Характеристика s-элементов

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

водород гидрид ионный ковалентный

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

Водород. Химические свойства водорода

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH 4 , ВН 3 , СН 4 . По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид

Кислотный гидрид

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

10.1.Водород

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

а) Химический элемент водород

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

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

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

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

б) Атом водорода

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

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

Таблица 28. Валентные возможности атома водорода

Валентное состояние				Примеры химических веществ
			I 0 –I	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 , CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 , NaHCO 3 , KOH H 2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH 2 , BaH 2

в) Молекула водорода

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

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

г) Водород (вещество)

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

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

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

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

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

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t )

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

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).

д) Соединения водорода

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

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

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

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

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

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

H 2 + Cl 2 = 2HCl.

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

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

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

10.2 Кислород

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

а) Химический элемент кислород

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

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

Валентное состояние				Примеры химических веществ
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			–II –I 0 +I +II	H 2 O, SO 2 , SO 3 , CO 2 , SiO 2 , H 2 SO 4 , HNO 2 , HClO 4 , COCl 2 , H 2 O 2 O 2 ** O 2 F 2 OF 2
				NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 Na 2 O 2 , K 2 O 2 , CaO 2 , BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

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

в) Молекула кислорода

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

г) Кислород (вещество)

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

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

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

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

д) Озон и его молекулы

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

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

3О 2 = 2О 3 ().

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

Изобразите структурные формулы следующих веществ: OF 2 , H 2 O, H 2 O 2 , H 3 PO 4 , (H 3 O) 2 SO 4 , BaO, BaO 2 , Ba(OH) 2 . Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.
Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.
2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?
3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

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

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

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

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

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

(Н 2 О) = ,

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

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

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Молекула		Молекула		Молекула

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

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

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

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

10.4. Водородная связь

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

§3. Уравнение реакции и как его составить

Взаимодействие водорода с кислородом , как это установил еще сэр Генри Кавендиш , приводит к образованию воды. Давайте на этом простом примере поучимся составлять уравнения химических реакций .
Что получается из водорода и кислорода , мы уже знаем:

Н 2 + О 2 → Н 2 О

Теперь учтем, что атомы химических элементов в химических реакциях не исчезают и не появляются из ничего, не превращаются друг в друга, а соединяются в новых комбинациях , образуя новые молекулы. Значит, в уравнении химической реакции атомов каждого сорта должно быть одинаковое количество до реакции (слева от знака равенства) и после окончания реакции (справа от знака равенства), вот так:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Это и есть уравнение реакции - условная запись протекающей химической реакции с помощью формул веществ и коэффициентов .

Это значит, что в приведенной реакции два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода , и в результате получится два моля воды .

Взаимодействие водорода с кислородом - совсем не простой процесс. Он приводит к изменению степеней окисления этих элементов. Чтобы подбирать коэффициенты в таких уравнениях, обычно пользуются методом "электронного баланса ".

Когда из водорода и кислорода образуется вода, то это значит, что водород поменял свою степень окисления от 0 до +I , а кислород - от 0 до −II . При этом от атомов водорода к атомам кислорода перешло несколько (n) электронов:

Водород, отдающий электроны, служит здесь восстановителем , а кислород, принимающий электроны - окислителем .

Окислители и восстановители

Посмотрим теперь, как выглядят процессы отдачи и приема электронов по отдельности. Водород , встретившись с "грабителем"-кислородом, теряет все свое достояние - два электрона, и его степень окисления становится равной +I :

Н 2 0 − 2e − = 2Н +I

Получилось уравнение полуреакции окисления водорода.

А бандит-кислород О 2 , отняв последние электроны у несчастного водорода, очень доволен своей новой степенью окисления -II :

O 2 + 4e − = 2O −II

Это уравнение полуреакции восстановления кислорода.

Остается добавить, что и "бандит", и его "жертва" потеряли свою химическую индивидуальность и из простых веществ - газов с двухатомными молекулами Н 2 и О 2 превратились в составные части нового химического вещества - воды Н 2 О .

Дальше будем рассуждать следующим образом: сколько электронов отдал восстановитель бандиту-окислителю, столько тот и получил. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем .

Значит, надо уравнять число электронов в первой и второй полуреакциях. В химии принята такая условная форма записи уравнений полуреакций:

	2 Н 2 0 − 2e − = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4e − = 2O −II

Здесь числа 2 и 1 слева от фигурной скобки - это множители, которые помогут обеспечить равенство числа отданных и принятых электронов. Учтем, что в уравнениях полуреакций отдано 2 электрона, а принято 4. Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители. В нашем случае наименьшее общее кратное равно 4. Дополнительные множители будут для водорода равны 2 (4: 2 = 2), а для кислорода - 1 (4: 4 = 1)
Полученные множители и будут служить коэффициентами будущего уравнения реакции:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II

Водород окисляется не только при встрече с кислородом . Примерно так же на водород действуют и фтор F 2 , галоген и известный "разбойник", и казалось бы, безобидный азот N 2 :

H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I

При этом получается фтороводород HF или аммиак NH 3 .

В обоих соединениях степень окисления водорода становится равной +I , потому что партнеры по молекуле ему достаются "жадные" до чужого электронного добра, с высокой электроотрицательностью - фтор F и азот N . У азота значение электроотрицательности считают равным трем условным единицам, а у фтора вообще самая высокая электроотрицательность среди всех химических элементов - четыре единицы. Так что немудрено им оставить бедняжку-атом водорода без всякого электронного окружения.

Но водород может и восстанавливаться - принимать электроны. Это происходит, если в реакции с ним будут участвовать щелочные металлы или кальций, у которых электроотрицательность меньше, чем у водорода.

Водород – особый элемент, занимающий сразу две ячейки в периодической системе Менделеева. Он располагается в двух группах элементов, обладающих противоположными свойствами, и эта особенность делает его уникальным. Водород является простым веществом и составной частью многих сложных соединений, это органогенный и биогенный элемент. Стоит подробно ознакомиться с основными его особенностями и свойствами.

Водород в периодической системе Менделеева

Главные особенности водорода, указанные в :

• порядковый номер элемента – 1 (протонов и электронов столько же);
• атомная масса составляет 1,00795;
• водород имеет три изотопа, каждый из которых обладает особыми свойствами;
• благодаря содержанию только одного электрона, водород способен проявлять восстановительные и окислительные свойства, а после отдачи электрона водород имеет свободную орбиталь, принимающую участие в составлении химических связей по донорно-акцепторному механизму;
• водород – легкий элемент с небольшой плотностью;
• водород является сильным восстановителем, он открывает группу щелочных металлов в первой группе главной подгруппе;
• когда водород вступает в реакцию с металлами и другими сильными восстановителями, он принимает их электрон и становится окислителем. Такие соединения называются гидридами. По указанному признаку водород условно относится к группе галогенов (в таблице он приводится над фтором в скобках), с которыми он имеет сходство.

Водород как простое вещество

Водород - это газ, молекула которого состоит из двух . Это вещество было открыто в 1766 году британским ученым Генри Кавендишем. Он доказал, что водород является газом, который взрывается при взаимодействии с кислородом. После изучения водорода химики установили, что это вещество является самым легким из всех известных человеку.

Другой ученый, Лавуазье, присвоил элементу имя «гидрогениум», что в переводе с латыни означает «рождающий воду». В 1781 году Генри Кавендиш доказал, что вода является сочетанием кислорода и водорода. Другими словами, вода - это продукт реакции водорода с кислородом. Горючие свойства водорода были известны еще древним ученым: соответствующие записи оставил Парацельс, живший в XVI столетии.

Молекулярный водород - это образующееся естественным путем распространенное в природе газообразное соединение, которое состоит из двух атомов и при поднесении горящей лучинки. Молекула водорода может распадаться на атомы, превращающиеся в ядра гелия, так как они способны участвовать в ядерных реакциях. Такие процессы регулярно протекают в космосе и на Солнце.

Водород и его физические свойства

Водород имеет такие физические параметры:

• кипит при температуре -252,76 °C;
• плавится при температуре -259,14 °C; *в указанных температурный пределах водород - это не имеющая запаха бесцветная жидкость;
• в воде водород слабо растворяется;
• водород теоретически может перейти в металлическое состояние при обеспечении особых условий (низких температур и высокого давления);
• чистый водород - взрывоопасное и горючее вещество;
• водород способен диффундировать сквозь толщу металлов, поэтому хорошо в них растворяется;
• водород легче воздуха в 14,5 раз;
• при высоком давлении можно получить снегообразные кристаллы твердого водорода.

Химические свойства водорода

Лабораторные способы:

• взаимодействие разбавленных кислот с активными металлами и металлами средней активности;
• гидролиз гидридов металлов;
• реакция с водой щелочных и щелочноземельных металлов.

Соединения водорода:

Галогенводороды; летучие водородные соединения неметаллов; гидриды; гидроксиды; гидроксид водорода (вода); пероксид водорода; органические соединения (белки, жиры, углеводороды, витамины, липиды, эфирные масла, гормоны). Нажмите , чтобы увидеть безопасные эксперименты на изучение свойств белков, жиров и углеводов.

Чтобы собрать образующийся водород, нужно держать пробирку перевернутой вверх дном. Водород нельзя собрать, как углекислый газ, ведь он намного легче воздуха. Водород быстро улетучивается, а при смешении с воздухом (или при большом скоплении) взрывается. Поэтому необходимо переворачивать пробирку. Сразу после заполнения пробирка закрывается резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту водорода, нужно поднести зажженную спичку к горлышку пробирки. Если произойдет глухой и тихий хлопок - газ чистый, а примеси воздуха минимальные. Если хлопок громкий и свистящий - газ в пробирке грязный, в нем присутствует большая доля посторонних компонентов.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории :

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н 2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .