Загальна характеристика Водню

Розділ І. Гідроген

Загальна характеристика Водню

Загальна характеристика. Водень – перший елемент періодичної системи. Це найлегший газ, його атом і молекула мають найпростішу будову. Водень важко віднести до певної групи періодичної системи. Його особливе положення в ній пов’язане з тим, що своєрідний перший період складається лише з двох елементів – водню та гелію на відміну від наступних. Водень виявляє властивості елементів першої, і сьомої груп. Це зумовлено тим, що, віддаючи один електрон, він стає подібним до металів першої групи періодичної системи, а приєднуючи електрон, – до неметалів сьомої групи. Тому водень у періодичній системі одночасно розміщують і в сьомій, і у першій групі. Водночас є багато відмінностей його поведінки від елементів як першої, так і сьомої груп.

Отже, водень – це елемент з особливими властивостями, які необхідно розглядати окремо. Однозначним є лише той факт, що в усіх своїх сполуках водень завжди поводить себе як одновалентний елемент. Якщо Гідроген стоїть у першій групі, тоді проявляє лужні властивості. Якщо Гідроген стоїть у VII групі, то він може прийняти 1е^– і перейти в негативно заряджений аніон, проявляє себе окисником, як галоген:

Н⁰ + 1е^– → Н^1-.

Проявляє себе відновником:

Н⁰ - 1е^– → Н¹⁺.

Поширення в природі. Водень є дуже поширеним у природі елементом. Він є головним компонентом поверхневих речовин великих планет Сонячної системи – Юпітера, Сатурна, Урана, а також білих і блакитних зір. Водень це "космічне атомне паливо", джерело енергії Сонця і зір. За оцінками поширеності у Всесвіті, його вміст перевищує 70%.

У вільному стані в природних умовах Землі водень майже не трапляється.

В організмі людини міститься близько 60% води, тому зрозуміло, що вона є найціннішою речовиною і для людини, і для всього живого. У вигляді води та органічних сполук в організмі людини масою 70 кг міститься близько 7 кг водню.

Водень є також компонентом речовин органічного походження, рослинного і тваринного світу, газу, нафти, горючих копалин.

Особливості будови Гідрогену.

Добування Водню

Н. Лемері встановив, що безбарвний газ, який утворюється під час взаємодії залізних ошурків з розбавленим розчином сірчаної кислоти, дуже добре горить і назвав його "горючим повітрям".

Fe + H₂SO₄→ FeSO₄ + H₂↑

Г. Кавендіш визнав водень за газ відмінний від повітря, який виділив його дією розчинів соляної і сірчаної кислот на цинк, залізо та олово.

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Sn + H₂SO₄→ SnSO₄ + H₂↑

Дж. Прістлі досліджував продукти вибуху сумішей водню з повітрям у замкнутій посудині за допомогою електричної іскри. Після кожного вибуху стінки попередньо сухої посудини ставали вологими, було визнано, що це вода(Н₂О) .

Методи добування водню (промислові ) :

1) Залізопаровий спосіб був розроблений у 1783 р. французьким хіміком А. Лавуазьє й історично є першим способом добування водню. Він полягає у відновленні водню з водяної пари залізом за високої температури:

4Н₂О_(п) + 3Fe Fe₃O₄ + 4H₂↑ ∆ G°₂₉₈ = - 99,8 кДж

Хоча величина ∆ G процесу має від’ємне значення і, здавалося б, він може відбуватися і за звичайних умов, однак з достатньою швидкістю він відбувається лише за високої температури. А. Лавуазьє вперше реалізував цей спосіб, пропустивши водяну пару крізь розжарене, до червоного кольору, дуло рушниці.

2) Відновлення води вуглецем.

За температури понад 1000 °С водяна пара взаємодіє з розжареним коксом з утворенням водяного газу, який є сумішшю водню з оксидом вуглецю(ІІ):

Н₂О_(п_.₎ + С_(кокс)→ СО↑+ Н₂↑.

водяний газ

Водень відокремлюють від домішок (СО₂, N₂, СО) охолодженням одержаної газової суміші скрапленим повітрям за температури - 200 °С.

При цьому водень залишається у газоподібному стані, оскільки має значно нижчу температуру скраплення, а інші складові газової суміші переходять у рідкий стан. За цим способом добувають дуже чистий водень, який використовують у харчовій промисловості для гідрогенізації жирів.

3) Взаємодія метану з водяною парою.

Для синтезу аміаку і гідрування вугілля водень добувають також за реакцією високотемпературної (≈ 1100 °С) взаємодії метану з водяною парою за сталого тиску:

СН₄+ Н₂О_(п_.₎→ СО↑ + 3Н₂↑∆ H =206,2 кДж

Ця реакція ендотермічна і потребує затрат теплоти. Водень одержують, застосовуючи "внутрішнє згорaння", для чого до суміші газів додають кисень, щоб частина метану згоріла до СО₂:

СН₄+ O₂→ CO₂↑ + H₂O_(п.)∆ Н₂₉₈ = - 802,2 кДж

Врешті-решт співвідношення між компонентами реакційної суміші добирають таким, щоб процес був слабко екзотермічним:

СН₄+ Н₂О_(п_.₎ + CO₂ → H₂↑ + CO↑ + CO₂↑ ∆ Н₂₉₈ = - 67,2 кДж

4) Електрохімічний розклад води.

Вода має дуже низьку електропровідність, тому з метою зменшення енерговитрат у промисловості для проведення електролізу використовують лужні розчини. При цьому на електродах, які виготовляють із заліза або нікелю, відбуваються такі процеси:

Катод: 2H₂O + 2е^- → H₂↑ + 2OH^-, E⁰= - 0,83 B;

Анод: 4OH^- → O₂↑ + 2H₂O + 4е^-, E⁰ = 0,401 B

Вода – дуже слабкий електроліт і малою мірою дисоціює на іони

(К_Д= 1,8·10^-16), що зумовлює дуже низьку її електропровідність. З цієї причини у промисловості для електролізу води використовують тільки лужні розчини.

Лабораторні методи:

1) Взаємодія лужних і лужноземельних металів із водою:

2Na + 2Н₂O → 2NaOH + H₂↑

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

Оскільки натрій надзвичайно енергійно взаємодіє з водою, то його вводять у реакцію у вигляді амальгами натрію, яка реагує значно спокійніше.

2) Взаємодія деяких металів з розчинами кислот. Ці реакції найпростіші для лабораторного добування водню, їх використовував ще Г. Кавендіш. Прикладом є взаємодія цинку з розчином соляної кислоти:

Zn + 2HCl_(р.) → ZnCl₂ + H₂↑

Водень за цим способом добувають в апараті Кіппа, у середню кулю якого завантажують гранульований цинк. Для очищення водень пропускають крізь підкислений розчин KMnO₄ або K₂Cr₂O₇, а для висушування – крізь концентровану H₂SO₄.

3) Взаємодія алюмінію або силіцію з їдкими лугами:

Al + 2NaOH₍_р_.₎+ 3H₂O → Na[Al(OH)₄] + H₂↑

Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑

Для добування 1м³ водню за цими способами потрібно 0,81 кг алюмінію або 0,63 кг силіцію, тому останній спосіб економічніший.

Взаємодія гідриду кальцію з водою належить до окисно-відновних реакцій диспропорціонування, оскільки відновником катіона водню виступає негативно заряджений гідрид-іон Н^-:

СаH₂ + H₂O → Са(OH)₂ + H₂↑

Для добування 1м³ водню за цією реакцією потрібно всього 0,94 кг гідриду кальцію СаН₂.

Сполуки

Бінарні сполуки. У реакціях з найактивнішими металами молекулярний водень поводить себе як окисник, відновлюючись, приєднує електрон і перетворюється на негативно заряджений гідрид-іон Н^-, який разом із катіоном металу утворює кристалічну іонну солеподібну сполуку. Слід зазначити, що окиснювальна функція для водню малохарактерна. Гідриди металів утворюються під час нагрівання реагентів:

2Li + H₂ 2LiH;

Ca + H₂ CaH₂.

Найстійкішим до нагрівання в інертному середовищі серед гідридів лужних металів є LiH, що видно з порівняння наведених нижче значень теплот їх утворення:

Гідрид	LiH	NaH	KH
∆Н ,кДж/моль	90,4	53,6	41,0

1. Для s-елементів другої групи періодичної системи не спостерігається закономірної зміни стійкості гідридів. Від берилію до кальцію їх стійкість наростає, а далі зменшується у напрямку до барію. Взагалі ж гідриди порівняно легко розщеплюються під час нагрівання на метал і водень:

2NaH 2Na + H₂↑

2. Електронна пара гідрид-іона в гідридах металів слабко стабілізована і легко руйнується, але інколи вона може брати участь в утворенні

донорно-акцепторного зв’язку, наприклад:

LiH + AlH₃ → Li[AIH₄]; 2NaH + B₂H₆ → 2Na[BH₄] .

3. Гідриди легко взаємодіють із водою:

LiH + H₂O → LiOH + H₂↑

NaH +H₂O → NaOH + H₂↑

AlH₃ + H₂O → Al(OH)₃ + H₂↑

4. Деякі з гідридів займаються на повітрі:

MgH₂ + O₂ → MgO + H₂O

Найхарактернішими для водню є відновні властивості. Вони виявляються переважно відносно металів і деяких оксидів.

Молекулярний водень за звичайних умов малоактивний. Лише зі фтором за будь-яких умов він взаємодіє з вибухом. Цікаво, що швидкість реакції фтору з воднем значною мірою залежить від матеріалу, з якого виготовлена посудина, де відбувається реакція. У магнієвій посудині на холоді й у темряві водень і фтор не взаємодіють.

Із хлором водень взаємодіє при освітленні, а з киснем – у разі нагрівання. Він реагує також із бромом, сіркою, йодом, селеном і телуром. З азотом водень реагує лише за нагрівання, високого тиску і наявності каталізатора з утворенням аміаку. У цьому разі утворення певної сполуки залежить від умов перебігу реакції.

Н₂+ Cl₂ → 2HCl, ∆ Н₂₉₈ = -183,6 кДж;

2H₂ + O₂ → 2H₂O, ∆ Н₂₉₈= -483,64 кДж;

3H₂ + N₂ → 2NH₃, ∆ Н₂₉₈ = -92,38 кДж;

3H₂ + Fe₂o₃ → 2Fe + 3H₂O, ∆ Н₂₉₈ = 96,74 кДж;

H₂ + CuO → Cu + H₂O, ∆ Н₂₉₈ = -79,82 кДж.

Умовно водневі сполуки елементів поділяють на наведені нижче групи:

1) Гідриди сольової природи – тверді, утворюються найактивнішими металами під час безпосередньої взаємодії з воднем. Вони легко руйнуються водою з виділенням водню й утворенням лугу.

2) Полімерні гідриди у разі безпосередньої взаємодії елементів не утворюються, їх можна добути лише непрямим шляхом. Вони бувають твердими ((AlH₃)_x, (ZnH₂)₄, (GaH₃)_x та ін.) і рідкими (Ga₂H₆). Вони руйнуються водою з виділенням водню та осаду гідроксиду, а також здатні до утворення гідридних комплексів.

3) Гідриди d-елементів – тверді, металоподібні, часто не мають стехіометричного складу (NbH, TiH_1-2), водою не розкладаються.

4) Водневі сполуки бору і p-елементів IV групи леткі, утворюються лише непрямим шляхом. Сполуки вуглецю водою не розкладаються, відщеплюють водень тільки за високої температури. Бінарні водневі сполуки з рештою елементів цієї групи розкладаються водою подібно до полімерних гідридів.

5) Водневі сполуки p-елементів V групи леткі, їх можна добути переважно не прямим шляхом. Ці сполуки утворюють солі типу амонійних.

6) Водневі сполуки p-елементів VІ та VІІ груп леткі, утворюються під час безпосередньої взаємодії елементів. Їхні водні розчини є кислотами (H₂S, HCl).

Спільним для всіх типів водневих сполук є зменшення термічної стійкості аналогічних за складом речовин у групі згори вниз. У цьому зростає їхня відновна здатність.

Застосування В одню

Водень – цінна сировина для хімічної промисловості. Він використовується для виготовлення аміаку, метанолу, альдегідів, вуглеводів, перетворення рідких жирів в тверді, виробництво рідкого палива. В металургії водень використовують як відновник оксидів або хлоридів для отримання металів і неметалів. Завдяки високій температурі горіння в кисні водень застосовують також при різанні та зварюванні металів.

Висновок

Водень – перший елемент періодичної системи. Це найлегший газ, його атом і молекула мають найпростішу будову. Водень є дуже поширеним у природі елементом. Він є головним компонентом поверхневих речовин великих планет Сонячної системи – Юпітера, Сатурна, Урана, а також білих і блакитних зір. Водень це "космічне атомне паливо", джерело енергії Сонця і зір.

Найпоширенішою в природі й найважливішою для людини сполукою водню є вода. Вода – слабкий електроліт і малою мірою дисоціює на іони, це зумовлює дуже низьку її електропровідність. В організмі людини міститься близько 60% води, тому вона є найціннішою речовиною і для людини, і для всього живого.

Він використовується для виготовлення аміаку, метанолу, альдегідів, вуглеводів, перетворення рідких жирів в тверді, виробництво рідкого палива, сировина для хімічної промисловості. В металургії водень використовують як відновник оксидів або хлоридів для отримання металів і неметалів.

Розділ ІІ.

Оксиген. Його сполуки

Оксиди

Взагалі утворення одноатомних багатозарядних аніонів типу Е^п^–енергетично невигідне. З цієї причини не існує сполук, до складу яких входять вільні іони О^2–. Навіть у кристалічних оксидах найактивніших металів ефективний негативний заряд атома кисню істотно менший за -2.

В оксидах неметалів різниця між електронегативностями атомів кисню і неметалу невелика, тому хімічний зв’язок у них ковалентно-полярний. Більшість таких сполук за звичайних умов – гази, леткі рідини або легкоплавкі тверді речовини. Це пояснюється тим, що вони в твердому стані утворюють, молекулярні кристалічні ґратки зі слабкими силами міжмолекулярної взаємодії. Навпаки, оксиди з полімерними структурами значно міцніші і більш тугоплавкі. До таких речовин належить – SiO₂. Він має полімерну структуру, в якій кожен атом силіцію сполучений з чотирма атомами кисню й утворює тетраедр, а кожен атом кисню, у свою чергу, сполучений з двома атомами силіцію. Внаслідок цього полімерний SiO₂ на відміну від мономерного СО₂ за звичайних умов хімічно неактивний і має високу температуру плавлення. В оксидах неметалів валентні орбіталі атомів кисню найчастіше перебувають у стані sр³-гібридизації.

Оксиди неметалів за хімічною природою кислотні. Більшість із них розчиняється у воді з утворенням відповідних кислот, тому їх називають ангідридами кислот:

СО₂+ Н₂О ↔ Н₂СО₃;

SO₃ + Н₂О ↔ Н₂SО₄.

Оксиди найактивніших металів мають переважно йонний зв’язок і за хімічною природою основні. До найтиповіших з них належать оксиди лужних і лужноземельних металів. Їм відповідають гідроксиди, які є сильними основами. У міру зростання ступеня окиснення металу збільшується частка ковалентності в його хімічному зв’язку з киснем. Такі оксиди з йонно-ковалентним зв’язком амфотерні, їм відповідають амфотерні гідроксиди, здатні дисоціювати за типом слабких основ за місцем зв’язку Ме–ОН і за типом слабких кислот – за місцем зв’язку МеО–Н. До таких оксидів належать переважно оксиди металів, які мають відносно невелику електронегативність, наприклад: A1₂O_3,Cr₂O_3,PbO, ZnO, Fe₂O₃тощо. Залежно від умов вони виявляють властивості основних або кислотних оксидів. Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють, але можуть реагувати і з кислотами, і з лугами, а під час нагрівання – з основними та кислотними оксидами з утворенням солей. Оксиди металів з високими ступенями окиснення мають ковалентний характер зв’язків між атомами в молекулах.

Частина з них розчиняється у воді з утворенням гідратів, які дисоціюють за типом кислот за місцем найбільш полярного зв’язку Н–О:

Re₂O₇₍_т.) + Н₂О_(р.)= 2НReO₄₍_т.), ∆G°_f = - 19,6 кДж/моль;

НReО₄↔ Н⁺+ ReO₄^–.

Перелічені оксиди мають кислотну природу і також належать до ангідридів кислот.

Перехідні елементи здатні утворювати нестехіометричні оксиди, їхні кристалічні ґратки складаються зі щільно упакованих іонів оксиду, а частина пустот такої структури заповнена іонами металу. Існують також нестехіометричні оксиди, у кристалічних ґратках яких пустоти заповнені надлишковим, тобто надстехіометричним киснем.

На початкових стадіях реакцій металів з киснем можуть утворюватися субоксиди – сполуки з металічним зв’язком. Вони є продуктом вкорінення атомів кисню в кристалічні ґратки металів, наприклад Ті₆О, Ті₃О.

Гідроген пероксид

Пероксид водню є однією з найважливіших сполук кисню. У промисловості його добувають електрохімічними та хімічними способами. Для електрохімічного добування Н₂О₂ використовують розчини сірчаної кислоти або її солей. У цьому разі електролізу піддають 50%-й розчин Н₂SO₄ за високої густини струму та охолодження. За таких умов на платиновому аноді окиснюються гідросульфат-іони до пероксодисірчаної кислоти Н₂S₂О₈:

2НSО₄^– = Н₂S₂О₈ + 2е^–.

Слабке нагрівання розчину Н₂S₂О₈ сприяє перебігу процесу гідролізу, внаслідок чого утворюється Н₂О₂:

Н₂S₂О₈ + 2Н₂О = Н₂О₂ + 2Н₂SО₄.

Хімічні методи добування Н₂О₂ ґрунтуються на окисненні киснем органічних сполук, наприклад таких, як алкільні похідні антрагідрохінону та ізопропіловий спирт.

Пероксид водню легко утворюється з пероксиду барію під дією на нього розбавленого розчину сірчаної кислоти:

ВаО₂ + Н₂SО_{4 (р.)} = Н₂О₂ + ВаSО₄.

Осад не розчинного у воді ВаSО₄ повністю відокремлюється від розчину Н₂О₂ звичайним фільтруванням.

У промисловості добувають пероксид водню концентрацією, яка не перевищує 60%, оскільки більш концентровані його розчини вибухонебезпечні при транспортуванні. 30%-й стабілізований розчин Н₂О₂ називають пергідролем. Для медичних цілей застосовують 3%-й розчин Н₂О₂.

Пероксид водню високого ступеня чистоти та його розчини за звичайних умов досить стійкі й можуть зберігатися протягом тривалого часу, але під час нагрівання, в разі ультрафіолетового опромінення, а також за наявності іонів перехідних металів Н₂О₂ інтенсивно розкладається з виділенням кисню. Чистий Н₂О₂ та його концентровані розчини розкладаються бурхливо, часом з вибухом.

Для запобігання розщепленню Н₂О₂ до його розчину додають стабілізатори, які зв’язують шкідливі йони металів і тим самим гальмують небажаний процес, їх зберігають у прохолодному місці у темних посудинах. При цьому слід мати на увазі, що луги, навіть у кількостях, що вилуговуються зі звичайного скла, істотно прискорюють розщеплення Н₂О_2.

Молекула Н₂О₂ нелінійна, два зв’язки О–Н розміщені у двох площинах під кутом 120°:

Внаслідок несиметричного розміщення зв’язків О–Н молекула Н₂О₂ дуже полярна. Наявність неподільних електронних пар у атомів кисню створює можливість донорно-акцепторної взаємодії. Так, подібно до води, пероксид водню може входити до складу кристалічних речовин, наприклад К₂СО₃^.1,5Н₂О₂^.Н₂О. Рідкий і твердий пероксиди водню, а також його розчини у воді характеризуються наявністю стійких водневих зв’язків, які спричиняють асоціацію молекул. Тому за звичайних умов чистий пероксид водню — сироподібна в’язка блідо-блакитна рідина без запаху, яка майже в 1,5 рази важча за воду. Тиск пари Н₂О₂ нижчий за тиск пари води, тому температура кипіння пероксиду водню вища і становить 150,2 °С. На цій властивості ґрунтується відокремлення Н₂О₂ від води шляхом фракційної перегонки. Температуру кипіння Н₂О₂ за атмосферного тиску безпосередньо визначити неможливо, оскільки вже за температури 90 °С він починає розкладатися. Твердий Н₂О₂ має температуру плавлення -0,43 °С, його густина становить 1,71 г/см³.

Пероксид водню змішується з водою у будь-яких співвідношеннях завдяки виникненню нових водневих зв’язків. Він розчиняється також

в ефірі, яким його можна екстрагувати із суміші з водою. З водних розчинів пероксид водню виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату Н₂О₂^.2Н₂О,

температура плавлення якого становить -52 °С.

Діелектрична проникність чистого Н₂О₂ за температури 25 °С становить 93, а його 65%-го водного розчину – 120, тому чистий Н₂О₂ та його водні розчини є чудовими іонізуючими розчинниками, які подібно до води добре розчиняють речовини з полярними та іонними зв’язками. Однак використання таких розчинників обмежене недостатньою стійкістю Н₂О₂. У водних розчинах пероксид водню є слабкою кислотою:

Н₂О₂ ↔ Н⁺ + НО^–,К = 2,24 ^. 10^–12,

але сильнішою за воду. Під час взаємодії його розчинів з лугами можна виділити відповідні пероксиди металів, які належать до класу солей:

Н₂O₂ + Ва(ОН)₂ = ВаO₂ + 2Н₂O.

На відміну від нормальних оксидів, які з кислотами утворюють сіль і воду, пероксиди в подібних реакціях дають сіль і пероксид водню:

ВаО + Н₂SO₄ = ВаSO₄ + Н₂O;

ВаО₂ + Н₂SO₄ = ВаSO₄ + Н₂O₂.

Пероксиди металів як солі слабкої кислоти у водному розчині нестійкі.

Це зумовлено їх сильним гідролізом та розкладом Н₂О₂ у лужному середовищі:

Nа₂O₂ + 2Н₂O = 2NаОН + Н₂O₂;

2Н₂O₂ 2Н₂О + O₂.

Відомі численні неорганічні та органічні сполуки, які містять пероксидні групи. Зв’язок між атомами кисню НО–ОН слабкий, що може бути і пояснено взаємним електростатичним відштовхуванням неподільних пар електронів двох сполучених між собою атомів кисню. Він майже втричі слабкіший за зв’язок О–Н, тому для пероксиду водню особливо властиві реакції, які супроводжуються руйнуванням зв’язку НО–ОН з утворенням сполук кисню з характерним для нього ступенем окиснення -2 або 0. Тобто для Н₂O₂найхарактерніші окисно-відновні реакції. Пероксиди в окисно-відновних реакціях можуть перетворюватись згідно такої схеми:

Прикладом може бути характерна для пероксиду водню реакція розкладу за типом диспропорціювання:

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Отже, Н₂О₂ здатний виявляти властивості як окисника, так і відновника, що властиво сполукам з проміжними ступенями окиснення елементів. Окисна та відновна активності Н₂О₂ характеризуються такими значеннями електродних потенціалів відповідних перетворень:

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е^– = 2Н₂O, Е° = 1,78 В;

О₂ + 2Н⁺ + 2е^– = Н₂О₂, Е° = 0,68 В.

Порівняння цих електродних потенціалів свідчить про те, що окиснювальна здатність Н₂О₂ виражена значно сильніше, ніж відновна. Справді, пероксиди – сильні окисники. Вони легко окиснюють йодиди до вільного йоду, нітрити – до нітратів, сполуки хрому(ІІІ) – до хрому(VІ) тощо:

2КІ + Н₂О₂ + Н₂SO₄ = І₂ + 2Н₂O + К₂SO₄;

2К₃[Сr(ОН)₆] + 3Н₂O₂ = 2К₂Сr₄ + 8Н₂О + 2КОН.

Лише під час взаємодії із сильними окисниками Н₂O₂ виявляє відновні властивості, продуктом його окиснення є кисень:

3Н₂O₂ + 2КМnO₄ = 3O₂ + 2МnO₂ + 2КОН + 2Н₂О;

5Н₂O₂ + 2КМnO₄ + 3Н₂SO₄ = 5O₂ + 2МnSO₄ + К₂SO₄ + 8Н₂O;

Н₂O₂ + С1₂ = O₂ + 2НС1;

Н₂O₂ + O₃ = 2O₂ + Н₂O.

Озон

Озон O₃ – алотропна модифікація кисню. Він утворюється з газоподібного кисню під дією на нього тихого електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання. Для штучного добування О₃ використовують озонатори. Тихий розряд проходить у просторі між стінками внутрішньої та зовнішньої скляних посудин. Кисень, який виходить з озонатора, містить кілька відсотків озону.

Озон також утворюється під час обробки молекулярного кисню потоком електронів, протонів, короткохвильового випромінювання, тобто за рахунок радіо- та фотохімічних реакцій.

У приземній атмосфері концентрація озону дуже мала і становить 10^–⁷-10^–⁶ %. У стратосфері на висоті 18-50 км земна куля оточена тонким шаром озону, максимальна його кількість скупчена на висоті 20-30 км. Загальна площа атмосферного озонового шару становить 500 млн км². У земній атмосфері озон утворюється під час грозових розрядів, а у верхніх її шарах – під дією ультрафіолетового випромінювання. Озоновий шар затримує небезпечне для живих істот короткохвильове сонячне випромінювання. Практична діяльність людини дуже часто призводить до руйнування озонового шару. Серед речовин, які руйнують стратосферний озон, найбільш небезпечним є хлор. Одна молекула хлору здатна знищити до 100 тис. молекул О₃.

Розрахунками із застосуванням математичного моделювання доведено, що один запуск космічного корабля багаторазового використання «Шаттл» (США) спричинює руйнування 0,3% загальної кількості озону земної атмосфери.

Озон – отруйний газ синього кольору з різким характерним запахом. Рідкий озон має темно-синє забарвлення, твердий – чорне.

Молекула О₃ діамагнітна, має кутову будову, що зумовлює її полярність. Крім того, порівняно з киснем вона має більшу поляризованість внаслідок більшого розміру молекули. Енергія міжмолекулярної взаємодії О₃ у конденсованих станах перевищує цю величину для молекул О₂, тому температури кипіння і плавлення озону вищі, ніж кисню.

Довжина зв’язку між атомами кисню (128 пм) проміжна порівняно з одинарним (149 пм) та подвійним (121 пм) зв’язками, тому вважають, що порядок зв’язків у молекулі О₃ дорівнює 1,5. Величина валентного кута (116,5°) вказує на sр²-гібридизацію валентних орбіталей центрального атома кисню. Наведені дані свідчать про наявність у молекулі О₃ делокалізованого трицентрового зв’язку:

При цьому центральний sр²-гібридизований атом кисню утворює два зв’язки з крайніми атомами, а його негібридизована 2р_z-орбіталь, яка розміщена під прямим кутом до площини трьох атомів, та аналогічно спрямовані 2р_z-орбіталі крайніх атомів кисню утворюють трицентровий делокалізований зв’язок.

Озон – ендотермічна сполука. Він легко розкладається з утворенням вільних атомів кисню, що зумовлює його високу окиснювальну здатність:

О₃ = О₂ + О.

Про значно більшу хімічну активність О₃ порівняно з О₂ свідчать стандартні електродні потенціали озону у водних розчинах:

нейтральне середовище: О₃ + Н₂О + 2е^–= О₂ + 2ОН^–, Е° = 1,24 В;

О₂ + 2Н₂О + 4е^– = 4ОН^–, Е° = 0,401 В;

кисле середовище: О₃ + 2Н⁺+ 2е^– = О₂ + Н₂О, Е° = 2,07 В;

О₂ + 4Н⁺+ 4е^– = 2Н₂О, Е° = 1,23 В.

Озон легко окиснює різноманітні сполуки з утворенням іона О^2– та молекули О₂:

2Аg + O₃ = Аg₂O + O₂;

РЬS + 4O₃ = РЬSO₄ + 4O₂;

2КІ + O₃ + Н₂O = І₂ + O₂ + 2КОН.

Останню реакцію використовують для виявлення та кількісного визначення озону.

Іноді продуктами реакцій за участю озону є озоніди:

К + O₃ = КO₃;

4КОН + 4O₃ = 4КO₃ + O₂ + 2Н₂О.

Такі сполуки вміщують молекулярний іон О₃^–. На відміну від озону О₃ іон О₃^– має неспарений електрон, який зумовлює його парамагнетизм. Озоніди лужних металів мають червоне забарвлення, вони дуже сильні окисники.

Застосування кисню.

Кисень є ефективним окисником, який дуже широко використовують на виробництві та в лабораторній практиці. Його застосовують при добуванні чавуну і сталі, у виробництві азотної та сірчаної кислот, для окиснення сульфідних руд тощо. Найчастіше використовують кисень повітря, хоча більша інтенсифікація багатьох процесів забезпечується за умови використання повітря, збагаченого киснем. Його широко застосовують у медичній практиці. У суміші з ацетиленом кисень використовують для зварювання та різання металів. Спалювання природного газу в кисні застосовують для плавлення багатьох тугоплавких речовин. Рідкий кисень використовують як окисник ракетного палива. Його суміші з горючими матеріалами є основою сильних вибухових сумішей.

Розчини пероксиду водню використовують в основному як окисники під час вибілювання тканин, дезінфекції, приготування та консервування продуктів. Пероксид водню застосовують як окисник у хімічних виробництвах.

Практичне використання озону ґрунтується на його сильній окиснювальній і стерилізаційній дії. Під його впливом гинуть не лише бактерії, а й грибкові утворення та віруси, тому він широко використовується для обробки питної води, дезінфекції повітря, неприємних запахів у приміщеннях тощо.