Основные физические и химические свойства водорода. Кислород и его свойства. Соединения кислорода с водородом. Особенности строения молекулы
Водород - самый распространённый химический элемент во Вселенной. Именно он составляет основу горючего вещества Звёзд.
Водород - первый химический элемент Периодической системы Менделеева. Его атом имеет простейшее строение: вокруг элементарной частицы «протон» (ядро атома) вращается один-единственный электрон:
Природный водород состоит из трех изотопов: протий 1 Н, дейтерий 2 Н и тритий 3 Н.
Задание 12.1. Укажите строение ядер атомов этих изотопов.
Имея на внешнем уровне один электрон, атом водорода может проявлять единственно возможную для него валентность I:
Вопрос. Образуется ли завершённый внешний уровень при приёме атомом водорода электронов?
Таким образом, атом водорода может и принимать, и отдавать один электрон, т. е. является типичным неметаллом. В любых соединениях атом водорода одно валентен.
Простое вещество «водород» Н 2 - газ без цвета и запаха, очень лёгкий. Он плохо растворим в воде, но хорошо растворим во многих металлах. Так, один объём палладия Рd поглощает до 900 объёмов водорода.
Схема (1) показывает, что водород может быть и окислителем, и восстановителем, реагируя с активными металлами и многими неметаллами:
Задание 12.2. Определите, в каких реакциях водород является окислителем, а в каких - восстановителем. Обратите внимание, что молекула водорода состоит из двух атомов .
Смесь водорода и кислорода является «гремучим газом», поскольку при поджигании её происходит сильнейший взрыв, который унёс многие жизни. Поэтому опыты, в которых выделяется водород, нужно выполнять подальше от огня.
Чаще всего водород проявляет восстановительные свойства, что используется при получении чистых металлов из их оксидов*:
* Аналогичные свойства проявляет алюминий (см. урок 10 - алюминотермия).
Разнообразные реакции происходят между водородом и органическими соединениями. Так, за счёт присоединения водорода (гидрирование ) жидкие жиры превращаются в твёрдые (подробнее урок 25).
Водород можно получить разными способами:
- Взаимодействием металлов с кислотами:
Задание 12.3. алюминия, меди и цинка с соляной кислотой . В каких случаях реакция не идет? Почему? В случае затруднения см. уроки 2.2 и 8.3;
- Взаимодействие активных металлов с водой:
Задание 12.4. Составьте уравнения таких реакций для натрия, бария, алюминия, железа, свинца . В каких случаях реакция не идёт? Почему? В случае затруднений см. урок 8.3.
В промышленных масштабах водород получают электролизом воды:
а также при пропускании паров воды через раскалённые железные опилки:
Водород - самый распространённый элемент Вселенной. Он составляет бОльшую часть массы звёзд и участвует в термоядерном синтезе - источнике энергии, которую эти звёзды излучают.
Кислород
Кислород - самый распространённый химический элемент нашей планеты: более половины атомов Земной коры приходится на кислород. Вещество кислород О 2 составляет около 1/5 нашей атмосферы, а химический элемент кислород - 8/9 гидросферы (Мирового океана).
В Периодической системе Менделеева кислород имеет порядковый номер 8 и находится в VI группе второго периода. Поэтому строение атома кислорода следующее:
Имея на внешнем уровне 6 электронов, кислород является типичным неметаллом, т. е. присоединяет два электрона до завершения внешнего уровня:
Поэтому кислород в своих соединениях проявляет валентность II и степень окисления –2 (за исключением пероксидов).
Принимая электроны, атом кислорода проявляет свойства окислителя. Это свойство кислорода исключительно важно: процессы окисления происходят при дыхании, обмене веществ; процессы окисления происходят при горении простых и сложных веществ.
Горение - окисление простых и сложных веществ , которое сопровождается выделением света и теплоты. В атмосфере кислорода горят или окисляются почти все металлы и неметаллы. При этом образуются оксиды:
* Точнее, Fe 3 O 4 .
При горении в кислороде сложных веществ образуются оксиды химических элементов, входящих в состав исходного вещества . Только азот и галогены выделяются в виде простых веществ:
Вторая из этих реакций используется как источник тепла и энергии в быту и промышленности, так как метан CH 4 входит в состав природного газа.
Кислород позволяет интенсифицировать многие промышленные и биологические процессы. В больших количествах кислород получают из воздуха, а также электролизом воды (как и водород). В небольших количествах его можно получить разложением сложных веществ:
Задание 12.5. Расставьте коэффициенты в приведенных здесь уравнениях реакций.
Вода
Воду нельзя ничем заменить - этим она отличается практически от всех других веществ, которые встречаются на нашей планете. Воду может заменить только сама вода. Без воды нет жизни: ведь жизнь на Земле возникла тогда, когда на ней появилась вода. Жизнь зародилась в воде, поскольку она является естественным универсальным растворителем . Она растворяет, а значит, измельчает все необходимые питательные вещества и обеспечивает ими клетки живых организмов. А в результате измельчения резко возрастает скорость химических и биохимических реакций. Более того, без предварительного растворения невозможно протекание 99,5 % (199 из каждых 200) реакций! (См. также урок 5.1.)
Известно, что взрослый человек в сутки должен получать 2,5–3 л воды, столько же выводится из организма: т. е. в организме человека существует водный баланс. Если он нарушается, человек может просто погибнуть. Например, потеря человеком всего 1–2 % воды вызывает жажду, а 5 % - повышает температуру тела вследствие нарушения терморегуляции: возникает сердцебиение, возникают галлюцинации. При потере 10 % и более воды в организме возникают такие изменения, которые уже могут быть необратимы. Человек погибнет от обезвоживания.
Вода - уникальное вещество. Её температура кипения должна составлять –80 °C (!), однако равна +100 °C. Почему? Потому что между полярными молекулами воды образуются водородные связи :
Поэтому и лёд, и снег - рыхлые, занимают больший объём, чем жидкая вода. В результате лёд поднимается на поверхность воды и предохраняет обитателей водоёмов от вымерзания. Свежевыпавший снег содержит много воздуха и является прекрасным теплоизолятором. Если снег покрыл землю толстым слоем, то и животные и растения спасены от самых суровых морозов.
Кроме того, вода имеет высокую теплоёмкость и является своеобразным аккумулятором тепла. Поэтому на побережьях морей и океанов климат мягкий, а хорошо политые растения меньше страдают от заморозков, чем сухие.
Без воды в принципе невозможен гидролиз , химическая реакция, которая обязательно сопровождает усвоение белков, жиров и углеводов, которые являются обязательными компонентами нашей пищи. В результате гидролиза эти сложные органические вещества распадаются до низкомолекулярных веществ, которые, собственно, и усваиваются живым организмом (подробнее см. уроки 25–27). Процессы гидролиза были нами рассмотрены в уроке 6. Вода реагирует со многими металлами и неметаллами, оксидами, солями.
Задание 12.6. Составьте уравнения реакций:
- натрий + вода →
- хлор + вода →
- оксид кальция + вода →
- оксид серы (IV) + вода →
- хлорид цинка + вода →
- силикат натрия + вода →
Изменяется ли при этом реакция среды (рН)?
Вода является продуктом многих реакций. Например, в реакции нейтрализации и во многих ОВР обязательно образуется вода.
Задание 12.7. Составьте уравнения таких реакций.
Выводы
Водород - самый распространённый химический элемент во Вселенной, а кислород - самый распространённый химический элемент на Земле. Эти вещества проявляют противоположные свойства: водород - восстановитель, а кислород - окислитель. Поэтому они легко реагируют друг с другом, образуя самое удивительное и самое распространённое на Земле вещество - воду.
Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).
Простое вещество водород
Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства.
Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.
Получение водорода
В лаборатории :
1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2
3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2
Промышленное получение водорода
1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.
3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2
4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Химические свойства водорода
- В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
- Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщенной пары электронов Н:Н или Н 2
- Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергетически устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
- Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
- Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.
1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.
2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.
3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),
4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3
5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)
6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —
7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О
8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.
9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .
Водород. Свойства, получение, применение.
Водород – первый элемент ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Русское название водорода указывает, что он «рождает воду»; латинское «гидрогениум» означает то же самое.
Впервые выделение горючего газа при взаимодействии некоторых металлов с кислотами наблюдали Роберт Бойль и его современники в первой половине XVI века.
Но водород был открыт лишь в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух». Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.
В 1783 году году французский химик Антуан-Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.
Распространенность в природе
Водород – главный элемент космоса. Например, Солнце на 70 % своей массы состоит из водорода. Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вместе взятых.В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества – газа состава Н 2 . Водород намного легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.
Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ.
Характеристика элемента водорода.
Водород имеет двойственную природу, по этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, а в других – в подгруппу галогенов.
Электронная конфигурация 1s 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона.
Атом водорода способен терять электрон и превращаться в катион H + , и в этом он сходен со щелочными металлами.
Атом водорода также может присоединять электрон, образуя при этом анион Н - , в этом отношении водород сходен с галогенами.
В соединениях всегда одновалентен
СО: +1 и -1.
Физические свойства водорода
Водород – это газ, без цвета, вкуса и запаха. В 14,5 раз легче воздуха. Мало растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. При t= –253 °С – сжижается, при t= –259 °С – затвердевает. Молекулы водорода настолько малы, что способны медленно диффундировать через многие материалы – резину, стекло, металлы, что используется при очистке водорода от других газов.Известны 3 изотопа водорода: - протий, - дейтерий, - тритий. Основную часть природного водорода составляет протий. Дейтерий входит в состав тяжелой воды, которой обогащены поверхностные воды океана. Тритий – радиоактивный изотоп.
Химические свойства водорода
Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода.
Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:
С хлором - только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.
Взаимодействие с кислородом – при нагревании, при поджигании реакция протекает со взрывом: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Смесь из 1 части кислорода и 2 частей водорода – «гремучая смесь», наиболее взрывоопасна.
Взаимодействие с серой – при нагревании H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с азотом. При нагревании, высоком давлении и в присутствии катализатора:
Взаимодействие с оксидом азота (II). Используется в очистительных системах при производстве азотной кислоты: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
Взаимодействие с активными металлами . При высокой температуре соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов, проявляя свойства окислителя: 2Na + H 2 = 2NaH;
Получение водорода
В лаборатории:
Взаимодействие металла с разбавленными растворами серной и соляной кислот,
Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
В промышленности:
Электролиз водных растворов хлоридов натрия и калия или электролиз воды при присутствии гидроксидов:
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 .
Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:
Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe 2 O 3:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2 .
Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.
Конверсия метана: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 .
Термическое разложение метана при 1200 °С: CH 4 = C + 2H 2 .
Глубокое охлаждение (до -196 °С) коксового газа. При этой температуре конденсируются все газообразные вещества, кроме водорода.
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварки металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:
С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).
В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.
Взаимодействие водорода с простыми веществами
с металлами
Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:
Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.
с неметаллами
Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:
Взаимодействие водорода со сложными веществами
с оксидами металлов
Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:
c оксидами неметаллов
Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.
Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:
c кислотами
С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.
c солями
В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:
Химические свойства галогенов
Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.
Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .
Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Взаимодействие галогенов с простыми веществами
Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
водородом
При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:
фосфором
Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:
При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:
серой
Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:
Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:
Взаимодействие галогенов с металлами
Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:
Реакции галогенов со сложными веществами
Реакции замещения с галогенами
Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:
Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:
Взаимодействие галогенов с водой
Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:
Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:
Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.
Взаимодействие галогенов с растворами щелочей
Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:
Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.
В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:
а при нагревании:
Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.
10.1.Водород
Название "водород"относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.
а) Химический элемент водород
В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.
Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.
Существуют три изотопа водорода:
а) легкий водород – протий
,
б) тяжелый водород – дейтерий
(D),
в) сверхтяжелый водород – тритий
(Т).
Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: w D = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).
б) Атом водорода
Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:
Валентные возможности атома водорода
определяются наличием одного электрона на
единственной валентной орбитали. Большая
энергия ионизации делает атом водорода не
склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая
энергия сродства к электрону приводит к
незначительной склонности его принимать.
Следовательно, в химических системах
образование катиона Н
невозможно, а соединения с анионом Н не очень устойчивы.
Таким образом, для атома водорода наиболее
характерно образование с другими атомами
ковалентной связи за счет своего одного
неспаренного электрона. И в случае образования
аниона, и в случае образования ковалентной связи
атом водорода одновалентен.
В простом веществе степень окисления атомов
водорода равна нулю, в большинстве соединений
водород проявляет степень окисления +I, и только в
гидридах наименее электроотрицательных
элементов у водорода степень окисления –I.
Сведения о валентных возможностях атома
водорода приведены в таблице 28. Валентное
состояние атома водорода, связанного одной
ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице
обозначено символом "H-".
Таблица 28. Валентные возможности атома водорода
Валентное состояние |
Примеры химических веществ |
|||
I |
HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 ,
CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 ,
NaHCO 3 , KOH |
|||
NaH, KH, CaH 2 , BaH 2 |
в) Молекула водорода
Двухатомная молекула водорода Н 2 образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а ). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.
Межатомное расстояние (точнее
равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то
колеблются) в молекуле водорода r
(H–H) = 0,74 A
(рис.10.1 в
), что значительно меньше суммы
орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно,
электронные облака связываемых атомов
перекрываются глубоко (рис. 10.1 б
), и связь в
молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и
довольно большое значение энергии связи
(454 кДж/моль).
Если охарактеризовать форму молекулы граничной
поверхностью (аналогичной граничной поверхности
электронного облака), то можно сказать, что
молекула водорода имеет форму слегка
деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г
).
г) Водород (вещество)
При обычных условиях водород – газ без
цвета и запаха. В небольших количествах он
нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259
°С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие
температуры плавления и кипения, очень маленький
температурный интервал существования жидкого
водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения
молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и
парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что
межмолекулярные связи в водороде очень слабые.
Плотность водорода r(Н 2) = (2 г/моль):(22,4 л/моль)
= 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность
воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза
"легче"воздуха. В воде он практически
нерастворим.
При комнатной температуре водород малоактивен,
но при нагревании реагирует со многими
веществами. В этих реакциях атомы водорода могут
как повышать, так и понижать свою степень
окисления: Н 2 + 2е
– = 2Н –I , Н 2
– 2е
– = 2Н +I .
В первом случае водород является окислителем,
например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na +
H 2 = 2NaH, (t
) Ca + H 2 = CaH 2 . (t
)
Но более характерны для водорода
восстановительные свойства: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O,
(t
)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. (t
)
При нагревании водород окисляется не только
кислородом, но и некоторыми другими неметаллами,
например, фтором, хлором, серой и даже азотом.
В лаборатории водород получают в результате
реакции
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .
Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б ) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а ).
В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:
CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 +CO 2 (t , Ni)
или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:
2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t )
Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).
д) Соединения водорода
Гидриды (бинарные соединения,
содержащие водород) делятся на два основных типа:
а) летучие
(молекулярные) гидриды,
б) солеобразные (ионные) гидриды.
Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют
молекулярные гидриды. Из них устойчивы только
гидриды элементов, образующих неметаллы:
B 2 H 6 ;CH 4 ; NH 3 ; H 2 O;
HF
SiH 4 ;PH 3 ; H 2 S; HCl
AsH 3 ; H 2 Se; HBr
H 2 Te; HI
За исключением воды, все эти соединения при
комнатной температуре – газообразные вещества,
отсюда их название – "летучие гидриды" .
Некоторые из элементов, образующих неметаллы,
входят в состав и более сложных гидридов.
Например, углерод образует соединения с общими
формулами C n
H 2n
+2 , C n
H 2n
,
C n
H 2n
–2 и другие, где n
может
быть очень велико (эти соединения изучает
органическая химия).
К ионным гидридам относятся гидриды щелочных,
щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы
этих гидридов состоят из анионов Н и катионов металла в высшей
степени окисления Ме
или Ме 2 (в
зависимости от группы системы элементов).
LiH | |
NaH | MgH 2 |
KH | CaH 2 |
RbH | SrH 2 |
CsH | BaH 2 |
И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме
Н 2 О и НF) являются восстановителями, но
ионные гидриды проявляют восстановительные
свойства значительно сильнее, чем молекулярные.
Кроме гидридов, водород входит в состав
гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами
этих, более сложных, соединений водорода вы
познакомитесь в следующих главах.
Главными потребителями получаемого в
промышленности водорода являются заводы по
производству аммиака и азотных удобрений, где
аммиак получают непосредственно из азота и
водорода:
N 2 +3H 2 2NH 3 (Р , t , Pt – катализатор).
В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н 2 + СО = СН 3 ОН (t , ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
1.Из
каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия,
в) трития?
2.Сравните энергию ионизации атома водорода с
энергией ионизации атомов других элементов. К
какому элементу по этой характеристике водород
ближе всего?
3.Проделайте то же для энергии сродства к
электрону
4.Сравните направление поляризации ковалентной
связи и степень окисления водорода в
соединениях: а) BeH 2 ,CH 4 , NH 3 , H 2 O,
HF; б) CH 4 , SiH 4 ,GeH 4 .
5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную
и пространственную формулу водорода. Какая из
них чаще всего используется?
6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что
под этим подразумевается? В каких случаях это
выражение можно понимать буквально, а в каких
–нет?
7.Составьте структурные формулы гидридов калия и
кальция, а также аммиака, сероводорода и
бромоводорода.
8.Зная молярные теплоты плавления и
парообразования водорода, определите значения
соответствующих удельных величин.
9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих
основные химические свойства водорода,
составьте электронный баланс. Отметьте
окислители и восстановители.
10.Определите массу цинка, необходимого для
получения 4,48 л водорода лабораторным способом.
11.Определите массу и объем водорода, который
можно получить из 30 м 3 смеси метана и паров
воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80
%.
12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри
взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.
13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют
основные химические свойства ионных гидридов:
а) MH + O 2 MOH (t
); б) MH + Cl 2 MCl + HCl (t
);
в) MH + H 2 O MOH + H 2 ; г) MH + HCl(p) MCl + H 2
Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или
цезий. Составьте уравнения соответствующих
реакций в случае, если М – натрий.
Проиллюстрируйте уравнениями реакций
химические свойства гидрида кальция.
14.Используя метод электронного баланса,
составьте уравнения следующих реакций,
иллюстрирующих восстановительные свойства
некоторых молекулярных гидридов:
а) HI + Cl 2 HCl + I 2 (t
); б) NH 3 + O 2
H 2 O +
N 2 (t
); в) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 (t
).
10.2 Кислород
Как и в случае водорода, слово "кислород" является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества "кислород" (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое " озон" (трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O 2 , а вещество озон состоит из молекул озона O 3 .
а) Химический элемент кислород
В естественном ряду элементов
порядковый номер кислорода – 8. В системе
элементов кислород находится во втором периоде в
VIA группе.
Кислород – самый распространенный элемент на
Земле. В земной коре каждый второй атом – атом
кислорода, то есть молярная доля кислорода в
атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50
%. Кислород (вещество) – составная часть воздуха.
Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород
(элемент) входит в состав воды, многих минералов,
а также растений и животных. В теле человека
содержится в среднем 43 кг кислорода.
Природный кислород состоит из трех изотопов (16 О,
17 О и 18 О), из которых наиболее
распространен самый легкий изотоп 16 О.
Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн
(15,9994 Дн).
б) Атом кислорода
Вам известны следующие характеристики атома кислорода.
Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода
Валентное состояние |
Примеры химических веществ |
|||
Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 * |
||||
–II |
H 2 O, SO 2 , SO 3 ,
CO 2 , SiO 2 , H 2 SO 4 , HNO 2 , HClO 4 ,
COCl 2 , H 2 O 2 |
|||
NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 |
||||
Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3 |
* Эти оксиды можно рассматривать и как
ионные соединения.
** Атомы кислорода в молекуле не находятся в
данном валентном состоянии; это лишь пример
вещества со степенью окисления атомов кислорода,
равной нулю
Большая энергия ионизации (как у водорода)
исключает образование из атома кислорода
простого катиона. Энергия сродства к электрону
довольно велика (почти в два раза больше, чем у
водорода), что обеспечивает большую склонность
атома кислорода к присоединению электронов и
способность образовывать анионы О 2A . Но
энергия сродства к электрону у атома кислорода
все же меньше, чем у атомов галогенов и даже
других элементов VIA группы. Поэтому анионы
кислорода (оксид-ионы
) существуют только в
соединениях кислорода с элементами, атомы
которых очень легко отдают электроны.
Обобществляя два неспаренных электрона, атом
кислорода может образовать две ковалентные
связи. Две неподеленные пары электронов из-за
невозможности возбуждения могут вступать только
в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким
образом, без учета кратности связи и
гибридизации атом кислорода может находиться в
одном из пяти валентных состояний (табл. 29).
Наиболее характерно для атома кислорода
валентное состояние с W
к = 2, то есть
образование двух ковалентных связей за счет двух
неспаренных электронов.
Очень высокая электроотрицательность атома
кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому,
что в большинстве своих соединений кислород
имеет степень окисления –II. Существуют вещества,
в которых кислород проявляет и другие значения
степени окисления, некоторые из них приведены в
таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная
устойчивость показана на рис. 10.3.
в) Молекула кислорода
Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О 2 содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (r o–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.
г) Кислород (вещество)
При обычных условиях кислород – газ
без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при
55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183
°С).
Межмолекулярные связи в твердом и жидком
кислороде несколько более прочные, чем в
водороде, о чем свидетельствует больший
температурный интервал существования жидкого
кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода,
молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и
парообразования (6,83 кДж/моль).
Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С
в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5
объемов кислорода (газа!).
Высокая склонность атомов кислорода к
присоединению электронов и высокая
электроотрицательность приводят к тому, что
кислород проявляет только окислительные
свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются
при высокой температуре.
Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O 2
= 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (t
);
неметаллами: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2
= P 4 O 10 ,
и сложными веществами: CH 4 + 2O 2 = CO 2
+ 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .
Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 .
Структурная формула получившегося
пероксида натрия (Na ) 2 ( O-O ).
Тлеющая лучинка, помещенная в кислород,
вспыхивает. Это удобный и простой способ
обнаружения чистого кислорода.
В промышленности кислород получают из воздуха
путем ректификации (сложной разгонки), а в
лаборатории – подвергая термическому
разложению некоторые кислородсодержащие
соединения, например:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °С);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °С, MnO 2 – катализатор);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °С)
и, кроме того, путем каталитического разложения
пероксида водорода при комнатной температуре: 2H 2 O 2
= 2H 2 O + O 2 (MnO 2 –катализатор).
Чистый кислород используют в промышленности для
интенсификации тех процессов, в которых
происходит окисление, и для создания
высокотемпературного пламени. В ракетной
технике в качестве окислителя используется
жидкий кислород.
Огромное значение имеет кислород для
поддержания жизнедеятельности растений,
животных и человека. В обычных условиях человеку
достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в
условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще
отсутствует (в самолетах, при водолазных работах,
в космических кораблях и т. п.), для дыхания
готовят специальные газовые смеси, содержащие
кислород. Применяют кислород и в медицине при
заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.
д) Озон и его молекулы
Озон O 3 – вторая аллотропная
модификация кислорода.
Трехатомная молекула озона имеет уголковую
структуру, среднюю между двумя структурами,
отображаемыми следующими формулами:
Озон – темно-синий газ с резким
запахом. Из-за своей сильной окислительной
активности он ядовит. Озон в полтора раза
"тяжелее" кислорода и несколько больше, чем
кислород, растворим в воде.
Озон образуется в атмосфере из кислорода при
грозовых электрических разрядах:
3О 2 = 2О 3 ().
При обычной температуре озон медленно
превращается в кислород, а при нагревании этот
процесс протекает со взрывом.
Озон содержится в так называемом "озоновом
слое" земной атмосферы, предохраняя все живое
на Земле от вредного воздействия солнечного
излучения.
В некоторых городах озон используется вместо
хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой
воды.
Изобразите структурные формулы следующих
веществ: OF 2 , H 2 O, H 2 O 2 , H 3 PO 4 ,
(H 3 O) 2 SO 4 , BaO, BaO 2 , Ba(OH) 2 .
Назовите эти вещества. Опишите валентные
состояния атомов кислорода в этих соединениях.
Определите валентность и степень окисления
каждого из атомов кислорода.
2.Составьте уравнения реакций сгорания в
кислороде лития, магния, алюминия, кремния,
красного фосфора и селена (атомы селена
окисляются до степени окисления +IV, атомы
остальных элементов – до высшей степени
окисления). К каким классам оксидов относятся
продукты этих реакций?
3.Сколько литров озона можно получить (при
нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г
кислорода?
Вода – самое распространенное в
земной коре вещество. Масса земной воды
оценивается в 10 18 тонн. Вода – основа
гидросферы нашей планеты, кроме того, она
содержится в атмосфере, в виде льда образует
полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а
также входит в состав различных горных пород.
Массовая доля воды в человеческом организме
составляет около 70 %.
Вода – единственное вещество, у которого во всех
трех агрегатных состояниях есть свои особые
названия.
Электронное строение молекулы воды
(рис. 10.4 а
) нами было подробно изучено ранее
(см. § 7.10).
Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы
молекула воды представляет собой электрический
диполь
.
Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая "электрический момент электрического диполя" или просто "дипольный момент" .
В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34 . 10 –30 Кл. м
В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):
(Н 2 О) = ,
где q 1 и q 2 – частичные заряды (+) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q 1 = q 2 = q , а , то
Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.
Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул
Молекула |
Молекула |
Молекула |
|||
Учитывая дипольный характер молекулы
воды, ее часто схематически изображают следующим
образом:
Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и
запаха. Некоторые основные физические
характеристики воды приведены в таблице.
Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды
Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют "водородными связями" .
ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ
ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ,
ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.
Сколько валентных электронов атома кислорода
принимает участие в образовании связей в
молекуле воды?
2.При перекрывании каких орбиталей образуются
связи между водородом и кислородом в молекуле
воды?
3.Составьте схему образования связей в молекуле
пероксида водорода H 2 O 2 . Что вы можете
сказать о пространственном строении этой
молекулы?
4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr
равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных
моментов, рассчитайте и сравните между собой
частичные заряды на атомах водорода в этих
молекулах.
5.Межатомные расстояния S – H в молекуле
сероводорода равны 1,34 ,
а угол между связями 92°. Определите значения
частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что
вы можете сказать о гибридизации валентных
орбиталей атома серы?
10.4. Водородная связь
Как вы уже знаете, из-за существенной
разницы в электроотрицательности водорода и
кислорода (2,10 и 3,50) у атома водорода в молекуле
воды возникает большой положительный частичный
заряд (q
ч = 0,33 е
), а у атома
кислорода – еще больший отрицательный частичный
заряд (q
ч = –0,66 е
). Вспомним также,
что у атома кислорода есть две неподеленные пары
электронов на sp
3 -гибридных АО. Атом
водорода одной молекулы воды притягивается к
атому кислорода другой молекулы, и, кроме того,
полупустая 1s-АО атома водорода частично
акцептирует пару электронов атома кислорода. В
результате этих взаимодействий между молекулами
возникает особый вид межмолекулярных связей
–водородная связь.
В случае воды образование водородной связи может
быть схематически представлено следующим
образом:
В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.
Водородная связь существует не только
между молекулами воды. Она образуется, если
соблюдаются два условия:
1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э –
символ атома достаточно электроотрицательного
элемента),
2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным
частичным зарядом и неподеленной парой
электронов.
В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и
азот. Существенно слабее водородные связи, если Э
– хлор или сера.
Примеры веществ с водородной связью между
молекулами: фтороводород, твердый или жидкий
аммиак, этиловый спирт и многие другие.
В жидком фтороводороде его молекулы
связаны водородными связями в довольно длинные
цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются
трехмерные сетки.
По прочности водородная связь – промежуточная
между химической связью и остальными видами
межмолекулярных связей. Молярная энергия
водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50
кДж/моль.
В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все
атомы водорода связаны водородными связями с
атомами кислорода, при этом каждый атом
кислорода образует по две водородные связи
(используя обе неподеленные пары электронов).
Такая структура делает лед более " рыхлым"по
сравнению с жидкой водой, где часть водородных
связей оказывается разорванной, и молекулы
получают возможность несколько плотнее "
упаковаться". Эта особенность структуры льда
объясняет, почему, в отличие от большинства
других веществ, вода в твердом состоянии имеет
меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной
плотности вода достигает при 4 °С –при этой
температуре рвется достаточно много водородных
связей, а тепловое расширение еще не очень сильно
сказывается на плотности.
Водородные связи имеют очень большое значение в
нашей жизни. Представим себе на минуту, что
водородные связи перестали образовываться. Вот
некоторые последствия:
- вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;
- все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;
- перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.
Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.
ВОДОРОДНАЯ
СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.
Формула этилового спирта СН 3 –СН 2 –О–Н.
Между какими атомами разных молекул этого
вещества образуются водородные связи? Составьте
структурные формулы, иллюстрирующие их
образование.
2.Водородные связи существуют не только в
индивидуальных веществах, но и в растворах.
Покажите с помощью структурных формул, как
образуются водородные связи в водном растворе а)
аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового
спирта).
= 2Н 2 О.
Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с
равной скоростью, следовательно, в воде
существует равновесие: 2Н 2 О AН 3 О + ОН .
Это равновесие называется равновесием
автопротолиза
воды.
Прямая реакция этого обратимого
процесса эндотермична, поэтому при нагревании
автопротолиз усиливается, при комнатной же
температуре равновесие сдвинуто влево, то есть
концентрация ионов Н 3 О и ОН
ничтожны. Чему же они равны?
По закону действующих масс
Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и 2 = const Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.
АВТОПРОТОЛИЗ
ВОДЫ, КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА (ИОННОЕ
ПРОИЗВЕДЕНИЕ) ВОДЫ.
Ионное произведение жидкого аммиака
(температура кипения –33 °С) равно 2·10 –28 .
Составьте уравнение автопротолиза аммиака.
Определите концентрацию ионов аммония в чистом
жидком аммиаке. Электропроводность какого из
веществ больше, воды или жидкого аммиака?
1. Получение водорода и его
горение (восстановительные свойства).
2. Получение кислорода и горение веществ в нем
(окислительные свойства).