Соединения водорода и кислорода встречаются практически в каждом варианте ЕГЭ по химии. Ошибки в этой теме обычно возникают из-за непонимания двойственной природы пероксида водорода и путаницы в продуктах горения щелочных металлов. Разберём химические свойства этих веществ, выделим типичные ловушки и сформируем чёткий алгоритм поиска правильных ответов.
В каких заданиях встречается тема
Знание свойств водорода и кислорода потребуется для правильного выполнения следующих заданий:
- Задания 6 и 7: выбор реагентов (проверяется понимание кислотно-основных и окислительных свойств).
- Задания 8 и 9: установление продуктов реакции и решение цепочки превращений.
- Задание 29: окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Пероксид водорода — частый гость таких заданий из-за своей способности менять роль в зависимости от среды.
- Задание 31: мысленный эксперимент, где требуется написать четыре уравнения неорганических превращений.
Водород и кислород в таблице Менделеева
Чтобы понимать химические свойства и поведение веществ в реакциях, нужно опираться на строение атомов.
Водород ($H$) находится в первом периоде. Он имеет один электрон на s-орбитали: электронная конфигурация $1s^1$.
Водород может проявлять свойства элементов как первой группы (отдавать электрон, образуя ион $H^+$), так и группы галогенов (принимать электрон до завершения уровня, образуя гидрид-ион $H^-$).
Кислород ($O$) располагается во втором периоде, в шестнадцатой группе (VIА). Электронная конфигурация внешнего уровня: $2s^2 2p^4$. До завершения октета не хватает двух электронов. У кислорода отсутствуют d-орбитали, поэтому он не может распаривать электроны и проявлять высшую степень окисления +6.
При нормальных условиях оба простых вещества — газы без цвета и запаха, плохо растворимые в воде. Кислород поддерживает горение и дыхание, а водород — самый лёгкий газом.
Обобщим типичные степени окисления этих элементов.
| Элемент | Степень окисления | Примеры соединений | Характер свойств |
|---|---|---|---|
| Водород | −1 | $NaH,\, CaH_2,\, AlH_3$ | Сильный восстановитель |
| 0 | $H_2$ | Восстановитель, редко окислитель | |
| +1 | $H_2O,\, HCl,\, NaOH$ | Слабый окислитель | |
| Кислород | −2 | $H_2O,\, CaO,\, H_2SO_4$ | Слабый восстановитель |
| −1 | $H_2O_2,\, Na_2O_2$ | Окислитель и восстановитель | |
| 0 | $O_2,\, O_3$ | Сильный окислитель | |
| +1 | $O_2F_2$ | Окислитель (редкое соединение) | |
| +2 | $OF_2$ | Окислитель (редкое соединение) |
Химические свойства простого вещества: водород
При нормальных условиях молекула $H_2$ малоактивна из-за прочной ковалентной неполярной связи. При нагревании вещество вступает во множество реакций.
Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами
Водород выступает в роли окислителя, образуя твёрдые солеобразные гидриды. Реакция требует нагревания.
$2Na + H_2 \xrightarrow{t^\circ} 2NaH$
$Ca + H_2 \xrightarrow{t^\circ} CaH_2$
Взаимодействие с неметаллами
В этих реакциях водород проявляет восстановительные свойства. С галогенами образуются галогеноводороды. С фтором реакция идёт со взрывом в темноте, с хлором — на свету.
$H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$
$H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$
$H_2 + Br_2 \xrightarrow{t^\circ} 2HBr$
Смесь водорода и кислорода в соотношении 2:1 образует гремучий газ, реакция идёт со взрывом.
С азотом требуются жёсткие условия, а с серой — нагревание.
$2H_2 + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O\\ N_2 + 3H_2 \rightleftarrows 2NH_3 \text{ (условия: } t^\circ,\, p \text{ , катализатор } Fe\text{)}\\ H_2 + S \xrightarrow{t^\circ} H_2S\\ C + 2H_2 \xrightarrow{t^\circ,\, p,\, Ni} CH_4 $
Кремний и фосфор напрямую с водородом не реагируют, их водородные соединения получаются косвенными путями.
Восстановление металлов из их оксидов
Метод пирометаллургии. Водород вытесняет металлы средней активности и малоактивные металлы из их оксидов.
$CuO + H_2 \xrightarrow{t^\circ} Cu + H_2O$
$Fe_3O_4 + 4H_2 \xrightarrow{t^\circ} 3Fe + 4H_2O$
Взаимодействие с угарным газом
Смесь $CO$ и $H_2$ даёт синтез-газ, который служит сырьём для органического синтеза.
$CO + 2H_2 \xrightarrow{t^\circ,\, p,\, ZnO/Cr_2O_3} CH_3OH$
(получение метанола)
Реакции гидрирования в органической химии
Водород обладает способностью присоединяться по кратным связям к органическим молекулам.
$CH_2=CH_2 + H_2 \xrightarrow{Ni,\, t^\circ} CH_3\text{-}CH_3$
$CH_3\text{-}C \equiv CH + 2H_2 \xrightarrow{Ni,\, t^\circ} CH_3\text{-}CH_2\text{-}CH_3$
$CH_3\text{-}CHO + H_2 \xrightarrow{Ni,\, t^\circ} CH_3\text{-}CH_2\text{-}OH$
Способы получения водорода
В лаборатории водород получают вытеснением из неокисляющих кислот цинком, а также реакцией амфотерных металлов со щелочами. В промышленности используют конверсию метана.
$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$
$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2 \uparrow$
$CH_4 + H_2O \xrightarrow{Ni,\, t^\circ} CO + 3H_2$
$2H_2O \xrightarrow{\text{электролиз}} 2H_2 \uparrow + O_2 \uparrow$
Химические свойства простого вещества: кислород
Кислород — сильный окислитель. Почти все реакции с кислородом сопровождаются выделением большого количества теплоты — это экзотермические реакции горения.
Взаимодействие с металлами
Практически все металлы, кроме благородных ($Au,\, Pt,\, Ag$), реагируют с кислородом.
$2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$
$4Al + 3O_2 \rightarrow 2Al_2O_3$
$3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4$
(железную окалину также записывают как $FeO \cdot Fe_2O_3$)
Среди щелочных металлов только литий при горении даёт стандартный оксид. Натрий образует пероксид, а калий — надпероксид (супероксид).
$4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O$
$2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2$
$K + O_2 \rightarrow KO_2$
Взаимодействие с неметаллами
Кислород реагирует с углеродом, серой, фосфором. С азотом реакция эндотермическая и протекает только при электрическом дуговом разряде. С галогенами кислород напрямую не реагирует.
$C + O_2 \rightarrow CO_2$
$S + O_2 \rightarrow SO_2$
(обрати внимание: образуется оксид серы(IV), а не серы(VI))
$4P + 5O_2 \rightarrow 2P_2O_5$
$N_2 + O_2 \xrightarrow{2000^\circ C} 2NO$
Окисление бинарных соединений (обжиг)
Оксиды элементов в низшей степени окисления, аммиак и нерастворимые сульфиды легко горят.
$2CO + O_2 \rightarrow 2CO_2\\ 2SO_2 + O_2 \rightleftarrows 2SO_3 \text{ (условия: } V_2O_5,\, t^\circ,\, p \text{)}\\ 4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt,\, t^\circ} 4NO + 6H_2O \text{ (каталитическое окисление)}\\ 4NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2N_2 + 6H_2O \text{ (горение без катализатора)}\\ 2ZnS + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2ZnO + 2SO_2$
Горение органических веществ
Такие вещества полностью сгорают с образованием углекислого газа и воды, если не указан недостаток кислорода.
$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$
$C_2H_5OH + 3O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O$
Способы получения кислорода
Удобные лабораторные способы включают термическое разложение сложных кислородсодержащих солей и пероксида водорода.
$2KMnO_4 \xrightarrow{t^\circ} K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2 \uparrow\\ 2KClO_3 \xrightarrow{MnO_2,\, t^\circ} 2KCl + 3O_2 \uparrow \text{ (бертолетова соль)}\\ 2H_2O_2 \xrightarrow{MnO_2} 2H_2O + O_2 \uparrow$
Химические свойства воды
Вода — амфотерный оксид. Она способна отщеплять $H^+$, действуя как кислота, и принимать его. Это жидкость с аномальными физическими свойствами, которые обусловлены водородными связями между молекулами.
Взаимодействие с металлами
Активные металлы реагируют при комнатной температуре, выделяя водород и образуя щёлочь. Металлы средней активности вступают в реакцию с перегретым водяным паром, образуя оксид и водород.
$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2 \uparrow$
$Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2 \uparrow$
$Zn + H_2O \xrightarrow{t^\circ} ZnO + H_2 \uparrow$
$3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4 + 4H_2 \uparrow$
Взаимодействие с неметаллами
Фтор вытесняет кислород из молекулы. Хлор подвергается диспропорционированию. Углерод и кремний вступают в реакцию при жёстких температурных режимах.
$2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2 \uparrow$
$Cl_2 + H_2O \rightleftarrows HCl + HClO$
$C + H_2O \xrightarrow{t^\circ} CO + H_2$
$Si + 2H_2O \xrightarrow{t^\circ} SiO_2 + 2H_2$
Взаимодействие с оксидами
Основные оксиды активных металлов реагируют с образованием щелочей, кислотные оксиды образуют кислоты. Исключение — $SiO_2$, с водой он не взаимодействует.
$BaO + H_2O \rightarrow Ba(OH)_2$
$P_2O_5 + 3H_2O \xrightarrow{t^\circ} 2H_3PO_4$
$3NO_2 + H_2O \rightarrow 2HNO_3 + NO \uparrow \text{ (реакция диспропорционирования)}$
Гидролиз бинарных соединений
Гидриды, карбиды, нитриды, фосфиды и силициды разлагаются водой без изменения степени окисления.
$CaH_2 + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + 2H_2 \uparrow$
$Al_4C_3 + 12H_2O \rightarrow 4Al(OH)_3 + 3CH_4 \uparrow$
$Ca_3P_2 + 6H_2O \rightarrow 3Ca(OH)_2 + 2PH_3 \uparrow$
Пероксид водорода и пероксиды металлов
Пространственное строение молекулы $H_2O_2$ напоминает полуоткрытую книгу. Связь $O\text{-}O$ крайне неустойчива, что делает пероксид крайне реакционноспособным соединением. Степень окисления кислорода (−1) позволяет ему выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя.
Пероксид как типичный окислитель
Чаще всего $O^{-1}$ принимает электроны. Степень окисления понижается до −2 с образованием молекулы воды в кислой среде или гидроксид-ионов в щелочной и нейтральной.
$H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 \rightarrow I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O \text{ (кислая среда)}\\ 4H_2O_2 + PbS \rightarrow PbSO_4 + 4H_2O \text{ (окисление сульфидов)}\\ 3H_2O_2 + 2Cr(OH)_3 + 4KOH \rightarrow 2K_2CrO_4 + 8H_2O \\ \text{ (щелочная среда, хром переходит из +3 в +6, раствор желтеет)}\\ H_2O_2 + 2FeSO_4 + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2H_2O$
Пероксид как восстановитель
Это свойство проявляется исключительно при взаимодействии с более сильными окислителями: $Ag_2O,\, KMnO_4,\, K_2Cr_2O_7,\, Cl_2$. Кислород повышает степень окисления до 0 и выделяется в виде газа $O_2$.
Выделение газа $O_2$ — надёжный маркер того, что $H_2O_2$ участвовал в реакции как восстановитель.
$5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5O_2 \uparrow + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O$
(марганцовка обесцвечивается)
$H_2O_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl + O_2 \uparrow$
$H_2O_2 + Ag_2O \rightarrow 2Ag + H_2O + O_2 \uparrow$
Разложение пероксида водорода
Пероксид водорода разлагается при нагревании и при использовании катализатора $MnO_2$.
$2H_2O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O + O_2$
$2H_2O_2 \xrightarrow{MnO_2} 2H_2O + O_2$
Свойства пероксидов металлов
Пероксид натрия $Na_2O_2$ реагирует с холодной водой с получением $H_2O_2$. В горячей воде образуется кислород, так как выделившийся пероксид водорода сразу разлагается от температуры. Реакция пероксида с углекислым газом используется в изолирующих противогазах и дыхательных смесях.
$Na_2O_2 + 2H_2O \, \text{(холодная)} \rightarrow 2NaOH + H_2O_2$
$2Na_2O_2 + 2H_2O \, \text{(горячая)} \rightarrow 4NaOH + O_2 \uparrow$
$2Na_2O_2 + 2CO_2 \rightarrow 2Na_2CO_3 + O_2 \uparrow$
Обобщающая таблица свойств воды и пероксида водорода
| Характеристика | Вода ($H_2O$) | Пероксид водорода ($H_2O_2$) |
|---|---|---|
| Степень окисления кислорода | Устойчивая низшая (−2) | Неустойчивая промежуточная (−1) |
| ОВР-потенциал | Слабый восстановитель и окислитель | Мощный окислитель и восстановитель |
| Поведение при нагреве | Разлагается крайне трудно (при температуре больше 2000 °C) | Разлагается легко при внесении катализатора ($MnO_2$) и при нагревании |
Типичные ошибки на ЕГЭ
Разберём частые ошибки, которые допускаются на экзамене.
- Писать продуктом горения железа оксид $Fe_2O_3$. На экзамене часто по привычке доводят металл до стабильной степени окисления. Железо в кислороде горит с образованием железной окалины. Правильно записывать продукт как $Fe_3O_4$.
- Игнорировать температуру при гидролизе пероксида натрия. Если в условии дана горячая или просто «вода» без уточнений, $H_2O_2$ разваливается на ходу. В продуктах пишем $O_2$ и $NaOH$. Использовать в продуктах $H_2O_2$ можно только в том случае, если в задаче строго указана охлаждённая вода.
- Считать, что медь вытесняет водород из воды. Медь располагается в ряду напряжений металлов после водорода, поэтому с водой она не реагирует.
Решение заданий
Задание 1
Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: перманганат калия, пероксид водорода, серная кислота, хлорид натрия, карбонат кальция. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся выделением бесцветного газа, поддерживающего горение. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
- Определяем потенциальный газ, поддерживающий горение. В рамках школьной химии это почти всегда кислород $O_2$.
- Пероксид водорода в роли восстановителя даст в продуктах кислород.
- Ищем сильный окислитель для отбора электронов. Подходит $KMnO_4$.
- В качестве среды раствора берём серную кислоту.
Уравнение реакции:
$2KMnO_4 + 5H_2O_2 + 3H_2SO_4 \rightarrow 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 5O_2 \uparrow + 8H_2O$
Электронный баланс:
$Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2}$ (множитель 2)
$2O^{-1} -2e^- \rightarrow O_2^0$ (множитель 5)
$H_2O_2$ за счёт кислорода в степени окисления -1 выступает восстановителем.
$KMnO_4$ за счёт марганца в степени окисления +7 является окислителем.
Задание 2
Кусочек натрия сожгли в избытке кислорода. Полученное вещество жёлтого цвета поместили в фарфоровую чашку и пропустили над ним избыток углекислого газа. К образовавшемуся твёрдому веществу прилили избыток соляной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор силиката калия. Напишите четыре уравнения описанных реакций.
- Натрий при горении образует пероксид. Образовавшийся жёлтый порошок — это $Na_2O_2$.
$2Na + O_2 \xrightarrow{t^\circ} Na_2O_2$ - Пропускание углекислого газа — классическая реакция, применяемая в замкнутых системах для регенерации воздуха.
$2Na_2O_2 + 2CO_2 \rightarrow 2Na_2CO_3 + O_2 \uparrow$ - Реакция обмена с соляной кислотой. Выделяется слабая угольная кислота, которая сразу разлагается.
$Na_2CO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow$ - Пропускание $CO_2$ через силикат калия. Угольная кислота в растворе сильнее кремниевой, поэтому спокойно вытесняет её в осадок.
$K_2SiO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow K_2CO_3 + H_2SiO_3 \downarrow$
Заключение
Теперь ты умеешь прогнозировать продукты химических реакций с участием кислорода и водорода. Ты знаешь, как ведёт себя пероксид водорода в разных средах, и больше не будешь ошибаться с образованием оксидов щелочных металлов при горении. Эти знания позволят тебе уверенно анализировать уравнения и забирать баллы в номерах первой и второй части экзамена. Чтобы закрепить тему, порешай задания в «100балльном банке» — там собраны типовые задачи разного уровня сложности.
