Неорганическая химия. Кислород. Водород

Водород

Водород (Н) – 1-й элемент периодической системы Менделеева – I и VII группа, главная подгруппа, 1 период. На внешнем -подуровне имеется 1 валентный электрон и 1 -подуровень свободный, отчего Н обладает двойной природой: в одних случаях он отдает электрон (восстановительные свойства), в других – принимает (окислительные свойства). Аr – 1,008; электронная конфигурация – . Н входит в состав всех органических соединений, содержится в некоторых природных газах, составляет 1/2 массы Солнца.

Физические свойства: – бесцветный газ, без запаха, самый легкий из всех газов.

Химические свойства: связь в молекуле – ковалентная неполярная. Энергия ионизации водорода высока, поэтому водород не образует ионных соединений. В обычных условиях молекула водорода очень устойчива – очень высокая энергия диссоциации и связи.

Соединения водорода с другими элементами носят ковалентный характер. В соединениях Н всегда одновалентен, степень окисления с неметаллами +1, металлами –1. При высокой температуре водород взаимодействует с щелочными и щелочноземельными металлами, образуя гидриды.

Связь в гидридах частично ионная. С галогенами Н реагирует по-разному:

- с F на холоде со взрывом;

- с Cl при нагревании или на свету реакция идет со взрывом по цепному механизму, разлагая атомы на радикалы;

- реакция с Вr происходит при нагревании;

- с I при сильном нагревании и не полностью, т. к. идет обратная реакция.

H восстанавливает многие металлы из их оксидов. С многими неметаллами H образует газообразные соединения: , – силан, – сероводород и др. Синтезом Н с N получают аммиак. Особо активен атомарный H. Он реагирует с кислородом без поджигания: . Без нагревания восстанавливает многие неметаллы. С галогенами реагирует быстро, даже в темноте.

Получение: в лаборатории в аппарате Кипа воздействием на него или с .

Или электролизом воды с добавлением NаОН.

В промышленности Н получают:

а) конверсией воды;

б) конверсией ;

в) кислородной конверсией;

г) нагреванием .

Общая характеристика подгруппы кислорода

Подгруппа кислорода, или халькогенов, – 6-я группа, включающая следующие элементы:

1) кислород – О;

2) сера – S;

3) селен – Se;

4) теллур – Te;

5) полоний – Po (радиоактивный элемент).

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: – на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: –1; –2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только –1 – в пероксидах; –2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – , т. к. у него нет d-подуровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и –1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 в SО, 4 – в , 6 – в . Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; –2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – ; S – ; Se – ; Te – ; Po – . Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом –2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: и – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: и . В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. – кислоты-восстановители, – окислители.

Кислород и его свойства

Кислород (О) стоит в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе, р-элемент. Электронная конфигурация – . Число электронов на внешнем уровне – 6. Кислород может принять 2 электрона и в редких случаях отдать. Валентность кислорода равна 2, степень окисления равна –2.

Физические свойства: кислород – бесцветный газ, без запаха и вкуса; в воде малорастворим, немного тяжелее воздуха. При –183°C и  кислород сжижается, приобретая голубоватый цвет. Строение молекулы: молекула кислорода двухатомна, в обычных условиях прочная, обладает магнитными свойствами. Связь в молекуле ковалентная неполярная. Кислород имеет аллотропную модификацию – озон – более сильный окислитель, чем кислород.

Химические свойства: до завершения энергетического уровня кислороду нужно 2 электрона, которые он принимает, проявляя степень окисления –2, но в соединении со фтором кислород –2 и  –1. Благодаря химической активности кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами. С металлами образует оксиды и пероксиды.

• Кислород не реагирует только с платиной. При повышенных и высоких температурах реагирует со многими неметаллами.
• Непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами. Кислород реагирует со многими сложными веществами.
• Кислороду характерны реакции горения.
• В кислороде горят многие органические вещества.
• При окислении кислородом уксусного альдегида получают уксусную кислоту.

Получение: в лаборатории:

1) электролизом водного раствора щелочи: при этом на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород;

2) разложением бертолетовой соли при нагревании: ;

3) очень чистый кислород получают: .

Нахождение в природе: кислород составляет 47,2% массы земной коры. В свободном состоянии он содержится в атмосферном воздухе – 21%. Входит в состав многих природных минералов, огромное его количество содержится в организмах растений и животных. Природный кислород состоит из 3 изотопов: О (16), О (17), О (18).

Применение: используется в химической, металлургической промышленности, в медицине.

Озон и его свойства

Озон () – одна из аллотропных модификаций кислорода. Строение молекулы: озон имеет нелинейное строение молекулы с углом между атомами 117°. Молекула озона обладает некоторой полярностью (несмотря на атомы одного рода, образующих молекулу озона), диамагнитна, так как не имеет неспаренных электронов.

Физические свойства: озон – синий газ, имеющий характерный запах; молекулярная масса = 48, температура плавления (твердого) = 192,7°C, температура кипения = 111,9°C. Жидкий и твердый озон взрывчат, токсичен, хорошо растворим в воде: при 0°C в 100 объемах воды растворяется до 49 объемов озона.

Химические свойства: озон – сильный окислитель, он окисляет все металлы, в том числе золото – Au и платину – Pt (и металлы платиновой группы). Озон воздействует на блестящую серебряную пластинку, которая мгновенно покрывается черным пероксидом серебра – ; бумага, смоченная скипидаром, воспламеняется, сернистые соединения металлов окисляются до солей серной кислоты; многие красящие вещества обесцвечиваются; разрушает органические вещества – при этом молекула озона отщепляет один атом кислорода, и озон превращается в обыкновенный кислород. А также большинство неметаллов переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды их металлов – в их сульфаты.

В химическом отношении молекулы озона неустойчивы – озон способен самопроизвольно распадаться на молекулярный кислород.

Получение: получают озон в озонаторах путем пропускания через кислород или воздух электрических искр.

Озон может образовываться при окислении влажного фосфора, смолистых веществ.

Определитель озона: чтобы опознать в воздухе наличие озона, необходимо в воздух погрузить бумажку, пропитанную раствором йодида калия и крахмальным клейстером – если бумажка приобрела синюю окраску, значит, в воздухе присутствует озон.

Нахождение в природе: в атмосфере озон образуется во время электрических разрядов.

Применение: будучи сильным окислителем, озон уничтожает различного рода бактерии, поэтому широко применяется в целях очищения воды и дезинфекции воздуха, используется как белящее средство.