Глава 7.5. Основные классы неорганических соединений

Стр 90

Муниципальное общеобразовательное учреждение «Химический лицей»

Соболев А. Д.

Курс лекций по общей и неорганической химии

2 том

Тула 2011 год

 

 

Соболев А. Д. Курс лекций по общей и неорганической химии для учащихся Химического лицея. Т 2. Издание 5-е исправленное и дополненное.

ОГЛАВЛЕНИЕ

Глава 7.5. Основные классы неорганических соединений

§7.5.1. Оксиды...................................................................................... 5

§7.5.2. Основные гидроксиды (основания).................................... 11

§7.5.3. Кислоты.................................................................................. 13

§7.5.4. Соли........................................................................................ 17

§7.5.5. Важнейшие способы получения солей............................... 20

Глава 7.6. Водород. Вода

§7.6.1. Водород................................................................................... 24

§7.6.2. Важнейшие способы получения водорода......................... 28

§7.6.3. Физические и химические свойства водорода................... 34

§7.6.4. Атомарный водород.............................................................. 38

§7.6.5. Вода......................................................................................... 42

§7.6.6. Водородные связи. Аномалии воды.................................... 47

§7.6.7. Тыжелая вода. Лед................................................................. 53

§7.6.8. Роль воды в природе............................................................. 59

§7.6.9. Осадки. Жесткость воды....................................................... 64

§7.6.10. Пероксид водорода.............................................................. 69

Краткий обзор свойств химических элементов

Глава 7.7. Первая группа периодической системы элементов

§7.7.1. Общая характеристика элементов I группы....................... 77

§7.7.2. Натрий и калий...................................................................... 80

§7.7.3. Медь........................................................................................ 87

§7.7.4. Серебро................................................................................... 92

Глава 7.8. Вторая группа периодической сис темы

§7.8.1. Общая характеристика элементов II группы..................... 96

§7.8.2. Магний.................................................................................... 98

§7.8.3. Кальций................................................................................ 101

§7.8.4. Цинк...................................................................................... 104

§7.8.5. Ртуть...................................................................................... 108

Глава 7.9. Третья группа периодической сис темы

§7.9.1. Общая характеристика элементов III группы.................. 111

§7.9.2. Алюминий............................................................................ 115

ГЛАВА 7.5

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Оксиды

Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых кислород соединяется только с атомами других элементов и имеет в них степень окисления -2, например K–O–K, Ca=О, О=Si=О.

Соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, называются пероксидами, например, K–O–O–K.

Почти все элементы образуют соединения с кислородом. В одних случаях оксиды образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, в других их получают косвенным путём.

Многие оксиды способны присоединять воду, образуя гидроксиды ¾ основания или кислоты.

Все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов немного. К ним принадлежат гемиоксид азота N₂O, монооксид азота NO, монооксид углерода СО и некоторые другие. Их иногда называют индифферентными (безразличными), это название нельзя признать удачным, так как перечисленные оксиды вовсе не индифферентны и легко вступают в различные химические реакции.

Гидраты оксидов имеют общее название — гидроксиды.

Кислоты

Кислотами называются соединения, которые при электролитической диссоциации образуют катионы водорода и других катионов не дают. В водных растворах кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотный остаток. Количество атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂S), трёхосновные (Н₃РО₄), шестиосновные (H₆V₁₀O₂₈).

В некоторых кислотах не все атомы водорода способны замещаться металлами. Например, молекула уксусной кислоты СН₃СООН содержит четыре атома водорода, однако замещаться металлами способен лишь атом водорода карбоксильной группы -СООН, поэтому уксусная кислота является одноосновной. Фосфористая кислота Н₃РО₃ — двухосновная, фосфорноватистая Н₃РО₂ — одноосновная.

По химическому составу различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Примерами бескислородных кислот могут служить плавиковая (НF), соляная (HCl), бромводородная (HBr), иодоводородная (НI), циановодородная (синильная НСN), тиоциановая (родановодородная) (НСNS), сероводородная (H₂S).

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов образует кислоты в результате непосредственного присоединения воды. Молекулы некоторых ангидридов при разных условиях могут присоединять различные количества молекул воды, образуя соединение с бóльшим содержанием воды — ортокислоту — и соединение с меньшим содержанием воды — метакислоту. Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2 НРО₃ — метафосфорная кислота

Р₂О₅ + 3 Н₂О = 2 Н₃РО₄ — ортофосфорная кислота

В₂О₃ + Н₂О = 2 НВО₂ — метаборная кислота

В₂О₃ + 3 Н₂О = 2 Н₃ВО₃ — ортоборная кислота

Диоксид азота NO₂ при взаимодействии с водой даёт две кислоты — азотную и азотистую:

2 NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃.

Аналогичным образом ведёт себя диоксид хлора, образующий с водой хлорноватую и хлористую кислоты:

2 ClO₂ + H₂O = HClO₃ + HClO₂

Кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с содой две кислоты, называются смешанными ангидридами. При взаимодействии их с основаниями, естественно, образуются две соли.

Многоосновные кислоты в растворах диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄  Н₂РО₄^- + Н⁺, Н₂РО₄^-  НРО₄^2- + Н⁺,

НРО₄^2-  РО₄^3- + Н⁺.

Номенклатура кислот

Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует несколько кислот, то для их различия в названии используют разные суффиксы. Так, если элемент образует две кислоты, то для обозначения той из них, в которой кислотообразующий элемент имеет высшую валентность, то в названии кислоты используется суффикс -н, а при более низкой валентности, используют суффикс -ист: H₂SO_4­ — серная кислота, H₂SO₃ — cернистая, НNO₃ — азотная кислота, HNO₂ — азотистая кислота.

Когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот, для их обозначения употребляют суффиксы “оват”, “ист” и “оватист”:

HClO₄  — хлорная            H₃PO₄ — фосфорная

HClO₃ — хлорноватая     H₂PO₃ (H₄P₂O₆) — фосфорноватая

HClO₂ — хлористая         H₃PO₃ — фосфористая

HClO — хлорноватистая        H₃PO₂ — фосфорноватистая.

Для обозначения кислот, получаемых частичным обезвоживанием ортокислот, пользуются приставкой пиро

2 Н₃РО₄ = Н₂О + Н₄Р₂О₇ — пирофосфорная (дифосфорная) кислота.

Способы получения кислот

1. Взаимодействие ангидридов кислот с водой. Большинство ангидридов способно непосредственно присоединять воду, образуя соответствующие кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄,

N₂O₅ + H₂O = 2 HNO₃.

2. Взаимодействие солей с кислотами. Это наиболее распространённый способ:

2 NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl­,

NaNO₃ + HPO₃ = NaPO₃ + HNO₃­.

При получении кислот этим способом исходная соль должна быть достаточно растворимой, а взятая для реакции кислота — более сильной или менее летучей, чем получаемая. Серная кислота является сильной и нелетучей, поэтому ею часто пользуются для получения других кислот. Если получаемая кислота обладает восстановительными свойствами, то вместо серной кислоты для реакции берут фосфорную кислоту.

3 KI + H₃PO₄ = K₃PO₄ + 3 HI.

3. Окисление некоторых простых веществ. Кислоты получаются при действии на некоторые неметаллы сильных окислителей:

I₂ + 5 Cl₂ + 6 H₂O = 2 HIO₃ + 10 HCl,

3 P + 5 HNO₃ + 2 H₂O = 3 H₃PO₄ + 5 NO­.

4. Взаимодействие неметаллов с водородом. Некоторые бескислородные кислоты можно получить непосредственным соединением неметалла с водородом:

H₂ + I₂ = 2 HI,                   H₂ + Cl₂ = 2 HCl.

Водные растворы полученных соединений являются кислотами.

Амфотерные гидроксиды

Гидраты амфотерных оксидов, как и сами оксиды, обладают амфотерными свойствами. Эти соединения весьма мало растворимы в воде. Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как М(ОН)_x, то диссоциацию гидроксида в растворе по основному и кислотному типам можно представить схемой:

М(ОН)_х  М^х+ + х ОН^-; М(ОН)_х  х Н⁺ + МО_х^х-

Поскольку амфотерные гидроксиды диссоциируют по основному и кислотному типам одновременно, этот процесс можно записать следующим образом:

М^х+ + х ОН^-  М(ОН)_х º Н_хМО_х  х Н⁺ + МО_х^х-

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида ионы М^х+, ОН^-, Н⁺ и МО_х^х- находятся в состоянии равновесия. Поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O

Al(OH)₃ + 3 HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

Продукты реакций — сульфат цинка и хлорид алюминия — содержат металл в виде катиона.

Взаимодействуя со щелочами, гидраты амфотерных оксидов проявляют кислотные свойства:

H₂ZnO₂ + 2 KOH = K₂ZnO₂ + 2 H₂O

H₃AlO₃ + 3 NaOH = Na₃AlO₃ + 3 H₂O

Образовавшиеся соли (цинкат калия и алюминат натрия) содержат соответственно цинк и алюминий в составе кислотного остатка.

Взаимодействие гидроксида алюминия с гидроксидом натрия может протекать и по другой схеме:

H₃AlO₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O

Образовавшуюся соль называют метаалюминатам на­трия в отличие от соли Na₃AlO₃, называемой ортоалюминатом натрия. Образование орто- или метасоединения опреде­ляется концентрацией щёлочи и условиями реакции: ор­тоалюминаты образуются в растворах, метаалюминаты — при сплавлении.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами в растворах происходит по уравнениям:

Zn(OH)₂ + 2 KOH = K₂[Zn(OH)₄]

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Гидраты амфотерных оксидов обычно получают взаимодействием солей со щёлочами, количество которых рассчитывают точно по уравнению реакции, например:

ZnSO₄ + 2 NaOH = Zn(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Cr(NO₃)₃ + 3 KOH = Cr(OH)₃¯ + 3 KNO₃.

Соли

Солью называют продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые в воде соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли подразделяют на средние, кислые и основные.

Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: MgSO₄, Al₂(SO₄)₃, Na₃PO₄. Атомы водорода в кислоте могут быть замещены группой атомов, играющей роль катиона. Например, вместо водорода может стоять аммонийная группа NH₄⁺: NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₃РO₄.

Иногда атом металла в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками; такие соли называют смешанными. Примером смешанной соли может служить белильная известь, являющаяся кальциевой солью двух кислот — соляной и хлорноватистой: Cl-Ca-O-Cl.

Если атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной, например NaKCO₃, Na₂NH₄PO₄, KAl(SO₄)₂.

Двойные и смешанные соли как индивидуальные соединения известны только в кристаллическом состоянии, в растворах они полностью диссоциированы на ионы металлов и кислотные остатки.

Название средних солей производят от названий образовавших их кислот и металлов: CuSO₄ — сульфат меди, K₂SO₃ — сульфит калия, Na₂CO₃ — карбонат натрия, Mg(NO₃)₂ — нитрат магния, NaNO₂ — нитрит натрия, NaCl — хлорид натрия NaClO — гипохлорит натрия, NaClO₂ —  хлорит натрия,  КClO₃ — хлорат калия, NaClO₄ — перхлорат натрия.

Иногда при наименовании средних солей пользуются техническими названиями, например: NaCl — поваренная соль, Na₂CO₃ — сода кальцинированная, Na₂CO₃∙10H₂O — сода кристаллическая, K₂CO₃ — поташ, KNO₃ — калийная селитра,  KAl(SO₄)₂∙12H₂O — алюмокалиевые квасцы.

Кислые соли можно рассматривать, как продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Образование кислых солей характерно только для многоосновных кислот (исключение плавиковая кислота HF). Кислые соли состоят из атома металла, кислотного остатка, и водорода, способного замещаться металлами. В водных растворах кислые соли диссоциируют на отрицательно заряженные ионы кислотных остатков и положительно заряженные ионы двух видов — металла и водорода, например:

NaHSO₄  Na⁺ + H⁺ + SO₄^2-

Кислые соли чаще всего образуются при избытке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием оснований:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O

MgHPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + H₂O

Название кислых солей образуют из названий средних солей, добавляя приставку гидро-: NaHCO₃ — гидрокарбонат натрия; KHSO₄ — гидросульфат калия.

При наименовании кислых солей многоосновных кислот указывают число ещё не замещённых атомов водорода: NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия; Na₂HPO₄ — гидрофосфат натрия.

Основные соли содержат помимо металла и кислотного остатка гидроксильные группы ОН^-. Такие соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Основные соли дают только многокислотные основания: Al(OH)₂Cl, Ni(OH)NO₃, Cr(OH)SO₄, Cu₂(OH)₂CO₃ и т. п. Все основные соли труднорастворимы в воде. Они обычно образуются при недостатке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием кислот, например:

Ni(OH)NO₃ + HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + H₂O,

Fe(OH)₂Cl + 2 HCl = FeCl₃ + 2 H₂O.

Названия основных солей чаще всего выводятся из названий средних, применяя приставку гидроксо-. Если гидроксо-групп в молекуле основной соли больше одной, то количество их указывают приставками ди-, три-, тетра- и т. д.:

Al(OH)Cl₂ — гидроксодихлорид алюминия,                Cr(OH)₂NO₃ — дигидроксинитрат хрома,

Ti(OH)₃Cl — тригидроксихлорид титана.

Основные соли при нагревании или со временем способны терять воду. Образующиеся при этом соли, которые, естественно, тоже имеют основной характер, называются оксосолями. Например:

2 Mg(OH)Cl = H₂O + Mg₂OCl₂ — оксохлорид магния,

2 Al(OH)SO₄ = H₂O + Al₂O(SO₄)₂ — оксосульфат алюминия,

Al₂(OH)₄SO₄ = H₂O + AI₂O₂SO₄ — диоксосульфат алюминия.

Оксосоли можно перевести в средние соли действием соответствующих кислот:

Zn₂OCl₂ + 2 HCl = 2 ZnCl₂ + H₂O.

Водород

Водород — наиболее лёгкий из всех элементов. Он находится в начале периодической системы и не может быть отнесён к какой-либо определённой её группе. Его особое положение в системе вызвано тем, что первый период содержит только два элемента — водород и гелий, а остальные периоды — 8 и больше элементов. Водород объединяет признаки I и VII главных подгрупп, но существуют и большие различия в его отношении к щелочным металлам и галогенам.

Химические свойства, которыми водород напоминает щелочные металлы, обусловлены другими обстоятельствами, чем у щелочных металлов, а к галогенам, объясняются теми же, что и у последних, причинами. Поэтому водород — это галоген, который вследствие своего особого положения в качестве первого члена периодической системы проявляет в химическом отношении некоторое внешнее сходство со щелочными металлами.

Водород, как и галогены, является неметаллом: образует двухатомные молекулы, в которых атомы (как и у галогенов) связаны ординарной связью. Энергия диссоциации молекул постепенно убывает в ряду Н-Cl-Br-F-I. Водород, как и галогены, может присоединять электрон, т. е. он обладает сродством к электрону (при присоединении электрона к нейтральному атому выделяется энергия). И водород, и галогены в соединениях, где они отрицательно заряжены, исключительно одновалентны.

Соединения водорода с металлами, в которых водород является электроотрицательной составной частью по строению и характеру связи (ионные гидриды) аналогичны галогенидам.

То обстоятельство, что водород в качестве первого члена в ряду элементов может терять только один электрон сильно отличается от галогенов. При отщепления от атома водорода электрона остаётся очень маленькое ядро атома — протон, что отличает его от всех остальных элементов периодической системы. Для них диаметр ионов, после отщепления валентных электронов, лежит в пределах 20-330 пм; диаметр водородного ядра составляет лишь 10^-3 пм. При соединении такого исключительно малого ядра с отрицательно заряженным ионом выделяется особенно много энергии. Это относится к образованию иона гидроксония Н₃О⁺ и водородных связей, в водных растворах, где ионы водорода соединяются с молекулами воды, и к другим аналогичным реакциям. Поэтому водород, несмотря на высокий ионизационный потенциал, ведёт себя как довольно сильно электроположительный элемент. Он проявляет склонность к образованию малополярных ковалентных связей и, в соответствии с этим, легколетучих соединений, их летучесть смещает равновесия реакций в сторону их образования. На этом основана большая восстановительная способность водорода.

Щелочные металлы, как и водород, могут быть только одновалентными, но, в отличие от него, исключительно электроположительными, при этом водород не является металлом и обладает, в отличие от щелочных металлов, способностью заряжаться отрицательно. Щелочные металлы имеют самые низкие из всех элементов потенциалы ионизации и находятся левее всех в ряду напряжений, водород же в этом ряду располагается значительно правее и имеет даже более высокий потенциал ионизации, чем благородные металлы. Большим сходством обладают и спектры этих элементов из-за сходства внешнего электронного слоя.

Он является одним из наиболее распространённых элементов — его доля составляет 0,88% от массы всех трёх оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчёте на атомные проценты даёт цифру 15,5.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит его около 11 вес. %, глина — около 1,5% и т. д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Свободный водород состоит из молекул Н₂. Он часто содержится в вулканических газах. Частично он образуется также при разложении некоторых органических остатков. Небольшие его количества выделяются зелёными растениями. Атмосфера содержит около 5∙10^–5 объёмн. % водорода.

Он был впервые описан в 1766 г. Генри Кавендишем, который получал его действием железа и некоторых других металлов на разбавленную серную или соляную кислоту (сама эта реакция была известна значительно ранее). Полученный лёгкий газ Кавендиш принял сперва за флогистон, а затем (1781 г.) за соединение флогистона с водой. Разложение воды раскалённым железом было впервые (1783) проведено Лавуазье (при продувании струи пара через нагретый до красного каления оружейный ствол). Современное название дал этому элементу Лавуазье (1783 г.) — водород (рождающий воду). Разложение воды электрическим током было осуществлено им в 1789 г.

Водород состоит из смеси изотопов с массовыми числами 1 и 2 (¹Н и ²Н). Соотношение между ними в отдельных природных объектах несколько колеблется, но более или менее близко к 6700: 1, т. е. один атом ²Н (дейтерия) приходится примерно на 6700 атомов ¹Н (протия). В ничтожных количествах — порядка одного атома на 10¹⁸ атомов ¹Н — к ним примешан радиоактивный изотоп водорода ³Н (тритий), средняя продолжительность жизни атомов которого составляет 18 лет. Благодаря резкому количественному преобладанию протия над двумя другими изотопами природный водород может в первом приближении считаться состоящим из атомов ¹Н.

Если говорить не только о земной коре, а о Вселенной в целом, то водород является самым распространённым элементом. На его долю приходится около 80% массы Юпитера и около 60% массы Сатурна. В межзвездном пространстве атомы водорода встречаются в несколько раз чаще, чем атомы всех остальных элементов, вместе взятых. Он резко преобладает над другими элементами также в атмосфере звёзд и, в частности, является главной составной частью солнечной атмосферы. Основной состав последней может быть выражен следующими данными (в атомных процентах):

H	He	O	Mg	N	Si	S	C	Fe	Ca	Na	Ni	Al
81,75	18,17	0,03	0,02	0,01	0,006	0,003	0,003	0,0008	0,0033	0,0003	0,0002	0,0002

Температура поверхности Солнца составляет около 5500 °С.

Основной формой существования водорода в космическом пространстве являются отдельные атомы Н. Ионизация их (по схеме Н = Н⁺ + е^-) имеет определённое значение для теплового баланса этого пространства. Возникает она (как и диссоциация молекулы Н₂ на атомы) в основном за счёт лучистой энергии звёзд, а при обратных процессах рекомбинации (Н⁺ + е^- = Н и Н + Н = Н₂) энергия выделяется главным образом в форме кинетической. Результатом является некоторое повышение температуры “околозвёздных” областей космического пространства по сравнению с очень далёкими от звёзд.

Создаваемая за счёт излучения кинетическая температура очень велика. Так, при длине волны 500 нм (что соответствует приблизительно середине видимого спектра), воспринимающая данное излучение частица обладает такой кинетической энергией, какую она имела бы при Т = 20 000 град.

Образование в естественных условиях, получение и применение. В природе водород образуется главным образом при разложении органических веществ, например целлюлозы или белков, некоторыми видами бактерий.

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью “Водород”.

Атомарный водород

Опыт показывает, что химическая активность водорода иногда сильно повышается. Это наблюдается тогда, когда реагирующие с ним вещества находятся в непосредственном контакте с выделяющимся водородом. Повышенную активность такого водорода «в момент выделения» («in statu nascendi») объясняется тем, что реагируют не молекулы Н₂, а атомы. Действительно, при реакциях получения водорода (например, действием цинка на кислоту) первоначально выделяются именно отдельные атомы. Если же у места их выделения имеется вещество, способное с ними реагировать, то такая реакция может происходить без предварительного образования молекул Н₂.

Это представление было косвенно подтверждено, когда удалось получить атомарный водород в газообразном состоянии и изучить его реакционную способность. Оказалось, что он значительно активнее молекулярного. Атомарный водород при обычных условиях соединяется с серой, фосфором, мышьяком и т. д., восстанавливает оксиды многих металлов, вытесняет некоторые металлы (Cu, Pb, Ag и др.) из их солей и вступает в другие химические реакции, на которые при тех же условиях не способен обычный молекулярный водород.

При химических взаимодействиях с участием обычного водорода молекула его должна распадаться на атомы. Но сама реакция такого распада (диссоциация на атомы) сильно эндотермична:

Н₂ + 435 кДж = Н + Н.

Очевидно, что затрачиваемая на эту реакцию энергия (энергия диссоциации) должна быть восполнена энергией, выделяющейся при взаимодействии атомов водорода с введённым в реакцию веществом. Следовательно, можно ожидать, что реакции водорода, при которых выделяется менее 435 кДж/моль, не будет протекать самопроизвольно. В случае взаимодействия веществ с атомарным водородом такой затраты энергии на диссоциацию молекул уже не требуется. Поэтому здесь и возможен значительно более широкий круг реакций.

Атомарный водород удобно получать действием на обычный водород тихого электрического разряда. При этом часть молекул распадается на атомы, которые под уменьшенным давлением соединяются в молекулы не моментально, благодаря чему и могут быть изучены химические свойства атомарного водорода.

Большое количество энергии, выделяющейся при образовании молекулы водорода, объясняет её устойчивость при обычных условиях. Вместе с тем оно же наводит на мысль о возможности термической диссоциации (разложения при нагревании) молекулы Н₂, если сообщить ей достаточное количество тепла. Опыт показывает, что заметная термическая диссоциация водорода начинается примерно с 2000 °С и происходит тем в большей степени, чем выше температура. Наоборот, при понижении температуры отдельные атомы вновь соединяются в молекулы.

Термическая диссоциация водорода (под обычным давлением) характеризуется следующими данными:

Абсолютная температура, К	2000	2500	3000	3500	4000	5000
Диссоциированная часть, %	0,088	1,31	8,34	29,6	63,9	95,8

Переход водорода в атомарное состояние может вызываться также электромагнитным излучением с длинами волн менее 85 нм. Этим и обусловлено преобладание атомарного водорода над молекулярным в космическом пространстве.

Соединение атомов водорода в молекулы протекает значительно быстрее на поверхности металлов, чем в самом газе. При этом металл поглощает ту энергию, которая выделяется при образовании молекул и нагревании до очень высоких температур. Последнее создаёт возможность технического использования атомарного водорода для атомно-водородной сварки металлов: между двумя вольфрамовыми стержнями создаётся электрическая дуга, сквозь которую по облегающим стержни трубкам пропускается ток водорода. При этом часть молекул Н₂ распадается на атомы, которые затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещенной недалеко от дуги. Таким путём металл может быть нагрет выше 3500 °С. В этих условиях происходит быстрая и прочная сварка отдельных его кусков. Большим достоинством атомно-водородной сварки является равномерность нагрева, позволяющая сваривать даже тонкие металлические детали.

Соединение атомов водорода осуществляется гораздо легче на твёрдой поверхности. При реакции по схеме Н + Н = Н₂ молекула водорода заключает в себе и кинетическую энергию обоих соединяющихся атомов, и энергию их взаимодействия. В сумме это даёт запас энергии, с избытком превышающий энергию диссоциации молекулы Н₂ на атомы. Такая диссоциация не происходит только в том случае, если молекула быстро освобождается от избытка энергии, передавая ее какой-либо другой частице. В самом газе это может осуществляться лишь путём тройного столкновения по схеме Н + Н + Х Н₂ + Х*, где Х — частица, принимающая избыток энергии. Но вероятность тройного столкновения несравненно меньше вероятности двойного, и поэтому в газе рекомбинация (обратное соединение) атомов Н идёт сравнительно медленно. Напротив, у твёрдой поверхности к образованию молекулы может вести каждое двойное столкновение атомов Н, так как воспринимающая избыток энергии частица (в виде атома или молекулы вещества самой поверхности) всегда имеется.

Если в колбу электрической лампы ввести водород (вместо аргона), то около раскалённой вольфрамовой нити будет происходить частичная диссоциация молекул Н₂ на атомы. Энергия рекомбинации последних на покрытой специальным составом (люминофором) внутренней поверхности колбы вызывает её интенсивное свечение. Было показано, что от таких ламп при равной мощности можно получить значительно больше света, чем от обычных.

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой — для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т. Эффективность жидкого водорода как реактивного топлива гораздо выше, чем спирта или керосина. Так, в комбинации с кислородом он может дать удельный импульс 390 с.

Вода

Состав воды. Вода — очень стойкое соединение. При нагревании она закипает, превращаясь в пар, который заметно не разлагается даже при температуре 1000 °С. При охлаждении пар конденсируется и вновь превращается в воду. При снижении температуры вода вновь переходит в лёд, который при таянии снова дает воду. Воду очень долго считали простым веществом. В 1784 г. Генри Кавендиш получил воду сжиганием смеси водорода и кислорода:

2 Н₂ + О₂ = 2 Н₂О.

В значительных количествах входит вода в состав тела живых существ. Организм человека, например, содержит примерно 70% воды, причем в крови её — около 80, в мускулах — 35, в костях — 25%. Организм рыб состоит из воды на 80%, земноводных — на 60%. Ни одно существо не может жить без воды. Если организм человека теряет в виде воды 12% массы тела, наступает смерть.

Физические свойства. Чистаявода—прозрачная жидкость без вкуса и запаха. В тонких слоях она бесцветна, а в толстых имеет голубоватый цвет. Вода — единственное соединение на планете, которое в земных условиях может находиться одновременно в трёх агрегатных состояниях: в виде льда, жидкости и пара.

Вследствие испарения воды воздух всегда содержит некоторое количество её паров, зависящее от многих факторов. Ниже приведена зависимость давления паров воды от температуры:

Температура, °С	0	10	20	30	50	75	100
Давление пара, кПа	0,513	1,22	2,33	4,23	12,30	38,45	101,33

Это давление водяных паров соответствует их парциальному давлению (давлению, которое создавал бы водяной пар, если бы занимал весь объём, газовой смеси) в воздухе или другом газе, находящемся в закрытом пространстве над водой. Количество паров воды, соответствующее этому давлению при указанной температуре, является максимальным, т. е. воздух при данных условиях насыщен водяными парами. Обычно содержание паров воды в воздухе составляет 30-90% максимально возможного.

Абсолютное содержание водяного пара в насыщенном им воздухе изменяется с температурой следующим образом:

Температура, °С	-20	-10	0	10	20	30
Содержание водяного пара, г/м^3	1,08	2,35	4,85	9,41	17,3	30,4

Под относительной влажностью воздуха понимается выраженное в процентах отношение действительного содержания водяных паров к отвечающему состоянию насыщения при данной температуре. Наиболее благоприятные для человеческого организма условия относительной влажности применительно к обычным комнатным температурам (t) хорошо передаются формулой 50 - 3∙(t - 20). Как видно из последней, чем выше температура, тем меньше должна быть относительная влажность.

Относительная влажность воздуха зависит от географического положения местности (и многих других факторов). Например, для Москвы её усреднённые значения — минимальное (август), максимальное (февраль) и среднегодовое — равны соответственно 57, 85 и 72%.

Для поддержания определённой влажности воздуха в закрытых помещениях иногда используются насыщенные растворы соответственно подобранных солей. Например, относительная влажность около 50% при 20 °С может быть поддерживаема с помощью Ca(NO₃)₂ или NaHSO₄.

При охлаждении ненасыщенного водяным паром воздуха постепенно достигается состояние насыщения, после чего избыточный водяной пар начинает выделяться в виде тумана или — при резком охлаждении — в виде дождя. Если весь процесс проходит при более низких температурах, получается соответственно иней и снег.

Когда давление пара в жидкости становится равным внешнему давлению, она закипает. Для воды под нормальным атмосферным давлением (101325 Па) температура кипения равна 100 °С. Очевидно, что при уменьшении давления эта температура будет понижаться, при увеличении — повышаться. Некоторые данные для близких к нормальному и высоких давлений сопоставлены ниже:

Атмосферное давление, кПа	97,3	98,7	100	101,3	102,7	104,0
Температура кипения, °С	98,9	99,3	99,6	100,0	100,4	100,7
Давление, атм.	2	5	10	20	50	100
Температура кипения, °С	120	151	179	211	263	310

Приведённые данные показывают, что по мере роста давления температура кипения воды повышается очень быстро.

Если воду тщательно освободить от взвешенных частиц и растворённых газов, и затем равномерно нагревать, предохраняя от встряхивания, то может быть достигнута температура значительно выше 100 °С, прежде чем вода бурно вскипит. При перемешивании такой перегретой воды вскипание обычно происходит тотчас же. Практически удавалось доводить перегрев воды почти до 270 °С. Последняя температура является предельной для возможного перегрева воды под обычным давлением.

Со сравнительно небольшим перегревом часто приходится встречаться при кипячении жидкости, которые в этом случае кипят «толчками». Для устранения перегрева и связанных с ним явлений в жидкость иногда вводят запаянные с одного конца очень тонкие («капиллярные») стеклянные трубки, так как задерживающийся в них воздух способствует равномерности кипения.

Для перевода веществ из жидкого в газообразное