Высшие жирные кислоты: оксид

1.ОКСИДЫ

Окси́д (о́кисел) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами также является класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Окислы).

Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и озонидами (содержат группу О−3). Они, строго говоря, не относятся к категории оксидов.

Классификация

В зависимости от химических свойств различают:

• Солеобразующие оксиды:

• основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;

• кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;

• амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

• Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.

Номенклатура

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII).

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».

Оксиды с низшими степенями окисления (субоксиды) иногда по старой русской номенклатуре называют[1] закись (англ. аналог — protoxide) и недокись (например, оксид углерода(II), CO — закись углерода; диоксид триуглерода, C3O2 — недокись углерода[2]; оксид азота(I), N2O — закись азота; оксид меди(I), Cu2O — закись меди). Высшие степени окисления (оксид железа(III), Fe2O3) называют в соответствии с этой номенклатурой окись, а сложные оксиды — закись железа (FeO) или закись-окись (Fe3O4 = FeO·Fe2O3 — закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U3O8 — закись-окись урана). Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.

Химические свойства

• При взаимодействии кислотного оксида с основным образуется соль.

• Оксиды взаимодействуют с водой, если образуется растворимая кислота или растворимое основание.

• Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а кислотные с основаниями.

Основные оксиды

1. Основный оксид + сильная кислота → соль + вода

CuO+H2SO4→CuSO4+H2O

2. Сильноосновный оксид + вода → гидроксид

CaO+H2O→Ca(OH)2

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль

CaO+Mn2O7→Ca(MnO4)2

4. Основный оксид + водород → металл + вода

CuO+H2→Cu+H2O

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → кислота

SO3+H2O→H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный  оксид → соль

CO2+CaO→CaCO3

3. Кислотный оксид + основание → соль + вода

SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O

CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2

4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид

SiO2+Na2CO3→Na2SiO3+CO2

5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1

2P2O5+4HClO4→4HPO3+2Cl2O7

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO+2HCl→ZnCl2+H2O

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO+2KOH+H2O→K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)

ZnO+2KOH→K2ZnO2 (при сплавлении)

Получение

1. Взаимодействие простых  веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

2H2+O2→2H2O

2Cu+O2→2CuO

При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:

2Na+O2→Na2O2

K+O2→KO2

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2

CS2+3O2→CO2+2SO2

2PH3+4O2→P2O5+3H2O

3. Термическое разложение солей:

CaCO3→CaO+CO2

2FeSO4→Fe2O3+SO2+SO3

4. Термическое разложение оснований или кислот:

2Al(OH)3→Al2O3+3H2O

4HNO3→4NO2+O2+2H2O

5. Окисление низших оксидов  в высшие и восстановление высших в низшие:

4FeO+O2→2Fe2O3

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

Zn+H2O→ZnO+H2

7. Взаимодействие солей  с кислотными оксидами при  сжигании кокса с выделением  летучего оксида:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C→3CaSiO3+2P+5CO

8. Взаимодействие металлов  с кислотами-окислителями:

Zn+4HNO3→Zn(NO3)2+2NO2↑+2H2O

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

2KClO4+H2SO4→K2SO4+Cl2O7+H2O

10. Взаимодействие солей  слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

NaHCO3+HCl→NaCl+H2O+CO2↑

 

Гидрокси́ды (гидроо́киси) — неорганические соединения содержащие в составе группу -OH. Образуются в результате взаимодействия металла с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также аммония являются щелочами.

 

 

2.ПРОТОНЫ

число протонов в ядре атома равно порядковому номеру элемента

число электронов равно  порядковому номеру в таблице Менделеева

 

 

 

 

 

 

 

3.Простые вещества

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул)[1][2], в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде[1][3]; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества[3]. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ[2].

В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами (Na, Mg, Al, Bi и др.) и неметаллами (H2, N2, Br2, Si и др.)[2].

Примеры простых веществ: молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов).

 

 

 

Схемы строения различных модификаций углерода 
a: алмаз, b: графит, c: лонсдейлит 
d: фуллерен — букибол C60, e: фуллерен C540, f: фуллерен C70 
g: аморфный углерод, h: углеродная нанотрубка

Один и тот же химический элемент зачастую может образовывать несколько типов простых веществ (аллотропия), называемых аллотропными модификациями. Явление аллотропии может быть обусловлено либо различным составом молекул данного элемента (аллотропия состава), либо различным строением молекул и способом размещения молекул (атомов) в кристаллах (аллотропия формы). Способность элемента к образованию соответствующих аллотропных модификаций обусловлена строением атома, которое определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов[2].

Различные аллотропные модификации могут переходить друг в друга. Для данного химического элемента его аллотропные модификации всегда различаются по физическим свойствам и химической активности (например, озон активнее кислорода, температура плавления алмаза больше, чем фуллерена)[4].

 

 

Агрегатное состояние

При нормальных условиях соответствующие простые вещества для 11 элементов являются газами (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn), для 2 — жидкостями (Br, Hg), для остальных элементов — твёрдыми телами.

При комнатной температуре (либо близкой к ней) 5 металлов находятся в жидком либо полужидком состоянии, так как их температура плавления близка к комнатной:

• Ртуть (−39 °C)

• Франций (27 °C)

• Цезий (28 °C)

• Галлий (30 °C)

• Рубидий (39 °C)

 

 

 

4.Электронная конфигурация

Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.

 

ФОРМУЛЫ

 

 

 

Формульная единица – условная частица, состав которой соответствует приведенной химической формуле, например: 
    Аr – вещество аргон (состоит из атомов Ar), 
    Н2O – вещество вода (состоит из молекул Н2O), 
    KNO3 – вещество нитрат калия (состоит из катионов К+ и анионов NO3?).

Соотношения между физическими величинами

 

    Атомная масса (относительная) элемента B, Ar(B):

 

    где *т (атома В) – масса атома элемента В; 
    *ти – атомная единица массы; 
    *ти = 1/12 т (атома 12С) = 1,661024 г. 
    Количество вещества B, n(B), моль:

 

    где N (B) – число частиц В; 
    NA– постоянная Авогадро (NA = 6,021023 моль-1). 
    Молярная масса вещества В, Мr(В), г/моль:

 

    где т(В) – масса В. 
    Молярный объем газа В, VM, л/моль:

 

    где VM = 22,4 л/моль (следствие из закона Авогадро), при нормальных условиях (н.у. – атмосферное давлениер = 101 325 Па (1 атм); термодинамическая температура Т = 273,15 К или температура Цельсия t = 0 °C). 
    *Плотность газообразного вещества B по водороду, D (газа B по H2):

 

    *Плотность газообразного вещества В по воздуху, D (газ В по воздуху):

 

    Массовая доля элемента Э в веществе В, w(Э):

 

    где х – число атомов Э в формуле вещества В

 

    

 
    Номер периода соответствует числу энергетических уровней, заполненных электронами, и обозначает последний по заполнению энергетический уровень (ЭУ). 
    Номер группы А показывает число валентных электронов ns и пр. 
    Номер группы Б показывает число валентных электронов ns и (п – 1)d. 
    Секция s-элементов – заполняется электронами энергетический подуровень (ЭПУ) ns-ЭПУ – IA– и IIА-группы, Н и Не. 
    Секция р-элементов – заполняется электронами np-ЭПУ – IIIA-VIIIA-группы. 
    Секция d-элементов – заполняется электронами (п-1)d-ЭПУ – IБ-VIIIБ2-группы. 
    Секция f-элементов – заполняется электронами (п-2)f-ЭПУ – лантаноиды и актиноиды.

 

 

    Оснoвные: Na2O – NaOH, MgO – Mg(OH)2. 
    Амфотерные: Al2O3 – Al(OH)3. 
    Кислотные: SiO2 – H4SiO4, P2O5 – H3PO4, SO3 – H2SO4, Cl2O7 – HClO4.

Химическая связь

Механизмы образования ковалентной связи

 

    Обменный механизм – перекрывание двух орбиталей соседних атомов, на каждой из которых имелось по одному электрону. 
    Донорно-акцепторный механизм – перекрывание свободной орбитали одного атома с орбиталью другого атома, на которой имеется пара электронов.

Перекрывание орбиталей при образовании связи

Смеси и растворы

 

    Раствор – однородная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах. 
    Раствор: растворитель (например, вода) + растворенное вещество. 
    Истинные растворы содержат частицы размером менее 1 нанометра. 
    Коллоидные растворы содержат частицы размером 1-100 нанометра. 
    Механические смеси (взвеси) содержат частицы размером более 100 нанометра. 
    Суспензия => твердое + жидкое 
    Эмульсия => жидкое + жидкое 
    Пена, туман => газ + жидкое 
    Неоднородные смеси разделяют отстаиванием и фильтрованием. 
    Однородные смеси разделяют выпариванием, дистилляцией, хроматографией. 
    Насыщенный раствор находится или может находиться в равновесии с растворяемым веществом (если растворяемое вещество – твердое, то его избыток – в осадке). 
    Растворимость – содержание растворенного вещества в насыщенном растворе при данной температуре. 
    Ненасыщенный раствор содержит растворенного вещества меньше, чем его растворимость при данной температуре. 
    Пересыщенный раствор содержит растворенного вещества больше, чем его растворимость при данной температуре.

Соотношения между физико-химическими величинами в растворе

 

    Массовая доля растворенного вещества В, w(B); доля единицы или %:

 

    где т(В) – масса В, 
    т(р) – масса раствора. 
    Масса раствора, m(p), г:

m(p) = m(B) + m(H2O) = V(p) • ?(p),

 

    где F(p) – объем раствора; 
    ?(p) – плотность раствора. 
    Объем раствора, V(p), л:

 

Изменение состава раствора

 

    Разбавление раствора водой: 
    > масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В); 
    > масса раствора увеличивается на массу добавленной воды: m'(p) = m(p) + m(H2O). 
    Выпаривание воды из раствора: 
    > масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В). 
    > масса раствора уменьшается на массу выпаренной воды: m'(p) = m(p) – m(H2O). 
    Сливание двух растворов: массы растворов, а также массы растворенного вещества складываются: 
    т"(В) = т(В) + т'(В); 
    т"(р) = т(р) + т'(р). 
    Выпадение кристаллов: масса растворенного вещества и масса раствора уменьшается на массу выпавших кристаллов: 
    m'(В) = m(В) – m(осадка); m'(р) = m(р) – m(осадка). 
    Масса воды не изменяется.

Тепловой эффект химической реакции

 

 

 

 

 

Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, их сходство и различие.         Химическая связь — это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.             При ответе на данный вопрос следует подробно остановиться на характеристике ковалентной и ионной связи.             Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов.             Различают две основные разновидности ковалентной связи: а) неполярную и б) полярную.             а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками).             б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.             Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:             Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд , а на атоме водорода — частичный положительный . Таким образом, молекула становится полярной:                           Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или             отдачи электронов. Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.              В итоге образуются противоположно заряженные             частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами.             После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.             Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалент-ная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалент-ная полярная. В случае, если электроны, участвую щие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.             Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).

 

 

 

 

 

 

12. УСИЛЕНИЕ УМЕНЬШЕНИЕ  НЕМЕТАЛИЧЕСКИЙ И МЕТАЛИЧЕСКИХ  СВОЙСТВ

а) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении  вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические.

Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

Например, углерод - более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

3. Перечисленные  выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.

4. По той же  причине, что и окислительные  свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

5. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

в) Закономерности, связанные с размерами атомов.

6. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ. Это объясняют тем, что электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода

7. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

 

 

 

КИСЛОТЫ

Кисло́ты — химические соединения, способные отдавать катион водорода либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи.

 

Жёсткие кислоты	Промежуточные кислоты	Мягкие кислоты
H+, Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, BF3, B(OR)3, AlR3, AlCl3, SO3, BF3, RCO+, CO2, RSO2+	Cu2+, Fe2+, Zn2+, SO2, R3C+, C6H5+, NO+	Ag+, Cu+, Hg2+, RS+, I+, Br+, Pb2+, BH3, карбены
Жёсткие основания	Промежуточные основания	Мягкие основания
OH−, RO−, F−, Cl−, RCOO−, NO3−, NH3, RNH2, H2O, ROH, SO42−, CO32−, R2O, NR2−, NH2−	Br−, C6H5NH2, NO2−, C5H5N	RS−, RSH, I−, H−, R3C−, алкены, C6H6, R3P, (RO)3P

 

 

 

 

 

13.ВОДОРОД

1	Водород
H 1,0079
1s1

Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен[3]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной[4]. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %)[5]. Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,4 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх[9]. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н2. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H2 на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

- 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

С галогенами образует галогеноводороды:

, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

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

Оксиды восстанавливаются до металлов:

 

 

 

 

15. СЕРНАЯ КИСЛОТА

Разбавленная H2SO4 - сильный окислитель за счет катионов Н+: 
H2SO4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2↑ 
(с благородными металлами не реагирует) Основные благородные металлы — золото, серебро, а также платина и остальные 5 металлов платиновой группы — (рутений, родий, палладий, осмий, иридий).

Концентрированная H2SO4 - сильный окислитель за счет SVI: 
2H2SO4(конц.) + 2Ag = SO2↑ + Ag2SO4↓ + 2H2O 
2H2SO4(конц.) + C(графит) = 2SO2↑ + СO2↑ + 2H2O 
H2SO4(конц.) + H2S = SO2↑ + S↓ + 2H2O 
(не реагирует с Pt и Au, а также из-за пассивации с Be, Bi, Co, Fe и Mg).

 

17. ОЧИСТИТЬ УГАРНЫЙ ГАЗ ОТ УГЛЕКИСЛОГО С ПОМОЩЬЮ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ

В соединении должен быть водород (Н)

 

19. Алюминий

Алюминий – химически  активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.

1. Взаимодействие с неметаллами

С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:

4Al + 3O2 = 2Al2O3,

реакция сопровождается большим выделением тепла.

Выше 200°С реагирует с серой с образованием сульфида алюминия:

2Al + 3S = Al2S3.

При 500°С – с фосфором, образуя фосфид алюминия:

Al + P = AlP.

При 800°С реагирует с азотом, а при 2000°С – с углеродом, образуя нитрид и карбид:

2Al + N2 = 2AlN,

4Al + 3C = Al4C3.

С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

С водородом непосредственно не взаимодействует.

С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения – алюминиды, например, CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.

2. Взаимодействие с водой

Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

в результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.

3. Взаимодействие с кислотами

Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2;

8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O (в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония).

С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:

2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;

Al + 6HNO3 = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

4. Взаимодействие со щелочами

Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами:

в растворе с образованием тетрагидроксодиакваалюмината натрия:

2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(H2O)2(OH)4] + 3H2

при сплавлении с образованием алюминатов:

2Al + 6KOH = 2KAlO2 + 2K2O + 3H2.

5. Восстановление металлов из оксидов и солей