18. Перекись водорода
Пероксид, или перекись водорода – кислородное соединение водорода (перекись). Формула: Н2О2 Физические свойства: перекись водорода – бесцветная сиропообразная жидкость, плотность – 1,45 г/см3относится к числу очень слабых, т. к. в очень малой степени диссоциирует: по I ступени:
по II ступени:
Химические свойства: при взаимодействии концентрированного раствора Н2О2 с гидроксидами металлов образуются их пероксиды: Na2O2, CaO, MgO2 идр.
Пероксиды, или перекиси – это соли Н2О2, состоящие из положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов О22-, электронное строение их аниона следующее:
Н2О2 проявляет окислительно-восстановительные свойства: окисляет вещества стандартный электронный потенциал которых (Е°) не превышает 1,776 В; восстанавливает вещества у которых Е° больше 0,682 В. Окислительно-восстановительные свойства Н2О2 объясняются тем, что степень окисления -1 у атомов кислорода имеет промежуточное значение между степенями окисления -2 и 0. Более характерны для него окислительные свойства.
Н2О2 здесь выступает окислителем.
В этих случаях пероксид водорода является восстановителем.
Соли H2O2 – пероксиды (перекиси) также обладают окислительно-восстановительными свойствами:
Здесь Na2O2 – восстановитель.
Получение: в промышленности H2O2 получают взаимодействием разбавленной серной кислотой с пероксидом бария ВаО2: H2SO4(разб.) + ВаО2= ВаSO4 + H2O2, а также путем перегонки пергидроля в вакууме получается концентрированный пероксид водорода. Пергидроль – 30 %-ный водный раствор H2O2. Окислительная способность и безвредность применения пероксида водорода дала возможность широкого использования его во многих отраслях народного хозяйства: в промышленности – для отбеливания тканей, мехов; в пищевой промышленности – для консервирования продуктов; в сельском хозяйстве – для протравливания семян, в производстве ряда органических соединений, например, в производстве глицерина: промежуточный продукт при получении глицерина – аллиловый спирт СН2 = СН – СН2ОН окисляют при помощи H2O в глицерин С3Н5(ОН)3, используется в ракетной технике как сильный окислитель. 3 %-ный H2O2 применяется в фармацевтике в медицинских целях как дезинфицирующее средство.
19. Общая характеристика подгруппы галогенов
Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.
В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.
Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.
Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:
Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.
20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота
Хлор (Cl) – стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.
Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность 3,214 г/л; температура плавления -101 °C; температура кипения -33,97 °C, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четырех-хлористом углероде.
Химические свойства хлора: электронная конфигурация: 1s22s22p63s22p5. На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает, проявляя степень окисления -1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы. Хлор – сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами:
Реагирует с водородом. При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом, по цепному механизму:
Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли – гипохлориты и хлориды:
При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита:
Хлор – восстановитель: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Взаимодействие с водой:
Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.
Получение: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Электролиз: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов.
Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.
Получение: в лаборатории:
В промышленности: сжигают водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют в воде, и получают соляную кислоту (см. выше).
Химические свойства: соляная кислота – сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов:
21. Краткие сведения о фторе, броме и йоде
Фтор (F); бром (Br); йод (I) относятся к группе галогенов. Стоят в 7-й группе главной подгруппы периодической системы. Общая электронная формула: ns2np6.
Физические свойства: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Br2 – жидкость красно-бурого цвета, легко испаряется, образуя красно-бурые пары; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета со слабым металлическим блеском, при постепенном нагревании йод сублимируется, превращаясь в пар, минуя жидкое состояние. Бром и йод малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях – в бензине, бензоле, спирте. Химические свойства: галогены – ярко выраженные неметаллы. Фтор F2 – связь ковалентная неполярная обладает высокой химической активностью, за счет маленького радиуса атома, является сильнейшим окислителем. Фтор реагирует практически со всеми простыми и сложными веществами. Окисляет кислород, образуя фториды кислорода: ОF2 и О2F2. Вступает во взаимодействие даже с некоторыми инертными газами: 2F2 + Хе = ХеF4.
Не реагирует фтор только с гелием, неоном и аргоном. Водородное соединение фтора – НF (фтороводород) при растворении в воде образует плавиковую кислоту. Бром и йод тоже вступают в реакции со многими соединениями, особенно с металлами, которые сгорают в них и образуются соответствующие соли. Металлы при этом отдают электроны, а галогены их принимают, являясь окислителями. При растворении в воде дает бромную воду. Молекулы их также двухатомные, ковалентные неполярные, но они менее активны, чем фтор, что объясняется большим радиусом атома у брома и йода, чем у фтора. Все галогены – активные окислители, что проявляется при взаимодействии их с различными сложными веществами – смешивание сероводородной воды с раствором брома:
Бром с нулевой степенью окисления окисляет серу (-2) до 0, сам при этом восстанавливаясь до -1.
