Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H₂ → 2NaH

Ca + H₂ → CaH₂

Mg + H₂ → MgH₂

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр. Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

Применение.

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

• При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс

Пищевая промышленность

• При производстве маргарина из жидких растительных масел.

• Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции.^{[источник не указан 293 дня]}

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива.

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающую среду и выделяют только водяной пар.

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Гидриды — соединения водорода с металлами и с имеющими меньшую электроотрицательность, чем водород, неметаллами^[1]. Так, например, соединения водорода с галогенами, азотом, кислородом, углеродом и серой не являются гидридами.

Классификация

В зависимости от характера связи водорода различают три типа гидридов:

• ионные гидриды (солеобразные гидриды);

• металлические гидриды;

• ковалентные гидриды.

32.Кислород, электронная оболочка, положение в ПТ и свойства. Нахождение в природе. Получение. Физические и химические свойства. Применение. Оксиды, их классификации. Пероксиды. Пероксид водорода. Озон. Строение молекул, химические свойства. Применение. Озониды- соединения молекул озона со щелочными металлами.

1. Кислород, электронная оболочка, положение в ПТ и свойства

Кислород- элемент главной подгруппы VI группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8.

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).

Атомный номер кислорода в Периодической таблице – 8. Следовательно, ядро атома кислорода содержит 8 протонов, а электронная оболочка – 8 электронов. Эти электроны расположены по уровням следующим образом:

1s2 2s2 2p4

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны.

Валентная оболочка включает 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Хорошие окислительные свойства кислорода и его высокая электроотрицательность в соединениях с другими элементами имеют общее объяснение. Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга (3,5 по сравнению с 4,0 у фтора). Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления.

Например, сера расположена в той же VI группе, что и кислород, на одну клеточку ниже. Сера обладает аналогичной внешней электронной оболочкой 3s2 3p4, но эта валентная оболочка расположена дальше от ядра, поэтому в реакции с кислородом сера отдает электроны (служит восстановителем):

Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Это легко объяснить тем, что фтору до завершения октета нужен всего 1 электрон (расстояние от валентной оболочки до ядра у фтора и кислорода – наименьшие в группах, их валентные оболочки имеют одинаковое главное квантовое число). Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления. В качестве примера приведем соединение F2O:

Но уже в реакциях с хлором кислород способен быть окислителем. Например, существует соединение Cl2O7, называемое семиокисью хлора. В этом веществе все 7 (!) электронов хлора смещены к атомам кислорода:

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.

2. Нахождение в природе

Кислород — самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

3. Получение.

В лаборатории производится путем разложения кислородсодержащих окислителей при нагревании:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑;

используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2:

2Н2О2 → 2Н2О + О2↑.

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑.

В промышленности кислород получают путем сжижения воздуха. Температура кипения кислорода (-182,8 °C) выше, чем азота (-195,8 °C), поэтому кислород при охлаждении конденсируется раньше.

4. Физические и химические свойства.

Радиус атома кислорода только на 0,13 А больше, чем радиус атома водорода.

Однако в соединениях, приoбретaя два электрона, кислород увеличивается в размерах до 1,32 А и становится в 2,5 раза больше водорода. Потенциал ионизации атома(I) такой же, как и у водорода, однако кислород более электроотрицателен, чем водород, и положительных валентностей не образует (кроме соединений c фтором — F20, FO).

По окислительно-восстановительному потенциалу кислород довольно сильный окислитель. Молекула O2 содержит двойную связь: O = O. Энергия связи выше средней (408 кДж), что позволяет кислороду «уживаться» в воздухе c другими элементами, но при достаточной активации связи разрываются и кислород вступает в реакции окисления.

Удельная масса кислорода (1,43) выше,чум у воздуха (1,29). Это очень важный фактор накопления кислорода у поверхности Земли и обеспечения жизни.

5. Применение.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В медицине

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, декомпрессионной болезни, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, — окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (cпирты, альдегиды, кислоты), аммиака в окислы азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горение.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

6. Оксиды, их классификации.

оксиды бывают кислотные и основные. Это деление положено в основу их классификации.

Большинство кислотных оксидов хорошо реагирует с водой, давая кислоту. Например, кислый вкус простой газированной воды объясняется образованием угольной кислоты Н2СО3 из кислотного оксида СО2:

СО2 + Н2О = Н2СО3 (угольная кислота)

В простейших случаях формулу образующейся кислоты легко получить из формулы кислотного оксида простым сложением.

Например:

CO2 SO3

+ +

H2O H2O

H2CO3 H2SO4

Однако не все кислотные оксиды растворяются в воде, поэтому не все могут непосредственно с ней реагировать. Зато все кислотные оксиды реагируют с основаниями. При этом получается сразу соль. Например:

SiO2 + H2O = реакция не идет

кислотный оксид (не растворим в воде) вода

SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + H2O

кислотный оксид щелочь соль кремниевой кислоты H2SiO3

Полученную соль кремниевой кислоты можно превратить в саму кремниевую кислоту добавлением другой кислоты:

Na2SiO3 + 2 HCl = H2SiO3 + 2 NaCl

Таким образом, кислотному оксиду всегда соответствует определенная кислота:

CO2 (оксид углерода) – H2CO3 (угольная кислота);

SO3 (оксид серы VI) – H2SO4 (серная кислота);

SiO2 (оксид кремния) – H2SiO3 (кремниевая кислота).

Поскольку реакция с основаниями является общей для всех кислотных оксидов, им можно дать такое определение:

Оксиды, которые взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, называются КИСЛОТНЫМИ ОКСИДАМИ.

Основные оксиды образуются только металлами. Некоторые из них легко реагируют с водой, давая соответствующее основание:

Li2O + H2O = 2 LiOH (основание – гидроксид лития).

Еще один пример – хорошо известная нам реакция получения гашеной извести из оксида кальция и воды.

CaO + H2O = Ca(OH)2 (основание – гидроксид кальция).

Существует, однако большое количество нерастворимых основных оксидов. Их относят именно к основным оксидам благодаря реакциям с кислотами:

ZnO + H2O = реакция не идет (ZnO не растворим в воде);

ZnO + 2 HCl = ZnCl2 (соль) + H2O

Последняя реакция аналогична реакции нейтрализации между кислотой (HCl) и гидроксидом цинка Zn(OH)2, который мог бы получаться из ZnO, если бы оксид цинка растворялся в воде:

[ZnO + H2O] = Zn(OH)2

Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl2 (соль) + H2O

Каждому основному оксиду соответствует определенное основание:

MgO (оксид магния) – Mg(OH)2 (гидроксид магния);

Fe2O3 (оксид железа III) – Fe(OH)3 (гидроксид железа III);

Na2O (оксид натрия) – NaOH (гидроксид натрия).

Таким образом, общее свойство основных оксидов заключается в способности реагировать с кислотами с образованием соли и воды.

Оксиды, которые взаимодействуют с КИСЛОТАМИ с образованием соли и воды, называются ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ.

7. Пероксиды

Пероксид. Кроме воды, водород c кислородом образует пероксид Н202. B этом соединении атомы кислорода связaны одинарной связью между собой и c атомами водорода:

Все перекидные (перекидные) соединения содержат в своем составе такую цепочку.

Пероксид водорода – бесцветная сиропоо6разная жидкость

c плотностью p = 1,45 г/см', затвердевающая при температуре t = – 0,48 °C. Это вещество крайне непрочное, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород

2Н202= 2Н20 + О2 + 197,5 кДж

Водные paстворы пероксида более устойчивы. Они, например, пергидроль(30% раствор Н202, в воде), в прохладном месте могут храниться довольно долго.

Пероксид как промежуточный продукт сгорания водорода очень быстро разлагается. Однако его можно получить при действии атомарного водорода на кислород.

В промышленных условиях пероксид водорода получают электрохимическими методами, например, анодным окислением растворов серной кислоты:

2Н2S04 - 2ё = H2S208+ 2Н +

И последующим разложением надсерной кислоты водой:

H2S208+ 2Н20 = Н202 + 2 Н2S04

Пероксид водорода смешивается c водой в любых соотношениях. Он растворяется также в эфире, которым его извлекают из смеси с водой.

Рентгеноструктурный анализ кристаллов пероксида показал,

что расстояние между атомами кислорода (-О - O-) равно1,49 Ǻ.

Углы, между связями (-О - O - H) составляют 95°. Связи (Н - 0-) находится

двух рaзных плоскостях и пересекаются с прямой линией связи(-0 - O-) под углом 97°. B связи c такой структурой пероксид водорода обладает большим дипольным моментом, превышающим дипольный момент воды (µ = 1,84 D).

Пероксид водорода - очень слабая двухосновная кислота

Н2O2 = Н+ + НО2+

с константой диссоциация k1 = 2,6 • 10-12. диссоциации по второй ступени практически не протекает. Этому препятствует наличие воды, которая является более сильным электролитом, чем пероксид водорода. Однако при связывании Н+ например добавлением щeлочи, можно добиться диссоциации перекиси и по второй ступени

НО2 -2 + OH- = H2O + O2-2

Перекись водорода может отдавать кислород многим Веществам и является сильным окислителем.

Степень окисления кислорода в пероксиде водорода равна -1

Н202 + 2Н+ + 2ё = 2Н20

КN02 + Н202 = КNОЗ + Н2О

2КI + Н202 =I2 + 2КОН

В этих реакциях пeрoксид является окислителем. Кислород пероксида претерпевает Восстановление, приобретая электрон O2 -2 + 2e = 2O-2

С сильными окислителями пероксид водорода реагирует как

восстановитель

H2O2 — 2ё = 2Н+ + 02

Ag20 + Н202 = 2Ag + Н20 + О2

2KMn04 + 5Н202 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2S04 + 8H2О

При действе света, тепла и в присутствии катализатора перекись претерпевает самоокисление-восстановление (реакция диспропорционирования):

H202 + 2е = Н2О + 1/2 02

Соли пероксида водорода (перекиси) образуются при взаимодействии действии пероксида водорода c некоторыми основаниями, например

Ва(ОН)2 + Н202 = Ва02 + 2Н20

Применение пероксида связано c его окислительной способностью и безвредностью продукта восстановления (Н20). Пероксид используют как дезинфицирующее средство (3 %-й раствор) для отбеливания тканей, как пищевой консервант, а также в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов.

ОЗОН. Под Действием ультрафиолетового излучения кислород способен превращаться в свою аллотропическую модификацию

озон 03:

3O2 = 2O3

Это газообразное вещество синего цвета с характерным запахом, ощущаемым после грозы. Озон- очень сильный окислитель:

2KI + H2O+ O3=I2+ 3KOH+O2

Озон применяется для обеззараживания пищевых продуктов при хранении. Вдыхание озона очень опасно.

Озон намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

2 Cu2+(aq) + 2 H3O+(aq) + O3(g) → 2 Cu3+(aq) + 3 H2O(l) + O2(g)

Озон повышает степень окисления оксидов:

NO + O3 → NO2 + O2

Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Двуокись азота может быть окислена до трёхокиси азота:

NO2 + O3 → NO3 + O2

с образованием азотного ангидрида N2O5:

NO2 + NO3 → N2O5

Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием двуокиси углерода:

C + 2 O3 → CO2 + 2 O2

Озон не реагирует с аммониевыми солями, но реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

2 NH3 + 4 O3 → NH4NO3 + 4 O2 + H2O

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

O3 + H2 → H2O + O2

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

PbS + 2O3 → PbSO4 + O2

С помощью озона можно получить Серную кислоту как из элементарной серы, так и из двуокиси серы:

S + H2O + O3 → H2SO4

3 SO2 + 3 H2O + O3 → 3 H2SO4

Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:

3 SnCl2 + 6 HCl + O3 → 3 SnCl4 + 3 H2O

В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:

H2S + O3 → SO2 + H2O

В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:

H2S + O3 → S + O2 + H2O

3 H2S + 4 O3 → 3 H2SO4

Обработкой озоном раствора йода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат йода (III):

I2 + 6 HClO4 + O3 → 2 I(ClO4)3 + 3 H2O

Твёрдый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:

2 NO2 + 2 ClO2 + 2 O3 → 2 NO2ClO4 + O2

Озон может участвовать в реакциях горения, при этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:

3 C4N2 + 4 O3 → 12 CO + 3 N2

Озон может реагировать при низких температурах. При 77 K (-196 °C), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего :

H + O3 → HO2 + O

2 HO2 → H2O2+O2

Озон может быть использован для удаления марганца из воды с образованием осадка, который может быть удалён фильтрованием:

2 Mn2+ + 2 O3 + 4 H2O → 2 MnO(OH)2 (s) + 2 O2 + 4 H+

Озон превращает цианиды во много раз менее токсичные цианаты:

CN− + O3 → CNO− + O2

Озон может полностью разлагать мочевину :

(NH2)2CO + O3 → N2+ CO2 + 2 H2O

Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам.

Озон может образовывать озониды, содержащие анион O3−. Эти соединения взрывоопасны и могут храниться при низких температурах. Известны озониды всех щелочных металлов. KO3, RbO3, и CsO3 могут быть получены из соответствующих супероксидов:

KO2 + O3 → KO3 + O2

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроокиси калия :

2 KOH + 5 O3 → 2 KO3 + 5 O2 + H2O

NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+ :

CsO3 + Na+ → Cs+ + NaO3

Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция :

3 Ca + 10 NH3 + 6 O3 → Ca•6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2 NH4O3 + 2 O2 + H2

33.Вода. Строение молекулы и свойства. Образование водородных связей. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Вода как лиганд в сложных соединениях и сольватах. Кристаллогидраты. Роль воды в природе.

Вода-оксид водорода. При нагревании двух объемов водорода и одного объема кислорода смесь, получившая название гремучей, взаимодействует со взрывом и выделением тепла:

Н₂ +0,5 0₂ = H₂O - 285,8 кдж/моль

продукт взаимодействия –одно из самых важных и распространенных

соединений в природе. Вода является средой для химических реакций и биологических процессов. Именно в воде возникла жизнь, и вода

– один из важнейших пищевых продуктов.

строение молекулы воды определяет многие ее свойства, играющие исключительную роль в биологической жизни и технологии. Важнейшие из них —плотность, фазовое состояние, теплоемкость, теплопроводность.

В химических связях молекулы воды участвуют 2p-орбитали

расположенные под углом 90°. Неподеленные пары электронов

остаются на орбиталях кислорода. Протоны, сохраняющие

положительные заряды, раздвигаются до угла 104,3° вследствие отталкивания протонов друг от друга. Возможная sp³-гибридизация дает другое объяснение строения: электронные плотности связей находятся на вершинах тетраэдра при участии в гибридной структуре неподеленных пар.

Несимметричность строения молекулы воды создает большой дипломный момент (1,84 D или 6,1^.10³⁰ Кул•м) вызывает ассоциацию молекул, которая и является причиной всех «аномалий» воды, в жидком и твердом состоянии. Ассоциаты молекул воды образуют строгую решетку вследствие высокой полярности и образования водородных связей. Вода имеет жидкое состояние при комнатной температуре и увеличенную плотность жидкой фазы по сравнению c твердой. Это свойство очень важно для жизни, так как водоемы замерзают только с поверхности, сохраняя жидкую фазу и необходимую для живых организмов температуру выше 0 °C.

Вода — важнейший растворитель как в технике, так и в природе Она растворяет кислоты, основания, соли, образуя растворы элек­тролитов, в которых эти вещества содержатся в виде ионов, a также растворяет многие неионизированные вещества, органические и неорганические.

В водных растворах происходит большое число хими­ческих реакций. Из них особое значение имеют биохимические реакции, происходящие в живых организмах с участием органических веществ. Например, сахаров, белков.

Растворимость веществ обусловлена образованием слабых связей между молекулами или ионами вещества и молекулами воды. Это явление

Называется гидратацией. Степень гидратации может быть определена из опытов по переносу молекул воды ионами при электролизе. Таким образом, было установлено, что число гидратированных молекул воды, связанных с различными ионами, зависит от природы этих ионов.

Многие соли образуют c водой кристаллогидраты, которые содержат кристаллизационную воду: Na₂CO₃•10 H₂O, MgSO₄ •7H₂O , Al₂(SO₄)₃ •18 H₂O.

Вода во многих реакциях играет каталитическую роль. Так, при

отсутствии воды такие элементы, как фтор или натрий, не окисляются кислородом. Фтороводород не реагирует c 510₂ и не разъедает стекло.

Со многими Веществами вода взаимодействует путем двойного разложения (разлагаются и вещество, и вода) c образованием новых соединений, например:

PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl

Подобные реакции, называемые реакциями гидролиза, для молекул воды являются ионными.

Образование водородных связей

Водородные связи образуются между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водород стремится образовывать химические связи с сильно электроотрицательными элементами. В этом случае на водороде формируется частичный положительный заряд, который и приводит к образованию водородных связей. Вода — прекрасный этому пример.

Атом водорода одной молекулы, несущий частичный положительный заряд, притягивается к электроотрицательному атому кислорода другой молекулы. Заметьте, что кислород образует две ковалентные полярные связи с двумя атомами водорода одной молекулы. Водородные связи более чем в десять раз слабее ковалентных. Они легко разрушаются и образуются вновь. Однако они значительно сильнее ионных взаимодействий. Каждая молекула воды может потенциально образовывать с окружающими ее молекулами воды четыре водородные связи.

Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

В молекуле воды и водород, и кислород находятся в устойчивых степенях окисления, соответственно +1 и –2. Поэтому вода не обладает ярко выраженными окислительно-восстановительными свойствами. Они проявляются при взаимодействии воды только с очень активными восстановителями или окислителями.

В роли окислителя вода выступает с такими сильными восстановителями, как щелочные и щелочно-земельные металлы. Взаимодействие протекает при обычной температуре:

При нагревании протекает взаимодействие водяного пара и с менее активными металлами:

Последняя реакция (в присутствии атмосферного кислорода) является причиной коррозии металла

вода взаимодействует с гидридами щелочных и щелочно-земельных металлов, являющимися очень сильными восстановителями:

Вода выступает в роли восстановителя с сильными окислителями, например со фтором:

при температуре выше 1000 °С водяной пар разлагается на водород и кислород, т.е. происходит внутримолекулярный окислительно-восстановительный процесс:

Самоионизация связана с тепловым движением частиц и взаимным притяжением диполей. Происходит ослабление и разрыв связей О–Н, в итоге протон присоединяется к атому кислорода соседней молекулы по донорно-акцепторному механизму:

В сущности, ион гидроксония является гидратированным ионом водорода Н⁺•Н₂О. Упрощенно процесс ионизации воды обычно выражают следующим уравнением:

при ионизации одновременно образуются катионы водорода и гидроксид - анионы, т.е. вода является слабым амфотерным электролитом. Ионы образуются в равном соотношении и при диссоциации воды реакция среды нейтральна.

Степень ионизации воды незначительна. При комнатной температуре лишь одна из 10⁸ молекул воды находится в диссоциированной форме, что подтверждается весьма низкой электропроводностью чистой воды. Вода – не просто слабый, а очень слабый электролит. Концентрации ионов Н⁺ и ОН^– в воде равны 10^–7 моль/л. Вода не проявляет явно выраженных кислотных или основных свойств. Вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворяемые в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные

Лига́нд — атом, ион или молекула, связанные с неким центром (акцептором)

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионами солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов.

Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO₄·2H₂O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато. Так, медный купорос CuSO₄·5H₂O (синий) выше 105 °C переходит в тригидрат CuSO₄·3H₂O (голубой), при 150 °C в моногидрат CuSO₄·H₂O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250 °C. Однако некоторые соединения (например, BeC₂O₄·H₂O) устойчивы только в форме кристаллогидрата и не могут быть обезвожены без разложения. Другие примеры: кристаллическая сода Na₂CO₃·10H₂O.

34.Элементы VIIА группы периодической системы. Галогены. Общая характеристика. Электронная оболочка, положение в ПТ, валентность, свойства. Химические свойства галогенов. Сопоставление их окислительной активности. Особенности химии фтора.

Атомы галогенов имеют 7 электронов во внешнем слое. Так как до устойчивой конфигурации внешнего слоя не хватает лишь одного электрона,наиболее типичным для галогенов являются соединения, в которых эти элементы играют одновалентных металлоидов.С другой стороны их максимальную положительную валентность можно ожидать равной семи.Общая характеристика галогенов:

• Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня –ns2np5

• С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается ЭО, ослабевают неметаллические свойства; окислительная способность уменьшается с увеличение атомной массы

• Молекулы галогенов состоят из двух атомов

• С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более темной,возрастают температуры плавления и кипения, а так же плотность

• Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы

• Галогены могу образовывать соединения друг с другом(например ИкСд)

Галогены или солероды-занимают VIIА подгруппу, являются P-элементами и типичными неметаллами.

Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами.

1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. 2М+nHaI2=2МНаI

2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.H2+F2=2HF

Н2+Сl2=2НСl Н2+Br2=2НBr

Н2+I2 350°2HI

3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют.

4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, например:

2Р+3Сl2=2РСl3 2Р+5Сl2=2РСl5 Si+2F2=SiF4 Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами.

5. С водой.Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода:H2O+F2=2HF+OОстальные галогены реагируют с водой по следующей схеме:

Гал02+Н2О=НГал-1+НГал+1О

6. Галогены способны отнимать водород от других веществH2S+Br2=S+2HBr

Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН4+Сl2=СН3Сl+НСl

и присоединяется к непредельным соединениям:С2Н4+Сl2=С2Н4Сl2

7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F—Сl — Br — I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа НГ (Г — галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F2>Сl2>Br2>I2 2KI+Br2=I2+2KBr

Возможные валентности галогенов с точки зрения строения атома : Для галогенов характерна , переменная валентность: III, V, VII. Только фтор проявляет постоянную валентность.Окислительная способность атомов и молекул галогенов сверху вниз в подгруппе уменьшается от фтора к йоду(F2-Cl2-Br2-I2) Фтор Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина:2F2 + 2H2O → 4HF + O2 Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2.Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1.