4. Химич св-ва.

В хим реак водород может быть как восстановителем, так и окислителем. Выступать восстановителем для водорода более характерно.

• Взаимодействие с простыми веществами

• С кислородом (в присутствии катализатора — или при поджигании):

2Н₂ + 0₂ →2Н₂0 + Q

Смесь двух объемов Н₂ и 1объема 0₂ называется “гремучим газом” и при поджигании взрывается.

• С хлором (при поджигании или при облучении перевод хлора в активное состояние): Н₂ +CI₂→2HCI

С серой (при нагревании 300°C):

Н₂ +S→ Н₂ S

С фтором (в обычных условиях)

Н₂+F₂→2НF

С активными металлами (Н₂окислитель)

2Na + Н₂→2NaH

•Реакции со сложными в-вами • С большинством оксидов металлов (при нагревании):

CuO + Н₂→Cu + Н₂O

• С угарным газом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора):

2Н₂ + СО → СН₃ОН

• реакции гидрирования органических в-в (в присут катал - Ni)

СН₂=СН-СН₃+ Н₂→СН₃-СН₂-СН₃

5. Гидриды и летучие водородные соединения. Формально к соединениям водорода со степенью окисления -1 относятся и комплексные гидриды, например боро- и алюмогидриды лития Li[BH₄] и Li[AlH₄] (тетрагидроборат и тетрагидроалюминат лития). Способность образовывать комп­лексные анионы характерна для координационно-ненасыщенных простых гидри­дов бора, алюминия и других sр-металлов III группы ПС. Боро- и алюмогидриды щелочных и щелочно-земельных металлов плавятся без заметного разложения, хорошо растворяются во многих органических pacтво­рителях. В воде они также разлагаются с выделением водорода. Комплексные гидриды металлов полу­чают обменным разложением их галогенидов с боро- и алюмогидридами щелоч­ных металлов Водород в соединениях с неметаллами поляризован положительно. Поскольку он сам является неметаллом, эти соединения сравнительно малополярны. Т. о., соединения водорода со степенью окисления + 1 - малополярные ковалентные вещества. Они летучи т.к. между молекулами действует водородная связь.

6. Получение водорода. Конверсионный метод получения водорода основан на каталитических реакциях взаимодействия водяного пара с метаном (главный компонент природного газа), а затем с монооксидом углерода (продукт реакции):

СН₄+Н₂О→СО+3Н₂, ∆Н⁰₂₉₈=206,2 кДж (800⁰ С катал-р Ni)

СО+ Н₂О→ СО₂+Н_2, ∆Н⁰₂₉₈= -41,2 кДж (500⁰ С катал-р Fe)

Эндотермичность процесса конверсии метана можно частично восполнить энергией, выделяющейся при неполном его окислении. Для проведения такого процесса природный газ смешивается с водяным паром и кислородом, а реакция протекает по схеме

СН₄+ О₂ + Н₂О→3СО+7Н₂ (850⁰ С катал-р Ni)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. При этом в газообразном состоянии остается только водород, а все остальные компоненты исходной газовой смеси конденсируются. Электролиз воды обеспечивает получение наиболее чистого водорода. Электролитом обычно служит водный раствор щелочи, приме­нение же серной кислоты нерационально из-за быстрого коррозионного разрушения стальной аппаратуры. Этим способом целесообразно получать водород в районах с дешевой электроэнергией.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на соляную или серную кислоту.(взаимод мет стоящих в ряду актив до H₂ с к\тами неокислителями)

Mg+H₂SO_4(разб) →MgSO₄+H₂↑

18 Кислород – 8-й элемент Периодической таблицы (заряд ядра 8), химический символ – O, относительная атомная масса (атомный вес) 16. Валентность кислорода в соединениях равна двум, наиболее распространенная степень окисления -2. Молекула кислорода О₂ , молекулярная масса (молекулярный вес) 32 а.е.м. Молярная масса 32 г/моль. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: ¹⁶O, ¹⁷O, ¹⁸O. Кислород входит в состав ДНК и многих органических соединений, белков. Содержится в мышечной ткани, костной ткани и крови человека. О₂ заним первое место по распространенности в земной коре. В связанном виде кислород обнаружен на многих планетах солнечной системы, входит в состав более чем 1400 минералов, В морской воде в связанном и растворенном виде содержится – 85%. Физ св-ва: Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха. Жидкий кислород – жидкость светло-голубого цвета, притягиваемая магнитом, а твердый – кристаллы синего цвета с кубической кристаллической решеткой. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это делает эго молекулу бирадикалом. Энергия атомнизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода. Хим. Св-ва: соединениях кислород проявляет степень окисления –2, изредка +1 и +2. 1. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, за искл галогенов, благородных газов, платины и золота. Большинство простых и сложных веществ сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O₂ = MgO + Q + hv, 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + hv, аммиак горит в кислороде зеленоватым пламенем: 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O. . В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Некоторые металлы, хром, алюминий и другие образуют на поверхности пленку оксида, препятствующую дальнейшему окислению.

2.Под действием кислорода растворы гидроксидов некоторых переходных металлов переходят в нерастворимые соединения, выпадают в осадок: O₂ + 4Fe(OH)₂(суспензия) = 4FeO(OH) + 2H₂O, O₂ + 4Cr(OH)₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃.

Кислород ускоряет взаимодействие с металлами кислот: O₂ + H₂SO₄ + Pb = PbSO₄ + H₂O₂.

Под действием кислорода растворы некоторых веществ в кислотах и щелочах образуют комплексы:O₂ + 4H₂O + 2TiCl₃ + 2HCl = H₂O₂ + 2H₂[TiCl₄(OH)₂]

3.При пропускании через кислород электрических разрядов молекулярный кислород переходит в более активный атомарный: O₂ = 2O. Атомарный кислород способен соединятся в аллотропную модификацию кислорода озон: 3O₂ = 2O₃.

Озон образуется в атмосфере при электрических разрядах. Озоновый слой в стратосфере толщиной в несколько сантиметров поглощает ультрафиолетовое излучение. Озон представляет собой газ светло-синего цвета, с характерным резким запахом, растворимый в воде. Хим. Св-ва: .Озон является сильнейшим окислителем, окисляет даже золото и платину, и уступает только фтору и фториду кислорода. Действующее начало озона, атомарный кислород: 2KI + O₃ + H₂O = I₂ + 2KOH + O₂. Индикатором на озон служит бумага, пропитанная раствором иодида калия и крахмала, которая синеет в его присутствии. Черный сульфид свинца переходит в белый сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O₃ = PbSO₄ + O₂. При приливании к озону аммиака образуется белый дым нитрита аммония. Озон способен чернить серебро, переводя металл в оксид.

2.Иногда молекула озона полностью вступает в реакцию: 3SO₂ + O₃ =3SO₃, Na₂S + O₃ = Na₂SO₃.

3.Со щелочами озон образует озониды, которые обычно окрашены в красный цвет:

4KOH + 4O₃ = 4KO₃ + O₂ + 2H₂O.

4.При озонировании непредельных углеводородов, образуюшиеся озониды разлагаясь под действием воды, образуют перекись водорода альдегид и кетон, зная их, можно легко идентифицировать и установить строение углеводорода.

Лаб.способ получения О₂: 2H₂O (NaOH, электролиз) = 2H_2­ + O_2­, 2H₂O₂ (MnO₂ или hv)= 2H₂O + O_2­, 2KMnO₄ (200° C) = MnO₂ + K₂MnO₄ + O_2­,

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1. Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O₂ ⁻). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов: Озониды содержат ион O₃ ⁻ со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов: