ОЧЕНЬ СРОЧНО!!!!!!!!!! А. Какой заряд на атоме кислорода и на атомах водорода в молекуле воды? … —

Введение в биологию. часть №1

Оригинал взят у caenogenesis

Введение в биологию (начало)

Тема I
УГЛЕРОД (продолжение)

Теперь нам самое время задаться вопросом, что такое кислота. И заодно — что такое основание.
Как правило, кислотой называются молекула, которая в водном растворе диссоциирует (распадается) на катион водорода, то есть протон, и некий анион:

Например, уксусная кислота распадается в водном растворе на протон и ацетат-ион с формулой CH₃COO^–. Так ведут себя и другие карбоновые кислоты. Уравнение диссоциации уксусной кислоты дано здесь в двух вариантах — упрощенном и полном. Дело в том, что протон на самом деле неспособен самостоятельно существовать в водном растворе — он мгновенно захватывается водой, образуя ион гидроксония H₃O .

Сванте Аррениус (Svante August Arrhenius) определял кислоту как соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протона, а основание — как соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидроксил-иона OH^–. Это определение — исторически первое и до сих пор самое известное.
Честно говоря, во втором уравнении тут наличествует легкая подгонка под схему, хотя Аррениус этого еще не знал. На самом деле NaOH — это ионное соединение, в котором натрий не образует никаких ковалентных связей. То есть даже в твердом состоянии оно состоит из ионов [Na ][OH^–].
В любом случае, в биологической химии определение кислот и оснований по Аррениусу неприменимо. Вместо него мы будем пользоваться определением Йоханнеса Николауса Брёнстеда (Johannes Nicolaus Brønsted): кислота — молекула, отдающая протон, основание — молекула, принимающая протон.

По Брёнстеду, кислота не может существовать независимо от основания: если одна молекула отдает протон, то обязательно должна быть какая-то другая молекула, которая у нее этот протон забирает. Эта вторая молекула и будет основанием. Строго говоря, пары кислота-основание тут находятся в обеих частях приведенного уравнения: A^– тоже основание, BH тоже кислота. В повседневной химии функцию основания очень часто выполняет или вода, или гидроксил-ион OH^– (именно сам гидроксил-ион, а не то вещество, которое диссоциирует, выделяя его); но бывают и гораздо более редкостные случаи.

Здесь в первой реакции вода отдает протон (и является кислотой), а во второй принимает его (и является основанием). Вещества, способные быть и кислотами, и основаниями, называются амфолитами.

Образцовое основание, не содержащее никакой гидроксильной группы — аммиак (NH₃). В растворе он легко присоединяет протон и образует положительно заряженный ион аммония NH₄ . Этот ион, кстати, очень похож по структуре на молекулу метана CH₄, но отличается от нее зарядом ядра центрального атома.

Соединения углерода с группой -NH₂ называются аминами (общая формула R-NH₂), а сама эта группа — аминогруппой. Можно сказать, что амин — это аммиак с углеводородной цепочкой вместо одного из атомов водорода. В составе аминов аминогруппа проявляет такие же основные свойства, как и аммиак, то есть легко присоединяет протон. Самый простой из возможных аминов — метиламин, где радикалом при аминогруппе является метильная группа -CH₃.

Соединение, в котором одновременно есть карбоксильная группа и аминогруппа, называется аминокислотой. На картинке мы видим самую простую из всех возможных аминокислот — глицин. Любая аминокислота проявляет одновременно кислотные свойства (как кислота) и основные (как амин), то есть является амфолитом.

В водном растворе аминокислота обычно ионизируется и становится цвиттер-ионом, то есть нейтральной молекулой, которая имеет в разных своих частях компенсирующие друг друга разноименные заряды. Карбоксильная группа отдает протон и становится анионом, аминогруппа присоединяет протон и становится катионом, а суммарный электрический заряд молекулы остается равным нулю.
Итак, теперь мы знаем, что такое спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, простые и сложные эфиры, углеводы, амины и аминокислоты. Но обязательно ли любая жизнь должна быть основана на углероде? Убежденность в этом в последнее время получила название “углеродного шовинизма”. В мысленных экспериментах на роль химической основы жизни не раз предлагались другие элементы, способные строить цепочки атомов — кремний, бор, азот. Однако бор и азот имеют валентность 3, а не 4. При этом бора во Вселенной чрезвычайно мало, а длинные цепочки атомов азота образуются только при огромных давлениях, какие могут существовать разве что в недрах планет-гигантов. Так что самым вероятным кандидатом на роль заменителя углерода остается кремний (Si).

Кремний имеет подходящую валентность 4, образует соединения, подобные углеводородам, и может реагировать с кислородом. Но есть несколько причин, по которым углерод при прочих равных все-таки больше подходит на роль химической основы жизни.
● Углерод легко образует двойные связи (очень важное для земной биохимии свойство!), кремний из-за большего радиуса атома к этому практически неспособен.
● Окись углерода (CO₂) — при нормальных условиях газ, а окись кремния (SiO₂) — тугоплавкое твердое вещество с кристаллической решеткой, прошитой множеством одинарных ковалентных связей. Чистый SiO₂ — это кварц. Ясно, что включить его в обмен веществ было бы гораздо труднее, чем углекислоту CO₂.
● Из-за конфигурации электронных облаков атома кремния связь Si-Si менее прочна, чем связь C-C, поэтому кремневодороды по сравнению с углеводородами гораздо легче окисляются и разлагаются.
В итоге можно объективно признать: вероятность, что жизнь на других планетах окажется углеродной, достаточно высока. Хотя это не значит, что нас не ждут сюрпризы.

Тема II
ВОДА

Растворителем, в котором работают почти все известные живые системы, служит окись водорода, или вода (H₂O). В молекуле воды атом кислорода соединен с двумя атомами водорода одинарными ковалентными связями. Чтобы понять, почему это важно и на что это влияет, нам придется ввести несколько дополнительных понятий из общей химии.
Электроотрицательность — сила, с которой атом в составе молекулы оттягивает на себя общие с другим атомом электроны, образующие ковалентную связь. Это понятие ввел Лайнус Полинг (Linus Carl Pauling). Самый электроотрицательный элемент — фтор, за ним на шкале электроотрицательности следует кислород. Иными словами, кислород превосходит по электроотрицательности все другие атомы, за исключением фтора (который в биологической химии практически не встречается). Запомним этот факт.

Электроотрицательность одинаковых атомов по определению равна. Если между двумя одинаковыми атомами есть ковалентная связь, то образующие ее электроны никуда не смещены (в рамках старинной планетарной модели атома можно сказать, что они находятся точно посредине между атомами, как на картинке). Такая ковалентная связь называется неполярной.

Если ковалентную связь образуют два разных атома, то общие электроны смещаются к тому из них, у которого выше электроотрицательность. Такая связь называется полярной. При очень большой разнице в электроотрицательности она может даже стать ионной — это случится, если один атом полностью “отберет” у другого общую пару электронов.

Связь между водородом и кислородом в молекуле воды — типичный пример ковалентной полярной связи. Электроотрицательность кислорода намного выше, поэтому общие электроны смещены к нему. В результате на кислороде возникает маленький отрицательный заряд, а на водороде маленький положительный; эти заряды принято обозначать буквой δ (“дельта”).

Связи кислорода с водородом или углеродом (H-O или C-O) — всегда полярные. Молекулы, в которых много таких связей, несут многочисленные частичные заряды, отрицательные на кислороде и положительные на водороде или углероде. В то же время связь между углеродом и водородом (C-H) считается неполярной: разница в электроотрицательности между этими элементами так мала, что смещение электронов незаметно. Например, молекулы углеводородов в силу этого полностью неполярны, они не несут никаких частичных зарядов ни на каких атомах.

При наличии полярных связей между водородом и кислородом частичные заряды на этих атомах (отрицательные на кислороде и положительные на водороде) притягиваются друг к другу, образуя водородные связи. Эти связи гораздо слабее ковалентных, но могут давать сильный эффект, если их много. Например, именно из-за колоссального количества водородных связей у воды очень высокая теплоемкость — ее трудно нагреть и трудно остудить. Строго говоря, водородная связь может образоваться не только с кислородом, но и с другими электроотрицательными атомами (например, с азотом или фтором).

Любые заряженные частицы в водном растворе гидратируются, то есть окружаются молекулами воды — конечно, по-разному ориентированными в зависимости от того, положительная это частица или отрицательная. Любые ионы, растворенные в воде, на самом деле присутствуют там в гидратированном состоянии, то есть с водной оболочкой. На картинке для примера показана растворенная поваренная соль (NaCl) — образец чисто ионного вещества.

Полярные молекулы (а тем более ионы) хорошо взаимодействуют с водой, образуя с ней водородные связи и (или) подвергаясь гидратации. Такие вещества хорошо растворяются в воде и называются гидрофильными. Неполярные молекулы взаимодействуют с водой гораздо слабее, чем друг с другом. Такие вещества плохо растворяются в воде и называются гидрофобными. Типичные гидрофобные вещества — углеводороды. Типичные гидрофильные вещества — спирты, такие как этанол или показанный на картинке глицерин. Вообще кислородсодержащие соединения углерода, как правило, гидрофильны, если только в них нет совсем уж огромных углеводородных радикалов.

Про кислород:  Катализатор автомобильный: устройство, принцип работы, виды, неисправности

Могут ли подойти для жизни другие растворители, кроме воды? Ответ — да. Например, двуокись углерода (CO₂) при более высоких давлениях, чем наше атмосферное, становится жидкостью и представляет собой хороший гидрофильный растворитель, в котором успешно идут многие биохимические реакции. В этом растворителе могут жить даже земные микроорганизмы: например, на дне Окинавского желоба в Восточно-Китайском море обнаружено целое озеро жидкой углекислоты, в котором постоянно живут довольно разнообразные бактерии (Inagaki et al., 2006).

Некоторые исследователи предполагают, что океаны жидкой двуокиси углерода могут существовать на планетах-“суперземлях” с массой, в несколько раз превосходящей массу Земли (Budisa, Schulze-Makuch, 2022). На картинке — художественное изображение планеты GJ1214b в созвездии Змееносца.

На крупнейшем спутнике Сатурна — Титане — есть углеводородные озера и даже моря, состоящие из метана (CH₄), этана (C₂H₆) и пропана (C₃H₈). Это гидрофобный растворитель, в котором тоже иногда предполагают существование жизни, хотя прямых подтверждений тому пока нет. На картине — пейзаж Титана. Жидкой воды на поверхности Титана нет, там слишком холодно.

Аммиак (NH₃) — гидрофильный растворитель, образующий много водородных связей, в данном случае между водородом и азотом, и напоминающий воду по физико-химическим свойствам. На более холодных планетах, чем Земля, аммиак находится в жидком состоянии и вполне может быть средой для жизни.

Теоретически возможно существование холодных землеподобных планет с аммиачными океанами (на картинке художественное изображение такой планеты). Есть ли там жизнь, никто не знает. Но почему бы и нет? Если насчет альтернатив углеродной жизни есть сомнения, то углеродную жизнь в неводном растворителе представить гораздо легче.
Можно придумать и другие экзотические варианты — например, океан из плавиковой кислоты (HF) на планете, описанной в фантастической повести Ивана Ефремова “Сердце Змеи”. “Люди Земли увидели лиловые волны океана из фтористого водорода, омывавшие берега черных песков, красных утесов и склонов иззубренных гор, светящихся голубым лунным сиянием…” Возвращаясь к земной биохимии, будем помнить, что она — не единственная теоретически возможная.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальнойстепени окисления.

Например:

Fe H2SO4(разб) = FeSO4 H2

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H2SO4 (конц) металл = соль металла продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) вода 

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S 4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1.Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2.Концентрированная серная кислотане взаимодействует сзолотом, платиной и палладием;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:

Cu0 2H2S 6O4(конц) = Cu 2SO4 S 4O2 2H2O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:

8Na0 5H2S 6O4(конц) → 4Na2 SO4 H2S—2 4H2O

Графический метод

1. Нарисуйте структурную формулу соединения.

2. Изобразите стрелками химические связи и смещение атомов (все связи между атомами углерода С−С считайте неполярными).

3. Посчитайте, сколько стрелок ведет к атому (это «−») и сколько от него (это « »), а затем суммируйте « » и «−», чтобы узнать степень окисления.



Валентность и степень окисления: в чем разница?

Школьники, которые только начали изучать данные разделы химии, нередко путают степень окисления и валентность. Численно эти показатели могут совпадать (но далеко не всегда), а вот по смыслу они в корне различаются.

Важно!

Валентность показывает, какое количество связей способен образовать один атом, а степень окисления — сколько электронов перемещается в результате этих связей.



Между этими двумя понятиями есть следующие отличия:

• валентность не имеет знака, в то время как у окислительного числа он есть (« » или «−»);

• валентность равна нулю только в том случае, если атом не имеет связей с другими частицами, а степень окисления может быть равна нулю и при наличии таких связей;

• вычисляя степень окисления, мы предполагаем, что в соединении ионные связи, хотя на самым деле это может быть не так, а валентность всегда имеет реальный смысл.

Поэтому отождествлять эти два понятия ни в коем случае не стоит. Более того, не нужно ориентироваться на валентность, пытаясь определить окислительное число.

Вопросы для самопроверки

1. Почему степень окисления называют формальным зарядом, условным?

2. Что отражает численная величина степени окисления?

3. Чему равна сумма всех окислительных чисел в ионе?

4. Как определить низшую степень окисления?

5. Как найти две неизвестных степени окисления в одном веществе?

6. Как определять степени окисления в органических веществах?

Изотопы и модификации водорода. протий, дейтерий, тритий. ортоводород, параводород:

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях): ортоводород и параводород. Модификации немного различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, также по характеристикам рассеивания нейтронов.

В молекуле ортоводорода o-H2 (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H2 (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны).

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н2 (75%) и пара-Н2 (25%) форм. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение модификаций приблизительно 1:1.

Разделить две формы водорода возможно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. При этом активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород. Десорбированный с угля параводород при комнатной температуре превращается в ортоводород до образования равновесной смеси (75:25), однако это превращение без катализатора происходит медленно, что дает возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм.

Водород имеет три природных изотопа: 1H – протий, 2H – дейтерий и 3H – тритий (радиоактивен).

Ядро самого распространённого изотопа – протия (1H) – состоит из одного только протона и не содержит нейтронов.

Ядро дейтерия (2H) состоит из одного протона и одного нейтрона.

Ядро трития (3H) состоит из одного протона и двух нейтронов.

Эти изотопы имеют собственные химические символы: протий – H, дейтерий – D, тритий – T.

Протий и дейтерий стабильны. Содержание этих изотопов в природном водороде составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 % соответственно. Оно может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Природный молекулярный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в нём молекул из чистого дейтерия D2 ещё меньше, отношение концентраций HD и D2 составляет примерно 6400:1.

Тритий нестабилен, претерпевает бета-распад с периодом 12,32 года, превращаясь в стабильный гелий-3. Тритий встречается в природе в следовых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами.

Физические свойства изотопов водорода (плотность, температура плавления, температура кипения, критическая температура, критическое давление и пр.) отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

Искусственно получены также другие – тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4-7 и периодами полураспада 10−21 −10−23 с:

– 4H, состоящий из одного протона и трех нейтронов,

– 5H, состоящий из одного протона и четырех нейтронов,

– 6H, состоящий из одного протона и пяти нейтронов,

– 7H, состоящий из одного протона и шести нейтронов.

Молекулы водорода могут быть образованы как чистыми изотопами H2, D2, T2, так и смешанным составом: HD, HT, DT.

Молекулы чистых протия, дейтерия и трития могут существовать в двух аллотропных модификациях (отличающихся взаимной ориентацией спинов ядер) – орто- и параводород: o-D2, p-D2, o-T2, p-T2. Молекулы водорода с другим изотопным составом (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2Al0 Fe 32O3 → Al 32O3 2Fe0,

C0 4HN 5O3(конц) = C 4O2 ↑  4N 4O2 ↑ 2H2O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента  переходят в разные продукты, например:

(N-3H4)2Cr 62O7  → N20 ↑ Cr 32O3 4 H2O,

2 NaN 5O-23 → 2 NaN 3O2 O02↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один  и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br2 6 KOH → 5KBr KBrO3 3 H2O,

Репропорционирование(конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в одинпродукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

 2H2S-2 S 4O2 = 3S 2H2O

Ключевые мометы

Эта тема переплела два ответвления — физику и химию, показывая всю многогранность нашей природы и взаимосвязь этих наук. Как мы поняли, некоторые моменты до сих пор непонятны нам, но ученые не останавливаются на достигнутом, продвигаясь дальше. Данный предмет обсуждения, находящийся в этой работе — базовые понятия, написанные доступным языком.

Этот материал разбирал такие маленькие, но важные для нас моменты — атомы, которых мы не видим, хотя они влияют на все вокруг, даже на нас самих.

Чтобы лучше усвоить материал, здесь собраны ключевые моменты из текста, требующие особого внимания:

1. Вещества бывают простыми и сложными;
2. Атомы — это неразлагающиеся мелкие частицы;
3. Чем выше порядковый номер у элемента, тем больше его атомный вес;
4. Изотопы — химические элементы под одним порядковым номером, но с разной массой ядер. Есть у любого элемента;
5. У атомов есть частицы (элементарные): протоны, нейтроны, электроны;
6. Протоны — положительно заряженные частицы, находящиеся в ядре;
7. Нейтроны — беззарядные частицы;
8. Электроны — частицы, с самым маленьким отрицательным электрическим зарядом;
9. Значение протона равно значению электрона;
10. Чем быстрее скорость электрона, тем его масса больше;
11. Движение электрона волнообразное, упорядоченное, при этом он вращается;
12. Интерференция электронов — слияние нескольких волн электронов;
13. Дифракция электронов — волновое обтекание области места, через которое проходит ток;
14. Порядковый номер — это заряд ядра;
15. У каждой частицы есть электрическое поле, позволяющее взаимодействовать с другими частицами;
16. Фотон — переносчик электромагнитного “общения” частиц;
17. Ядерное поле — вид материи, который состоит из протонов, нейтронов и мезонов.
18. Мезон — частица, позволяющая протонам и нейтронам контактировать, а также удерживает их внутри ядра ядерной силой;
19. Ядерная сила — сила влияния протона и нейтрона друг на друга;
20. Ядерные силы могут из протонов нейтроны и наоборот при помощи мезонов;
21. Ядерные силы мощнее электрических;
22. Протон, нейтрон и электрон называются элементарными, потому что их невозможно разложить на более простые частицы, но они могут становиться друг другом и образовываться друг из друга;
23. Если электрон отдалится от ядра, то он ненадолго образует энергию, но все равно вернется на свое место, тоже образовывая энергию, переходящую в излучение;
24. Дозволенные слои — орбиты, на которые электрон может переходить;
25. Дейтон — объединение протона и нейтрона в ядре;
26. Легкие элементы считаются лучше, потому что их ядра прочнее из-за одинакового числа частиц;
27. Число электронных слоев = номер периода;
28. У каждой электронной оболочки есть определенное конечное число электронов, которое оно способно вместить;
29. Те элементы, у которых оболочки не полностью заполнены, лучше вступают в контакт с другими элементами;
30. Ион — заряженная молекула.
31. Катион — положительный ион.
32. Анион — отрицательный ион;
33. Степень окисления — заряд элемента, который вычислен путем того, что в соединении ковалентная полярная связь превратилась в ионную;
34. Есть элементы, чья степень окисления постоянна, а есть те, у кого она изменяется;
35. Если сложить все степени окисления в соединении, то всё будет равно нулю.

Короткое, но познавательное видео про элементарные частицы:

Нахождение электронных оболочек и его содержимого

Чтобы определить количество электронных слоев элемента, нужно обратиться к его номеру периода. Например, алюминий (Al) с порядковым номером 13, находится в третьем периоде, поэтому число его слоев равно 3.

Еще одной удивительной характеристикой оболочек является закрепленное число электронов, которые могут находиться на слое. На первой орбите могут расположиться два электрона, на втором — восемь, на третьем — 16 и т.д. (с каждым разом нужно умножать на четыре).

Завершенным считается тот слой, который достиг окончательного предела. Электроны, которые расположены дальше всего от ядра, более активны, поэтому предпочитают вступать в контакт с другими атомами (научно это можно назвать валентностью). Число электронов на внешней оболочке зависит от номера группы.

Когда электронный слой полностью заполнен, то он считается стабилизированным. Это говорит о том, что атому не требуется брать дополнительные силы (электроны) из окружающей среды или других веществ. Если взять гелий (Не), у которого два электрона, находящиеся на одной оболочке, а у неона (Ne) электронов десять, располагающиеся на двух электронных слоях(на первом — 2, на втором — 8).

Из этого выходит, что и гелий, и неон полностью заполнены, поэтому они не нуждаются в посторонней помощи, так как их оболочки завершенные. Такие элементы являются инертными в химическом плане (не идут на контакт с другими элементами, чтобы “занять” или “обменяться” этими частицами).

Но таких самодостаточных элементов достаточно мало, больше всего тех, где на внешней оболочке будет не хватать электронов, поэтому такие элементы охотнее прибегают к воздействию с другими. Калий (К) имеет 19 электронов, находящихся на четырех слоях (первый — 2, второй — 8, третий — 8, четвертый — 1).

Если же взять кислород (О), у которого восемь электронов и две электрические оболочки (на первом — 2, на втором — 6). Как видно, второй слой является незавершенным, до предела ему не хватает еще двух частиц. Кислород пытается сохранить недостающее число, а также найти два электрона, чтобы завершить свой последний круг.

Элементы с проблемой недостатка электронов довольно энергичны в реакциях друг с другом, поскольку у них есть потребность в присоединении или отдаче нужного числа электронов.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn ⁷ в кислой среде восстанавливается до Mn ², а в щелочной — до Mn ⁶);
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N ⁵ при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N^-3);
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ.Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N 5.

При увеличении температурыбольшинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Применение водорода:

Водородиспользуется во многих областях промышленности и быту:

– в химической промышленности для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода, метанола и пр.;

– в химической промышленности при получении некоторых металлов;

– в нефтеперерабатывающей промышленности в процессах гидрокрекинга и гидроочистки Он способствует увеличению глубины переработки сырой нефти и повышению качества конечных продуктов;

– в пищевой промышленности для производства твердых жиров из растительных масел. Водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949;

– в атомной энергетике;

– в качестве топлива транспортных средств, работающих на водородных топливных элементах. Водород используется для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую;

– в качестве ракетного топлива;

– в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов и метеозондов, используемых в метрологии. Водород в этом качестве имеет преимущество перед гелием, так как он дешевле. Ещё более существенно, что водород может вырабатываться прямо на месте с помощью простого химического генератора или с помощью электролиза воды. Гелий же должен доставляться на место в баллонах;

– для сварки и резки металлов при высокой температуре. Температура горения водорода в кислороде составляет 2600 °C.

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. 1. Водород
2. 2. Гелий
3. 3. Литий
4. 4. Бериллий
5. 5. Бор
6. 6. Углерод
7. 7. Азот
8. 8. Кислород
9. 9. Фтор
10. 10. Неон
11. 11. Натрий
12. 12. Магний
13. 13. Алюминий
14. 14. Кремний
15. 15. Фосфор
16. 16. Сера
17. 17. Хлор
18. 18. Аргон
19. 19. Калий
20. 20. Кальций
21. 21. Скандий
22. 22. Титан
23. 23. Ванадий
24. 24. Хром
25. 25. Марганец
26. 26. Железо
27. 27. Кобальт
28. 28. Никель
29. 29. Медь
30. 30. Цинк
31. 31. Галлий
32. 32. Германий
33. 33. Мышьяк
34. 34. Селен
35. 35. Бром
36. 36. Криптон
37. 37. Рубидий
38. 38. Стронций
39. 39. Иттрий
40. 40. Цирконий
41. 41. Ниобий
42. 42. Молибден
43. 43. Технеций
44. 44. Рутений
45. 45. Родий
46. 46. Палладий
47. 47. Серебро
48. 48. Кадмий
49. 49. Индий
50. 50. Олово
51. 51. Сурьма
52. 52. Теллур
53. 53. Йод
54. 54. Ксенон
55. 55. Цезий
56. 56. Барий
57. 57. Лантан
58. 58. Церий
59. 59. Празеодим
60. 60. Неодим
61. 61. Прометий
62. 62. Самарий
63. 63. Европий
64. 64. Гадолиний
65. 65. Тербий
66. 66. Диспрозий
67. 67. Гольмий
68. 68. Эрбий
69. 69. Тулий
70. 70. Иттербий
71. 71. Лютеций
72. 72. Гафний
73. 73. Тантал
74. 74. Вольфрам
75. 75. Рений
76. 76. Осмий
77. 77. Иридий
78. 78. Платина
79. 79. Золото
80. 80. Ртуть
81. 81. Таллий
82. 82. Свинец
83. 83. Висмут
84. 84. Полоний
85. 85. Астат
86. 86. Радон
87. 87. Франций
88. 88. Радий
89. 89. Актиний
90. 90. Торий
91. 91. Протактиний
92. 92. Уран
93. 93. Нептуний
94. 94. Плутоний
95. 95. Америций
96. 96. Кюрий
97. 97. Берклий
98. 98. Калифорний
99. 99. Эйнштейний
100. 100. Фермий
101. 101. Менделеевий
102. 102. Нобелий
103. 103. Лоуренсий
104. 104. Резерфордий
105. 105. Дубний
106. 106. Сиборгий
107. 107. Борий
108. 108. Хассий
109. 109. Мейтнерий
110. 110. Дармштадтий
111. 111. Рентгений
112. 112. Коперниций
113. 113. Нихоний
114. 114. Флеровий
115. 115. Московий
116. 116. Ливерморий
117. 117. Теннессин
118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Схема восстановления перманганатов

 В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганецв степени окисления 7. Соли марганца 7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn2 . Оксид марганца в степени окисления 2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой средеобразуется соль.

Соли марганца 2 бесцветны. В нейтральном растворемарганец восстанавливается до степени окисления 4, с образованием амфотерного оксида MnO2 — коричневогоосадка, нерастворимого в кислотах и щелочах.

В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления 6. Соединения марганца 6  проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S0.

5 K2S 2 KMnO4 8 H2SO4 = 5 S  2 MnSO4 6 K2SO4 8 H2O,

3 K2S 2 KMnO4 4 H2O = 2 MnO2↓  3 S↓  8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является  указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции.

K2S 2 KMnO4 –(KOH)= 2 K2MnO4 S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия.

Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно?

Перманганаты окисляют:

• неметаллыс отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения— фосфор, мышьяк — до 5;
• неметаллыс промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлыиз простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO4 неМе (низшая с.о.) = неМе0 другие продукты

KMnO4 неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) др. продукты

KMnO4 Ме0 = Ме (стабильная с.о.)  др. продукты

KMnO4 P-3, As-3= P 5, As 5  др. продукты

Физические свойства водорода:

При стандартных температуре и давлении водород – бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный двухатомный газ с химической формулой H2.

Водород– самый лёгкий газ. Он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх.

Плотность водорода (Н2) составляет 0,00008988 г/см3 при 20 °C и иных стандартных условиях; а также 0,0000899 г/см3 при 0 °C и иных стандартных условиях.

Общеизвестно, 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.

Водород (Н2) почти не растворяется в воде и органических растворителях. Так, растворимость водорода в воде составляет 0,000157 г/100 г (при температуре 25 °C).

Водород  растворяется в металлах: алюминии, железе, никеле, палладии, платине, практически не растворим в серебре. Растворимость в железе и меди мешает при выплавке этих металлов, так как приводит к образованию пустот. Так, растворимость водорода в железе (объемов водорода на объем железа) составляет:

при 500 оС – 0,05; при 700 оС – 0,14; при 900 оС – 0,37; при 1100 оС – 0,55; при 1200 оС – 0,65; при 1350 оС – 0,80; при 1450 оС – 0,87; при 1550 оС – 2,05. Растворимость водорода в палладии составляет 850 объёмов H2 на 1 объём Pd.

При обычных условиях и выше −80 оС при расширении водород разогревается, а не охлаждается как большинство газов (“нормально” он начинает себя вести ниже −80 оС).

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-Н2 (75%) и пара-Н2 (25%) форм. В молекулах ортоводорода (температура плавления −259,10 °C, температура кипения −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково, а у параводорода (температура плавления −259,32 °C, температура кипения −252,89 °C) – противоположно друг другу.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

https://www.youtube.com/watch?v=rKDzFO2KkeA

2CH2=CH2 O2 → 2CH3=CH=O