Reakcją jest oddziaływanie wodoru z tlenem. Rozdział IV Substancje proste i złożone. wodór i tlen. Dlaczego wodór jest łatwopalny

10.1 Wodór

Nazwa „wodór” odnosi się zarówno do pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Element wodór składa się z atomów wodoru. prosta substancja wodór składa się z cząsteczek wodoru.

a) Pierwiastek chemiczny wodór

W naturalnym szeregu pierwiastków numer seryjny wodoru wynosi 1. W układzie pierwiastków wodór znajduje się w pierwszym okresie w grupie IA lub VIIA.

Wodór jest jednym z najpowszechniej występujących pierwiastków na Ziemi. Udział molowy atomów wodoru w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi (łącznie nazywa się to skorupą ziemską) wynosi 0,17. Występuje w wodzie, wielu minerałach, ropie, gazie ziemnym, roślinach i zwierzętach. Przeciętne ciało ludzkie zawiera około 7 kilogramów wodoru.

Istnieją trzy izotopy wodoru:
a) lekki wodór - protium,
b) ciężki wodór - deuter(D)
c) superciężki wodór - tryt(T).

Tryt jest izotopem niestabilnym (promieniotwórczym), dlatego praktycznie nie występuje w przyrodzie. Deuter jest stabilny, ale jest go bardzo mało: w D = 0,015% (masy całego ziemskiego wodoru). Dlatego masa atomowa wodoru bardzo niewiele różni się od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atom wodoru

Z poprzednie sekcje z chemii znasz już następujące cechy atomu wodoru:

Zdolności walencyjne atomu wodoru są określone przez obecność jednego elektronu na pojedynczym orbicie walencyjnym. Duża energia jonizacji sprawia, że ​​atom wodoru nie jest skłonny do oddawania elektronu, a niezbyt duże powinowactwo elektronowe powoduje niewielką tendencję do jego przyjmowania. W konsekwencji w układach chemicznych utworzenie kationu H jest niemożliwe, a związki z anionem H są mało stabilne. Zatem tworzenie wiązania kowalencyjnego z innymi atomami z powodu jednego niesparowanego elektronu jest najbardziej charakterystyczne dla atomu wodoru. Zarówno w przypadku tworzenia anionu, jak i w przypadku tworzenia wiązania kowalencyjnego, atom wodoru jest jednowartościowy.
W prostej substancji stopień utlenienia atomów wodoru wynosi zero, w większości związków wodór wykazuje stopień utlenienia +I, a tylko w wodorkach najmniej elektroujemnych pierwiastków wodoru ma stopień utlenienia –I.
Informacje o zdolnościach wartościowych atomu wodoru podano w tabeli 28. Stan wartościowości atomu wodoru połączonego jednym wiązaniem kowalencyjnym z dowolnym atomem jest oznaczony w tabeli symbolem „H-”.

Tabela 28Możliwości walencyjne atomu wodoru

Stan walencyjny				Przykłady substancji chemicznych
			I 0 -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 H2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Cząsteczka wodoru

Dwuatomowa cząsteczka wodoru H2 powstaje, gdy atomy wodoru są związane jedynym możliwym dla nich wiązaniem kowalencyjnym. Komunikację tworzy mechanizm wymiany. Zgodnie ze sposobem nakładania się chmur elektronów jest to wiązanie typu S (ryc. 10.1 A). Ponieważ atomy są takie same, wiązanie jest niepolarne.

Odległość międzyatomowa (dokładniej równowagowa odległość międzyatomowa, ponieważ atomy wibrują) w cząsteczce wodoru R(H-H) = 0,74 A (ryc. 10.1 V), czyli znacznie mniej niż suma promieni orbit (1,06 A). W rezultacie chmury elektronów atomów wiążących zachodzą na siebie głęboko (ryc. 10.1 B), a wiązanie w cząsteczce wodoru jest silne. Świadczy o tym także dość duża wartość energii wiązania (454 kJ/mol).
Jeśli charakteryzujemy kształt cząsteczki powierzchnią graniczną (podobną do powierzchni granicznej chmury elektronów), to możemy powiedzieć, że cząsteczka wodoru ma kształt lekko odkształconej (wydłużonej) kuli (Rys. 10.1 G).

d) Wodór (substancja)

W normalnych warunkach wodór jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. w nie duże ilości jest nietoksyczny. Wodór stały topi się w temperaturze 14 K (–259°C), natomiast wodór ciekły wrze w temperaturze 20 K (–253°C). Niskie temperatury topnienia i wrzenia, bardzo mały przedział temperatur istnienia ciekłego wodoru (tylko 6°C), a także małe ciepło molowe topnienia (0,117 kJ/mol) i parowania (0,903 kJ/mol) wskazują, że wiązania międzycząsteczkowe w wodorze bardzo słabym.
Gęstość wodoru r (H 2) \u003d (2 g / mol): (22,4 l / mol) \u003d 0,0893 g / l. Dla porównania: średnia gęstość powietrza wynosi 1,29 g/l. Oznacza to, że wodór jest 14,5 razy „lżejszy” od powietrza. Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.
Na temperatura pokojowa wodór jest nieaktywny, ale po podgrzaniu reaguje z wieloma substancjami. W tych reakcjach atomy wodoru mogą zarówno zwiększać, jak i zmniejszać swój stopień utlenienia: H 2 + 2 mi- \u003d 2H -I, H 2 - 2 mi- \u003d 2H + I.
W pierwszym przypadku wodór jest utleniaczem, na przykład w reakcjach z sodem lub wapniem: 2Na + H2 = 2NaH, ( T) Ca + H 2 = CaH 2 . ( T)
Ale właściwości redukujące są bardziej charakterystyczne dla wodoru: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( T)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( T)
Po podgrzaniu wodór utlenia się nie tylko przez tlen, ale także przez inne niemetale, takie jak fluor, chlor, siarka, a nawet azot.
W laboratorium w wyniku reakcji powstaje wodór

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

Zamiast cynku można zastosować żelazo, aluminium i niektóre inne metale, a zamiast kwasu siarkowego można zastosować inne rozcieńczone kwasy. Powstały wodór zbiera się w probówce metodą wypierania wody (patrz rys. 10.2 B) lub po prostu do odwróconej kolby (ryc. 10.2 A).

W przemyśle wodór w dużych ilościach otrzymuje się z gazu ziemnego (głównie metanu) w wyniku oddziaływania z parą wodną w temperaturze 800°C w obecności katalizatora niklowego:

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

lub poddane obróbce w wysokiej temperaturze węglem z parą wodną:

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

Czysty wodór otrzymuje się z wody poprzez jej rozkład wstrząs elektryczny(poddane elektrolizie):

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (elektroliza).

e) Związki wodoru

Wodorki (związki binarne zawierające wodór) dzielą się na dwa główne typy:
a) lotny wodorki (molekularne),
b) wodorki podobne do soli (jonowe).
Pierwiastki grupy IVA – VIIA oraz bor tworzą wodorki molekularne. Spośród nich tylko wodorki pierwiastków tworzących niemetale są stabilne:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; CZEŚĆ
Z wyjątkiem wody, wszystkie te związki są substancjami gazowymi w temperaturze pokojowej, stąd ich nazwa – „lotne wodorki”.
Niektóre pierwiastki tworzące niemetale są również zawarte w bardziej złożonych wodorkach. Na przykład węgiel tworzy związki o ogólnych wzorach C N H2 N+2 , C N H2 N, C N H2 N-2 i inne, gdzie N może być bardzo duży (chemia organiczna bada te związki).
Wodorki jonowe obejmują wodorki metali alkalicznych, ziem alkalicznych i magnezu. Kryształy tych wodorków składają się z anionów H i kationów metali na najwyższym stopniu utlenienia Me lub Me 2 (w zależności od grupy układu pierwiastków).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CSH	BaH2

Zarówno wodorki jonowe, jak i prawie wszystkie wodorki molekularne (z wyjątkiem H 2 O i HF) są czynnikami redukującymi, przy czym wodorki jonowe wykazują właściwości redukujące znacznie silniejsze niż wodorki molekularne.
Oprócz wodorków wodór wchodzi w skład wodorotlenków i niektórych soli. Z właściwościami tych bardziej złożonych związków wodorowych zapoznasz się w kolejnych rozdziałach.
Głównymi odbiorcami wodoru produkowanego w przemyśle są zakłady produkujące amoniak i nawozy azotowe, w których amoniak otrzymywany jest bezpośrednio z azotu i wodoru:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R, T, Pt jest katalizatorem).

Wodór wykorzystuje się w dużych ilościach do produkcji alkoholu metylowego (metanolu) w reakcji 2H 2 + CO = CH 3 OH ( T, ZnO - katalizator), a także w produkcji chlorowodoru, który otrzymuje się bezpośrednio z chloru i wodoru:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Czasami wodór stosuje się w metalurgii jako środek redukujący przy produkcji czystych metali, na przykład: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Z jakich cząstek składają się jądra a) protu, b) deuteru, c) trytu?
2. Porównaj energię jonizacji atomu wodoru z energią jonizacji atomów innych pierwiastków. Który pierwiastek jest najbliższy wodorowi w tej charakterystyce?
3. Zrób to samo dla energii powinowactwa elektronów
4. Porównaj kierunek polaryzacji wiązania kowalencyjnego i stopień utlenienia wodoru w związkach: a) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Zapisz najprostszy wzór cząsteczkowy, strukturalny i przestrzenny wodoru. Który z nich jest najczęściej używany?
6. Często mówią: „Wodór jest lżejszy od powietrza”. Co przez to należy rozumieć? W jakich przypadkach można to wyrażenie rozumieć dosłownie, a w jakich nie?
7. Utwórz wzory strukturalne wodorków potasu i wapnia, a także amoniaku, siarkowodoru i bromowodoru.
8. Znając molowe ciepło topnienia i parowania wodoru, określ wartości odpowiednich określonych wielkości.
9. Dla każdej z czterech reakcji ilustrujących podstawowe właściwości chemiczne wodoru wykonaj wagę elektronową. Wymień utleniacze i reduktory.
10. Wyznacz masę cynku potrzebną do otrzymania 4,48 litra wodoru w sposób laboratoryjny.
11. Określ masę i objętość wodoru, który można otrzymać z 30 m 3 mieszaniny metanu i pary wodnej, przyjętych w stosunku objętościowym 1: 2, z wydajnością 80%.
12. Ułóż równania reakcji zachodzących podczas oddziaływania wodoru a) z fluorem, b) z siarką.
13. Poniższe schematy reakcji ilustrują podstawowe właściwości chemiczne wodorków jonowych:

a) MH + O 2 MOH ( T); b) MH + Cl2MCl + HCl ( T);
c) MH + H2O MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Tutaj M oznacza lit, sód, potas, rubid lub cez. Utwórz równania odpowiednich reakcji, jeśli M oznacza sód. Zilustruj właściwości chemiczne wodorku wapnia za pomocą równań reakcji.
14. Korzystając z metody bilansu elektronowego, napisz równania poniższych reakcji ilustrujące właściwości redukujące niektórych wodorków molekularnych:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( T); b) NH3 + O2H2O + N2 ( T); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( T).

10.2 Tlen

Podobnie jak w przypadku wodoru, słowo „tlen” jest nazwą zarówno pierwiastka chemicznego, jak i prostej substancji. Z wyjątkiem prostej substancji” tlen"(ditlen) pierwiastek chemiczny tlen tworzy inną prostą substancję zwaną „ ozon"(trójtlen). Ten modyfikacje alotropowe tlen. Substancja tlen składa się z cząsteczek tlenu O 2 , a substancja ozon składa się z cząsteczek ozonu O 3 .

a) Pierwiastek chemiczny tlen

W naturalnym szeregu pierwiastków numer seryjny tlenu wynosi 8. W układzie pierwiastków tlen znajduje się w drugim okresie w grupie VIA.
Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. W skorupie ziemskiej co drugi atom to atom tlenu, to znaczy ułamek molowy tlenu w atmosferze, hydrosferze i litosferze Ziemi wynosi około 50%. Tlen (substancja) - część powietrze. Udział objętościowy tlenu w powietrzu wynosi 21%. Tlen (pierwiastek) jest częścią wody, wielu minerałów, a także roślin i zwierząt. Ciało człowieka zawiera średnio 43 kg tlenu.
Naturalny tlen składa się z trzech izotopów (16 O, 17 O i 18 O), z których najlżejszy jest najlżejszy izotop 16 O. Dlatego masa atomowa tlenu jest bliska 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atom tlenu

Znasz następujące cechy atomu tlenu.

Tabela 29Możliwości wartościowości atomu tlenu

Stan walencyjny				Przykłady substancji chemicznych
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			-II -I 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 Z 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

* Tlenki te można również uznać za związki jonowe.
** Atomy tlenu w cząsteczce nie znajdują się w danym stanie wartościowości; to tylko przykład substancji o stopniu utlenienia atomów tlenu równym zero
Wysoka energia jonizacji (podobnie jak wodór) wyklucza utworzenie prostego kationu z atomu tlenu. Energia powinowactwa elektronów jest dość wysoka (prawie dwukrotnie większa niż wodoru), co zapewnia większą skłonność atomu tlenu do przyłączania elektronów i zdolność do tworzenia anionów O 2A. Ale energia powinowactwa elektronów atomu tlenu jest wciąż mniejsza niż atomów halogenu, a nawet innych pierwiastków grupy VIA. Dlatego aniony tlenu ( jony tlenkowe) istnieją tylko w związkach tlenu z pierwiastkami, których atomy bardzo łatwo oddają elektrony.
Dzieląc dwa niesparowane elektrony, atom tlenu może utworzyć dwa wiązania kowalencyjne. Dwie samotne pary elektronów, ze względu na niemożność wzbudzenia, mogą wejść jedynie w interakcję donor-akceptor. Zatem bez uwzględnienia mnogości wiązań i hybrydyzacji atom tlenu może znajdować się w jednym z pięciu stanów walencyjnych (Tabela 29).
Najbardziej charakterystycznym atomem tlenu jest stan walencyjny W k \u003d 2, to znaczy tworzenie dwóch wiązań kowalencyjnych z powodu dwóch niesparowanych elektronów.
Bardzo wysoka elektroujemność atomu tlenu (wyższa jest tylko fluor) powoduje, że w większości swoich związków tlen ma stopień utlenienia -II. Istnieją substancje, w których tlen wykazuje inne wartości stopnia utlenienia, niektóre z nich podano w tabeli 29 jako przykłady, a stabilność porównawczą pokazano na ryc. 10.3.

c) Cząsteczka tlenu

Ustalono eksperymentalnie, że dwuatomowa cząsteczka tlenu O2 zawiera dwa niesparowane elektrony. Stosując metodę wiązań walencyjnych nie można wyjaśnić takiej struktury elektronowej tej cząsteczki. Niemniej jednak wiązanie w cząsteczce tlenu ma właściwości zbliżone do wiązania kowalencyjnego. Cząsteczka tlenu jest niepolarna. Odległość międzyatomowa ( R o–o = 1,21 A = 121 nm) jest mniejsza niż odległość między atomami połączonymi pojedynczym wiązaniem. Molowa energia wiązania jest dość wysoka i wynosi 498 kJ/mol.

d) Tlen (substancja)

W normalnych warunkach tlen jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. Stały tlen topi się w temperaturze 55 K (–218 °C), podczas gdy ciekły tlen wrze w temperaturze 90 K (–183 °C).
Wiązania międzycząsteczkowe w stałym i ciekłym tlenie są nieco silniejsze niż w wodorze, o czym świadczy większy przedział temperatur dla istnienia ciekłego tlenu (36°C) oraz molowe ciepło topnienia (0,446 kJ/mol) i parowania (6,83 kJ/mol).
Tlen jest słabo rozpuszczalny w wodzie: w temperaturze 0°C tylko 5 objętości tlenu (gazu!) rozpuszcza się w 100 objętościach wody (cieczy!)
Duża skłonność atomów tlenu do przyłączania elektronów oraz duża elektroujemność powodują, że tlen wykazuje jedynie właściwości utleniające. Właściwości te są szczególnie wyraźne, gdy wysoka temperatura.
Tlen reaguje z wieloma metalami: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( T);
niemetale: C + O 2 \u003d CO 2, P 4 + 5O 2 \u003d P 4 O 10,
i substancje złożone: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Najczęściej w wyniku takich reakcji otrzymuje się różne tlenki (patrz rozdz. II § 5), ale aktywne metale alkaliczne, takie jak sód, po spaleniu zamieniają się w nadtlenki:

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

Wzór strukturalny powstałego nadtlenku sodu (Na) 2 (O-O).
Tląca się drzazga umieszczona w tlenie wybucha. Jest to wygodny i łatwy sposób na wykrycie czystego tlenu.
W przemyśle tlen otrzymuje się z powietrza na drodze rektyfikacji (destylacja złożona), a w laboratorium poddając rozkładowi termicznemu niektóre związki zawierające tlen, np.:
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)
i dodatkowo przez katalityczny rozkład nadtlenku wodoru w temperaturze pokojowej: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2).
Czysty tlen stosowany jest w przemyśle do intensyfikacji procesów, w których zachodzi utlenianie oraz do wytworzenia płomienia o wysokiej temperaturze. W technologii rakietowej jako środek utleniający stosuje się ciekły tlen.
Tlen odgrywa ważną rolę w utrzymaniu życia roślin, zwierząt i ludzi. W normalnych warunkach człowiek potrzebuje wystarczającej ilości tlenu, aby oddychać powietrzem. Ale w warunkach, gdy powietrza jest za mało lub w ogóle go nie ma (w samolotach, podczas operacji nurkowych, na statkach kosmicznych itp.) mieszaniny gazów zawierający tlen. Tlen stosowany jest także w medycynie przy chorobach powodujących trudności w oddychaniu.

e) Ozon i jego cząsteczki

Ozon O 3 jest drugą alotropową modyfikacją tlenu.
Trójatomowa cząsteczka ozonu ma strukturę narożną w połowie drogi pomiędzy dwiema strukturami przedstawionymi za pomocą następujących wzorów:

Ozon to ciemnoniebieski gaz o ostrym zapachu. Ze względu na silne działanie utleniające jest trujący. Ozon jest półtora raza „cięższy” od tlenu i nieco więcej od tlenu, rozpuszczalny w wodzie.
Ozon powstaje w atmosferze z tlenu podczas wyładowań elektrycznych:

3O 2 \u003d 2O 3 ().

W zwykłych temperaturach ozon powoli zamienia się w tlen, a po podgrzaniu proces ten przebiega z eksplozją.
Ozon zawarty jest w tzw. „warstwie ozonowej” atmosfery ziemskiej, chroniącej całe życie na Ziemi przed szkodliwym działaniem promieniowania słonecznego.
W niektórych miastach do dezynfekcji (odkażania) wody pitnej zamiast chloru stosuje się ozon.

Narysuj wzory strukturalne następujących substancji: 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 . Nazwij te substancje. Opisz stany wartościowości atomów tlenu w tych związkach.
Określ wartościowość i stopień utlenienia każdego z atomów tlenu.
2. Wykonaj równania reakcji spalania w tlenie litu, magnezu, glinu, krzemu, czerwonego fosforu i selenu (atomy selenu utleniają się do stopnia utlenienia + IV, atomy pozostałych pierwiastków do najwyższego stopnia utlenienia ). Do jakich klas tlenków należą produkty tych reakcji?
3. Ile litrów ozonu można otrzymać (w normalnych warunkach) a) z 9 litrów tlenu, b) z 8 g tlenu?

Woda jest substancją występującą najczęściej w skorupie ziemskiej. Masę wody ziemskiej szacuje się na 10 18 ton. Woda jest podstawą hydrosfery naszej planety, ponadto jest zawarta w atmosferze, w postaci lodu tworzy czapy polarne Ziemi i lodowce wysokogórskie, a także jest częścią różnych skały. Udział masowy wody w organizmie człowieka wynosi około 70%.
Woda jest jedyną substancją, która ma swoje specjalne nazwy we wszystkich trzech stanach skupienia.

Struktura elektronowa cząsteczki wody (ryc. 10.4 A) szczegółowo przestudiowaliśmy wcześniej (patrz § 7.10).
Ze względu na polarność wiązań O–H i kątowy kształt cząsteczka wody jest Dipole elektryczne.

Aby scharakteryzować polarność dipola elektrycznego, należy zastosować wielkość fizyczną zwaną „ moment elektryczny dipola elektrycznego lub po prostu " moment dipolowy".

W chemii moment dipolowy mierzy się w debyach: 1 D = 3,34. 10–30°C M

W cząsteczce wody występują dwa polarne wiązania kowalencyjne, czyli dwa dipole elektryczne, z których każdy ma swój własny moment dipolowy (i). Całkowity moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów tych dwóch momentów (ryc. 10.5):

(H2O) = ,

Gdzie Q 1 i Q 2 - ładunki cząstkowe (+) na atomach wodoru i - odległości międzyatomowe O - H w cząsteczce. Ponieważ Q 1 = Q 2 = Q, a następnie

Wyznaczone eksperymentalnie momenty dipolowe cząsteczki wody i niektórych innych cząsteczek podano w tabeli.

Tabela 30Momenty dipolowe niektórych cząsteczek polarnych

Cząsteczka		Cząsteczka		Cząsteczka

Biorąc pod uwagę dipolowy charakter cząsteczki wody, często jest on schematycznie przedstawiany w następujący sposób:
Czysta woda to bezbarwna ciecz, pozbawiona smaku i zapachu. W tabeli podano niektóre podstawowe właściwości fizyczne wody.

Tabela 31Niektóre właściwości fizyczne wody

Duże wartości ciepła molowego topnienia i parowania (o rząd wielkości większe niż wodoru i tlenu) wskazują, że cząsteczki wody, zarówno w substancjach stałych, jak i ciekłych, są ze sobą dość silnie związane. Połączenia te nazywane są wiązania wodorowe".

DIPOL ELEKTRYCZNY, MOMENT DIPOLOWY, BIEGUNOWOŚĆ KOMUNIKACJI, BIEGUNOWOŚĆ CZĄSTECZEK.
Ile elektronów walencyjnych atomu tlenu bierze udział w tworzeniu wiązań w cząsteczce wody?
2. Które orbitale nakładają się na siebie, tworząc w cząsteczce wody wiązania między wodorem i tlenem?
3. Zrób diagram tworzenia wiązań w cząsteczce nadtlenku wodoru H 2 O 2. Co możesz powiedzieć o strukturze przestrzennej tej cząsteczki?
4. Odległości międzyatomowe w cząsteczkach HF, HCl i HBr wynoszą odpowiednio 0,92; 1,28 i 1,41. Korzystając z tabeli momentów dipolowych, oblicz i porównaj ładunki cząstkowe atomów wodoru w tych cząsteczkach.
5. Odległości międzyatomowe S - H w cząsteczce siarkowodoru są równe 1,34, a kąt między wiązaniami wynosi 92 °. Określ wartości ładunków cząstkowych na atomach siarki i wodoru. Co możesz powiedzieć o hybrydyzacji orbitali walencyjnych atomu siarki?

10.4. wiązanie wodorowe

Jak już wiesz, ze względu na znaczną różnicę elektroujemności wodoru i tlenu (2,10 i 3,50), atom wodoru w cząsteczce wody uzyskuje duży dodatni ładunek cząstkowy ( Q h = 0,33 mi), podczas gdy atom tlenu ma jeszcze większy ujemny ładunek cząstkowy ( Q h = -0,66 mi). Przypomnijmy również, że atom tlenu ma dwie wolne pary elektronów na każdy sp 3-hybrydowy AO. Atom wodoru jednej cząsteczki wody jest przyciągany do atomu tlenu innej cząsteczki, a ponadto w połowie pusty 1s-AO atomu wodoru częściowo przyjmuje parę elektronów z atomu tlenu. W wyniku tych interakcji między cząsteczkami powstaje szczególny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - wiązanie wodorowe.
W przypadku wody tworzenie wiązań wodorowych można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

W ostatnim wzorze strukturalnym trzy kropki (przerywana kreska, a nie elektrony!) wskazują wiązanie wodorowe.

Wiązania wodorowe istnieją nie tylko pomiędzy cząsteczkami wody. Powstaje, jeśli spełnione są dwa warunki:
1) w cząsteczce występuje silnie polarne wiązanie H–E (E jest symbolem atomu pierwiastka dostatecznie elektroujemnego),
2) w cząsteczce znajduje się atom E o dużym ujemnym ładunku cząstkowym i niewspólnej parze elektronów.
Jako pierwiastek E mogą występować fluor, tlen i azot. Wiązania wodorowe są znacznie słabsze, jeśli E oznacza chlor lub siarkę.
Przykłady substancji z wiązaniem wodorowym między cząsteczkami: fluorowodór, amoniak stały lub ciekły, alkohol etylowy i wiele innych.

W ciekłym fluorowodorze jego cząsteczki są połączone wiązaniami wodorowymi w dość długie łańcuchy, natomiast w ciekłym i stałym amoniaku tworzą się trójwymiarowe sieci.
Siła wiązania wodorowego jest pośrednia pomiędzy wiązanie chemiczne i inne rodzaje wiązań międzycząsteczkowych. Energia molowa wiązania wodorowego mieści się zwykle w zakresie od 5 do 50 kJ/mol.
W wodzie stałej (czyli kryształkach lodu) wszystkie atomy wodoru są połączone wiązaniami wodorowymi z atomami tlenu, przy czym każdy atom tlenu tworzy dwa wiązania wodorowe (wykorzystując obie wolne pary elektronów). Taka struktura sprawia, że ​​lód jest bardziej „luźny” w porównaniu do wody w stanie ciekłym, gdzie część wiązań wodorowych zostaje zerwana, a cząsteczki zyskują możliwość „upakowania” się nieco gęstszego. Ta cecha struktury lodu wyjaśnia, dlaczego w przeciwieństwie do większości innych substancji woda w stanie stałym ma mniejszą gęstość niż w stanie ciekłym. Woda osiąga maksymalną gęstość w temperaturze 4°C – w tej temperaturze rozrywa się całkiem sporo wiązań wodorowych, a rozszerzalność cieplna nie ma jeszcze bardzo silnego wpływu na gęstość.
Wiązania wodorowe są bardzo ważne w naszym życiu. Wyobraź sobie przez chwilę, że wiązania wodorowe przestały się tworzyć. Oto niektóre konsekwencje:

• woda w temperaturze pokojowej stałaby się gazowa, ponieważ jej temperatura wrzenia spadłaby do około -80°C;
• wszystkie zbiorniki zaczną zamarzać od dna, ponieważ gęstość lodu byłaby większa niż gęstość ciekłej wody;
• podwójna helisa DNA przestałaby istnieć i wiele więcej.

Podane przykłady wystarczą, aby zrozumieć, że w tym przypadku przyroda na naszej planecie byłaby zupełnie inna.

WIĄZANIE WODOROWE, WARUNKI JEGO POWSTANIA.
Wzór alkoholu etylowego to CH3-CH2-O-H. Pomiędzy jakimi atomami różnych cząsteczek tej substancji powstają wiązania wodorowe? Wykonaj wzory strukturalne ilustrujące ich powstawanie.
2. Wiązania wodorowe istnieją nie tylko w poszczególnych substancjach, ale także w roztworach. Pokaż z wzory strukturalne jak powstają wiązania wodorowe w wodnym roztworze a) amoniaku, b) fluorowodoru, c) etanolu (alkoholu etylowego). \u003d 2H 2O.
Obie te reakcje zachodzą w wodzie stale i z tą samą szybkością, dlatego w wodzie zachodzi równowaga: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Ta równowaga nazywa się równowaga autoprotolizy woda.

Bezpośrednia reakcja tego odwracalnego procesu jest endotermiczna, dlatego po podgrzaniu wzrasta autoprotoliza, natomiast w temperaturze pokojowej równowaga jest przesunięta w lewo, to znaczy stężenia jonów H 3 O i OH są znikome. Czym są równe?
Zgodnie z prawem akcji masowej

Jednak ze względu na to, że liczba przereagowanych cząsteczek wody jest niewielka w porównaniu do całkowitej liczby cząsteczek wody, możemy założyć, że stężenie wody podczas autoprotolizy praktycznie się nie zmienia, a 2 = const Tak niskie stężenie przeciwnie naładowanych jonów w czystej wodzie wyjaśnia, dlaczego ciecz ta, choć słabo, nadal przewodzi prąd elektryczny.

AUTOPROTOLIZA WODY, STAŁA AUTOPROTOLIZY (PRODUKT JONOWY) WODY.
Produkt jonowy ciekłego amoniaku (temperatura wrzenia -33 ° C) wynosi 2,10 -28. Napisz równanie autoprotolizy amoniaku. Określ stężenie jonów amonowych w czystym ciekłym amoniaku. Która z substancji ma większą przewodność elektryczną – woda czy ciekły amoniak?

1. Otrzymywanie wodoru i jego spalanie (właściwości redukujące).
2. Pozyskiwanie tlenu i spalanie w nim substancji (właściwości utleniające).

Tlen jest jednym z najliczniej występujących pierwiastków na ziemi. Stanowi około połowę masy skorupy ziemskiej, zewnętrznej powłoki planety. W połączeniu z wodorem tworzy wodę pokrywającą ponad dwie trzecie powierzchni Ziemi.

Nie możemy zobaczyć tlenu, nie możemy go też posmakować ani powąchać. Stanowi jednak jedną piątą powietrza i jest niezbędny. Aby żyć, podobnie jak zwierzęta i rośliny, musimy oddychać.

Tlen jest nieodzownym uczestnikiem reakcji chemicznych zachodzących wewnątrz każdej mikroskopijnej komórki żywego organizmu, w wyniku czego składniki odżywcze i uwalniana jest energia potrzebna do życia. Dlatego tlen jest tak niezbędny każdej żywej istocie (z wyjątkiem kilku rodzajów drobnoustrojów).

Podczas spalania substancje łączą się z tlenem, uwalniając energię w postaci ciepła i światła.

Wodór

Najbardziej powszechnym elementem we wszechświecie jest wodór. Stanowi większość większości gwiazd. Na Ziemi większość wodoru (symbol chemiczny H) wiąże się z tlenem (O), tworząc wodę (H20). Wodór jest najprostszy i najbardziej skuteczny lekka chemia pierwiastek, ponieważ każdy jego atom składa się tylko z jednego protonu i jednego elektronu.

Na początku XX wieku sterowce i duże samoloty napełniano wodorem. Jednakże wodór jest bardzo łatwopalny. Po kilku katastrofach spowodowanych pożarami, wodór nie był już stosowany w sterowcach. Obecnie w aeronautyce wykorzystuje się inny gaz lekki – niepalny hel.

Wodór łączy się z węglem, tworząc substancje zwane węglowodorami. Należą do nich produkty otrzymywane z gazu ziemnego i ropy naftowej, takie jak gazowy propan i butan czy benzyna płynna. Wodór łączy się również z węglem i tlenem, tworząc węglowodany. Skrobia zawarta w ziemniakach i ryżu oraz cukier w burakach to węglowodany.

Słońce i inne gwiazdy składają się głównie z wodoru. W centrum gwiazdy potworne temperatury i ciśnienia zmuszają atomy wodoru do łączenia się ze sobą i przekształcania w inny gaz – hel. Uwalnia to ogromną ilość energii w postaci ciepła i światła.

• Oznaczenie - H (wodór);
• Nazwa łacińska - Hydrogenium;
• Okres - ja;
• Grupa - 1 (Ia);
• Masa atomowa - 1,00794;
• liczba atomowa - 1;
• Promień atomu = 53 pm;
• Promień kowalencyjny = 32 pm;
• Rozkład elektronów - 1s 1;
• temperatura topnienia = -259,14°C;
• temperatura wrzenia = -252,87°C;
• Elektroujemność (według Paulinga / według Alpreda i Rochova) \u003d 2,02 / -;
• Stan utlenienia: +1; 0; -1;
• Gęstość (nie dotyczy) \u003d 0,0000899 g / cm3;
• Objętość molowa = 14,1 cm 3 / mol.

Binarne związki wodoru z tlenem:

Wodór („rodził wodę”) odkrył angielski naukowiec G. Cavendish w 1766 roku. To najprostszy pierwiastek w przyrodzie - atom wodoru ma jądro i jeden elektron, prawdopodobnie z tego powodu wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie (ponad połowa masy większości gwiazd).

O wodorze możemy powiedzieć, że „szpula jest mała, ale droga”. Pomimo swojej „prostoty” wodór daje energię wszystkim istotom żywym na Ziemi – na Słońcu zachodzi ciągła reakcja termojądrowa, podczas której z czterech atomów wodoru powstaje jeden atom helu, procesowi temu towarzyszy uwolnienie ogromnej ilości energia (więcej szczegółów można znaleźć w artykule Fuzja jądrowa).

W skorupie ziemskiej udział masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem zdecydowana większość (95%) wszystkich znanych na Ziemi substancje chemiczne zawierają jeden lub więcej atomów wodoru.

W związkach z niemetalami (HCl, H 2 O, CH 4 ...) wodór oddaje swój jedyny elektron bardziej pierwiastkom elektroujemnym, wykazując stopień utlenienia +1 (częściej), tworząc jedynie wiązania kowalencyjne (patrz Kowalencyjne obligacja).

W związkach z metalami (NaH, CaH 2 ...) wodór natomiast przyjmuje na swoją jedyną orbital s jeszcze jeden elektron, próbując w ten sposób uzupełnić swoją warstwę elektronową, wykazując stopień utlenienia -1 (rzadziej) , tworząc częściej wiązanie jonowe (patrz wiązanie jonowe), ponieważ różnica w elektroujemności atomu wodoru i atomu metalu może być dość duża.

H2

W stanie gazowym wodór występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych, tworząc niepolarne wiązanie kowalencyjne.

Cząsteczki wodoru mają:

• duża mobilność;
• Wielka siła;
• niska polaryzowalność;
• mały rozmiar i waga.

Właściwości gazowego wodoru:

• najlżejszy gaz w przyrodzie, bezbarwny i bezwonny;
• słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych;
• rozpuszcza się w małych ilościach w metalach ciekłych i stałych (zwłaszcza w platynie i palladzie);
• trudny do upłynnienia (ze względu na niską polaryzowalność);
• ma najwyższą przewodność cieplną ze wszystkich znanych gazów;
• po podgrzaniu reaguje z wieloma niemetalami, wykazując właściwości środka redukującego;
• w temperaturze pokojowej reaguje z fluorem (następuje eksplozja): H 2 + F 2 = 2HF;
• reaguje z metalami, tworząc wodorki, wykazując właściwości utleniające: H 2 + Ca = CaH 2;

W związkach wodór wykazuje znacznie silniejsze właściwości redukujące niż utleniające. Wodór jest najsilniejszym środkiem redukującym po węglu, aluminium i wapniu. Właściwości redukujące wodoru znajdują szerokie zastosowanie w przemyśle do otrzymywania metali i niemetali ( proste substancje) z tlenków i gallidów.

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

Reakcje wodoru z substancjami prostymi

Wodór przyjmuje elektron, odgrywając rolę Środek redukujący, w reakcjach:

• Z tlen(po zapaleniu lub w obecności katalizatora) w stosunku 2:1 (wodór:tlen) powstaje wybuchowy gaz detonujący: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
• Z szary(po podgrzaniu do 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• Z chlor(po zapaleniu lub napromieniowaniu promieniami UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
• Z fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
• Z azot(po podgrzaniu w obecności katalizatorów lub pod wysokim ciśnieniem): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Wodór oddaje elektron, odgrywając rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny I ziemia alkaliczna metale tworząc wodorki metali - sole jonowe zawierające jony wodorkowe H - są niestabilnymi substancjami krystalicznymi o białej barwie.

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

Rzadko zdarza się, aby wodór miał stopień utlenienia -1. W reakcji z wodą wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:

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

Reakcje wodoru z substancjami złożonymi

• w wysokiej temperaturze wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
• alkohol metylowy otrzymuje się w wyniku reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• w reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.

Bardziej szczegółowo równania reakcji chemicznych wodoru i jego związków omówiono na stronie „Wodór i jego związki - równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru”.

Zastosowanie wodoru

• w energii jądrowej wykorzystuje się izotopy wodoru - deuter i tryt;
• w przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do syntezy wielu substancji organicznych, amoniaku i chlorowodoru;
• V Przemysł spożywczy wodór wykorzystuje się do produkcji tłuszczów stałych poprzez uwodornienie oleje roślinne;
• do spawania i cięcia metali stosuje się wysoką temperaturę spalania wodoru w tlenie (2600 ° C);
• przy produkcji niektórych metali wodór stosuje się jako środek redukujący (patrz wyżej);
• ponieważ wodór jest gazem lekkim, stosuje się go w lotnictwie jako wypełniacz balony, balony, sterowce;
• Jako paliwo stosuje się wodór zmieszany z CO.

W ostatnim czasie naukowcy poświęcają wiele uwagi poszukiwaniom alternatywnych źródeł energii odnawialnej. Jednym z obiecujących obszarów jest energetyka „wodorowa”, w której wodór wykorzystywany jest jako paliwo, którego produktem spalania jest zwykła woda.

Metody wytwarzania wodoru

Przemysłowe metody produkcji wodoru:

• konwersja metanu (katalityczna redukcja pary wodnej) parą wodną w wysokiej temperaturze (800°C) na katalizatorze niklowym: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• konwersja tlenku węgla za pomocą pary wodnej (t=500°C) na katalizatorze Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• rozkład termiczny metanu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• gazyfikacja paliwa stałe(t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
• elektroliza wody (bardzo kosztowna metoda, w której otrzymuje się bardzo czysty wodór): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

• działanie na metale (zwykle cynk) kwasem solnym lub rozcieńczonym kwasem siarkowym: Zn + 2HCl \u003d ZCl2 + H2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
• oddziaływanie pary wodnej z gorącymi wiórami żelaznymi: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Właściwości chemiczne wodoru

W normalnych warunkach wodór molekularny jest stosunkowo nieaktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, a w świetle także z chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami.

Wodór reaguje z substancjami prostymi i złożonymi:

- Oddziaływanie wodoru z metalami prowadzi do powstawania substancji złożonych - wodorków, we wzorach chemicznych, w których atom metalu zawsze jest na pierwszym miejscu:

W wysokiej temperaturze wodór reaguje bezpośrednio z niektórymi metalami(alkaliczne, ziem alkalicznych i inne), tworząc białe substancje krystaliczne - wodorki metali (Li H, Na H, KH, CaH 2 itp.):

H2+2Li = 2LiH

Wodorki metali łatwo rozkładają się pod wpływem wody, tworząc odpowiednią zasadę i wodór:

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

- Kiedy wodór oddziałuje z niemetalami powstają lotne związki wodoru. W wzór chemiczny lotny związek wodoru, atom wodoru może znajdować się albo na pierwszym, albo na drugim miejscu, w zależności od umiejscowienia w PSCE (patrz tabliczka na slajdzie):

1). Z tlenem Wodór tworzy wodę:

Wideo „Spalanie wodoru”

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

W zwykłych temperaturach reakcja przebiega niezwykle powoli, powyżej 550 ° C - z eksplozją (nazywa się mieszaniną 2 objętości H2 i 1 objętości O2 wybuchowy gaz) .

Wideo „Wybuch wybuchowego gazu”

Wideo „Przygotowanie i eksplozja mieszaniny wybuchowej”

2). Z halogenami Wodór tworzy halogenowodory, na przykład:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Wodór eksploduje fluorem (nawet w ciemności i w temperaturze -252°C), reaguje z chlorem i bromem dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.

3). Z azotem Wodór reaguje tworząc amoniak:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

tylko na katalizatorze i w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach.

4). Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z siarką:

H 2 + S \u003d H 2 S (siarkowodór),

znacznie trudniejsze w przypadku selenu i telluru.

5). z czystym węglem Wodór może reagować bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:

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

- Wodór wchodzi w reakcję podstawienia z tlenkami metali , podczas gdy w produktach tworzy się woda, a metal ulega redukcji. Wodór – wykazuje właściwości reduktora:

Stosowany jest wodór do odzyskiwania wielu metali, ponieważ odbiera tlen z ich tlenków:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O itp.

Zastosowanie wodoru

Film „Wykorzystanie wodoru”

Obecnie wodór produkowany jest w ogromnych ilościach. Bardzo duża jego część wykorzystywana jest w syntezie amoniaku, uwodornieniu tłuszczów oraz uwodornieniu węgla, olejów i węglowodorów. Ponadto wodór wykorzystuje się do syntezy kwasu solnego, alkoholu metylowego, kwasu cyjanowodorowego, przy spawaniu i kuciu metali, a także do produkcji lamp żarowych i kamienie szlachetne. Wodór trafia do sprzedaży w butlach pod ciśnieniem powyżej 150 atm. Są pomalowane na kolor ciemnozielony i są dostarczane z czerwonym napisem „Wodór”.

Wodór służy do przetwarzania tłuszczów ciekłych na tłuszcze stałe (uwodornienie), do produkcji paliw ciekłych poprzez uwodornienie węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór stosuje się jako środek redukujący tlenki lub chlorki do produkcji metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.).

Praktyczne zastosowanie wodoru jest różnorodne: najczęściej wypełnia się go balonami, w przemyśle chemicznym służy jako surowiec do produkcji wielu bardzo ważnych produktów (amoniak itp.), w przemyśle spożywczym – do produkcji substancji stałych tłuszcze z olejów roślinnych itp. Wysoka temperatura (do 2600°C), uzyskiwana w wyniku spalania wodoru w tlenie, wykorzystywana jest do topienia metali ogniotrwałych, kwarcu itp. Wodór ciekły jest jednym z najbardziej wydajnych paliw do silników odrzutowych. Roczne światowe zużycie wodoru przekracza 1 milion ton.

SYMULATORY

Nr 2. Wodór

ZADANIA WZMOCNIENIA

Zadanie numer 1
Ułóż równania reakcji oddziaływania wodoru z następującymi substancjami: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , tlenek rtęci (II), tlenek wolframu (VI). Nazwij produkty reakcji, wskaż rodzaje reakcji.

Zadanie nr 2
Przeprowadź przekształcenia według schematu:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Zadanie numer 3.
Oblicz masę wody, którą można otrzymać spalając 8 g wodoru?

Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi. Wraz z azotem i niewielką ilością innych gazów wolny tlen tworzy atmosferę ziemską. Jego zawartość w powietrzu wynosi 20,95% objętościowych lub 23,15% masowych. W skorupie ziemskiej 58% atomów to atomy związanego tlenu (47% masowych). Tlen wchodzi w skład wody (zasoby związanego tlenu w hydrosferze są niezwykle duże), skał, wielu minerałów i soli oraz występuje w tłuszczach, białkach i węglowodanach tworzących organizmy żywe. Prawie cały wolny tlen na Ziemi powstaje i jest magazynowany w wyniku procesu fotosyntezy.

właściwości fizyczne.

Tlen jest bezbarwnym, pozbawionym smaku i zapachu gazem, nieco cięższym od powietrza. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (31 ml tlenu rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20 stopni), ale nadal jest lepszy od innych gazów atmosferycznych, dzięki czemu woda jest wzbogacona w tlen. Gęstość tlenu w normalnych warunkach wynosi 1,429 g/l. W temperaturze -183 0 C i ciśnieniu 101,325 kPa tlen przechodzi w stan ciekły. Ciekły tlen ma niebieskawą barwę, jest wciągany w pole magnetyczne i w temperaturze -218,7°C tworzy niebieskie kryształy.

Naturalny tlen ma trzy izotopy O 16, O 17, O 18.

Alotropia- umiejętność pierwiastek chemiczny istnieją w postaci dwóch lub więcej prostych substancji, które różnią się jedynie liczbą atomów w cząsteczce lub strukturą.

Ozon O 3 - występuje w górne warstwy atmosfera na wysokości 20-25 km od powierzchni Ziemi i tworzy tzw. „warstwę ozonową”, która chroni Ziemię przed niszczycielskim działaniem promieniowanie ultrafioletowe słońce; bladofioletowy, trujący gaz w dużych ilościach o specyficznym, ostrym, ale przyjemnym zapachu. Temperatura topnienia wynosi -192,7 0 C, temperatura wrzenia -111,9 0 C. Rozpuśćmy się w wodzie lepiej niż tlen.

Ozon jest silnym utleniaczem. Jego działanie utleniające opiera się na zdolności cząsteczki do rozkładu z uwolnieniem tlenu atomowego:

Utlenia wiele substancji prostych i złożonych. Tworzy ozonki z niektórymi metalami, na przykład ozonkiem potasu:

K + O 3 \u003d KO 3

Ozon pozyskuje się z specjalne urządzenia- ozonatory. W nich pod wpływem wyładowania elektrycznego tlen cząsteczkowy przekształca się w ozon:

Podobna reakcja zachodzi pod wpływem wyładowań atmosferycznych.

Zastosowanie ozonu wynika z jego silnych właściwości utleniających: stosuje się go do wybielania tkanin, dezynfekcji woda pitna w medycynie jako środek dezynfekujący.

Wdychanie ozonu w dużych ilościach jest szkodliwe: działa drażniąco na błony śluzowe oczu i narządy oddechowe.

Właściwości chemiczne.

W reakcje chemiczne z atomami innych pierwiastków (z wyjątkiem fluoru) tlen wykazuje wyłącznie właściwości utleniające

Najważniejsze Właściwości chemiczne- zdolność do tworzenia tlenków z prawie wszystkimi pierwiastkami. Jednocześnie tlen reaguje bezpośrednio z większością substancji, zwłaszcza po podgrzaniu.

W wyniku tych reakcji z reguły powstają tlenki, rzadziej nadtlenki:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ва + О 2 = 2ВаО

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Tlen nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami, złotem, platyną, ich tlenki otrzymuje się pośrednio. Po podgrzaniu siarka, węgiel i fosfor spalają się w tlenie.

Oddziaływanie tlenu z azotem rozpoczyna się dopiero w temperaturze 1200 0 C lub w wyładowaniu elektrycznym:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Tlen łączy się z wodorem tworząc wodę:

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

Podczas tej reakcji wydziela się znaczna ilość ciepła.

Mieszanina dwóch objętości wodoru i jednego tlenu eksploduje po zapaleniu; nazywa się to gazem wybuchowym.

Wiele metali w kontakcie z tlenem atmosferycznym ulega zniszczeniu - korozji. Niektóre metale w normalnych warunkach utleniają się tylko z powierzchni (na przykład aluminium, chrom). Powstała warstwa tlenkowa zapobiega dalszej interakcji.

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

Substancje złożone w pewnych warunkach oddziałują również z tlenem. W tym przypadku powstają tlenki, a w niektórych przypadkach tlenki i proste substancje.

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

H 2 S + O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + ZO 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

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

Podczas interakcji ze złożonymi substancjami tlen działa jako środek utleniający. Jego ważna właściwość opiera się na działaniu utleniającym tlenu - zdolności do jego utrzymania spalanie Substancje.

Z wodorem tlen tworzy również związek - nadtlenek wodoru H 2 O 2 - bezbarwną przezroczystą ciecz o palącym się ściągający smak, dobrze rozpuszczalny w wodzie. Z chemicznego punktu widzenia nadtlenek wodoru jest bardzo interesującym związkiem. Charakterystyczna jest jego niska stabilność: stojąc, powoli rozkłada się na wodę i tlen:

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

Światło, ciepło, obecność zasad, kontakt ze środkami utleniającymi lub redukującymi przyspieszają proces rozkładu. Stopień utlenienia tlenu w nadtlenku wodoru = - 1, tj. ma wartość pośrednią pomiędzy stopniem utlenienia tlenu w wodzie (-2) a tlenem cząsteczkowym (0), zatem nadtlenek wodoru wykazuje dualizm redoks. Właściwości utleniające nadtlenku wodoru są znacznie silniejsze niż redukujące i występują w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + Ja 2 + 2H 2 O