Водород, его особые свойства и реакции. Физические свойства водорода

Наиболее известным и наиболее изученным соединением кислорода является его оксид H 2 O – вода. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса. В толстом слое имеет голубовато-зеленоватый цвет.

Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

Из всех жидких и твердых веществ вода обладает наибольшей удельной теплоемкостью. Благодаря этому факту вода является аккумулятором теплоты в различных организмах.

При нормальном давлении температура плавления льда 0 0 С (273 0 К), температура кипения воды +100 0 С (373 0 К). Это аномально высокие значения. При Т 0 +4 0 С вода имеет небольшую плотность, равную 1 г/мл. Выше или ниже этой температуры плотность воды меньше 1 г/мл. Эта особенность отличает воду от всех других веществ, плотность которых с понижением t 0 увеличивается. При переходе воды их жидкого состояния в твердое состояние происходит увеличение объема: из каждых 92 объемов жидкой воды образуется 100 объемов льда. С увеличением объема плотность уменьшается, поэтому, будучи легче воды, лед всегда всплывает на поверхность.

Исследования строения воды показали, что молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород. Валентный угол равен 104, 27. Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода. Такая полярная молекула может взаимодействовать с другой молекулой с образованием более сложных агрегатов как за счет взаимодействия диполей, так и путем образования водородных связей. Это явление получило название ассоциации воды. Ассоциация молекул воды в основном определяется образованием между ними водородных связей. Молекулярная масса воды в состоянии пара равна 18 и отвечает ее простейшей формуле – Н 2 О. В остальных случаях молекулярная масса воды в кратное число раз больше восемнадцати (18).

Полярность и малые размеры молекулы приводят к тому, что она обладает сильными гидратирующими свойствами.

Диэлектрическая проницаемость воды настолько велика (81), что она оказывает мощное ионизирующее действие на растворенные в ней вещества, вызывая диссоциацию кислот, солей и оснований.

Молекула воды способна присоединиться к различным ионам, образуя гидраты. Эти соединения характеризуются специфическим стрением, напоминая комплексные соединения.

Одним из важнейших продуктов присоединения является ион гидроксония – Н 3 О, который образуется вследствие присоединения иона Н + к неподеленной паре электронов атома кислорода.

Вследствие этого присоединения образующийся ион гидроксония приобретает заряд +1.

Н + + Н 2 О Н 3 О +

Такой процесс возможен в системах, где содержатся вещества, отщепляющие ион водорода.

Вода, как на холоде, так и при нагревании активно взаимодействует со многими металлами, стоящими в ряду активности до водорода. В этих реакциях образуются соответствующие им оксиды или гидроксиды и вытесняется водород.:

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

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H

Вода довольно активно присоединяется к основным и кислотным оксидам, образуя соответствующие гидроксиды:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 – основание

P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 – кислота

Вода, которая присоединена в этих случаях, называется конституционной (в отличие от кристаллизационной в кристаллогидратах).

Вода реагирует с галогенами, в этом случае образуется смесь кислот:

H 2 + HOH HCl + HClO

Наиболее важным свойством воды является ее растворяющая способность.

Вода – самый распространенный растворитель в природе и технике. Большинство химических реакций проводится в воде. Но, пожалуй, наибольшее значение имеют биологические и биохимические процессы, происходящие в растительном и животном организмах с участием белков, жиров, углеводов и других веществ в водной среде организма.

Второе соединение водорода с кислородом – пероксид водорода H 2 O 2 .

Структурная формула Н – О – О – Н, молекулярный вес – 34.

Латинское название Hydrogenii peroxydum.

Это вещество было открыто в 1818 году французским ученым Луи-Жаком Тенаром, который изучал действие различных минеральных кислот на бария пероксид (BaO 2). В природе пероксид водорода образуется в процессе окисления. Наиболее удобным и современным способом получения H 2 O 2 является электролитический способ, который и используется в промышленности. В качестве исходных веществ используют серную кислоту или аммония сульфат.

Современными физико-химическими методами установлено, что оба атома кислорода в пероксиде водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. связи же между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. Поэтому молекула H 2 O 2 также полярна. Между молекулами H 2 O 2 возникает водородная связь, что приводит к их ассоциации с энергией связи О – О, равной 210 кДж, это значительно меньше энергии связи Н – О (470 кДж).

Раствор перекиси водорода – прозрачная бесцветная жидкость, без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции. Быстро разлагается под действием света, при нагревании, при соприкосновении с щелочью, окисляющими и восстанавливающими веществами, выделяя кислород. Происходит реакция: H 2 O 2 = H 2 O + O

Малая устойчивость молекул H 2 O 2 обусловлена непрочностью связи О – О.

Хранят его в посуде из темного стекла и в прохладном месте. При действии на кожу концентрированных растворов перекиси водорода образуются ожоги, причем обожженное место болит.

ПРИМЕНЕНИЕ: в медицине применяют 3 % раствор перекиси водорода как кровоостанавливающее средство, дезинфицирующее и дезодорирующее средство для промываний и полосканий при стоматите, ангине, гинекологических заболеваниях и др.

При соприкосновении с ферментом каталазой (из крови, гноя, тканей) действует атомарный кислород в момент выделения. Действие H 2 O 2 кратковременное. Ценность препарата заключается в том, что продукты его разложения безвредны для тканей.

ГИДРОПЕРИТ – комплексное соединение перекиси водорода с мочевиной. Содержание перекиси водорода составляет около 35 %. Применяют как антисептическое средство вместо перекиси водорода.

Одним из основных химических свойств H 2 O 2 является его окислительно-восстановительные свойства. Степень окисления кислорода в H 2 O 2 равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0). Поэтому перекись водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т.е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Следует отметить, что окислительные свойства H 2 O 2 выражены гораздо сильнее, чем восстановительные и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах. Например:

2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 = I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 I - - 2ē → I 2 0 1 – в-ль

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 – ок-ль

2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O

Под действием сильных окислителей H 2 O 2 проявляет восстановительные свойства:

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4 H 2 O 2 – ок-ль

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 – в-ль

2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 O 2 + 10 H +

Выводы:

1. Кислород -самый распространенный элементна Земле.

В природе кислород встречается в двух аллотропных видоизменениях: O 2 – дикислород или «обычный кислород» и О 3 – трикислород (озон).

2.Аллотропия – образование разных простых веществ одним элементом.

3.Аллотропные видоизменения кислорода: кислород и озон.

4.Соединения кислорода с водородом -вода и пероксид водорода .

5.Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

6.При Т 0 +4 0 С вода имеет плотность, равную 1 г/мл.

7.Молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород.

8.Валентный угол равен 104, 27

9.Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода.

12.Сера. Характеристика серы, исходя из ее положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, возможные степени окисления, физические свойства, распространение в природе,биологическая роль, способы получения, химические свойства. . Применение серы и её соединений в медицине и народном хозяйстве.

СЕРА:

А) нахождение в природе

Б) биологическая роль

В) применение в медицине

Сера широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде соединений – FeSe (пирит), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 и др. Входит в состав различных соединений, содержащихся в природных углях, нефтях и природных газах.

Сера принадлежит к числу элементов, имеющих важное значение для жизненных процессов, т.к. она входит в состав белковых веществ. Содержание серы в организме человека составляет 0, 25 %. Входит в состав аминокислот: цистеина, глютатиона, метионина и др.

Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме того, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (н-р, инсулина).

В виде соединений сера обнаружена в нервной ткани, в хрящах, костях и в желчи. Она участвует в окислительно-восстановительных процессах организма.

При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей, выпадение волос.

Сера содержится в крыжовнике, винограде, яблоках, капусте, луке репчатом, ржи, горохе, ячмене, гречихе, пшенице.

Рекордсмены: горох 190, соя 244 %.

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.

В периодической системе имеет свое определенное место положения, которое отражает проявляемые им свойства и говорит о его электронном строении. Однако есть среди всех один особый атом, который занимает сразу две ячейки. Он располагается в двух совершенно противоположных по проявляемым свойствам группах элементов. Это водород. Такие особенности делают его уникальным.

Водород - это не просто элемент, но и простое вещество, а также составная часть многих сложных соединений, биогенный и органогенный элемент. Поэтому рассмотрим его характеристики и свойства подробнее.

Водород как химический элемент

Водород - это элемент первой группы главной подгруппы, а также седьмой группы главной подгруппы в первом малом периоде. Данный период состоит всего из двух атомов: гелия и рассматриваемого нами элемента. Опишем основные особенности положения водорода в периодической системе.

1. Порядковый номер водорода - 1, количество электронов такое же, соответственно, протонов столько же. Атомная масса - 1,00795. Существует три изотопа данного элемента с массовыми числами 1, 2, 3. Однако свойства каждого из них очень сильно различаются, так как увеличение массы даже на единицу именно для водорода является сразу двойным.
2. То, что на внешнем он содержит всего один электрон, позволяет успешно проявлять ему как окислительные, так и восстановительные свойства. Кроме того, после отдачи электрона у него остается свободная орбиталь, которая принимает участие в образовании химических связей по донорно-акцепторному механизму.
3. Водород - это сильный восстановитель. Поэтому основным местом его считается первая группа главной подгруппы, где он возглавляет самые активные металлы - щелочные.
4. Однако при взаимодействии с сильными восстановителями, такими как, например, металлы, он может быть и окислителем, принимая электрон. Данные соединения получили название гидридов. По этому признаку он возглавляет подгруппу галогенов, с которыми является схожим.
5. Благодаря совсем маленькой атомной массе, водород считается самым легким элементом. Кроме того, его плотность также очень мала, поэтому он также является эталоном легкости.

Таким образом, очевидно, что атом водорода - это совершенно уникальный, непохожий на все остальные элемент. Следовательно, свойства его тоже особенные, а образуемые простые и сложные вещества очень важны. Рассмотрим их далее.

Простое вещество

Если говорить о данном элементе как о молекуле, то нужно сказать, что она двухатомна. То есть водород (простое вещество) - это газ. Формула его эмпирическая будет записываться как Н 2 , а графическая - через одинарную сигма-связь Н-Н. Механизм образования связи между атомами - ковалентный неполярный.

1. Паровая конверсия метана.
2. Газификация угля - процесс подразумевает нагревание угля до 1000 0 С, в результате чего образуется водород и высокоуглеродный уголь.
3. Электролиз. Данный метод может использоваться только для водных растворов различных солей, так как расплавы не приводят к разряжению воды на катоде.

Лабораторные способы получения водорода:

1. Гидролиз гидридов металлов.
2. Действие разбавленных кислот на активные металлы и средней активности.
3. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Чтобы собрать образующийся водород, необходимо держать пробирку перевернутой вверх дном. Ведь данный газ нельзя собрать так, как, например, углекислый газ. Это водород, он намного легче воздуха. Быстро улетучивается, а в больших количествах при смешении с воздухом взрывается. Поэтому и следует переворачивать пробирку. После ее заполнения ее нужно закрыть резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту собранного водорода, следует поднести к горлышку зажженную спичку. Если хлопок глухой и тихий - значит газ чистый, с минимальными примесями воздуха. Если же громкий и свистящий - грязный, с большой долей посторонних компонентов.

Области использования

При сгорании водорода выделяется настолько большое количество энергии (теплоты), что данный газ считается самым выгодным топливом. К тому же экологически чистым. Однако на сегодняшний день его применение в данной области ограничено. Это связано с непродуманными до конца и не решенными проблемами синтеза чистого водорода, который был бы пригоден для использования в качестве топлива в реакторах, двигателях и портативных устройствах, а также отопительных котлах жилых домов.

Ведь способы получения данного газа достаточно дорогостоящие, поэтому прежде необходимо разработать особый метод синтеза. Такой, который позволит получать продукт в большом объеме и с минимальными затратами.

Можно выделить несколько основных областей, в которых находит применение рассматриваемый нами газ.

1. Химические синтезы. На основании гидрирования получают мыла, маргарины, пластмассы. При участии водорода синтезируется метанол и аммиак, а также другие соединения.
2. В пищевой промышленности - как добавка Е949.
3. Авиационная промышленность (ракетостроение, самолетостроение).
4. Электроэнергетика.
5. Метеорология.
6. Топливо экологически чистого вида.

Очевидно, что водород так же важен, как и распространен в природе. Еще большую роль играют образуемые им различные соединения.

Соединения водорода

Это сложные, содержащие атомы водорода вещества. Можно выделить несколько основных типов подобных веществ.

1. Галогеноводороды. Общая формула - HHal. Особое значение среди них имеет хлорид водорода. Это газ, который растворяется в воде с образованием раствора соляной кислоты. Данная кислота находит широкое применение практически во всех химических синтезах. Причем как органических, так и неорганических. Хлорид водорода - это соединение, имеющее эмпирическую формулу HCL и являющееся одним из крупнейших по объемам производства в нашей стране ежегодно. Также к галогеноводородам относятся йодоводород, фтороводород и бромоводород. Все они образуют соответствующие кислоты.
2. Летучие Практически все они достаточно ядовитые газы. Например, сероводород, метан, силан, фосфин и прочие. При этом очень горючие.
3. Гидриды - соединения с металлами. Относятся к классу солей.
4. Гидроксиды: основания, кислоты и амфотерные соединения. В их состав обязательно входят атомы водорода, один или несколько. Пример: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 и прочие.
5. Гидроксид водорода. Это соединение больше известно как вода. Другое название оксид водорода. Эмпирическая формула выглядит так - Н 2 О.
6. Пероксид водорода. Это сильнейший окислитель, формула которого имеет вид Н 2 О 2 .
7. Многочисленные органические соединения: углеводороды, белки, жиры, липиды, витамины, гормоны, эфирные масла и прочие.

Очевидно, что разнообразие соединений рассматриваемого нами элемента очень велико. Это еще раз подтверждает его высокое значение для природы и человека, а также для всех живых существ.

- это лучший растворитель

Как уже упоминалось выше, простонародное название данного вещества - вода. Состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, соединенных между собой ковалентными полярными связями. Молекула воды является диполем, это объясняет многие проявляемые ею свойства. В частности то, что она является универсальным растворителем.

Именно в водной среде происходят практически все химические процессы. Внутренние реакции пластического и энергетического обмена в живых организмах также осуществляются с помощью оксида водорода.

Вода по праву считается самым важным веществом на планете. Известно, что без нее не сможет жить ни один живой организм. На Земле она способна существовать в трех агрегатных состояниях:

• жидкость;
• газ (пар);
• твердое (лед).

В зависимости от изотопа водорода, входящего в состав молекулы, различают три вида воды.

1. Легкая или протиевая. Изотоп с массовым числом 1. Формула - Н 2 О. Это привычная форма, которую используют все организмы.
2. Дейтериевая или тяжелая, ее формула - D 2 O. Содержит изотоп 2 Н.
3. Сверхтяжелая или тритиевая. Формула выглядит как Т 3 О, изотоп - 3 Н.

Очень важны запасы пресной протиевой воды на планете. Уже сейчас во многих странах ощущается ее недостаток. Разрабатываются способы обработки соленой воды с целью получения питьевой.

Пероксид водорода - это универсальное средство

Данное соединение, как уже упоминалось выше, прекрасный окислитель. Однако с сильными представителями может вести себя и как восстановитель тоже. Кроме того, обладает выраженным бактерицидным эффектом.

Другое название данного соединения - перекись. Именно в таком виде его используют в медицине. 3% раствор кристаллогидрата рассматриваемого соединения - это медицинское лекарство, которое применяют для обработки небольших ран с целью их обеззараживания. Однако доказано, что при этом заживление ранения по времени увеличивается.

Также пероксид водорода используется в ракетном топливе, в промышленности для дезинфекции и отбеливания, в качестве пенообразователя для получения соответствующих материалов (пенопласта, например). Кроме того, перекись помогает очищать аквариумы, обесцвечивать волосы и отбеливать зубы. Однако при этом наносит вред тканям, поэтому специалистами в этих целях не рекомендуется.

Водород в таблице Менделеева располагается под номером один, в I и VII группах сразу. Символ водорода - H (лат. Hy­dro­ge­ni­um). Это очень легкий газ без цвета и запаха. Существует три изотопа водорода: 1H - протий, 2H - дейтерий и 3H - тритий (радиоактивен). Воздух или кислород в реакции с простым водородом H₂ легко воспламеняется, а также взрывоопасен. Водород не выделяет токсичных продуктов. Он растворим в этаноле и ряде металлов (особенно это касается побочной подгруппы).

Распространённость водорода на Земле

Как и кислород, водород имеет огромное значение. Но, в отличие от кислорода, водород почти весь находится в связанном виде с другими веществами. В свободном состоянии он находится лишь в атмосфере, но количество его там крайне ничтожно. Водород входит в состав почти всех органических соединений и живых организмов. Чаще всего он встречается в виде оксида - воды.

Физико-химические свойства

Водород не активен, а при нагревании или в присутствии катализаторов вступает в реакции практически со всеми простыми и сложными химическими элементами.

Реакция водорода с простыми химическими элементами

При повышенной температуре водород вступает в реакцию с кислородом, серой, хлором и азотом. вы узнаете, какие эксперименты с газами можно провести дома.

Опыт взаимодействия водорода с кислородом в лабораторных условиях

Возьмем чистый водород, который поступает по газоотводной трубке, и подожжем его. Он будет гореть еле заметным пламенем. Если же поместить водородную трубку в какой-либо сосуд, то он продолжит гореть, а на стенках образуются капельки воды. Это кислород вступил в реакцию с водородом:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

При горении водорода образуется много тепловой энергии. Температура соединения кислорода и водорода достигает 2000 °С. Кислород окислил водород, поэтому такая реакция называется реакцией окисления.

В обычных условиях (без подогрева) реакция протекает медленно. А при температуре выше 550 °С происходит взрыв (образуется так называемый гремучий газ). Раньше водород часто использовали в воздушных шарах, но из-за образования гремучего газа было много катастроф. У шара нарушалась целостность, и происходил взрыв: водород вступал в реакцию с кислородом. Поэтому сейчас используют гелий, который периодически подогревают пламенем.

Хлор взаимодействует с водородом и образует хлороводород (только в присутствии света и тепла). Химическая реакция водорода и хлора выглядит так:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl

Интересный факт: реакция фтора с водородом вызывает взрыв даже при темноте и температуре ниже 0 °С.

Взаимодействие азота с водородом может происходить только при нагревании и в присутствии катализатора. При этой реакции образуется аммиак. Уравнение реакции:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃

Реакция серы и водорода происходит с образованием газа - сероводорода. В результате чувствуется запах тухлых яиц:

Н₂ + S = H₂S

В металлах водород не только растворяется, но и может вступать в реакцию с ними. В результате образуются соединения, которые называются гидридами. Некоторые гидриды используют как топливо в ракетах. Также с их помощью получают ядерную энергию.

Реакция со сложными химическими элементами

Например, водород с оксидом меди. Возьмем трубку с водородом и пропустим через порошок оксида меди. Вся реакция проходит при нагревании. Черный порошок меди станет коричнево-красным (цвет простой меди). Ещё появятся капельки жидкости на ненагретых участках колбы - это образовалась .

Химическая реакция:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Как видим, водород вступил в реакцию с оксидом и восстановил медь.

Восстановительные реакции

Если вещество в ходе реакции отнимает оксид, оно является восстановителем. На примере реакции оксида меди с видим, что водород был восстановителем. Также он реагирует и с некоторыми другими оксидами , такими как HgO, MoO₃ и PbO. В любой реакции, если один из элементов является окислителем, другой будет восстановителем.

Все соединения водорода

Водородные соединения с неметаллами - очень летучие и ядовитые газы (например, сероводород, силан, метан).

Галогеноводороды - больше всего применяют хлороводород. При растворении он образует соляную кислоту. Также в эту группу входят: фтороводород, йодоводород и бромоводород. Все эти соединения в результате образуют соответствующие кислоты.

Пероксид водорода (химическая формула Н₂О₂) проявляет сильнейшие окислительные свойства.

Гидроксиды водорода или вода Н₂О.

Гидриды - это соединения с металлами.

Гидроксиды - это кислоты, основания и другие соединения, в состав которых входит водород.

Органические соединения : белки, жиры, липиды, гормоны и другие.

Кислород - самый распространенный на Земле элемент. Вместе с азотом и незначительным количеством других газов свободный кислород образует атмосферу Земли. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,15% по массе. В земной коре 58% атомов - это атомы связанного кислорода(47% по массе). Кислород входит в состав воды (запасы связанного кислорода в гидросфере исключительно велики), горных пород, многих минералов и солей, содержится в жирах, белках и углеводах, из которых состоят живые организмы. Практически весь свободный кислород Земли возник и сохраняется в результате процесса фотосинтеза.

Физические свойства.

Кислород- газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде малорастворим (в 1 л воды при 20 градусах растворяется 31 мл кислорода), но всё же лучше, чем другие газы атмосферы, поэтому вода обогащается кислородом. Плотность кислорода при нормальных условиях 1,429г/л. При температуре -183 0 С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнитное поле, а при -218,7°С, образует синие кристаллы.

Природный кислород имеет три изотопа О 16 , О 17 , О 18 .

Аллотропия- способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся лишь числом атомов в молекуле, либо строением.

Озон О 3 – существует в верхних слоях атмосферы на высоте 20-25 км от поверхности Земли и образует так называемый «озоновый слой», который защищает Землю от губительного ультрафиолетового излучения Солнца; бледно-фиолетовый, ядовитый в больших количествах газ со специфическим, резким, но приятным запахом. Температура плавления равна-192,7 0 С, температура кипения-111,9 0 С. В воде растворим лучше кислорода.

Озон - сильный окислитель. Его окислительная активность основана на способности молекулы разлагаться с выделением атомного кислорода:

Он окисляет многие простые и сложные вещества. С некоторыми металлами образует озониды, например озонид калия:

К + О 3 = КО 3

Озон получают в специальных приборах - озонаторах. В них под действием электрического разряда происходит превращение молекулярного кислорода в озон:

Аналогичная реакция происходит и под действием грозовых разрядов.

Применение озона обусловлено его сильными окислительными свойствами: он используется для отбеливания тканей, обеззараживания питьевой воды, в медицине как дезинфицирующее средство.

Вдыхание озона в больших количествах вредно: он раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных органов.

Химические свойства.

В химических реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства

Важнейшее химическое свойство - способность образовывать оксиды почти со всеми элементами. При этом с большинством веществ кислород реагирует непосредственно, особенно при нагревании.

В результате этих реакций, как правило, образуются оксиды, реже – пероксиды:

2Са + О 2 =2СаО

2Ва + О 2 =2ВаО

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом, платиной, их оксиды получаются косвенным путем. При нагревании сера, углерод, фосфор горят в кислороде.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при температуре 1200 0 С или в электрическом разряде:

N 2 + О 2 = 2NО

С водородом кислород образует воду:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.

Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.

Многие металлы при контакте с кислородом воздуха подвергаются разрушению - коррозии. Некоторые металлы в обычных условиях окисляются лишь с поверхности (например, алюминий, хром). Образующаяся пленка оксида препятствует дальнейшему взаимодействию.

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях - оксиды и простые вещества.

СН 4 +2О 2 =СО 2 + 2Н 2 О

Н 2 S+О 2 =2SО 2 +2Н 2 О

4NН 3 +ЗО 2 =2N 2 +6Н 2 О

4CH 3 NH 2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O

При взаимодействии со сложными веществами кислород выступает в качестве окислителя. На окислительной активности кислорода основано его важное свойство- способность поддерживать горение веществ.

С водородом кислород образует также соединение – пероксид водорода Н 2 О 2 – бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O