- Ķīmiskā struktūra
- Etāna sintēze
- Īpašības
- Etāna šķīdība
- Etāna kristalizācija
- Etāna sadegšana
- Etāns atmosfērā un debess ķermeņos
- Lietojumprogrammas
- Etilēna ražošana
- Ķīmiskā pamatformācija
- Aukstumaģents
- Etāna riski
- Atsauces
Etāns ir vienkāršs ogļūdeņradis ar formulu C 2 H 6 ar raksturu bezkrāsains un bez smaržas gāzi, kuras ir ļoti vērtīgu un daudzveidīgu izmantošanu sintēze etilēna. Turklāt tā ir viena no sauszemes gāzēm, kas ir atklāta arī citās planētās un zvaigžņu ķermeņos ap Saules sistēmu. To atklāja zinātnieks Maikls Faraday 1834. gadā.
Starp lielo skaitu organisko savienojumu, ko veido oglekļa un ūdeņraža atomi (pazīstami kā ogļūdeņraži), ir tādi, kas apkārtējā temperatūrā un spiedienā ir gāzveida stāvoklī un kurus plaši izmanto daudzās rūpniecības nozarēs.
Parasti tos iegūst no gāzveida maisījuma, ko sauc par "dabas gāzi", kas ir cilvēcei ļoti vērtīgs produkts, un, cita starpā, veido metāna, etāna, propāna un butāna tipa alkānus; klasificē pēc oglekļa atomu daudzuma tā ķēdē.
Ķīmiskā struktūra
Etāns ir molekula ar formulu C 2 H 6 , parasti uzskatīta kā savienības divām metilgrupām (CH 3 ), lai veidotu ogļūdeņradis ar vienu oglekļa-oglekļa saiti. Turklāt tas ir vienkāršākais organiskais savienojums pēc metāna, ko attēlo šādi:
H 3 C-CH 3
Oglekļa atomiem šajā molekulā ir sp 3 tipa hibridizācija , tāpēc molekulārajām saitēm ir brīva rotācija.
Tāpat pastāv raksturīga etāna parādība, kuras pamatā ir tā molekulārās struktūras rotācija un minimālā enerģija, kas nepieciešama, lai izveidotu 360 grādu saites rotāciju, ko zinātnieki nodēvējuši par “etāna barjeru”.
Šī iemesla dēļ etāns var parādīties dažādās konfigurācijās atkarībā no tā rotācijas, kaut arī tā visstabilākā konformācija pastāv tur, kur ūdeņraži atrodas viens otram pretī (kā redzams attēlā).
Autors Jslipscomb, no Wikimedia Commons
Etāna sintēze
Etānu var viegli sintezēt no Kolbes elektrolīzes, organiskas reakcijas, kurā notiek divi posmi: divu karbonskābju elektroķīmiska dekarboksilēšana (karboksilgrupas noņemšana un oglekļa dioksīda izdalīšana) un produktu apvienojums starpprodukti, lai veidotu kovalento saiti.
Līdzīgi etiķskābes elektrolīze rada etāna un oglekļa dioksīda veidošanos, un šo reakciju izmanto pirmās sintezēšanai.
Etiķskābes anhidrīda oksidēšana ar peroksīdu iedarbību, kas ir līdzīgs jēdziens kā Kolbes elektrolīze, rada arī etāna veidošanos.
Tādā pašā veidā to var efektīvi atdalīt no dabasgāzes un metāna sašķidrināšanas procesā, izmantojot kriogēnas sistēmas, lai šo gāzi uztvertu un atdalītu no maisījumiem ar citām gāzēm.
Šai lomai tiek dots priekšroka turboekspansijas procesam: gāzes maisījums tiek izvadīts caur turbīnu, radot tā ekspansiju, līdz tā temperatūra nokrītas zem -100 ° C.
Jau šajā brīdī maisījuma sastāvdaļas var atšķirt, tāpēc šķidrais etāns tiks atdalīts no gāzveida metāna un citām sugām, kas saistītas ar destilācijas izmantošanu.
Īpašības
Etāns dabā rodas kā bezkrāsaina un bezkrāsaina gāze pie standarta spiediena un temperatūras (1 atm un 25 ° C). Tam ir viršanas temperatūra -88,5 ºC un kušanas temperatūra -182,8 ºC. To neietekmē iedarbība ar stiprām skābēm vai bāzēm.
Etāna šķīdība
Etāna molekulas ir simetriskas konfigurācijā un tām ir vāji pievilcīgi spēki, kas tās tur kopā, ko sauc par dispersijas spēkiem.
Kad etānu mēģina izšķīdināt ūdenī, pievilcīgie spēki, kas veidojas starp gāzi un šķidrumu, ir ļoti vāji, tāpēc etānam ir ļoti grūti saistīties ar ūdens molekulām.
Šī iemesla dēļ etāna šķīdība ir ievērojami zema, nedaudz palielinoties, paaugstinot sistēmas spiedienu.
Etāna kristalizācija
Etānu var sacietēt, kā rezultātā veidojas nestabili etāna kristāli ar kubiskā kristālisko struktūru.
Temperatūrai pazeminoties virs -183,2 ºC, šī struktūra kļūst monokliniska, palielinot tās molekulas stabilitāti.
Etāna sadegšana
Šo ogļūdeņradi, kaut arī to plaši neizmanto kā degvielu, var izmantot sadegšanas procesos, lai iegūtu oglekļa dioksīdu, ūdeni un siltumu, ko attēlo šādi:
2C 2 H 6 + 7 O 2 → 4CO 2 + 6H 2 O + 3 120 kJ
Pastāv arī iespēja sadedzināt šo molekulu bez skābekļa pārpalikuma, kas ir pazīstams kā "nepilnīga sadedzināšana" un kuras rezultātā nevēlamā reakcijā atkarībā no pielietotā skābekļa daudzuma veidojas amorfs ogleklis un oglekļa monoksīds. :
2C 2 H 6 + 3O 2 → 4C + 6H 2 O + Siltums
2C 2 H 6 + 4O 2 → 2C + 2CO + 6H 2 O + Siltums
2C 2 H 6 + 5 O 2 → 4CO + 6H 2 O + Siltums
Šajā jomā sadegšanu veic virkne brīvo radikāļu reakciju, kuras ir numurētas simtos dažādu reakciju. Piemēram, nepilnīgas sadegšanas reakcijas var radīt savienojumus, piemēram, formaldehīdu, acetaldehīdu, metānu, metanolu un etanolu.
Tas būs atkarīgs no apstākļiem, kādos notiek reakcija, un no iesaistītajām brīvo radikāļu reakcijām. Etilēnu var veidot arī augstās temperatūrās (600–900 ° C), kas ir nozares ļoti vēlamais produkts.
Etāns atmosfērā un debess ķermeņos
Etāns zemes planētas atmosfērā atrodas pēdās, un ir aizdomas, ka cilvēkiem kopš tā laika, kad viņi sāka praktizēt rūpniecisko darbību, ir izdevies divkāršot šo koncentrāciju.
Zinātnieki domā, ka lielu daļu no etāna klātbūtnes atmosfērā izraisa fosilā kurināmā sadedzināšana, lai gan globālās etāna emisijas ir samazinājušās gandrīz uz pusi, kopš ir uzlabotas slānekļa gāzes ieguves tehnoloģijas ( dabasgāzes avots).
Šo sugu dabiski iegūst arī saules gaismas ietekme uz atmosfēras metānu, kas rekombinējas un veido etāna molekulu.
Etāns pastāv šķidrā stāvoklī uz Titāna, viena no Saturna pavadoņiem, virsmas. Lielākā daudzumā tas notiek Vid Flumina upē, kas tek vairāk nekā 400 kilometrus uz vienu no tās jūrām. Šis savienojums ir pierādīts arī uz komētām un uz Plutona virsmas.
Lietojumprogrammas
Etilēna ražošana
Etāna izmantošana galvenokārt balstās uz etilēna ražošanu, pasaules ražošanā visplašāk izmantoto organisko produktu, izmantojot procesu, kas pazīstams kā tvaika fāzes krekinga process.
Šis process ietver ar tvaiku atšķaidīta etāna padeves nodošanu krāsnī, strauji sildot to bez skābekļa.
Reakcija notiek ārkārtīgi augstā temperatūrā (no 850 līdz 900 ° C), bet uzturēšanās laikam (laikam, ko etāns pavada krāsnī) jābūt īsam, lai reakcija būtu efektīva. Augstākā temperatūrā rodas vairāk etilēna.
Ķīmiskā pamatformācija
Etāns ir pētīts arī kā galvenā sastāvdaļa pamata ķīmisko vielu veidošanā. Oksidējošā hlorēšana ir viens no ierosinātajiem procesiem, lai iegūtu vinilhlorīdu (PVC sastāvdaļu), aizstājot citus mazāk ekonomiskus un sarežģītākus.
Aukstumaģents
Visbeidzot, etānu izmanto kā aukstumaģentu parastās kriogēnās sistēmās, parādot arī spēju saldēt mazus paraugus laboratorijā analīzei.
Tas ir ļoti labs ūdens aizstājējs, kura delikātu paraugu atdzesēšana prasa ilgāku laiku, un tas var izraisīt arī kaitīgu ledus kristālu veidošanos.
Etāna riski
-Etānam ir spēja aizdegties, galvenokārt, kad tas saistās ar gaisu. Ar 3,0 līdz 12,5% etāna saturu gaisā var veidoties sprādzienbīstams maisījums.
-Tas var ierobežot skābekļa daudzumu gaisā, kurā tas atrodas, un šī iemesla dēļ tas rada riska faktoru nosmakšanai cilvēkiem un dzīvniekiem, kuri atrodas un ir pakļauti iedarbībai.
-Etāns sasaldētā šķidrā veidā var nopietni apdegt ādu, ja tai tiek veikts tiešs kontakts ar to, kā arī darboties kā kriogēna vide jebkuram objektam, kuram tas pieskaras, brīžiem to sasalstot.
-Šķidrā etāna tvaiki ir smagāki par gaisu un koncentrējas uz zemes. Tas var radīt aizdegšanās risku, kas var izraisīt sadegšanas ķēdes reakciju.
-Etāna uzņemšana var izraisīt nelabumu, vemšanu un iekšēju asiņošanu. Ieelpošana papildus nosmakšanai rada galvassāpes, apjukumu un garastāvokļa maiņu. Nāve no sirdsdarbības apstāšanās ir iespējama pie lielas ekspozīcijas.
-Tā ir siltumnīcefekta gāze, kas kopā ar metānu un oglekļa dioksīdu veicina globālo sasilšanu un klimata pārmaiņas, ko rada cilvēku piesārņojums. Par laimi tas ir mazāk bagātīgs un izturīgs nekā metāns un absorbē mazāk starojuma nekā metāns.
Atsauces
- Britannica, E. (nd). Etāns. Izgūts no britannica.com
- Nes, GV (nd). Etāna, etilēna un acetilēna monokristālu struktūras un elektronu blīvuma sadalījums. Atgūts no rug.nl
- Vietnes, G. (sf). Etāns: avoti un izlietnes. Saņemts no vietnēm.google.com
- Mīkstās skolas. (sf). Etāna formula. Atgūts no softschools.com
- Wikipedia. (sf). Etāns. Saturs iegūts no en.wikipedia.org