Химия органика. Водород. Физические и химические свойства, получение Уравнение реакции водорода с кислородом

Общая и неорганическая химия

Лекция 6. Водород и кислород. Вода. Пероксид водорода.

Водород

Атом водорода – простейший объект химии. Строго говоря, его ион – протон – еще проще. Впервые описан в 1766 г. Кавендишем . Название от греч. “hydro genes” – порождающий воду.

Радиус атома водорода примерно 0,5*10-10 м, а его иона (протона) – 1,2*10-15 м. Или же от 50 пм до 1,2*10-3 пм или от 50 метров (диагональ СХА) до 1 мм.

Следующий 1s элемент – литий меняется только от 155 пм до 68 пм у Li+ . Такая разница в размерах атома и его катиона (5 порядков) уникальна.

Благодаря малому размеру протона осуществляется обменная водородная связь , прежде всего между атомами кислорода, азота и фтора. Прочность водородных связей составляет 10-40 кДж/моль, что значительно меньше энергии разрыва большинства обычных связей (100-150 кДж/моль в органических молекулах), но больше средней кинетической энергии теплового движения при 370 С (4 кДж/моль). В результате в живом организме водородные связи обратимо разрываются, обеспечивая протекание процессов жизнедеятельности.

Водород плавится при 14 К, кипит при 20,3 К (давление 1 атм), плотность жидкого водорода всего 71 г/л (в 14 раз легче воды).

В разреженной межзвездной среде обнаружены возбужденные атомы водорода с переходами вплоть до n 733 → 732 с длиной волны 18 м, что соответствует боровскому радиусу (r = n2 *0,5*10-10 м) порядка 0,1 мм (!) .

Самый распространенный элемент в космосе (88,6% атомов, 11,3% атомов приходится на гелий, и только 0,1% – атомы всех остальных элементов) .

4 H → 4 He + 26,7 МэВ 1 эВ = 96,48 кДж/моль

Поскольку протоны имеют спин 1/2, существуют три варианта молекул водорода:

ортоводород о-Н2 с параллельными ядерными спинами, параводород п-Н2 с антипараллельными спинами и нормальный н-Н2 – смесь 75% орто-водорода и 25% пара-водорода. При превращении о-Н2 → п-Н2 выделяется 1418 Дж/моль.

Свойства орто- и параводорода

Так как атомная масса водорода – минимально возможная, его изотопы – дейтерий D (2 H) и тритий T (3 H) существенно отличаются от протия 1 Н по физическим и химическим свойствам. Например, замена одного из водородов в органическом соединении на дейтерий заметно отражается на его колебательном (инфракрасном) спектре, что позволяет устанавливать структуру сложных молекул. Подобные замены (“метод меченых атомов”) используют также для установления механизмов сложных

химических и биохимических процессов. Особенно чувствителен метод меченых атомов при использовании вместо протия радиоактивного трития (β -распад, период полураспада 12,5 лет).

Свойства протия и дейтерия

		Плотн., г/л (20 К)



Основной метод получения водорода в промышленности – конверсия метана
или гидратация угля при 800-11000 С (катализатор):
CH4 + H2 O = CO + 3 H2	выше 10000 С
«Водяной газ»: C + H2 O = CO + H2	выше 10000 С
Затем конверсия CO: CO + H2 O = CO2 + H2			4000 C, окислы кобальта

Суммарно: C + 2 H2 O = CO2 + 2 H2

Другие источники водорода.

Коксовый газ: около 55% водорода, 25% метана, до 2% тяжелых углеводородов, 4-6% СО, 2% СО2 , 10-12% азота.

Водород, как продукт горения:

Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

На 1 кг пиротехнической смеси выделяется до 370 л водорода .

Водород в виде простого вещества применяют для производства аммиака и гидрирования (отверждения) растительных жиров, для восстановления из оксидов некоторых металлов (молибден, вольфрам), для получения гидридов (LiH, CaH2 ,

LiAlH4 ).

Энтальпия реакции: H. + H. = H2 составляет -436 кДж/моль, поэтому атомарный водород используется для получения высокотемпературного восстановительного «пламени» («горелка Ленгмюра»). Струя водорода в электрической дуге атомизируется при 35000 С на 30%, затем при рекомбинации атомов удается достичь 50000 С.

Сжиженный водород используется в качестве топлива в ракетах (см. кислород). Перспективное экологически чистое топливо для наземного транспорта; идут эксперименты по использованию металлгидридных аккумуляторов водорода. Например, сплав LaNi5 может поглотить в 1,5-2 раза больше водорода, чем его содержится в таком же объеме (как объем сплава) жидкого водорода.

Кислород

Согласно общепринятым сейчас данным, кислород открыт в 1774 г. Дж. Пристли и независимо К.Шееле . История открытия кислорода – хороший пример влияния парадигм на развитие науки (см. Дополнение 1).

По-видимому, на самом деле кислород был открыт гораздо раньше официальной даты. В 1620 г. любой желающий мог прокатиться по Темзе (в Темзе) на подводной лодке конструкции Корнелиуса ван Дреббеля . Лодка двигалась под водой благодаря усилиям дюжины гребцов. По свидетельствам многочисленных очевидцев, изобретатель подводной лодки успешно решил проблему дыхания, “освежая” воздух в ней химическим способом. Роберт Бойль писал в 1661 г. : “... Кроме механической конструкции лодки, у изобретателя имелся химический раствор (liquor), который он

считал главным секретом подводного плавания. И когда время от времени он убеждался в том, что пригодная для дыхания часть воздуха уже израсходована и затрудняла дыхание находящихся в лодке людей, он мог, раскупорив наполненный этим раствором сосуд, быстро восполнить воздух таким содержанием жизненных частей, которые сделали бы его вновь пригодным для дыхания на достаточно длительное время”.

Здоровый человек в спокойном состоянии за сутки прокачивает через свои легкие около 7200 л воздуха, забирая безвозвратно 720 л кислорода. В закрытом помещении объемом 6 м3 человек может продержаться без вентиляции до 12 часов, а при физической работе 3-4 часа. Основная причина затруднения дыхания – не недостаток кислорода, а накопление углекислого газа с 0,3 до 2,5% .

Долгое время основным методом получения кислорода был "бариевый" цикл (получение кислорода по методу Брина) :

BaSO4 -t-→ BaO + SO3 ;

5000 C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2 <- 7000 C

Секретный раствор Дреббеля мог быть раствором пероксида водорода: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Получение кислорода при горении пиросмеси: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 кДж

В смеси до 80% NaClO3 , до 10% железного порошка, 4% перекиси бария и стекловата.

Молекула кислорода парамагнитна (практически – бирадикал) , поэтому высока ее активность. Органические вещества на воздухе окисляются через стадию образования пероксидов.

Кислород плавится при 54,8 К, кипит при 90,2 К.

Аллотропная модификация элемента кислорода – вещество озон O3 . Чрезвычайно важна биологическая озоновая защита Земли. На высоте 20-25 км устанавливается равновесие:

УФ<280 нм		УФ 280-320нм
O2 ----> 2 O*	O* + O2 + M --> O3	O3 -------	> O2 + O
	(M – N2 , Ar)

В 1974 г обнаружено, что атомарный хлор, который образуется из фреонов на высоте больше 25 км, катализирует распад озона, как бы заменяя "озоновый" ультрафиолет. Этот УФ способен вызывать рак кожи (в США в год до 600 тыс. случаев). Запрет на фреоны в аэрозольных баллонах действует в США с 1978 г.

С 1990 г. в список запрещенных веществ (в 92 странах) включены CH3 CCl3 , CCl4 , хлорбромуглеводороды – их производство сворачивается к 2000 г .

Горение водорода в кислороде

Реакция очень сложная (схема в лекции 3), поэтому до начала практического применения потребовалось длительное изучение.

21 июля 1969 г. первый землянин – Н.Армстронг прошелся по Луне. Ракетаноситель “Сатурн-5” (конструктор – Вернер фон Браун) состоит из трех ступеней. В первой керосин и кислород, во второй и третьей – жидкие водород и кислород. Всего 468 т жидких O2 и H2 . Произведено 13 успешных запусков.

С апреля 1981 г. в США осуществляет полеты “Спейс шаттл”: 713 т жидких O2 и H2 , а также два твердотопливных ускорителя по 590 т (суммарная масса твердого топлива 987 т). Первые 40 км подъем на ТТУ, от 40 до 113 км работают двигатели на водороде и кислороде.

15 мая 1987 г. первый старт “Энергии”, 15 ноября 1988 г. первый и единственный полет “Бурана”. Стартовая масса 2400 т., масса топлива (керосина в

боковых отсеках, жидких O2 и H2 ) 2000 т. Мощность двигателей 125000 МВт, полезный груз 105 т .

Не всегда горение было управляемым и удачным.

В 1936 г. был построен самый большой в мире водородный дирижабль LZ-129 “Гинденбург”. Объем 200000 м3 , длина около 250 м, диаметр 41,2 м. Скорость 135 км/час благодаря 4 двигателям по 1100 л.с., полезная нагрузка 88 т. Дирижабль совершил 37 рейсов через Атлантику и перевез более 3 тыс. пассажиров.

6 мая 1937 г. при причаливании в США дирижабль взорвался и сгорел. Одна из возможных причин – диверсия .

28 января 1986 г. на 74-й секунде полета взорвался “Челленджер” с семью космонавтами – 25-й рейс системы “Шаттл”. Причина – дефект твердотопливного ускорителя.

Демонстрация:

взрыв гремучего газа (смеси водорода с кислородом)

Топливные элементы

Технически важный вариант этой реакции горения – разделение процесса на два:

электроокисление водорода (анод): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

электровосстановление кислорода (катод): O2 + 2 H2 O + 4 e– = 4 OH–

Система, в которой осуществляется такое “горение” – топливный элемент . КПД гораздо выше, чем у тепловых электростанций, поскольку отсутствует

специальная стадия генерации теплоты. Максимальный КПД = ∆ G/∆ H; для горения водорода получается 94%.

Эффект известен с 1839 г., но первые практически работающие ТЭ реализованы

в конце XX века в космосе (“Джемини”,“Аполлон”, “Шаттл” – США, “Буран” – СССР) .

Перспективы топливных элементов [ 17 ]

Представитель фирмы Ballard Power Systems, выступая на научной конференции в Вашингтоне, подчеркнул, что коммерчески оправданным двигатель на топливных элементах станет, когда он будет отвечать четырем основным критериям: снижению стоимости вырабатываемой энергии, повышению долговечности, уменьшению размеров установки и возможности быстрого запуска в холодную погоду. Стоимость одного киловатта энергии, выработанного установкой на топливных элементах, должна снизиться до 30 долларов США. Для сравнения, в 2004 году аналогичный показатель составлял 103 долларов, а в 2005 ожидается на уровне 80 долларов. Для достижения данной цены необходимо выпускать не менее 500 тысяч двигателей в год. Европейские ученые более осторожны в прогнозах и считают, что коммерческое использование топливных водородных элементов в автопромышленности начнется не ранее 2020 года.

10.1.Водород

Название "водород"относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.

а) Химический элемент водород

В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.

Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

Существуют три изотопа водорода:
а) легкий водород – протий ,
б) тяжелый водород – дейтерий (D),
в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: w D = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).

б) Атом водорода

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Валентные возможности атома водорода определяются наличием одного электрона на единственной валентной орбитали. Большая энергия ионизации делает атом водорода не склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая энергия сродства к электрону приводит к незначительной склонности его принимать. Следовательно, в химических системах образование катиона Н невозможно, а соединения с анионом Н не очень устойчивы. Таким образом, для атома водорода наиболее характерно образование с другими атомами ковалентной связи за счет своего одного неспаренного электрона. И в случае образования аниона, и в случае образования ковалентной связи атом водорода одновалентен.
В простом веществе степень окисления атомов водорода равна нулю, в большинстве соединений водород проявляет степень окисления +I, и только в гидридах наименее электроотрицательных элементов у водорода степень окисления –I.
Сведения о валентных возможностях атома водорода приведены в таблице 28. Валентное состояние атома водорода, связанного одной ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице обозначено символом "H-".

Таблица 28. Валентные возможности атома водорода

Валентное состояние		Примеры химических веществ
	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 H 2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
		NaH, KH, CaH 2 , BaH 2

в) Молекула водорода

Двухатомная молекула водорода Н 2 образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а ). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.

Межатомное расстояние (точнее равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то колеблются) в молекуле водорода r (H–H) = 0,74 A (рис.10.1 в ), что значительно меньше суммы орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно, электронные облака связываемых атомов перекрываются глубоко (рис. 10.1 б ), и связь в молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и довольно большое значение энергии связи (454 кДж/моль).
Если охарактеризовать форму молекулы граничной поверхностью (аналогичной граничной поверхности электронного облака), то можно сказать, что молекула водорода имеет форму слегка деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г ).

г) Водород (вещество)

При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха. В небольших количествах он нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259 °С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие температуры плавления и кипения, очень маленький температурный интервал существования жидкого водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что межмолекулярные связи в водороде очень слабые.
Плотность водорода r(Н 2) = (2 г/моль):(22,4 л/моль) = 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза "легче"воздуха. В воде он практически нерастворим.
При комнатной температуре водород малоактивен, но при нагревании реагирует со многими веществами. В этих реакциях атомы водорода могут как повышать, так и понижать свою степень окисления: Н 2 + 2е – = 2Н –I , Н 2 – 2е – = 2Н +I .
В первом случае водород является окислителем, например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na + H 2 = 2NaH, (t ) Ca + H 2 = CaH 2 . (t )
Но более характерны для водорода восстановительные свойства: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, (t )
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. (t )
При нагревании водород окисляется не только кислородом, но и некоторыми другими неметаллами, например, фтором, хлором, серой и даже азотом.
В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б ) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а ).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

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

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t )

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа:
а) летучие (молекулярные) гидриды,
б) солеобразные (ионные) гидриды.
Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы:

B 2 H 6 ;CH 4 ; NH 3 ; H 2 O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H 2 S; HCl
AsH 3 ; H 2 Se; HBr
H 2 Te; HI
За исключением воды, все эти соединения при комнатной температуре – газообразные вещества, отсюда их название – "летучие гидриды" .
Некоторые из элементов, образующих неметаллы, входят в состав и более сложных гидридов. Например, углерод образует соединения с общими формулами C n H 2n +2 , C n H 2n , C n H 2n –2 и другие, где n может быть очень велико (эти соединения изучает органическая химия).
К ионным гидридам относятся гидриды щелочных, щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы этих гидридов состоят из анионов Н и катионов металла в высшей степени окисления Ме или Ме 2 (в зависимости от группы системы элементов).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н 2 О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные.
Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.
Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N 2 +3H 2 2NH 3 (Р , t , Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н 2 + СО = СН 3 ОН (t , ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

H 2 + Cl 2 = 2HCl.

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1.Из каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия, в) трития?
2.Сравните энергию ионизации атома водорода с энергией ионизации атомов других элементов. К какому элементу по этой характеристике водород ближе всего?
3.Проделайте то же для энергии сродства к электрону
4.Сравните направление поляризации ковалентной связи и степень окисления водорода в соединениях: а) BeH 2 ,CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; б) CH 4 , SiH 4 ,GeH 4 .
5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную и пространственную формулу водорода. Какая из них чаще всего используется?
6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что под этим подразумевается? В каких случаях это выражение можно понимать буквально, а в каких –нет?
7.Составьте структурные формулы гидридов калия и кальция, а также аммиака, сероводорода и бромоводорода.
8.Зная молярные теплоты плавления и парообразования водорода, определите значения соответствующих удельных величин.
9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих основные химические свойства водорода, составьте электронный баланс. Отметьте окислители и восстановители.
10.Определите массу цинка, необходимого для получения 4,48 л водорода лабораторным способом.
11.Определите массу и объем водорода, который можно получить из 30 м 3 смеси метана и паров воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80 %.
12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.
13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют основные химические свойства ионных гидридов:

а) MH + O 2 MOH (t ); б) MH + Cl 2 MCl + HCl (t );
в) MH + H 2 O MOH + H 2 ; г) MH + HCl(p) MCl + H 2
Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.
14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов:
а) HI + Cl 2 HCl + I 2 (t ); б) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 (t ); в) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 (t ).

10.2 Кислород

Как и в случае водорода, слово "кислород" является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества "кислород" (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое " озон" (трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O 2 , а вещество озон состоит из молекул озона O 3 .

а) Химический элемент кислород

В естественном ряду элементов порядковый номер кислорода – 8. В системе элементов кислород находится во втором периоде в VIA группе.
Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В земной коре каждый второй атом – атом кислорода, то есть молярная доля кислорода в атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50 %. Кислород (вещество) – составная часть воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород (элемент) входит в состав воды, многих минералов, а также растений и животных. В теле человека содержится в среднем 43 кг кислорода.
Природный кислород состоит из трех изотопов (16 О, 17 О и 18 О), из которых наиболее распространен самый легкий изотоп 16 О. Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн (15,9994 Дн).

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

Валентное состояние		Примеры химических веществ
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	–II –I 0 +I +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 O 2 ** O 2 F 2 OF 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

* Эти оксиды можно рассматривать и как ионные соединения.
** Атомы кислорода в молекуле не находятся в данном валентном состоянии; это лишь пример вещества со степенью окисления атомов кислорода, равной нулю
Большая энергия ионизации (как у водорода) исключает образование из атома кислорода простого катиона. Энергия сродства к электрону довольно велика (почти в два раза больше, чем у водорода), что обеспечивает большую склонность атома кислорода к присоединению электронов и способность образовывать анионы О 2A . Но энергия сродства к электрону у атома кислорода все же меньше, чем у атомов галогенов и даже других элементов VIA группы. Поэтому анионы кислорода (оксид-ионы ) существуют только в соединениях кислорода с элементами, атомы которых очень легко отдают электроны.
Обобществляя два неспаренных электрона, атом кислорода может образовать две ковалентные связи. Две неподеленные пары электронов из-за невозможности возбуждения могут вступать только в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким образом, без учета кратности связи и гибридизации атом кислорода может находиться в одном из пяти валентных состояний (табл. 29).
Наиболее характерно для атома кислорода валентное состояние с W к = 2, то есть образование двух ковалентных связей за счет двух неспаренных электронов.
Очень высокая электроотрицательность атома кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому, что в большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления –II. Существуют вещества, в которых кислород проявляет и другие значения степени окисления, некоторые из них приведены в таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная устойчивость показана на рис. 10.3.

в) Молекула кислорода

Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О 2 содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (r o–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.

г) Кислород (вещество)

При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).
Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).
Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).
Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.
Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (t );
неметаллами: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10 ,
и сложными веществами: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .

Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na ) 2 ( O-O ).
Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.
В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °С);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °С, MnO 2 – катализатор);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °С)
и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 –катализатор).
Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.
Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.

д) Озон и его молекулы

Озон O 3 – вторая аллотропная модификация кислорода.
Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:

Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза "тяжелее" кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.
Озон образуется в атмосфере из кислорода при грозовых электрических разрядах:

3О 2 = 2О 3 ().

При обычной температуре озон медленно превращается в кислород, а при нагревании этот процесс протекает со взрывом.
Озон содержится в так называемом "озоновом слое" земной атмосферы, предохраняя все живое на Земле от вредного воздействия солнечного излучения.
В некоторых городах озон используется вместо хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой воды.

Изобразите структурные формулы следующих веществ: 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 . Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.
Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.
2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?
3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

Вода – самое распространенное в земной коре вещество. Масса земной воды оценивается в 10 18 тонн. Вода – основа гидросферы нашей планеты, кроме того, она содержится в атмосфере, в виде льда образует полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а также входит в состав различных горных пород. Массовая доля воды в человеческом организме составляет около 70 %.
Вода – единственное вещество, у которого во всех трех агрегатных состояниях есть свои особые названия.

Электронное строение молекулы воды (рис. 10.4 а ) нами было подробно изучено ранее (см. § 7.10).
Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы молекула воды представляет собой электрический диполь .

Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая "электрический момент электрического диполя" или просто "дипольный момент" .

В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34 . 10 –30 Кл. м

В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):

(Н 2 О) = ,

где q 1 и q 2 – частичные заряды (+) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q 1 = q 2 = q , а , то

Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Молекула	Молекула	Молекула

Учитывая дипольный характер молекулы воды, ее часто схематически изображают следующим образом:
Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и запаха. Некоторые основные физические характеристики воды приведены в таблице.

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют "водородными связями" .

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ, ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.
Сколько валентных электронов атома кислорода принимает участие в образовании связей в молекуле воды?
2.При перекрывании каких орбиталей образуются связи между водородом и кислородом в молекуле воды?
3.Составьте схему образования связей в молекуле пероксида водорода H 2 O 2 . Что вы можете сказать о пространственном строении этой молекулы?
4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных моментов, рассчитайте и сравните между собой частичные заряды на атомах водорода в этих молекулах.
5.Межатомные расстояния S – H в молекуле сероводорода равны 1,34 , а угол между связями 92°. Определите значения частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что вы можете сказать о гибридизации валентных орбиталей атома серы?

10.4. Водородная связь

Как вы уже знаете, из-за существенной разницы в электроотрицательности водорода и кислорода (2,10 и 3,50) у атома водорода в молекуле воды возникает большой положительный частичный заряд (q ч = 0,33 е ), а у атома кислорода – еще больший отрицательный частичный заряд (q ч = –0,66 е ). Вспомним также, что у атома кислорода есть две неподеленные пары электронов на sp 3 -гибридных АО. Атом водорода одной молекулы воды притягивается к атому кислорода другой молекулы, и, кроме того, полупустая 1s-АО атома водорода частично акцептирует пару электронов атома кислорода. В результате этих взаимодействий между молекулами возникает особый вид межмолекулярных связей –водородная связь.
В случае воды образование водородной связи может быть схематически представлено следующим образом:

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

Водородная связь существует не только между молекулами воды. Она образуется, если соблюдаются два условия:
1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э – символ атома достаточно электроотрицательного элемента),
2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным частичным зарядом и неподеленной парой электронов.
В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и азот. Существенно слабее водородные связи, если Э – хлор или сера.
Примеры веществ с водородной связью между молекулами: фтороводород, твердый или жидкий аммиак, этиловый спирт и многие другие.

В жидком фтороводороде его молекулы связаны водородными связями в довольно длинные цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются трехмерные сетки.
По прочности водородная связь – промежуточная между химической связью и остальными видами межмолекулярных связей. Молярная энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50 кДж/моль.
В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все атомы водорода связаны водородными связями с атомами кислорода, при этом каждый атом кислорода образует по две водородные связи (используя обе неподеленные пары электронов). Такая структура делает лед более " рыхлым"по сравнению с жидкой водой, где часть водородных связей оказывается разорванной, и молекулы получают возможность несколько плотнее " упаковаться". Эта особенность структуры льда объясняет, почему, в отличие от большинства других веществ, вода в твердом состоянии имеет меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной плотности вода достигает при 4 °С –при этой температуре рвется достаточно много водородных связей, а тепловое расширение еще не очень сильно сказывается на плотности.
Водородные связи имеют очень большое значение в нашей жизни. Представим себе на минуту, что водородные связи перестали образовываться. Вот некоторые последствия:

вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;
все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;
перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.

Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.
Формула этилового спирта СН 3 –СН 2 –О–Н. Между какими атомами разных молекул этого вещества образуются водородные связи? Составьте структурные формулы, иллюстрирующие их образование.
2.Водородные связи существуют не только в индивидуальных веществах, но и в растворах. Покажите с помощью структурных формул, как образуются водородные связи в водном растворе а) аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового спирта). = 2Н 2 О.
Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н 2 О AН 3 О + ОН .
Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

Прямая реакция этого обратимого процесса эндотермична, поэтому при нагревании автопротолиз усиливается, при комнатной же температуре равновесие сдвинуто влево, то есть концентрация ионов Н 3 О и ОН ничтожны. Чему же они равны?
По закону действующих масс

Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и 2 = const Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.

АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ, КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА (ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ) ВОДЫ.
Ионное произведение жидкого аммиака (температура кипения –33 °С) равно 2·10 –28 . Составьте уравнение автопротолиза аммиака. Определите концентрацию ионов аммония в чистом жидком аммиаке. Электропроводность какого из веществ больше, воды или жидкого аммиака?

1. Получение водорода и его горение (восстановительные свойства).
2. Получение кислорода и горение веществ в нем (окислительные свойства).

Цель занятия. На этом занятии вы узнаете о, пожалуй, самых важных химических элементах для жизни на земле – водороде и кислороде, узнаете об их химических свойствах, а также о физических свойствах простых веществ, ими образуемых, узнаете больше о роли кислорода и водорода в природе и жизни человека.

Водород – самый распространённый элемент во Вселенной. Кислород – самый распространённый элемент на Земле. Вместе они образуют воду – вещество, которое составляет больше половины массы человеческого тела. Кислород – газ, необходимый нам для дыхания, а без воды мы не смогли бы прожить и нескольких дней, так что без сомнения можно считать кислород и водород важнейшими химическими элементами, необходимыми для жизни.

Строение атомов водорода и кислорода

Таким образом, водород проявляет неметаллические свойства. В природе водород встречается в виде трёх изотопов, протия , дейтерия и трития , изотопы водорода очень сильно отличаются друг от друга по физическим свойствам, поэтому им даже присвоены индивидуальные символы.

Если вы не помните или не знаете, что такое изотопы, поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Изотопы как разновидности атомов одного химического элемента». В нём вы узнаете, чем отличаются друг от друга изотопы одного элемента, к чему приводит наличие нескольких изотопов у одного элемента, а также познакомитесь с изотопами нескольких элементов.

Таким образом, возможные степени окисления кислорода ограничены значениями от –2 до +2. Если кислород принимает два электрона (становясь анионом) или образует две ковалентные связи с менее электроотрицательными элементами, он переходит в степень окисления –2. Если кислород образует одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом менее электроотрицательного элемента, он переходит в степень окисления –1. Образуя две ковалентные связи со фтором (единственным элементом с более высоким значением электроотрицательности), кислород переходит в степень окисления +2. Образуя одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом фтора – +1. И наконец, если кислород образует одну связь с менее электроотрицательным атомом, а вторую – со фтором, он будет находиться в степени окисления 0.

Физические свойства водорода и кислорода, аллотропия кислорода

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха. Очень лёгкий (в 14,5 раз легче воздуха). Температура сжижения водорода – -252,8 °C – почти самая низкая среди всех газов (уступает только гелию). Жидкий и твёрдый водород – очень лёгкие бесцветные вещества.

Кислород – бесцветный газ без вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. При температуре -182,9 °C превращается в тяжёлую жидкость голубого цвета, при -218 °C затвердевает с образованием кристаллов синего цвета. Молекулы кислорода парамагнитны, то есть кислород притягивается магнитом. Кислород плохо растворим в воде.

В отличие от водорода, образующего молекулы только одного типа, , кислород проявляет аллотропию и образует молекулы двух типов, то есть элемент кислород образует два простых вещества: кислород и озон .

Химические свойства и получение простых веществ

Водород.

Связь в молекуле водорода – одинарная, однако это одна из самых прочных одинарных связей в природе, и чтобы разорвать её необходимо затратить много энергии, по этой причине водород весьма малоактивен при комнатной температуре, однако при повышении температуры (или в присутствии катализатора) водород легко взаимодействует со многими простыми и сложными веществами.

Водород с химической точки зрения является типичным неметаллом. То есть он способен взаимодействовать с активными металлами с образованием гидридов, в которых он проявляет степень окисления –1. С некоторыми металлами (литий, кальций) взаимодействие протекает даже при комнатной температуре, однако довольно медленно, поэтому при синтезе гидридов используют нагревание:

Образование гидридов прямым взаимодействием простых веществ возможно только для активных металлов. Уже алюминий не взаимодействует с водородом непосредственно, его гидрид получают обменными реакциями.

С неметаллами водород также реагирует только при нагревании. Исключениями являются галогены хлор и бром, реакция с которыми может быть индуцирована светом:

Реакция со фтором также не требует нагревания, она протекает со взрывом даже при сильном охлаждении и в абсолютной темноте.

Реакция с кислородом протекает по разветвлённому цепному механизму, поэтому скорость реакции стремительно возрастает, и в смеси кислорода с водородом в соотношении 1:2 реакция протекает со взрывом (такая смесь носит название «гремучий газ»):

Реакция с серой протекает гораздо более спокойно, практически без выделения тепла:

Реакции с азотом и йодом протекают обратимо:

Это обстоятельство сильно затрудняет получение аммиака в промышленности: процесс требует использования повышенного давления для смешения равновесия в сторону образования аммиака. Йодоводород прямым синтезом не получают, поскольку имеется несколько гораздо более удобных способов его синтеза.

С малоактивными неметаллами () водород непосредственно не реагирует, хотя его соединения с ними известны.

В реакциях со сложными веществами водород в большинстве случаев выступает в роли восстановителя. В растворах водород может восстанавливать малоактивные металлы (располагающиеся после водорода в ряду напряжений ) из их солей:

При нагревании водород может восстанавливать многие металлы из их оксидов. При этом чем активнее металл, тем сложнее его восстановить и тем более высокая для этого нужна температура:

Металлы более активные, чем цинк, практически невозможно восстановить водородом.

Водород в лаборатории получают взаимодействием металлов с сильными кислотами. Чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Реже используется электролиз воды в присутствии сильных электролитов:

В промышленности водород получают как побочный продукт при получении едкого натра электролизом раствора хлорида натрия:

Кроме того, водород получают при переработке нефти.

Получение водорода фотолизом воды – один из наиболее перспективных способов в будущем, однако на сегодняшний момент промышленное применение этого метода затруднительно.

Поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов Лабораторная работа «Получение и свойства водорода» и Лабораторная работа «восстановительные свойства водорода». Изучите принцип действия аппарата Киппа и аппарата Кирюшкина. Подумайте, в каких случаях удобнее использовать аппарат Киппа, а в каких – Кирюшкина. Какие свойства проявляет водород в реакциях?

Кислород.

Связь в молекуле кислорода двойная и весьма прочная. Поэтому кислород довольно малоактивен при комнатной температуре. При нагревании он, однако, начинает проявлять сильные окислительные свойства.

Кислород без нагревания реагирует с активными металлами (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами):

При нагревании кислород взаимодействует с большинством металлов с образованием оксидов:

Серебро и менее активные металлы не окисляются кислородом.

Кислород также реагирует с большинством неметаллов с образованием оксидов:

Взаимодействие с азотом происходит только при очень высоких температурах, около 2000 °C.

С хлором, бромом и йодом кислород не реагирует, хотя многие их оксиды можно получить косвенным путём.

Взаимодействие кислорода со фтором можно провести при пропускании электрического разряда через смесь газов:

Фторид кислорода(II) – нестойкое соединение, легко разлагается и является очень сильным окислителем.

В растворах кислород является сильным, хотя и медленным, окислителем. Как правило, кислород способствует переходу металлов в более высокие степени окисления:

Присутствие кислорода часто позволяет растворять в кислотах металлы, расположенные сразу за водородом в ряду напряжений :

При нагревании кислород может окислять низшие оксиды металлов:

Кислород в промышленности не получают химическими способами, его получают из воздуха перегонкой.

В лаборатории используют реакции разложения богатых кислородом соединений – нитратов, хлоратов, перманганатов при нагревании:

Также можно получить кислород при каталитическом разложении перекиси водорода:

Кроме того, для получения кислорода может использоваться приведённая выше реакция электролиза воды.

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение кислорода и его свойства».

Как называется используемый в лабораторной работе метод собирания кислорода? Какие ещё способы собирания газов существуют и какие из них подходят для собирания кислорода?

Задание 1. Посмотрите видеофрагмент «Разложение перманганата калия при нагревании».

Ответьте на вопросы:

1. Какой из твёрдых продуктов реакции растворим в воде?
2. Какой цвет имеет раствор перманганата калия?
3. Какой цвет имеет раствор манганата калия?

Напишите уравнения протекающих реакций. Уравняйте их, используя метод электронного баланса.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Озон.

Молекула озона трёхатомна и связи в ней менее прочные, чем в молекуле кислорода, что приводит к большей химической активности озона: озон легко окисляет многие вещества в растворах или в сухом виде без нагревания:

Озон способен легко окислить оксид азота(IV) до оксида азота(V), а оксид серы(IV) до оксида серы(VI) без катализатора:

Озон постепенно разлагается с образованием кислорода:

Для получения озона используются специальные приборы – озонаторы, в которых через кислород пропускают тлеющий разряд.

В лаборатории для получения незначительных количеств озона иногда используют реакции разложения пероксосоединений и некоторых высших оксидов при нагревании:

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение озона и исследование его свойств».

Объясните, почему обесцвечивается раствор индиго. Напишите уравнения реакций, протекающих при смешении растворов нитрата свинца и сульфида натрия и при пропускании через полученную взвесь озонированного воздуха. Для реакции ионного обмена составьте ионные уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции составьте электронный баланс.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Химические свойства воды

Для лучшего ознакомления с физическими свойствами воды и её значимостью поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов «Аномальные свойства воды» и «Вода – важнейшая жидкость на Земле».

Вода обладает огромной важностью для любых живых организмов – по сути многие живые организмы состоят из воды более чем наполовину. Вода является одним из наиболее универсальных растворителей (при высоких температурах и давлениях её возможности как растворителя существенно возрастают). С химической точки зрения вода является оксидом водорода, при этом в водном растворе она диссоциирует (хотя и в очень малой степени) на катионы водорода и гидроксид-анионы:

Вода взаимодействует со многими металлами. С активными (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами) вода реагирует без нагревания:

С менее активными взаимодействие происходит при нагревании.

10.1.Водород

а) Химический элемент водород

б) Атом водорода

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Таблица 28. Валентные возможности атома водорода

Валентное состояние		Примеры химических веществ
	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 H 2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
		NaH, KH, CaH 2 , BaH 2

в) Молекула водорода

г) Водород (вещество)

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

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

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t )

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).

д) Соединения водорода

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

N 2 +3H 2 2NH 3 (Р , t , Pt – катализатор).

H 2 + Cl 2 = 2HCl.

10.2 Кислород

а) Химический элемент кислород

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

Валентное состояние		Примеры химических веществ
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	–II –I 0 +I +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 O 2 ** O 2 F 2 OF 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

в) Молекула кислорода

г) Кислород (вещество)

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

д) Озон и его молекулы

3О 2 = 2О 3 ().

В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34 . 10 –30 Кл. м

(Н 2 О) = ,

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Молекула	Молекула	Молекула

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

10.4. Водородная связь

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;
все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;
перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.

В нашей повседневной жизни есть вещи, которые настолько распространены, что почти каждый человек знает о них. Например, всем известно, что вода - жидкость, она легко доступна и не горит, следовательно, она может гасить огонь. Но вы когда-нибудь задумывались почему это так?

Источник изображения: pixabay.com

Вода состоит из атомов водорода и кислорода. Оба этих элемента поддерживают горение. Итак, исходя из общей логики (не научной) из этого следует, что вода тоже должна гореть, верно? Тем не менее этого не происходит.

Когда происходит горение?

Горение -это химический процесс, в котором молекулы и атомы объединяются, при этом выделяется энергия в виде тепла и света. Чтобы что-нибудь сжечь вам потребуется две вещи - топливо как источник горения (например, лист бумаги, кусок дерева и т. д.) и окислитель (содержащийся в земной атмосфере кислород является основным окислителем). Также нам потребуется тепло необходимое для достижения температуры воспламенения вещества, чтобы начался процесс горения.

Источник изображения auclip.ru

Например, рассмотрим процесс сжигания бумаги с использованием спичек. Бумага в этом случае будет являться топливом, газообразный кислород, содержащийся в воздухе будет выступать в качестве окислителя, а температура воспламенения будет достигаться благодаря горящей спичке.

Структура химического состава воды

Источник изображения: water-service.com.ua

Вода состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Ее химическая формула Н2О. Теперь интересно отметить, что два составных элемента воды действительно легко воспламеняющиеся вещества.

Почему водород является горючим веществом?

Атомы водорода имеют только один электрон и поэтому легко соединяется с другими элементами. Как правило в природе водород встречается в виде газа, молекулы которого состоят из двух атомов. Этот газ очень реактивный и быстро окисляется в присутствии окислителя, что делает его легковоспламеняемым.

Источник изображения: myshared.ru

При сгорании водорода происходит выделение большого количества энергии, поэтому его часто используют в сжиженном виде для запуска в космос космических аппаратов.

Кислород поддерживает горение

Как упоминалось ранее, для любого горения необходим окислитель. Есть много химических окислителей, в их числе кислород, озон, перекись водорода, фтор и т.д. В качестве основного окислителя, который в избытке содержится в атмосфере Земли является кислород. Он как правило является основным окислителем в большинстве пожаров. Именно поэтому для поддержания огня необходим постоянный приток кислорода.

Вода тушит огонь

Вода может гасить огонь по ряду причин, одной из которых является то, что это негорючая жидкость, несмотря на то, что состоит из двух элементов, которые могут по отдельности создать огненный ад.

Вода - самое распространенное средство тушения пожаров. Источник изображения: pixabay.com

Как мы уже говорили ранее, водород легко воспламеняется, все что для этого нужно это окислитель и температура воспламенения для начала реакции. Так как кислород является самым распространенным окислителем на Земле он быстро соединяется с атомами водорода с выделением большого количества света и тепла, при этом образуются молекулы воды. Вот как это происходит:

Обратите внимание на то, что смесь водорода с небольшим объемом кислорода или воздуха взрывоопасна и называется гремучим газом, она сгорает чрезвычайно быстро с громким хлопком, что воспринимается как взрыв. Катастрофа дирижабля "Гинденбург" в 1937 г. в Нью-Джерси унесла десятки жизней в результате возгорания водорода, которым была наполнена оболочка дирижабля. Легкая воспламеняемость водорода и его взрывоопасность в сочетании с кислородом - это главная причина того, что мы не получаем воду химическим путем в лабораториях.