38 Билет

Химические свойства

Молекула водорода состоит из двух атомов. Химическая связь в молекуле водорода — ковалентная неполярная, так как образована атомами с одинаковой электроотрицательностью (атомами одного вида). Общая связывающая электронная пара находится в середине между ядрами взаимодействующих атомов. Благодаря обобщению электронов молекула водорода более энергетически устойчива, чем отдельные атомы водорода.

Химическая связь в молекуле водорода прочная: чтобы разорвать все молекулы водорода в 1 моль простого вещества, необходимо затратить энергию в 436 кДж, поэтому активность молекулярного водорода при обычной температуре мала. Для разрыва связи требуется активация молекулы — необходимы повышение температуры, электрическая искра, свет.

Для водорода характерны следующие реакции с простыми веществами (с Al, B, Si, P соединения водорода получают косвенным путём):

Взаимодействие с неметаллами

При поджигании или в присутствии платинового катализатора реагирует с кислородом

O2 + 2H2 → 2H2O, реакция протекает со взрывом.

Смесь двух объёмов водорода и одного объёма кислорода называется гремучим газом.

При нагревании водород обратимо взаимодействует с серой:

S + H2 ⇄ H2S

С азотом — при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора (железо):

N2 + 3H2 → 2NH3

С галогенами образует галогеноводороды:

F2 + H2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl2 + H2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H2 → CH4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды:

Na + H2 → 2NaH

Ca + H2 → CaH2

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 ↑

взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H2 → Cu + H2O

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

WO3 + 3H2 → W + 3H2O

Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никелевого катализатора и повышенной температуре происходит реакция гидрирования:

CH2=CH2 + H2 → CH3-CH3

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:

CH3CHO + H2 → C2H5OH .

АЗОТ

Физические свойства

При атмосферном давлении азот существует в трех аллотропных модификациях, точка перехода между которыми −238 °C (теплота перехода 250 Дж/моль), и −186 °C (теплота перехода 199,3 кДж/кг). Основные физические свойства азота перечислены в таблице.

Химические свойства, строение молекулы

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N2, электронная конфигурация которых описывается формулой σs²σs*2πx, y4σz², что соответстует тройной связи между молекулами азота N≡N (длина связи dN≡N = 0,1095 нм). Вследствие этого молекула азота крайне прочна, для реакции диссоциации N2 ↔ 2N удельная энтальпия образования ΔH°298=945 кДж, константа скорости реакции К298=10-120, то есть диссоциация молекул азота при нормальных условиях практически не происходит (равновесие практически полностью сдвинуто влево). Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.

Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N2 составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N2. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N2 при сильном разряжении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.

Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения эндотермичны, энтальпия их образования отрицательна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + 3N2 → 2Li3N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N2 → Mg3N2,

2B + N2 → BN,

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак):

КИСЛОРОД

4.5. Химические свойства кислорода

Молекула кислорода состоит из двух атомов. Химическая связь ковалентная неполярная.

Кислород отличает высокая реакционная способность, он окисляет многие вещества уже при комнатной температуре. Если реакции инициировать нагреванием, освещением, катализатором, они протекают очень бурно и сопровождаются выделением большого количества тепла. Особенно сильным окислителем является жидкий кислород: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает. Некоторые летучие органические вещества самопроизвольно воспламеняются на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, за исключением фтора, золота и платины.

Взаимодействие c металлами

В результате реакции образуется оксид этого металла.

4Al + 3O2 = 2Al2O3;

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Взаимодействие с неметаллами

При этом образуется оксид этого неметалла.

Сера взаимодействует с кислородом при 250°С:

S + O2 = SO2.

Горение фосфора с образованием оксида фосфора (V) начинается при 60 °С:

4Р + 5О2 = 2Р2О5.

Графит реагирует с кислородом при 700-800 °С:

С + О2 = СО2.

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н2 + О2 = 2Н2О.

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

В этом случае образуются оксиды элементов, из которых состоит молекула сложного вещества.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2;

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.

Кислород – второй по электроотрицательности элемент, поэтому в окислительно-восстановительных процессах он выступает в качестве окислителя. Горение, гниение, ржавление и дыхание протекают при участии кислорода.

Только при взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O2 + F2 = F2O2 (в электрическом разряде).

Дифторид кислорода может быть получен при быстром пропускании фтора через 2 % раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.