Međudjelovanje vodika s kisikom je reakcija. Poglavlje IV.jednostavne i složene tvari. vodik i kisik. Zašto je vodik zapaljiv

10.1 Vodik

Naziv "vodik" odnosi se i na kemijski element i na jednostavnu tvar. Element vodik sastoji se od atoma vodika. jednostavna tvar vodik sastoji se od molekula vodika.

a) Kemijski element vodik

U prirodnom nizu elemenata redni broj vodika je 1. U sustavu elemenata vodik je u prvoj periodi u IA ili VIIA skupini.

Vodik je jedan od najzastupljenijih elemenata na Zemlji. Molarni udio atoma vodika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje (zajedničkim nazivom ovo se naziva zemljina kora) je 0,17. Nalazi se u vodi, mnogim mineralima, nafti, prirodnom plinu, biljkama i životinjama. Prosječno ljudsko tijelo sadrži oko 7 kilograma vodika.

Postoje tri izotopa vodika:
a) lagani vodik - protium,
b) teški vodik - deuterij(D)
c) superteški vodik - tricij(T).

Tricij je nestabilan (radioaktivan) izotop, pa se praktički ne pojavljuje u prirodi. Deuterij je stabilan, ali ima ga vrlo malo: w D = 0,015% (od mase cjelokupnog zemaljskog vodika). Stoga se atomska masa vodika vrlo malo razlikuje od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom vodika

Iz prethodni odjeljci tečaja kemije, već znate sljedeće karakteristike atoma vodika:

Valentne sposobnosti atoma vodika određene su prisutnošću jednog elektrona u jednoj valentnoj orbitali. Velika energija ionizacije čini da atom vodika nije sklon doniranju elektrona, a ne previsok afinitet prema elektronu dovodi do blage tendencije da ga prihvati. Posljedično, u kemijskim sustavima, stvaranje H kationa je nemoguće, a spojevi s H anionom nisu vrlo stabilni. Dakle, stvaranje kovalentne veze s drugim atomima zbog njegovog jednog nesparenog elektrona najkarakterističnije je za atom vodika. I u slučaju nastanka aniona i u slučaju nastanka kovalentne veze atom vodika je jednovalentan.
U jednostavnoj tvari oksidacijsko stanje atoma vodika je nula, u većini spojeva vodik ima oksidacijsko stanje +I, a samo u hidridima najmanje elektronegativnih elemenata u vodiku je oksidacijsko stanje –I.
Informacije o valentnim sposobnostima atoma vodika dane su u tablici 28. Valentno stanje atoma vodika povezanog jednom kovalentnom vezom s bilo kojim atomom označeno je u tablici simbolom "H-".

Tablica 28Valentne mogućnosti atoma vodika

Valentno stanje				Primjeri kemikalija
			ja 0 – ja	HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4Cl, H2SO4, NaHCO3, KOH H2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Molekula vodika

Dvoatomna molekula vodika H 2 nastaje kada se atomi vodika vežu jedinom za njih mogućom kovalentnom vezom. Komunikacija se formira mehanizmom razmjene. Prema načinu na koji se elektronski oblaci preklapaju, to je s-veza (Sl. 10.1 A). Budući da su atomi isti, veza je nepolarna.

Međuatomska udaljenost (točnije, ravnotežna međuatomska udaljenost, jer atomi vibriraju) u molekuli vodika r(H-H) = 0,74 A (Sl. 10.1 V), što je puno manje od zbroja orbitalnih polumjera (1,06 A). Posljedično, elektronski oblaci veznih atoma duboko se preklapaju (Sl. 10.1 b), a veza u molekuli vodika je jaka. O tome svjedoči i prilično velika vrijednost energije vezanja (454 kJ/mol).
Ako oblik molekule karakteriziramo graničnom površinom (slično graničnoj površini elektronskog oblaka), tada možemo reći da molekula vodika ima oblik blago deformirane (izdužene) lopte (sl. 10.1). G).

d) Vodik (tvar)

U normalnim uvjetima vodik je plin bez boje i mirisa. U ne velike količine nije toksičan. Čvrsti vodik se tali na 14 K (–259°C), dok tekući vodik vrije na 20 K (–253°C). Niska tališta i vrelišta, vrlo mali temperaturni interval za postojanje tekućeg vodika (samo 6 °C), kao i male molarne topline taljenja (0,117 kJ/mol) i isparavanja (0,903 kJ/mol) ukazuju da su međumolekulske veze u vodiku vrlo slab.
Gustoća vodika r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Za usporedbu: prosječna gustoća zraka je 1,29 g/l. Odnosno, vodik je 14,5 puta "lakši" od zraka. Praktički je netopljiv u vodi.
Na sobna temperatura vodik je neaktivan, ali kada se zagrije, reagira s mnogim tvarima. U tim reakcijama atomi vodika mogu i povećati i smanjiti svoje oksidacijsko stanje: H 2 + 2 e- \u003d 2H -I, H2 - 2 e- \u003d 2H + I.
U prvom slučaju, vodik je oksidacijsko sredstvo, na primjer, u reakcijama s natrijem ili kalcijem: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H 2 = CaH 2 . ( t)
Ali redukcijska svojstva su karakterističnija za vodik: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( t)
Zagrijavanjem vodik ne oksidira samo kisik, već i neki drugi nemetali, poput fluora, klora, sumpora, pa čak i dušika.
U laboratoriju se reakcijom proizvodi vodik

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

Umjesto cinka mogu se koristiti željezo, aluminij i neki drugi metali, a umjesto sumporne kiseline neke druge razrijeđene kiseline. Dobiveni vodik skuplja se u epruvetu metodom istiskivanja vode (vidi sl. 10.2). b) ili jednostavno u preokrenutu tikvicu (Sl. 10.2 A).

U industriji se vodik dobiva u velikim količinama iz prirodnog plina (uglavnom metana) interakcijom s vodenom parom na 800 °C u prisutnosti katalizatora nikla:

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

ili obrađen na visokoj temperaturi ugljenom vodenom parom:

2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. ( t)

Čisti vodik dobiva se iz vode njezinom razgradnjom elektro šok(podvrgnuti elektrolizi):

2H2O \u003d 2H2 + O2 (elektroliza).

e) Vodikovi spojevi

Hidridi (binarni spojevi koji sadrže vodik) dijele se u dvije glavne vrste:
a) hlapljiv (molekularni) hidridi,
b) soli slični (ionski) hidridi.
Elementi IVA - VIIA skupine i bor tvore molekularne hidride. Od njih su stabilni samo hidridi elemenata koji tvore nemetale:

B2H6 CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; BOK
S izuzetkom vode, svi ovi spojevi su plinovite tvari na sobnoj temperaturi, otuda im i naziv - "hlapljivi hidridi".
Neki od elemenata koji tvore nemetale također su uključeni u složenije hidride. Na primjer, ugljik tvori spojeve s općim formulama C n H2 n+2 , C n H2 n, C n H2 n-2 i drugi, gdje n može biti vrlo velik (organska kemija proučava te spojeve).
Ionski hidridi uključuju alkalijske, zemnoalkalne i magnezijeve hidride. Kristali ovih hidrida sastoje se od aniona H i kationa metala u najvišem oksidacijskom stanju Me ili Me 2 (ovisno o skupini sustava elemenata).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

I ionski i gotovo svi molekularni hidridi (osim H 2 O i HF) su redukcijski agensi, ali ionski hidridi pokazuju mnogo jača redukcijska svojstva od molekularnih.
Osim hidrida, vodik ulazi u sastav hidroksida i nekih soli. Sa svojstvima ovih složenijih vodikovih spojeva upoznat ćete se u sljedećim poglavljima.
Glavni potrošači vodika proizvedenog u industriji su pogoni za proizvodnju amonijaka i dušičnih gnojiva, gdje se amonijak dobiva izravno iz dušika i vodika:

N2 + 3H22NH3 ( R, t, Pt je katalizator).

Vodik se koristi u velikim količinama za proizvodnju metilnog alkohola (metanola) reakcijom 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO - katalizator), kao i u proizvodnji klorovodika, koji se dobiva izravno iz klora i vodika:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Ponekad se vodik koristi u metalurgiji kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji čistih metala, na primjer: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Od kojih se čestica sastoji jezgra a) protija, b) deuterija, c) tricija?
2. Usporedite energiju ionizacije atoma vodika s energijom ionizacije atoma drugih elemenata. Koji je element po ovom svojstvu najbliži vodiku?
3. Učinite isto za energiju afiniteta prema elektronu
4. Usporedite smjer polarizacije kovalentne veze i stupanj oksidacije vodika u spojevima: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Napiši najjednostavniju, molekularnu, strukturnu i prostornu formulu vodika. Koji se najčešće koristi?
6. Često kažu: "Vodik je lakši od zraka." Što se ovime misli? U kojim se slučajevima ovaj izraz može shvatiti doslovno, au kojim ne?
7. Napravite strukturne formule kalijevih i kalcijevih hidrida, te amonijaka, sumporovodika i bromovodika.
8. Poznavajući molarne topline taljenja i isparavanja vodika, odredite vrijednosti odgovarajućih specifičnih veličina.
9. Za svaku od četiri reakcije koje prikazuju osnovna kemijska svojstva vodika napravite elektronsku vagu. Nabroji oksidante i redukcijske agense.
10. Odredite masu cinka potrebnu da se laboratorijskim putem dobije 4,48 litara vodika.
11. Odredite masu i volumen vodika koji se može dobiti iz 30 m 3 smjese metana i vodene pare, uzetih u volumnom omjeru 1:2, uz iskorištenje od 80%.
12. Sastavite jednadžbe reakcija koje se odvijaju pri međudjelovanju vodika a) s fluorom, b) sa sumporom.
13. Reakcijske sheme u nastavku ilustriraju osnovna kemijska svojstva ionskih hidrida:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H 2
Ovdje je M litij, natrij, kalij, rubidij ili cezij. Sastavite jednadžbe odgovarajućih reakcija ako je M natrij. Ilustrirajte kemijska svojstva kalcijevog hidrida jednadžbama reakcija.
14. Koristeći metodu ravnoteže elektrona, napišite jednadžbe za sljedeće reakcije koje ilustriraju redukcijska svojstva nekih molekularnih hidrida:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Kisik

Kao iu slučaju vodika, riječ "kisik" je naziv i kemijskog elementa i jednostavne tvari. Osim jednostavne tvari" kisik"(dioksigen) kemijski element kisik tvori drugu jednostavnu tvar zvanu " ozon"(trikisik). Ovaj alotropske modifikacije kisik. Tvar kisik sastoji se od molekula kisika O 2 , a tvar ozon sastoji se od molekula ozona O 3 .

a) Kemijski element kisik

U prirodnom nizu elemenata redni broj kisika je 8. U sustavu elemenata kisik se nalazi u drugoj periodi u VIA skupini.
Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji. U zemljinoj kori svaki drugi atom je atom kisika, odnosno molarni udio kisika u atmosferi, hidrosferi i litosferi Zemlje iznosi oko 50%. Kisik (tvar) - komponenta zrak. Volumni udio kisika u zraku je 21%. Kisik (element) ulazi u sastav vode, mnogih minerala, kao i biljaka i životinja. Ljudsko tijelo sadrži prosječno 43 kg kisika.
Prirodni kisik sastoji se od tri izotopa (16 O, 17 O i 18 O), od kojih je najlakši izotop 16 O. Stoga je atomska masa kisika blizu 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom kisika

Znate sljedeće karakteristike atoma kisika.

Tablica 29Valentne mogućnosti atoma kisika

Valentno stanje				Primjeri kemikalija
				Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *
			-II – ja 0 +ja +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 O2** O 2 F 2 OD 2
				NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2 , K 2 O 2 , CaO 2 , BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Ovi se oksidi također mogu smatrati ionskim spojevima.
** Atomi kisika u molekuli nisu u zadanom valentnom stanju; ovo je samo primjer tvari s oksidacijskim stanjem atoma kisika jednakim nuli
Velika energija ionizacije (kao kod vodika) isključuje stvaranje jednostavnog kationa iz atoma kisika. Energija afiniteta prema elektronu je prilično visoka (gotovo dvostruko veća od one kod vodika), što daje veću sklonost atomu kisika da veže elektrone i sposobnost stvaranja aniona O 2A. Ali energija afiniteta prema elektronu atoma kisika još uvijek je manja od energije atoma halogena, pa čak i drugih elemenata skupine VIA. Stoga anioni kisika ( oksidni ioni) postoje samo u spojevima kisika s elementima čiji atomi vrlo lako doniraju elektrone.
Dijeljenjem dva nesparena elektrona, atom kisika može formirati dvije kovalentne veze. Dva usamljena para elektrona, zbog nemogućnosti ekscitacije, mogu stupiti samo u donor-akceptorsku interakciju. Dakle, bez uzimanja u obzir mnogostrukosti veza i hibridizacije, atom kisika može biti u jednom od pet valentnih stanja (tablica 29).
Najkarakterističnije za atom kisika je valentno stanje sa W k \u003d 2, odnosno stvaranje dviju kovalentnih veza zbog dva nesparena elektrona.
Vrlo visoka elektronegativnost atoma kisika (veća je samo fluor) dovodi do činjenice da u većini svojih spojeva kisik ima oksidacijsko stanje -II. Postoje tvari u kojima kisik pokazuje druge vrijednosti oksidacijskog stanja, neke od njih su dane u tablici 29 kao primjeri, a usporedna stabilnost prikazana je na sl. 10.3.

c) Molekula kisika

Eksperimentalno je utvrđeno da dvoatomna molekula kisika O 2 sadrži dva nesparena elektrona. Metodom valentnih veza ne može se objasniti takva elektronska struktura ove molekule. Ipak, veza u molekuli kisika po svojstvima je bliska kovalentnoj vezi. Molekula kisika je nepolarna. Međuatomska udaljenost ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) manja je od udaljenosti između atoma povezanih jednostrukom vezom. Molarna energija vezanja je prilično visoka i iznosi 498 kJ/mol.

d) Kisik (tvar)

U normalnim uvjetima kisik je plin bez boje i mirisa. Kruti kisik se tali na 55 K (–218 °C), dok tekući kisik vrije na 90 K (–183 °C).
Međumolekulske veze u krutom i tekućem kisiku su nešto jače nego u vodiku, što dokazuje veći temperaturni interval za postojanje tekućeg kisika (36 °C) i molarne topline taljenja (0,446 kJ/mol) i isparavanja (6,83). kJ/mol).
Kisik je slabo topljiv u vodi: na 0 ° C, samo 5 volumena kisika (plina!) se otapa u 100 volumena vode (tekućine!)
Visoka sklonost atoma kisika da vežu elektrone i visoka elektronegativnost dovode do činjenice da kisik pokazuje samo oksidacijska svojstva. Ova svojstva posebno dolaze do izražaja kada visoka temperatura.
Kisik reagira s mnogim metalima: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nemetali: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
i složene tvari: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Najčešće se kao rezultat takvih reakcija dobivaju različiti oksidi (vidi Poglavlje II § 5), ali aktivni alkalijski metali, poput natrija, kada se spali, pretvaraju se u perokside:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Strukturna formula dobivenog natrijeva peroksida (Na) 2 (O-O).
Tinjajući iver stavljen u kisik se rasplamsava. Ovo je prikladan i jednostavan način otkrivanja čistog kisika.
U industriji se kisik iz zraka dobiva rektifikacijom (kompleksnom destilacijom), au laboratoriju termičkom razgradnjom nekih spojeva koji sadrže kisik, npr.
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalizator);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
te dodatno katalitičkom razgradnjom vodikovog peroksida na sobnoj temperaturi: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalizator).
Čisti kisik se koristi u industriji za intenziviranje onih procesa u kojima dolazi do oksidacije i za stvaranje visokotemperaturnog plamena. U raketnoj tehnici tekući kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo.
Kisik ima važnu ulogu u održavanju života biljaka, životinja i ljudi. U normalnim uvjetima, čovjek treba dovoljno kisika da udiše zrak. Ali u uvjetima kada nema dovoljno zraka ili ga potpuno nema (u zrakoplovima, tijekom ronjenja, u svemirskim brodovima itd.), posebni plinske smjese koji sadrži kisik. Kisik se također koristi u medicini za bolesti koje uzrokuju poteškoće s disanjem.

e) Ozon i njegove molekule

Ozon O 3 je druga alotropska modifikacija kisika.
Troatomna molekula ozona ima kutnu strukturu na sredini između dvije strukture predstavljene sljedećim formulama:

Ozon je tamnoplavi plin oštrog mirisa. Zbog jakog oksidativnog djelovanja otrovan je. Ozon je jedan i pol puta "teži" od kisika i nešto više od kisika, topiv u vodi.
Ozon nastaje u atmosferi iz kisika tijekom električnih pražnjenja munje:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

Na uobičajenim temperaturama ozon se polako pretvara u kisik, a kada se zagrijava, taj proces se odvija eksplozijom.
Ozon se nalazi u takozvanom "ozonskom omotaču" zemljine atmosfere, štiteći sav život na Zemlji od štetnog djelovanja sunčevog zračenja.
U nekim gradovima ozon se koristi umjesto klora za dezinfekciju (dekontaminaciju) vode za piće.

Nacrtajte strukturne formule sljedećih tvari: 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 . Imenuj te tvari. Opišite valentna stanja atoma kisika u tim spojevima.
Odredite valenciju i oksidacijsko stanje svakog od atoma kisika.
2. Napravite jednadžbe za reakcije gorenja u kisiku litija, magnezija, aluminija, silicija, crvenog fosfora i selena (atomi selena oksidiraju se do oksidacijskog stupnja + IV, atomi preostalih elemenata do najvišeg oksidacijskog stupnja ). Kojim klasama oksida pripadaju produkti ovih reakcija?
3. Koliko se litara ozona može dobiti (u normalnim uvjetima) a) iz 9 litara kisika, b) iz 8 g kisika?

Voda je najzastupljenija tvar u zemljinoj kori. Masa vode na Zemlji procjenjuje se na 10 18 tona. Voda je osnova hidrosfere našeg planeta, osim toga, sadržana je u atmosferi, u obliku leda tvori polarne kape Zemlje i visokoplaninske ledenjake, a također je dio raznih stijene. Maseni udio vode u ljudskom tijelu je oko 70%.
Voda je jedina tvar koja ima svoja posebna imena u sva tri agregatna stanja.

Elektronska struktura molekule vode (Sl. 10.4 A) prethodno smo detaljno proučili (vidi § 7.10).
Zbog polariteta O–H veza i kutnog oblika, molekula vode je električni dipol.

Za karakterizaciju polariteta električnog dipola potrebna je fizička veličina nazvana " električni moment električnog dipola ili jednostavno" dipolni trenutak".

U kemiji se dipolni moment mjeri u debyjima: 1 D = 3,34. 10-30 C. m

U molekuli vode postoje dvije polarne kovalentne veze, odnosno dva električna dipola od kojih svaki ima svoj dipolni moment (i). Ukupni dipolni moment molekule jednak je vektorskom zbroju ta dva momenta (sl. 10.5):

(H2O) = ,

Gdje q 1 i q 2 - parcijalni naboji (+) na atomima vodika, i i - međuatomski razmaci O - H u molekuli. Jer q 1 = q 2 = q, a , zatim

U tablici su dati eksperimentalno određeni dipolni momenti molekule vode i nekih drugih molekula.

Tablica 30Dipolni momenti nekih polarnih molekula

Molekula		Molekula		Molekula

S obzirom na dipolnu prirodu molekule vode, ona se često shematski prikazuje na sljedeći način:
Čista voda je bezbojna tekućina bez okusa i mirisa. U tablici su navedena neka osnovna fizikalna svojstva vode.

Tablica 31Neka fizička svojstva vode

Velike vrijednosti molarnih toplina taljenja i isparavanja (za red veličine veće od onih kod vodika i kisika) pokazuju da su molekule vode, kako u krutim tako iu tekućim tvarima, dosta čvrsto međusobno povezane. Te se veze nazivaju vodikove veze".

ELEKTRIČNI DIPOL, DIPOLNI MOMENT, POLARITET KOMUNIKACIJE, POLARITET MOLEKULE.
Koliko valentnih elektrona atoma kisika sudjeluje u stvaranju veza u molekuli vode?
2. Kod preklapanja kojih orbitala nastaju veze između vodika i kisika u molekuli vode?
3. Napravite dijagram nastanka veza u molekuli vodikovog peroksida H 2 O 2. Što možete reći o prostornoj strukturi ove molekule?
4. Međuatomske udaljenosti u molekulama HF, HCl i HBr jednake su 0,92; 1.28 i 1.41. Pomoću tablice dipolnih momenata izračunajte i usporedite parcijalne naboje na atomima vodika u tim molekulama.
5. Međuatomske udaljenosti S - H u molekuli sumporovodika jednake su 1,34, a kut između veza je 92 °. Odredite vrijednosti parcijalnih naboja na atomima sumpora i vodika. Što možete reći o hibridizaciji valentnih orbitala atoma sumpora?

10.4. vodikova veza

Kao što već znate, zbog značajne razlike u elektronegativnosti vodika i kisika (2,10 i 3,50), atom vodika u molekuli vode dobiva veliki pozitivni parcijalni naboj ( q h = 0,33 e), a atom kisika ima još veći negativni parcijalni naboj ( q h = -0,66 e). Prisjetimo se također da atom kisika ima dva usamljena para elektrona po sp 3-hibridni AO. Atom vodika jedne molekule vode privlači atom kisika druge molekule, a, osim toga, poluprazni 1s-AO atoma vodika djelomično prihvaća par elektrona od atoma kisika. Kao rezultat tih međudjelovanja među molekulama nastaje posebna vrsta međumolekulskih veza – vodikova veza.
U slučaju vode, stvaranje vodikove veze može se shematski prikazati na sljedeći način:

U posljednjoj strukturnoj formuli, tri točke (isprekidane crte, ne elektroni!) pokazuju vodikovu vezu.

Vodikova veza ne postoji samo između molekula vode. Formira se ako su ispunjena dva uvjeta:
1) u molekuli postoji jako polarna H–E veza (E je simbol atoma dovoljno elektronegativnog elementa),
2) u molekuli se nalazi atom E s velikim negativnim parcijalnim nabojem i nepodijeljenim parom elektrona.
Kao element E može biti fluor, kisik i dušik. Vodikove veze su mnogo slabije ako je E klor ili sumpor.
Primjeri tvari s vodikovom vezom između molekula: vodikov fluorid, čvrsti ili tekući amonijak, etilni alkohol i mnogi drugi.

U tekućem fluorovodiku njegove su molekule vodikovim vezama povezane u prilično dugačke lance, dok u tekućem i krutom amonijaku nastaju trodimenzionalne mreže.
Snaga vodikove veze je posredna između kemijska veza i druge vrste međumolekulskih veza. Molarna energija vodikove veze obično je u rasponu od 5 do 50 kJ/mol.
U čvrstoj vodi (to jest, kristalima leda), svi atomi vodika su vodikovom vezom vezani za atome kisika, pri čemu svaki atom kisika tvori dvije vodikove veze (koristeći oba usamljena para elektrona). Takva struktura led čini "labavijim" u odnosu na tekuću vodu, gdje dolazi do kidanja nekih vodikovih veza, a molekule dobivaju priliku nešto gušće se "spakirati". Ova značajka strukture leda objašnjava zašto, za razliku od većine drugih tvari, voda u krutom stanju ima manju gustoću nego u tekućem stanju. Voda postiže najveću gustoću na 4 ° C - na ovoj temperaturi se prekida dosta vodikovih veza, a toplinsko širenje još nema jako jak učinak na gustoću.
Vodikove veze vrlo su važne u našem životu. Zamislite na trenutak da su se vodikove veze prestale stvarati. Evo nekih posljedica:

• voda na sobnoj temperaturi postala bi plinovita jer bi joj vrelište palo na oko -80°C;
• svi rezervoari bi se počeli smrzavati od dna, jer bi gustoća leda bila veća od gustoće tekuće vode;
• dvostruka spirala DNK bi prestala postojati, i još mnogo toga.

Navedeni primjeri dovoljni su da shvatimo da bi u tom slučaju priroda na našem planetu bila potpuno drugačija.

VODIKOVA VEZA, UVJETI NJENOG NASTANKA.
Formula etilnog alkohola je CH3-CH2-O-H. Između kojih atoma različitih molekula ove tvari nastaju vodikove veze? Napravite strukturne formule koje ilustriraju njihov nastanak.
2. Vodikove veze ne postoje samo u pojedinačnim tvarima, već iu otopinama. Prikaži sa strukturne formule kako nastaju vodikove veze u vodenoj otopini a) amonijaka, b) fluorovodika, c) etanola (etilnog alkohola). \u003d 2H 2 O.
Obje ove reakcije odvijaju se u vodi stalno i istom brzinom, stoga u vodi postoji ravnoteža: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ova ravnoteža se zove ravnoteža autoprotolize voda.

Izravna reakcija ovog reverzibilnog procesa je endotermna, pa se pri zagrijavanju povećava autoprotoliza, dok je na sobnoj temperaturi ravnoteža pomaknuta ulijevo, odnosno koncentracije H 3 O i OH iona su zanemarive. Čemu su jednaki?
Prema zakonu djelovanja mase

Ali zbog činjenice da je broj izreagiranih molekula vode beznačajan u usporedbi s ukupnim brojem molekula vode, možemo pretpostaviti da se koncentracija vode tijekom autoprotolize praktički ne mijenja, a 2 = const Tako niska koncentracija suprotno nabijenih iona u čistoj vodi objašnjava zašto ova tekućina, iako slabo, ipak provodi električnu struju.

AUTOPROTOLIZA VODE, KONSTANTA AUTOPROTOLIZE (IONSKI PRODUKT) VODE.
Ionski proizvod tekućeg amonijaka (vrelište -33 ° C) je 2 10 -28. Napišite jednadžbu za autoprotolizu amonijaka. Odredite koncentraciju amonijevih iona u čistom tekućem amonijaku. Električna vodljivost koje je od tvari veća, vode ili tekućeg amonijaka?

1. Dobivanje vodika i njegovo izgaranje (redukcijska svojstva).
2. Dobivanje kisika i izgaranje tvari u njemu (oksidacijska svojstva).

Kisik je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. Čini otprilike polovicu težine zemljine kore, vanjskog omotača planeta. U kombinaciji s vodikom stvara vodu koja prekriva više od dvije trećine Zemljine površine.

Ne možemo vidjeti kisik, niti ga možemo okusiti ili namirisati. Međutim, ono čini jednu petinu zraka i vitalno je. Da bismo živjeli, mi, poput životinja i biljaka, trebamo disati.

Kisik je neizostavan sudionik kemijskih reakcija koje se odvijaju unutar bilo koje mikroskopske stanice živog organizma, uslijed čega hranjivim tvarima te se oslobađa energija potrebna za život. Zato je kisik toliko potreban svakom živom biću (s izuzetkom nekoliko vrsta mikroba).

Prilikom gorenja tvari se spajaju s kisikom, oslobađajući energiju u obliku topline i svjetlosti.

Vodik

Najčešći element u svemiru je vodik. Ono čini najveći dio većine zvijezda. Na Zemlji je većina vodika (kemijski simbol H) vezana za kisik (O) u vodu (H20). Vodik je najjednostavniji i najjednostavniji laka kemikalija element, budući da se svaki njegov atom sastoji samo od jednog protona i jednog elektrona.

Početkom 20. stoljeća zračni brodovi i velike letjelice punjeni su vodikom. Međutim, vodik je vrlo zapaljiv. Nakon nekoliko katastrofa izazvanih požarima, vodik se više nije koristio u zračnim brodovima. Danas se u aeronautici koristi još jedan laki plin - nezapaljivi helij.

Vodik se spaja s ugljikom u tvari koje se nazivaju ugljikovodici. To uključuje proizvode dobivene iz prirodnog plina i sirove nafte, kao što su plinoviti propan i butan, ili tekući benzin. Vodik se također spaja s ugljikom i kisikom u ugljikohidrate. Škrob u krumpiru i riži te šećer u cikli su ugljikohidrati.

Sunce i druge zvijezde uglavnom se sastoje od vodika. U središtu zvijezde monstruozne temperature i pritisci tjeraju atome vodika da se međusobno spoje i pretvore u drugi plin - helij. Time se oslobađa ogromna količina energije u obliku topline i svjetlosti.

• Oznaka - H (vodik);
• Latinski naziv - Hydrogenium;
• Razdoblje - I;
• Grupa - 1 (Ia);
• Atomska masa - 1,00794;
• Atomski broj - 1;
• Polumjer atoma = 53 pm;
• Kovalentni polumjer = 32 pm;
• Raspodjela elektrona - 1s 1;
• talište = -259,14°C;
• vrelište = -252,87°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu / prema Alpredu i Rochovu) \u003d 2,02 / -;
• Oksidacijsko stanje: +1; 0; -1;
• Gustoća (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
• Molarni volumen = 14,1 cm3/mol.

Binarni spojevi vodika s kisikom:

Vodik ("rađanje vode") otkrio je engleski znanstvenik G. Cavendish 1766. godine. Ovo je najjednostavniji element u prirodi - atom vodika ima jezgru i jedan elektron, vjerojatno je iz tog razloga vodik najčešći element u svemiru (više od polovice mase većine zvijezda).

O vodiku možemo reći da je "špula mala, ali skupa". Unatoč svojoj "jednostavnosti", vodik daje energiju svim živim bićima na Zemlji - na Suncu se odvija kontinuirana termonuklearna reakcija tijekom koje se iz četiri atoma vodika formira jedan atom helija, taj proces prati oslobađanje enormne količine energija (za više detalja, vidi Nuklearna fuzija).

U zemljinoj kori maseni udio vodika iznosi samo 0,15%. U međuvremenu, velika većina (95%) svih poznatih na Zemlji kemijske tvari sadrže jedan ili više atoma vodika.

U spojevima s nemetalima (HCl, H 2 O, CH 4 ...), vodik predaje svoj jedini elektron više elektronegativnih elemenata, pokazujući oksidacijsko stanje +1 (češće), tvoreći samo kovalentne veze (vidi Kovalentna veza).

U spojevima s metalima (NaH, CaH 2 ...), vodik, naprotiv, preuzima na svoju jedinu s-orbitalu još jedan elektron, pokušavajući tako dovršiti svoj elektronski sloj, pokazujući oksidacijsko stanje -1 (rjeđe) , tvoreći češće ionsku vezu (vidi Ionska veza), budući da razlika u elektronegativnosti atoma vodika i atoma metala može biti prilično velika.

H2

U plinovitom stanju vodik je u obliku dvoatomnih molekula koje tvore nepolarnu kovalentnu vezu.

Molekule vodika imaju:

• velika mobilnost;
• velika snaga;
• niska polarizabilnost;
• male veličine i težine.

Svojstva plinovitog vodika:

• najlakši plin u prirodi, bez boje i mirisa;
• slabo topljiv u vodi i organskim otapalima;
• otapa se u malim količinama u tekućim i čvrstim metalima (osobito u platini i paladiju);
• teško se pretvara u tekućinu (zbog niske polarizabilnosti);
• ima najveću toplinsku vodljivost od svih poznatih plinova;
• kada se zagrijava, reagira s mnogim nemetalima, pokazujući svojstva redukcijskog sredstva;
• na sobnoj temperaturi reagira s fluorom (dolazi do eksplozije): H 2 + F 2 = 2HF;
• reagira s metalima stvarajući hidride, pokazujući oksidacijska svojstva: H 2 + Ca = CaH 2;

U spojevima, vodik pokazuje svoja redukcijska svojstva mnogo jače od oksidacijskih. Vodik je najjači redukcijski agens nakon ugljena, aluminija i kalcija. Reducirajuća svojstva vodika naširoko se koriste u industriji za dobivanje metala i nemetala ( jednostavne tvari) od oksida i galida.

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O

Reakcije vodika s jednostavnim tvarima

Vodik prihvaća elektron, igrajući ulogu redukcijsko sredstvo, u reakcijama:

• S kisik(pri paljenju ili u prisutnosti katalizatora), u omjeru 2:1 (vodik:kisik) nastaje eksplozivni detonirajući plin: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ.
• S siva(kada se zagrije na 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• S klor(kada se zapali ili zrači UV zrakama): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H + 1 Cl
• S fluor: H20 + F2 \u003d 2H +1 F
• S dušik(pri zagrijavanju u prisutnosti katalizatora ili pri visokom tlaku): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Vodik donira elektron, igrajući ulogu oksidacijsko sredstvo, u reakcijama sa alkalni I zemno alkalna metali tvore metalne hidride - ionske spojeve nalik soli koji sadrže hidridne ione H - nestabilne su kristalne tvari bijele boje.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Nije uobičajeno da vodik pokazuje oksidacijsko stanje -1. Reagirajući s vodom, hidridi se raspadaju, reducirajući vodu do vodika. Reakcija kalcijevog hidrida s vodom je sljedeća:

CaH 2 -1 + 2H 2 + 1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Reakcije vodika sa složenim tvarima

• na visokoj temperaturi vodik reducira mnoge metalne okside: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
• metilni alkohol nastaje kao rezultat reakcije vodika s ugljikovim monoksidom (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• u reakcijama hidrogenacije vodik reagira s mnogim organskim tvarima.

Detaljnije, jednadžbe kemijskih reakcija vodika i njegovih spojeva razmatraju se na stranici "Vodik i njegovi spojevi - jednadžbe kemijskih reakcija s vodikom".

Primjena vodika

• u nuklearnoj energetici koriste se izotopi vodika - deuterij i tricij;
• u kemijskoj industriji vodik se koristi za sintezu mnogih organskih tvari, amonijaka i klorovodika;
• V Industrija hrane vodik se koristi u proizvodnji krutih masti putem hidrogenacije biljna ulja;
• za zavarivanje i rezanje metala koristi se visoka temperatura izgaranja vodika u kisiku (2600 ° C);
• u proizvodnji nekih metala vodik se koristi kao redukcijsko sredstvo (vidi gore);
• budući da je vodik laki plin, koristi se u aeronautici kao punilo baloni, baloni, zračni brodovi;
• Kao gorivo koristi se vodik pomiješan s CO.

Nedavno su znanstvenici veliku pozornost posvetili potrazi za alternativnim izvorima obnovljive energije. Jedno od perspektivnih područja je "vodikova" energija, u kojoj se vodik koristi kao gorivo, čiji je produkt izgaranja obična voda.

Metode dobivanja vodika

Industrijske metode za proizvodnju vodika:

• konverzija metana (katalitička redukcija vodene pare) s vodenom parom na visokoj temperaturi (800°C) na nikalnom katalizatoru: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• konverzija ugljičnog monoksida s vodenom parom (t=500°C) na Fe 2 O 3 katalizatoru: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• toplinska razgradnja metana: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• rasplinjavanje kruta goriva(t=1000°C): C + H20 = CO + H2;
• elektroliza vode (vrlo skupa metoda kojom se dobiva vrlo čisti vodik): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratorijske metode za proizvodnju vodika:

• djelovanje na metale (obično cink) s klorovodičnom ili razrijeđenom sumpornom kiselinom: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2;
• interakcija vodene pare s vrućim željeznim strugotinama: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Kemijska svojstva vodika

U normalnim uvjetima, molekularni vodik je relativno neaktivan, spajajući se izravno samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom, a na svjetlu i s klorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima.

Vodik reagira s jednostavnim i složenim tvarima:

- Interakcija vodika s metalima dovodi do stvaranja složenih tvari - hidrida, u čijim je kemijskim formulama atom metala uvijek na prvom mjestu:

Na visokoj temperaturi vodik reagira izravno s nekim metalima(alkalne, zemnoalkalne i druge), tvoreći bijele kristalne tvari - metalne hidride (Li H, Na H, KH, CaH 2, itd.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metalni hidridi se lako razgrađuju vodom uz stvaranje odgovarajuće lužine i vodika:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

- Kada vodik međudjeluje s nemetalima nastaju hlapljivi spojevi vodika. U kemijska formula hlapljivi spoj vodika, atom vodika može biti na prvom ili na drugom mjestu, ovisno o mjestu u PSCE (vidi ploču na slajdu):

1). S kisikom Vodik stvara vodu:

Video "Izgaranje vodika"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

Na uobičajenim temperaturama reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550 ° C - uz eksploziju (smjesa 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 naziva se eksplozivan plin) .

Video "Eksplozija eksplozivnog plina"

Video "Priprema i eksplozija eksplozivne smjese"

2). S halogenima Vodik tvori halogenovodike, na primjer:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Vodik eksplodira s fluorom (čak iu mraku i na -252°C), s klorom i bromom reagira samo pri osvjetljavanju ili zagrijavanju, a s jodom samo pri zagrijavanju.

3). S dušikom Vodik reagira uz stvaranje amonijaka:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima.

4). Pri zagrijavanju vodik snažno reagira sa sumporom:

H 2 + S \u003d H 2 S (vodikov sulfid),

mnogo teže sa selenom i telurom.

5). s čistim ugljikom Vodik može reagirati bez katalizatora samo na visokim temperaturama:

2H 2 + C (amorfni) = CH 4 (metan)

- Vodik stupa u reakciju supstitucije s metalnim oksidima , dok se u proizvodima stvara voda i reducira metal. Vodik - pokazuje svojstva redukcijskog sredstva:

Koristi se vodik za obnavljanje mnogih metala, budući da oduzima kisik njihovim oksidima:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, itd.

Primjena vodika

Video "Upotreba vodika"

Trenutno se vodik proizvodi u ogromnim količinama. Vrlo veliki dio koristi se u sintezi amonijaka, hidrogenaciji masti i hidrogenaciji ugljena, ulja i ugljikovodika. Osim toga, vodik se koristi za sintezu klorovodične kiseline, metilnog alkohola, cijanovodične kiseline, u zavarivanju i kovanju metala, kao iu proizvodnji žarulja sa žarnom niti i drago kamenje. Vodik se prodaje u cilindrima pod tlakom većim od 150 atm. Obojeni su tamnozelenom bojom i opremljeni crvenim natpisom "Hydrogen".

Vodik se koristi za pretvaranje tekućih masti u čvrste (hidrogenizacija), za proizvodnju tekućih goriva hidrogenizacijom ugljena i loživog ulja. U metalurgiji se vodik koristi kao redukcijsko sredstvo za okside ili kloride za proizvodnju metala i nemetala (germanija, silicija, galija, cirkonija, hafnija, molibdena, volframa itd.).

Praktična primjena vodika je raznolika: obično se puni balonima, u kemijskoj industriji služi kao sirovina za proizvodnju mnogih vrlo važnih proizvoda (amonijak i dr.), u prehrambenoj industriji - za proizvodnju čvrstih masti iz biljnih ulja itd. Visoka temperatura (do 2600 °C), dobivena izgaranjem vodika u kisiku, koristi se za taljenje vatrostalnih metala, kvarca i dr. Tekući vodik jedno je od najučinkovitijih mlaznih goriva. Godišnja svjetska potrošnja vodika premašuje milijun tona.

SIMULATORI

broj 2. Vodik

ZADACI ZA UTVRĐIVANJE

Zadatak broj 1
Sastavite jednadžbe reakcija međudjelovanja vodika sa sljedećim tvarima: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , živin oksid (II), volframov oksid (VI). Imenujte reakcijske produkte, navedite vrste reakcija.

Zadatak broj 2
Provedite transformacije prema shemi:
H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Zadatak broj 3.
Izračunajte masu vode koja se može dobiti izgaranjem 8 g vodika?

Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji. Zajedno s dušikom i malom količinom drugih plinova, slobodni kisik tvori Zemljinu atmosferu. Njegov sadržaj u zraku je 20,95% volumnih ili 23,15% masenih. U zemljinoj kori 58% atoma su atomi vezanog kisika (47% mase). Kisik ulazi u sastav vode (rezerve vezanog kisika u hidrosferi su izuzetno velike), stijena, mnogih minerala i soli, a nalazi se u mastima, bjelančevinama i ugljikohidratima od kojih su izgrađeni živi organizmi. Gotovo sav slobodni kisik na Zemlji nastaje i pohranjuje kao rezultat procesa fotosinteze.

fizička svojstva.

Kisik je plin bez boje, okusa i mirisa, malo teži od zraka. Slabo je topiv u vodi (u 1 litri vode na 20 stupnjeva otopi se 31 ml kisika), ali je ipak bolji od ostalih atmosferskih plinova, pa je voda obogaćena kisikom. Gustoća kisika u normalnim uvjetima je 1,429 g/l. Pri temperaturi od -183 0 C i tlaku od 101,325 kPa kisik prelazi u tekuće stanje. Tekući kisik ima plavičastu boju, uvlači se u magnetsko polje i na -218,7 °C stvara plave kristale.

Prirodni kisik ima tri izotopa O 16, O 17, O 18.

alotropija- sposobnost kemijski element postoje u obliku dviju ili više jednostavnih tvari koje se razlikuju samo po broju atoma u molekuli ili po strukturi.

Ozon O 3 - postoji u gornje slojeve atmosfere na visini od 20-25 km od površine Zemlje i tvori takozvani "ozonski omotač", koji štiti Zemlju od razornog ultraljubičasto zračenje Sunce; blijedoljubičasti, otrovni plin u velikim količinama specifičnog, oštrog, ali ugodnog mirisa. Talište je -192,7 0 C, vrelište -111,9 0 C. Topimo se u vodi bolje od kisika.

Ozon je jako oksidacijsko sredstvo. Njegova oksidacijska aktivnost temelji se na sposobnosti molekule da se razgradi uz oslobađanje atomskog kisika:

Oksidira mnoge jednostavne i složene tvari. S nekim metalima, na primjer s kalijevim ozonidom, stvara ozonide:

K + O 3 \u003d KO 3

Ozon se dobiva iz specijalni uređaji- ozonatori. U njima se pod djelovanjem električnog pražnjenja molekularni kisik pretvara u ozon:

Slična reakcija događa se pod djelovanjem pražnjenja munje.

Upotreba ozona je zbog njegovih jakih oksidacijskih svojstava: koristi se za izbjeljivanje tkanina, dezinfekciju piti vodu, u medicini kao dezinfekcijsko sredstvo.

Udisanje ozona u velikim količinama štetno je: nadražuje sluznicu očiju i dišnih organa.

Kemijska svojstva.

U kemijske reakcije s atomima drugih elemenata (osim fluora), kisik pokazuje isključivo oksidacijska svojstva

Najvažniji kemijsko svojstvo- sposobnost stvaranja oksida s gotovo svim elementima. Istodobno, kisik izravno reagira s većinom tvari, osobito kada se zagrijava.

Kao rezultat ovih reakcija u pravilu nastaju oksidi, rjeđe peroksidi:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Va + O 2 = 2VaO

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Kisik ne komunicira izravno s halogenima, zlatom, platinom, njihovi oksidi se dobivaju neizravno. Kada se zagrijavaju, sumpor, ugljik, fosfor izgaraju u kisiku.

Interakcija kisika s dušikom počinje tek pri temperaturi od 1200 0 C ili u električnom pražnjenju:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Kisik se spaja s vodikom u vodu:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Tijekom ove reakcije oslobađa se značajna količina topline.

Mješavina dvaju volumena vodika s jednim kisikom eksplodira kad se zapali; naziva se eksplozivan plin.

Mnogi metali u dodiru s atmosferskim kisikom podliježu destrukciji - koroziji. Neki se metali u normalnim uvjetima oksidiraju samo s površine (na primjer, aluminij, krom). Dobiveni oksidni film sprječava daljnju interakciju.

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Složene tvari pod određenim uvjetima također stupaju u interakciju s kisikom. U tom slučaju nastaju oksidi, au nekim slučajevima oksidi i jednostavne tvari.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

H2S + O2 \u003d 2SO2 + 2H2O

4NH3 + ZO2 \u003d 2N2 + 6H2O

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O

U interakciji sa složenim tvarima, kisik djeluje kao oksidacijsko sredstvo. Njegovo važno svojstvo temelji se na oksidativnoj aktivnosti kisika – sposobnost održavanja izgaranje tvari.

S vodikom, kisik također tvori spoj - vodikov peroksid H 2 O 2 - bezbojnu prozirnu tekućinu s gorućom opor okus, visoko topljiv u vodi. Kemijski je vodikov peroksid vrlo zanimljiv spoj. Karakteristična je njegova niska stabilnost: stajanjem se polako razgrađuje na vodu i kisik:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

Svjetlost, toplina, prisutnost lužina, kontakt s oksidirajućim ili redukcijskim sredstvima ubrzavaju proces razgradnje. Stupanj oksidacije kisika u vodikovom peroksidu = - 1, tj. ima srednju vrijednost između oksidacijskog stanja kisika u vodi (-2) i molekularnog kisika (0), tako da vodikov peroksid pokazuje redoks dvojnost. Oksidirajuća svojstva vodikovog peroksida mnogo su izraženija od redukcijskih, a javljaju se u kiselim, lužnatim i neutralnim sredinama.

H2O2 + 2KI + H2SO4 \u003d K2SO4 + I2 + 2H2O