться до высоких температур (белого каления) без расплавления. В пламени кислород-водородной смеси достигается высокая температура, и также в XIX веке это нашло применение в паяльных лампах для плавления тугоплавких материалов, резки и сварки металлов. Однако все эти попытки применения гремучего газа были ограничены тем, что он очень опасен в обращении, и были найдены более безопасные варианты решения этих задач.

В настоящее время водород считается перспективным топливом для водородной энергетики. При горении водорода образуется чистая вода, поэтому этот процесс считается экологически чистым. Основные проблемы связаны с тем, что затраты на производство, хранение и транспортировку водорода к месту его непосредственного применения слишком высоки, и при учёте всей совокупности факторов водород пока не может конкурировать с традиционными углеводородными топливами.

Кинетическая схема горения водорода [ править | править код ]

Горение водорода формально выражается глобальной реакцией H₂ + 0,5 O₂ → H₂O. Однако эта глобальная реакция не позволяет описать разветвлённые цепные реакции, протекающие в смесях водорода с кислородом или воздухом. В реакциях участвуют восемь компонентов: H₂, O₂, H, O, OH, HO₂, H₂O, H₂O₂. Подробная кинетическая схема химических реакций между этими молекулами и атомами включает более 20 элементарных реакций с участием свободных радикалов в реагирующей смеси. При наличии в системе соединений азота или углерода число компонентов и элементарных реакций существенно увеличивается.

В силу того, что механизм горения водорода является одним из наиболее простых по сравнению с прочими газообразными топливами, такими как синтез-газ или углеводородные топлива, а кинетические схемы горения углеводородных топлив включают в себя все компоненты и элементарные реакции из механизма горения водорода, он изучается чрезвычайно интенсивно многими группами исследователей [4] [5] [6] . Однако, несмотря на более чем столетнюю историю исследований, этот механизм до сих пор изучен не полностью.

Критические явления при воспламенении [ править | править код ]

При комнатной температуре стехиометрическая смесь водорода и кислорода может храниться в закрытом сосуде неограниченно долго. Однако при повышении температуры сосуда выше некоторого критического значения, зависящего от давления, смесь воспламеняется и сгорает чрезвычайно быстро, со вспышкой или взрывом. Это явление нашло своё объяснение в теории цепных реакций, за которую Н. Н. Семёнов и Сирил Хиншелвуд были удостоены Нобелевской премии по химии 1

Химический элемент озон — формула, строение и основные свойства газа

На уроках химии ученики знакомятся с таблицей Менделеева, а также изучают структурные формулы и производные разных веществ. Поскольку эта наука тесно связана со всеми сферами жизни человека, необходимо уделить ей внимание. Много интересной информации имеется об озоне. Химическим элементом, который его образует, выступает кислород. Газ делает состав воздуха пригодным для существования на суше.

История открытия

Озон был открыт в 1785 году. Нидерландский физик Мартин Ван Марум обнаружил вещество во время проводимых им опытов. Учёный пропустил через воздух электрический ток, после чего возник незнакомый запах. В результате реакции получился неизвестный газ синеватого цвета. По окислительным свойствам вещество оказалось сильнее кислорода. Кроме того, неизвестный газ воздействовал на ртуть при нормальных условиях и заставлял её терять характерный блеск и прилипать к стеклу.

Ван Марум полагал, что это была некая электрическая материя. Но он не считал его открытие важным. Только через половину столетия этим газом снова заинтересовались учёные.

Немец Кристиан Фридрих Шенбейн тщательно изучил нераскрытую материю и её свойства. В 1840 году он дал веществу название «озон», что на греческом означает «пахнуть». Такое наименование было связано со специфическим запахом газа. По ошибке многие считают, что именно Шенбейн был первооткрывателем этой материи. Учёный провёл эксперимент, в ходе которого озон вытеснял иод из иодида калия. Эта качественная реакция позволяет определить наличие вещества при помощи иодкрахмальной бумаги, которая приобретает синий оттенок.

В 1860 году было доказано, что при превращении кислорода в озон объём газа уменьшался. Для опытов химики Тэт и Эндрюс использовали стеклянную трубку с манометром, наполненную O2, с впаянными в неё проводниками из платины, которые способствовали получению электрического заряда.

В 1880 году французские учёные Готфейль и Шаппюи смогли получить вещество из кислорода при температуре -23^oC. Когда газ медленно сжимался, он постепенно приобретал тёмно-синий оттенок. Затем давление резко сбросили, а температура ещё понизилась, что привело к образованию фиолетовых капель жидкого озона. Если вещество не охлаждали или быстро сжимали, тогда оно переходило в кислород с мгновенной жёлтой вспышкой.

Способы получения

Газ образуется во многих процессах, которые сопровождаются выделением атомарного кислорода. Озон формируется при разложении пероксидов, окислении фосфора и т. д.

В промышленной сфере вещество получают в специальном оборудовании, которое называют озонатор. Через воздух проводят электрическую искру, которая даёт реакцию 3O2→cur2O3. Получившийся газ отделяют фракционной перегонкой.

В лабораторных условиях используют пероксид бария, который обрабатывают концентрированной серной кислотой. В результате реакции получаются сульфат бария и озон.

В медицинских учреждениях, где вещество применяют для оздоровления пациентов, средство получают путём облучения кислорода ультрафиолетом. Именно этим способом газ образуется и в атмосфере нашей планеты под воздействием солнца.

Вещество в атмосфере

В атмосфере Земли озон находится в объёме 4 млрд тонн. Его концентрация растёт с удалением от поверхности планеты. Максимальное количество газа находится в стратосфере. Озоновый слой наблюдается на высоте 20−25 км от Земли. Хотя озона в атмосфере не так много, его хватает для обеспечения жизни на планете. Газ создаёт особый защитный слой, который не даёт опасным ультрафиолетовым лучам достичь поверхности Земли.

В последние годы специалисты уделяют много внимания появлению «озоновых дыр». В этих областях наблюдается значительно уменьшенный объём стратосферного вещества. Через такой тонкий газовый слой до Земли доходит жёсткое ультрафиолетовое излучение. Озон могут разрушать пыль, газы и различные естественные факторы.

Кроме того, существуют искусственные причины, воздействующие на озоновый слой. Например, фирмы создают фреоны с атомами хлора, которые используются в холодильной технике и для заполнения аэрозольных баллончиков. Эти соединения попадают в воздух, а затем постепенно поднимаются и достигают озонового слоя. Под воздействием солнечной радиации фреоны разлагаются и разрушают его.

Также следует учитывать тот факт, что сегодня люди вдыхают больше озона, чем в далёком прошлом. Это связано с загрязнением воздуха большими объёмами метана и оксидов азота.

Физические особенности

Вещество представляет аллотропную модификацию кислорода, состоящую из трёхатомных молекул. Химическая формула озона и обозначение — O³. При нормальных условиях вещество выглядит как голубой ядовитый газ с резким запахом, напоминающим металлический аромат. При сжижении преобразуется в жидкость оттенка индиго. В твёрдом состоянии выглядит как тёмно-синие или чёрные кристаллы. Полярная молекула отличается уголковым строением. Между атомами имеется две связи О-О.

Основные физические свойства озона:

• молярная масса — 48 а. е. м.;
• температура кипения — 111,8^oC;
• температура плавления — 197,2^oC;
• растворимость в воде при 0^о — 0,394 кг/м³.

Плотность озона в газообразном состоянии равна 2,1445 г/дм³, в жидком — 1,59 г/см³, в твёрдом — 1,73 г/см³. Ещё одна важная характеристика вещества — его молекулярная кристаллическая решётка.

O³ растворяется в воде в 10 раз быстрее, чем кислород. А с наличием примесей реакция ускоряется в несколько раз. В виде газа озон выступает диамагнетиком, а в жидком состоянии — слабым парамагнетиком. Производная кислорода отлично растворяется во фреонах с образованием стабильных растворов, которые возможно перевозить. Жидкий озон можно смешивать с азотом, аргоном, метаном, фтором, углекислотой и тетрахлоруглеродом в том же агрегатном состоянии.

Химическая природа

Молекулы озона отличаются неустойчивостью. После образования они существуют около 10−30 минут, а затем начинают разлагаться, образуя кислород и большой объём тепла. Если температура окружающей среды будет высокой, тогда процесс реакции ускорится. Тот же эффект наблюдается и при понижении атмосферного давления.

Среди химических свойств озона следует выделить его высокую реакционную способность. Он окисляет металлы (за исключением платины, золота и иридия), органические вещества, а также повышает степень окисления у оксидов. Действующим началом газа в качестве окислителя выступает атомарный кислород, который образуется при распаде молекулы озона. Однако в некоторых случаях в окислении участвуют все три атома элемента. Озон считается сильным окислителем, хотя уступает в этом плане фтору и фториду кислорода.

Если смешать озон с концентрированным раствором аммиака, получится нитрит аммония с выделением белого дыма. Вещество также способно «чернить» изделия из серебра, образуя AgO и Ag2O3.

Молекула газа становится стабильнее, если она превращается в отрицательный ион О3-. Такие анионы содержатся в озонидах (озонокислых солях). Соединения разлагаются во время хранения или при избытке h3O. Озонокислые соли хорошо растворяются в жидком аммиаке.

Озон разрушает все органические вещества, с которыми он контактирует. При реакции выделяется большое количество энергии. К примеру, такие вещества, как эфир, спирт или метан, самовоспламеняются, когда они соприкасаются с озонированным воздухом. При смешении этилена и озона произойдёт сильный взрыв.

Газ способен уменьшать токсичность некоторых веществ. Например, он может окислить цианиды до цианатов, которые безопаснее для живых организмов.

Области использования

В Российской Федерации озон относится к группе вредных веществ первого класса опасности. Сильные окислительные свойства делают его опасным для здоровья человека. Однако вещество широко используется в разных сферах.

Основные области применения озона:

• стерилизация медицинских инструментов;
• отбеливание бумаги;
• очистка нефтепродуктов и масел;
• лабораторный и промышленный синтез.

Озон применяется для дезинфекции одежды и помещений, озонирования растворов медицинского назначения. Также вещество используется в качестве дезинфицирующего средства при очистке воздуха и воды от вредных микроорганизмов.

Озонирование воды имеет много преимуществ перед хлорированием, поскольку в обработанной жидкости отсутствуют токсины. Кроме того, озон лучше растворяется в воде.

Если верить заявлениям озонотерапевтов, здоровье пациентов значительно улучшается, когда лечение включает пероральное или внутривенное применение вещества. Однако пока нет объективных клинических подтверждений терапевтического эффекта. Сегодня озонотерапию используют только в некоторых частных клиниках развитых стран, где она не считается лечебным методом. Поскольку доказано мутагенное и токсическое действие этого вещества, пациентов лечат озоном только с их согласия и лишь в тяжёлых случаях.

С начала XXI века многие компании начали выпускать бытовые озонаторы. Такие устройства предназначены для дезинфекции помещений. Перед их использованием необходимо прочитать инструкцию по применению техники. Поскольку некоторые фирмы не пишут в аннотациях о мерах безопасности при работе с озонаторами, не рекомендуется приобретать их продукцию.

Влияние на здоровье человека

Некоторые считают, что озон, как и кислород, полезен для организма. Многие люди любят гулять после дождя, когда в воздухе остаётся этот газ из-за грозы. Озон действительно разрушает токсические соединения и очищает кислород от вредных примесей. Из-за этого воздух после дождя свежий и приятный, а небо приобретает привлекательный лазурный оттенок.

Наличие в воздухе озона позволяет легче дышать, но сильный окислитель способен вызвать отравление и привести к летальному исходу. Негативные последствия происходят при превышении определённого порога концентрации и времени вдыхания этого вещества. Газ может вызывать мигрень, головокружения, раздражение слизистых органов зрения и обоняния, снижение артериального давления. Чрезмерное вдыхание вещества нередко способствует тому, что организм перестаёт сопротивляться бактериальным инфекциям дыхательной системы.

Учёные считают, что предельно допустимая концентрация (пдк) озона в воздухе составляет 0,1 мкг/л. Если человек проведёт несколько часов в помещении, где в воздухе будет содержаться больше 0,4 мкг/л вещества, у него появятся болезненные ощущения в груди, кашель и бессонница. Кроме того, возможно снижение остроты зрения. Более тяжёлые последствия наблюдаются при концентрации озона в воздухе свыше 2 мкг/л.

Опасный газ может образовывать с кислородом другое опасное вещество — пероксиацетилнитрат. Органическое соединение затрудняет дыхание и вызывает слезоточивость. Высокие концентрации этого вещества могут привести к параличу сердца.

Занимательные факты

Озон вызывает большой интерес не только у учёных, но и у обычных людей. Хотя это вещество ещё не полностью изучено, о нём уже имеется немало занимательной информации:

• Озон эффективно уничтожает бактерии и плесень.
• В малых концентрациях запах вещества может напоминать хлор, сернистый газ или даже чеснок.
• Озон образуется во время грозы, при ударе молнии и в рентгеновском оборудовании.
• Он применяется в стоматологии вместо антибиотиков.
• Для очистки воды вещество начали использовать в 1898 году во Франции.
• Во время Первой мировой войны его применяли в качестве антисептического средства.
• Самая большая озоновая дыра была обнаружена над Антарктидой в 1985 году. Это явление отличается диаметром свыше 1000 км.
• Молнии Кататумбо считаются крупнейшим одиночным генератором озона в тропосфере нашей планеты.

Вещество продолжают изучать не только из-за озоновых дыр, которые могут повлиять на будущее людей и всех других живых организмов. Хотя озон опасен, учёные считают, что он способен заменить многие лечебные средства при борьбе с тяжёлыми заболеваниями.

Предыдущая

ХимияПрофессии, связанные с химией — описание, зарплата и список специальностей

Следующая

ХимияИонная химическая связь — свойства, механизм образования и примеры веществ

Формула Углекислого газа структурная химическая

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: CO₂

Химический состав Углекислого газа

Молекулярная масса: 44.009

Диокси́д углеро́да (углеки́слый газ, двуо́кись углеро́да, окси́д углеро́да (IV), у́гольный ангидри́д) — бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, с химической формулой CO₂. Плотность при нормальных условиях 1,98 кг/м³ (тяжелее воздуха). При атмосферном давлении диоксид углерода не существует в жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в газообразное. Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. При повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в жидкость, что используется для его хранения. Концентрация углекислого газа в атмосфере Земли составляет в среднем 0,04 %. Углекислый газ легко пропускает ультрафиолетовые лучи и лучи видимой части спектра, которые поступают на Землю от Солнца и обогревают её. В то же время он поглощает испускаемые Землёй инфракрасные лучи и является одним из парниковых газов, вследствие чего принимает участие в процессе глобального потепления. Постоянный рост уровня содержания этого газа в атмосфере наблюдается с начала индустриальной эпохи.

Оксид углерода(IV) — углекислый газ, газ без запаха и цвета, тяжелее воздуха, при сильном охлаждении кристаллизуется в виде белой снегообразной массы — «сухого льда». При атмосферном давлении он не плавится, а испаряется, температура сублимации −78 °С. Углекислый газ образуется при гниении и горении органических веществ. Содержится в воздухе и минеральных источниках, выделяется при дыхании животных и растений. Растворим в воде (1 объём углекислого газа в одном объёме воды при 15 °С).

По химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным оксидам. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует с щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов. Вступает в реакции электрофильного замещения (например, с фенолом) и нуклеофильного присоединения (например, с магнийорганическими соединениями). Оксид углерода(IV) не поддерживает горения. В нём горят только некоторые активные металлы. Взаимодействует с оксидами активных металлов. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует со щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов.

Организм человека выделяет приблизительно 1 кг (2,3 фунта) углекислого газа в сутки. Этот углекислый газ переносится от тканей, где он образуется в качестве одного из конечных продуктов метаболизма, по венозной системе и затем выделяется с выдыхаемым воздухом через лёгкие. Таким образом, содержание углекислого газа в крови велико в венозной системе, и уменьшается в капиллярной сети лёгких, и мало в артериальной крови. Содержание углекислого газа в пробе крови часто выражают в терминах парциального давления, то есть давления, которое бы имел содержащийся в пробе крови в данном количестве углекислый газ, если бы весь объём пробы крови занимал только он. Углекислый газ (CO₂) транспортируется в крови тремя различными способами (точное соотношение каждого из этих трёх способов транспортировки зависит от того, является ли кровь артериальной или венозной).

• Большая часть углекислого газа (от 70 % до 80 %) преобразуется ферментом карбоангидразой эритроцитов в ионы гидрокарбоната.
• Около 5 % — 10 % углекислого газа растворено в плазме крови.
• Около 5 % — 10 % углекислого газа связано с гемоглобином в виде карбаминосоединений (карбогемоглобин).

Гемоглобин, основной кислород-транспортирующий белок эритроцитов крови, способен транспортировать как кислород, так и углекислый газ. Однако углекислый газ связывается с гемоглобином в ином месте, чем кислород. Он связывается с N-терминальными концами цепей глобина, а не с гемом. Однако благодаря аллостерическим эффектам, которые приводят к изменению конфигурации молекулы гемоглобина при связывании, связывание углекислого газа понижает способность кислорода к связыванию с ним же, при данном парциальном давлении кислорода, и наоборот — связывание кислорода с гемоглобином понижает способность углекислого газа к связыванию с ним же, при данном парциальном давлении углекислого газа. Помимо этого, способность гемоглобина к преимущественному связыванию с кислородом или с углекислым газом зависит также и от pH среды. Эти особенности очень важны для успешного захвата и транспорта кислорода из лёгких в ткани и его успешного высвобождения в тканях, а также для успешного захвата и транспорта углекислого газа из тканей в лёгкие и его высвобождения там.

Углекислый газ является одним из важнейших медиаторов ауторегуляции кровотока. Он является мощным вазодилататором. Соответственно, если уровень углекислого газа в ткани или в крови повышается (например, вследствие интенсивного метаболизма — вызванного, скажем, физической нагрузкой, воспалением, повреждением тканей, или вследствие затруднения кровотока, ишемии ткани), то капилляры расширяются, что приводит к увеличению кровотока и соответственно к увеличению доставки к тканям кислорода и транспорта из тканей накопившейся углекислоты. Кроме того, углекислый газ в определённых концентрациях (повышенных, но ещё не достигающих токсических значений) оказывает положительное инотропное и хронотропное действие на миокард и повышает его чувствительность к адреналину, что приводит к увеличению силы и частоты сердечных сокращений, величины серде

Закись азота: химическая формула и механизм образования зависимости от вещества

Наркомания – одна из наиболее злободневных проблем современного общества.

Количество популярных наркотиков исчисляется сотнями (и постоянно изобретаются новые), а количество наркоманов достигает сотен миллионов.

Если же посчитать всех взрослых людей, кто хотя бы однажды попробовал наркотическое вещество, то получится, что это каждый пятый, а то и каждый четвертый (если считать и подростков).

Очень часто знакомство с наркотиками начинается с того, что человек хочет попробовать новые ощущения, не осознавая опасности, которую несет такой вид «развлечения». Среди ряда необычных наркотических веществ присутствует и веселящий газ.

Что такое веселящий газ

Веселящим газом называют закись азота – летучее химическое вещество (Nitrogenium oxydulatum).

Химическая формула веселящего газа

Это вещество используется в медицине, пищевой промышленности, в технических отраслях, а также нелегально применяется в качестве наркотического препарата.

История изобретения и свойства веселящего газа

Химическая формула веселящего газа проста: два атома азота и один атом кислорода (N2O). Его также можно называть оксидом диазота или закисью азота, динитроген оксидом.

Изобрели это вещество в 18 веке, первооткрывателем был Джозеф Пристли. Газ прозрачный, не имеет цвета, в условиях комнатной температуры не горит.

Запас и привкус имеет сладковатый, приятный. Обладает плотностью 1, 527 (тяжелее воздуха).

При понижении температуры до 0°C и давлении в 30 атмосфер (или при комнатной температуре и увеличении давления до 40 атмосфер) становится густым и трансформируется в жидкость. Способен растворяться в воде, этиловом спирте, эфире, серной кислоте, но в реакцию с водой, щелочами или кислотами не вступает.

Процесс производства закиси азота

Оксид диазота не воспламеняется сам по себе, но поддерживает горение, если поместить в него горящий предмет. В сочетании с некоторыми химическими компонентами (эфир, хлорэтан и др.) становится взрывоопасным. Закись азота относится к парниковым газам, при взаимодействии с озоновым слоем планеты разрушает его.

Производство оксида диазота осуществляется двумя способами:

1. опасный – медленное нагревание нитрата аммония (сухого), может привести к реакции бурного разложения, сопровождаемой взрывом,
2. безопасный – нагревается комбинация азотной (73%) и сульфаминовой кислот, в результате образуется N2O и побочные продукты (вода и серная кислота).

В живых организмах (млекопитающие, некоторые виды бактерий) N2O синтезируется из окиси азота, и принимает участие в обменных процессах. В отношении живых существ закись азота обладает нейротоксическим эффектом.

Способы использования в медицине

Медицинская закись азота обладает высокой степенью очистки (как и пищевая), поэтому используется в анестезиологии в качестве препарата для ингаляционного или комбинированного наркоза во время хирургических или стоматологических операций.

Необходимо помнить, что, кроме медицинского и пищевого оксида диазота, существует еще технический, предназначение которого – топливо для ракетных двигателей и некоторые другие задачи. Он содержит опасные примеси, поэтому употреблять такую разновидность веселящего газа категорически запрещено!

Благодаря тому, что техническая закись азота имеет более низкую стоимость, ее нередко приобретают недобросовестные продавцы «необычных развлечений» и выдают за медицинскую. Об опасности для жизни человека они редко задумываются.

Применение веселящего газа в стоматологии

Медицинское применение закиси азота газа распространяется на три сферы:

• обезболивание при стоматологических процедурах,
• анестезия перед малыми хирургическими вмешательствами,
• купирование болевых ощущений во время родов и при других акушерских манипуляциях (из-за того, что этот вид наркоза не влияет на ребенка).

Для подачи и дозирования веселящего газа в стоматологии и акушерстве врачи используют особое оборудование, а также примешивают к нему кислород. Таким образом обеспечивается безопасность препарата для пациента.

Глубокого наркоза оксид диазота не вызывает, нередко используется в сочетании с миорелаксантами и анальгетиками. Такой наркоз отличается быстрым действием, при этом его легко контролировать,

Как воздействует закись азота на человеческий организм

Название «веселящий газ» возникло неслучайно. При попадании в легкие человека, действие веселящего газа проявляется так: он быстро всасывается в кровь и воздействует на нервную систему наподобие алкоголя или наркотика, вызывая беспричинную эйфорию.

Веселящий эффект от закиси азота на человека

Человеку становится весело, он начинается безудержно смеяться, забывает о своих проблемах, воспринимает окружающую действительность радостно и беззаботно.

С гемоглобином крови закись азота не связывается, метаболизм в человеческом организме не происходит. Пробыв в крови около 10-15 минут, закись азота выводится через дыхательные пути в неизмененном виде.

Механизм формирования зависимости от веселящего газа

Вдыхание закиси азота последствий физиологических для организма не несет: это вещество не вызывает стойкую зависимость. Но может вырабатываться другая зависимость: психологическая.

Ощутившему эйфорическое состояние человеку хочется вновь и вновь возвращаться в атмосферу веселья и беззаботного времяпрепровождения.

Зависимость человека от веселья в ночных клубах и закиси азота

Это усугубляется тем, что обычно веселящий газ употребляют в клубах, на вечеринках и других праздничных мероприятиях, где распивают алкоголь, курят сигареты, кальян, коноплю, принимают «экстази» и другие наркотические вещества. В результате получается очень опасная комбинация.

Как распознать, что человек употребляет закись азота

Признаки регулярного употребления веселящего газа:

• безостановочный и беспричинный смех,
• необычный голос (держится на протяжении 10-15 минут после употребления),
• депрессия, бессонница, нервозность,
• головокружение, головная боль,
• нарушения в работе зрения и слуха,
• ухудшение памяти, потеря концентрации внимания,
• невнятная речь.

В чем опасность газовой наркомании для здоровья

Эффект веселящего газа длится недолго, поэтому вдыхающие его люди, пребывающие в состоянии эйфории и веселья, перестают контролировать дозировку, и легко могут получить слишком большую дозу.

Обращение к психологу для лечения зависимости от веселящего газа

Если человек хочет избавиться от наркотической зависимости, ему следует обратиться за консультацией к психологу, пройти курс психотерапии, изменить образ жизни. Специфического лечения от веселящего газа не существует.

Заключение

Веселящий газ – это опасное вещество, которое может причинить вред здоровью и даже жизни человека, особенно большой риск представляет для подростков.

Это вещество не вызывает устойчивой химической зависимости, однако формирует зависимость психологическую, поэтому может быть причислено к наркотикам – вот чем опасен веселящий газ.

Закись азота не выпускается в форме, предназначенной для употребления в быту, она используется в медицинских учреждениях в сочетании с кислородом, с помощью специального оборудования и под контролем врачей.

Не стоит рисковать и употреблять самостоятельно веселящий газ неизвестного происхождения, без контроля дозировки и длительности вдыхания (особенно под воздействием алкогольного опьянения).

Видео: &#171,Веселящий газ&#187,. Жить здорово!

Загрузка…

Поиск химической формулы

Пожалуйста, следуйте инструкциям ниже, чтобы
проведите поиск (Помощь):

Справка по поиску химических формул

Правила химических формул
(Вернуться к поиску)

• Введите последовательность символов элементов, за которыми следуют числа
  для указания количества желаемых элементов (например, C6H6).
• Используйте правильный регистр для символов элементов. Если правильный случай
  не используется, формула может быть неоднозначной и интерпретация
  выбранный может не быть желаемым.
• Элементы могут быть в любом порядке.
• Если требуется только один из заданных атомов, вы можете опустить
  число после символа элемента.
• Для группировки атомов можно использовать скобки.
• Будет добавлено несколько спецификаций для атома.
  Это означает, что Ch4 (Ch3) 4Ch4 будет
  обработал так же C6h24 .
• Чтобы указать один или несколько заданных атомов, используйте
  вопросительный знак (?) после символа элемента.
• Указать любое количество (включая ноль) заданных
  элемента используйте звездочку (*) после символа элемента.
• Чтобы явно указать ион, поместите заряд в
  конец формулы. Если заряд больше, чем
  один заряд должен быть включен после +
  или символ - (например, C60-2 ).

Примеры химических формул
(Вернуться к поиску)

Параметры поиска (шаг 2)
(Вернуться к поиску)

Точно соответствуют указанным изотопам

Если этот флажок установлен, это означает, что поиск
должны соответствовать изотопам, указанным в формуле поиска.Например, если этот параметр не отмечен, поиск по
h3 будет соответствовать видам, содержащим
атомы дейтерия и трития. Если этот параметр отмечен,
дейтерий и тритий будут исключены из поиска.

Разрешить элементы, не указанные в формуле

Если отмечено, эта опция указывает, что вид
содержащие элементы, не указанные в формуле
также будут сопоставлены. Например, поиск
Te2 найдет все виды, которые
содержат ровно два атома теллура и любое количество
другие атомы.Проверка только этой опции эквивалентна
к ранее доступному «частичному поиску формулы»
с этого сайта.

Эта опция указывает, что виды, содержащие больше
атомов, чем указано для данного элемента, будут сопоставлены.
Например, поиск Te только с
эта опция включена, будет найден весь теллур, дителлур,
трителлур и др.

Исключить ионы из поиска

Когда эта опция отмечена, поиск не будет
сопоставлять ионы, если заряд явно не указан в
формула.

Правила для типов данных (шаг 4)
(Вернуться к поиску)

• Если один или несколько типов данных проверены,
  поиск будет ограничен видами, которые
  содержат хотя бы один из указанных типов данных.
• Если ни один из типов данных не проверен, там
  не будет ограничений на поиск.

PPT — ГЛАВА 3: ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ И УРАВНЕНИЯ Презентация в PowerPoint

Общая химия I Заметки к лекциям Меню

ОБЩАЯ ХИМИЯ I
Д-р Майкл Блабер

Меню конспектов лекций

Основные понятия

Гипотезы, теории и факты

Анализ размеров

Введение в дело

Элементы и соединения

Атомы, молекулы и ионы

Атомная теория материи

Открытие атомной структуры

Современный взгляд на структуру атома

Периодическая таблица

Молекулы и ионы

Наименование неорганических соединений

Стехиометрия: химические формулы и уравнения

Химические уравнения

Модели химической реакционной способности

Атомный и молекулярный вес

Крот

Эмпирические формулы из анализов

Количественная информация из сбалансированных уравнений

Ограничивающие реагенты

Водные реакции и стехиометрия растворов

Состав раствора

Стехиометрия раствора

Энергетические отношения в химии: термохимия

Природа энергии

Изменения тепла и энтальпии

Калориметрия

Закон Гесса

Энтальпии образования

Продукты питания и топливо

Электронная структура атомов

Волновая природа света

Квантовые эффекты и фотоны

Модель атома водорода Бора

Двойственная природа электрона

Квантовая механика и атомные орбитали

Представления орбиталей

Орбитали в многоэлектронных атомах

Электронные конфигурации

Электронные конфигурации и периодическая таблица

Периодические свойства элементов

Развитие Периодической таблицы элементов

Электронные оболочки в атомах

Размеры атомов

Энергия ионизации

Электронное сродство

Металлы, неметаллы и металлоиды

Групповые тенденции: активные металлы

Групповые тенденции: избранные неметаллы

Основные концепции химической связи

Символы Льюиса и правило октетов

Ионное соединение

Размеры ионов

Ковалентное связывание

Полярность связи

Рисование конструкций Льюиса

Резонансные структуры

Исключения из правила октетов

Сильные стороны ковалентных связей

Число окисления

Молекулярная геометрия и теории связи

Молекулярная геометрия

Модель VSEPR

Полярность молекул

Ковалентное связывание и орбитальное перекрытие

Гибридные орбитали

Множественные облигации

Газы

Характеристики газов

Давление

Закон о газе

Уравнение идеального газа

Молярная масса и плотность газа

Газовые смеси и парциальные давления

Объемы газов в химических реакциях

Кинетико-молекулярная теория

Молекулярный эффузия и диффузия

Отклонение от идеального поведения

Межмолекулярные силы

Кинетико-молекулярное описание жидкостей и твердых тел

Межмолекулярные силы

Свойства жидкостей: вязкость и поверхностное натяжение

Изменения состояния

Давление пара

Фазовые диаграммы

Структуры твердых тел

Связывание в твердых телах

Вернуться в главное меню

1998 г.