30.Водень.Особливости его размещения в периодической системе, строение атома, степени окисления. Получение водорода, его свойства Атомарный водород. Типы бинарных соединений элементов с водородом.

Водород – первый элемент в периодической системе. Он находится в первом периоде первой группе главной подгруппе. Заряд ядра атома водорода + 1, в атоме один электронный слой и на нём находится один электрон.

Водород проявляет во всех соединениях валентность 1, возможные степени окисления: - 1, 0, + 1. как элемент с характерной степенью окисления + 1 водород располагается в I группе. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных ковалентной неполярной связью.

водород получают взаимодействием цинка с серной или соляной кислотами в аппарате Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2. Основной источник получения водорода в промышленности – метан. Наиболее распространённый способ получения водорода – взаимодействие метана с водяным паром. Реакцию проводят при 4000С, давлении 2 – 3 МПа в присутствии алюмоникелевых катализаторов: СН4 + 3Н2О = 3Н2 + СО. Для некоторых синтезов используют полученную смесь. Если нужен чистый водород, то оксид углерода(II) окисляют водяным паром, используя катализаторы: СО + Н2О = СО2 + Н2. Oт углекислого газа можно освободиться, пропуская смесь через раствор щёлочи. Водород в промышленности образуется при электролизе водного раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2; и при разложении воды электрическим током: 2H2O = O2 + H2.

При комнатной температуре водород химически малоактивен. Без нагревания реагирует только со фтором: Н2 + F2 = 2HF. С кислородом и хлором реагирует при поджигании: 2H2 + O2 = 2H2O; H2 + Cl2 = 2HCl. С серой водород реагирует при нагревании до 150 – 2000С H2 + S = H2S.В жёстких условиях водород реагирует с азотом с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3. При нагревании водород реагирует с некоторыми металлами, образуя гидриды: Са + Н2 = СаН2-1.Водород способен восстанавливать железо и менее активные, чем железо металлы из их оксидов

Атомарный водород получают действием на обычный водород тихого электрического разряда. При этом часть молекул распадается на атомы, которые под уменьшенным давлением соединяются в молекулы не моментально, благодаря чему и могут быть изучены химические свойства атомарного водорода.

Бинарные соединения водорода называются гидридами. Их можно разделить на четыре класса: 1) газообразные ( или легколетучие); 2) высокополимерные ( твердые гидриды, которые построены не по типу солей; но и не обладают металлическим характером); 3) солеобразные; 4) металлообразные.

Кислород. Строение атома, степени окисления. Способы получения. Физические те химические свойства. Кислород как окислитель. Применение кислорода. Озон, его получение, свойства.

Кислород – элемент VI А группы 2-го периода Периодической системы элементов (21 Кб); атомый номер 8; атомная масса 16; электроотрицательность 3,5. Электронная конфигурация в основном состоянии 1s22s22p4:

Степень окисления кислорода равна - 2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи О-О. Другим исключением из правила, согласно которому кислород имеет степень окисления - 2, является OF2, где она 2 для кислорода и - 1 для фтора.

Промышленные количества кислорода получают из жидкого воздуха. Чаще всего кислород получают нагреванием таких веществ (в состав которых кислород входит в связанном виде), как перманганат калия (марганцовка), хлорат калия (бертолетова соль), нитрат калия (селитра)

Физические константы: Mr = 31,998; ρ = 1,43 г/л (н.у.), tпл = −218,7 °C, tкип = −182,962 °C При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочной двойной связи в молекулах. Сильный окислитель при нагревании, реагирует с большинством металлов и неметаллов: O2 + 2Mg = 2MgO O2 + S = SO2

Простое вещество кислород состоит из неполярных молекул О2 (дикислород) с σ,π-связью, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде.Бесцветный газ, в жидком состоянии - светло-голубой, в твердом - синий. Применение – дыхание.

Озо́н (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. Молекулярная масса — 48 а.е.м. Плотность газа при нормальных условиях — 2,1445 г/дм³. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху — 1,62 (1,658[4]). Плотность жидкости при −183 °C — 1,71 г/см³ Температура кипения — −111,9 °C. Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета. Температура плавления — −197,2 ± 0,2 °С (приводимая обычно т.пл. −251,4 °C ошибочна, так как при её определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению)[5]. В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском. Растворимость в воде при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом. В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен. Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»). При больших концентрациях напоминает запах хлора. Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п. В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой. В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

Типы соединений элементов с кислородом: оксиды, пероксиды. Пероксид водорода. Строение молекулы, кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

Перекисные соединения — сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом. Пероксиды легко выделяют кислород.

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O.

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-. При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород. Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2. Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Вода Строение молекулы, физические те химические свойства.

Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при стандартных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром.

Вода реагирует при комнатной температуре: с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.)с фтором и межгалоидными соединениями при низких температурах с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз с ангидридами и галогенангидридами карбоновых и неорганических кислот, с активными металлорганическими соединениями (диэтилцинк, реактивы Гриньяра, метилнатрий и т. д.) с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.) со многими солями, образуя гидраты, с боранами, силанами, с кетенами, недоокисью углерода, с фторидами благородных газов. Вода реагирует при нагревании:с железом, магнием, с углем, метаном, с некоторыми алкилгалогенидами. Вода реагирует в присутствии катализатора: с амидами, эфирами карбоновых кислот, с ацетиленом и другими алкинами, с алкенами,с нитрилами

Вода в нормальных атмосферных условиях сохраняет жидкое агрегатное состояние, тогда как аналогичные водородные соединения являются газами. Это объясняется особыми характеристиками слагающих молекулы атомов и присутствием связей между ними.

(Дз с 15 лабораторки)