Химические свойства воды

Тип реакции	Пример
Взаимодействие cо щелочными и щелочноземельными металлами	Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
При высокой температуре с некоторыми другими металлами (Mg, Fe, Zn)	Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2; 3Fe+ 4H2O Fe3O4 + 4H2
С Al и Zn в присутствии щелочей	2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
С некоторыми неметаллами	Cl2 + Н2О ⇄ НClО + НCl; 2F2 + 2Н2О = 4НF + O2; C + Н2О CO+ H2
С Si в присутствии щелочей	Si + 2H2O + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2
Со сложными веществами	CaO + H2O = Ca(OH)2; P2O5 + 3H2O = 2H3PO4; KH + Н2О = KOH + H2; Na2CO3 + H2O ⇄ NaНCO3 + NaОН; Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3; Ca2Si + 4H2O = 2Ca(OH)2 + SiH4

Пероксид водорода Н₂О₂. Строение пероксида водородапоказано на рис. 2.5. Молекула H₂O₂ неплоская, имеет строение H−O−O−H с σ-связью O−O на ребре и σ-связями H–O на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна −I, валентность атома O равна 2. Группу
–O–O– называют пероксогруппой.

Пероксид водорода H₂O₂ ‒ бесцветная жидкость, неограниченно смешивается с водой. На свету и под действием катализаторов (MnO₂) легко разлагается (при нагревании со взрывом):

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂↑.

В водных растворах пероксид водорода значительно устойчивее и является слабой кислотой:

H₂O₂ ⇄ Н⁺ + НО (K_дис = 1,4 · 10^-12);

H₂O ⇄ Н⁺ + ОН^– (K_дис = 1,8 · 10^-16).

Ионизация по второй ступени в водной среде практически не протекает. Как кислота H₂O₂ реагирует со щелочами:

2NaOH + Н₂О₂ = Na₂О₂ + 2Н₂О.

Пероксид водорода, содержащий кислород в промежуточной степени окисления –1, может выступать в окислительно-восстановительных реакциях либо в качестве окислителя, либо в качестве восстановителя:

Н₂О^-2 Н₂О О₂

Восстановитель Двойственные свойства Окислитель

Примеры ОВР с Н₂О₂ в качестве окислителя:

Н₂О₂ + 2KI + H₂SO₄ = I₂+ K₂SO₄ + 2Н₂О;

Н₂О₂ + 2KI = 2KOH + I₂.

С сильными окислителями пероксид водорода – восстановитель, окисляется до свободного кислорода:

2KMnO₄ + 5Н₂О₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8Н₂О.

Эти процессы характеризуются следующими значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов:

а) как окислитель:

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2ē = 2Н₂О; Е = 1,776 В (в кислой среде);

Н₂О₂ + 2ē = 2ОН^–; Е ˚ = 0,88 В (в щелочной среде);

б) как восстановитель:

Н₂О₂ – 2ē = О₂ + 2Н⁺; Е = 0,695 В (в кислой среде);

НО + ОН^– – 2ē = О₂ + Н₂О; Е = –0,076 В (в щелочной среде).

Из значений стандартных электродных потенциалов следует, что окислительные свойства у Н₂О₂ выражены сильнее, чем восстановительные. Окислительные свойства Н₂О₂ сильнее выражены в кислой среде.

В промышленности Н₂О₂ получают при электролизе 50%-ного раствора серной кислоты с последующим гидролизом пероксодисерной кислоты:

анод ⊕: 2SО – 2ē = S₂О , Е = 2,01 В;

Н₂S₂O₈ + 2Н₂О = 2H₂SO₄ + Н₂О₂↑.

Образующийся пероксид водорода извлекают из раствора отгонкой в вакууме.

В лаборатории Н₂О₂ получают действием 20%-ной серной кислоты на влажный пероксид бария:

Ва + О₂ ВаО₂;

ВаО₂ + H₂SO₄ = ВаSO₄↓ + Н₂О₂.

Пероксид водорода окисляет многие органические вещества (волосы, текстильные волокна и др.). На этом свойстве основано использование его разбавленных растворов в качестве обесцвечивающего и отбеливающего средства. Применение пероксида водорода в медицине как дезинфицирующего средства также основано на его окислительной способности. В медицинской практике пероксид водорода применяется как наружное средство в качестве антисептика. Антисептическое действие обусловливается окислительными свойствами пероксида водорода, который выделяет кислород в присутствии ферментов – каталазы крови. Каталаза быстро разлагает пероксид водорода, при этом бурно выделяется кислород, что создает видимость пены. Пероксид водорода применяется как кровоостанавливающее средство при порезах.

В продажу пероксид водорода поступает в виде 30%-ного раствора (пергидроля) или 3%-ного водного раствора.

Свойства пероксида водорода определяют и условия его хранения – в склянках из оранжевого стекла, имеющего отрицательную реакцию на щелочность. Склянки должны быть закупорены парафинированными или стеклянными пробками. Хранить препарат следует в прохладном, защищенном от света месте, концентрированные растворы более нестойки. Поэтому пергидроль хранят в склянках, покрытых внутри парафином (шероховатая поверхность может ускорить и усилить разложение пероксида водорода).

Производные Н₂О₂ – пероксосоединения. В их структуре существует пероксидная цепочка (−О–О−). Пероксокислоты образуются при замещении атома водорода в молекуле Н₂О₂ на кислотные радикалы, например:

Сера

Сера – типичный неметалл, неметаллические свойства серы выражены слабее, чем у кислорода. При стандартных условиях простое вещество сера представляет собой порошок или кристаллы желтого цвета.

Одно из характерных свойств атомов халькогенов – их способность связываться друг с другом в кольца или цепи. Это явление называют катенацией. Причина образования гомоцепей связана с различной прочностью одинарных и двойных связей:

Из приведенных значений следует, что образование двух одинарныхσ-связей для серы вместо одной двойной связано с выигрышем в энергии (530 – 421 = 108,7 кДж). Для кислорода, напротив, одна двойная связь энергетически предпочтительнее (494 – 292 = 201,6 кДж), чем две одинарные. Уменьшение прочности двойной связи при переходе от кислорода к сере связано с увеличением размеров р -орбиталей и уменьшением их перекрывания. Таким образом, для кислорода катенация ограничивается небольшим числом нестойких соединений (например, озон O₃).

Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, поскольку в их образовании принимают участие электроны взаимно перпендикулярных р -орбиталей.

Аллотропные модификации серы. Существуют три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул S₈. При комнатной температуре устойчива ромбическая сера. Молекула S₈ имеет форму короны (рис. 2.6).

При плавлении кристаллов серы (t _пл = 119ºС) разрываются слабые межмолекулярные связи и освобождаются циклические молекулы S₈, приобретающие при этом легкую подвижность. Вязкость расплава в этих условиях меньше вязкости воды. При 159,4ºС все свойства жидкой серы изменяются скачкообразно (теплоемкость, плотность, цвет, электропроводность, поверхностное натяжение и др.). Особенно резко меняется вязкость расплава, которая при нагревании до 195ºС возрастает в 10 тысяч раз (расплав перестает выливаться из пробирки). Это связано с процессом полимеризации, в результате которой образуются гомоцепи:

цикл S₈ → цепь S₈;

цепь S₈ + циклS₈ → цепь S₁₆ и т. д.

В результате полимеризации образуются цепи длиной более 200 тысяч атомов серы. При дальнейшем нагревании вязкость расплава понижается из-за начинающейся деполимеризации. Цепи постепенно укорачиваются до ~1000 атомов при 400ºС и до ~100 атомов при 600ºС. Выше 445ºС давление насыщенного пара над жидкой серой превышает 10⁵ Па (1атм). В газообразном состоянии присутствуют все молекулы S _n (2 ≤ n ≥ 10), включая молекулы с нечетным числом атомов.

В промышленности серу получают из самородной серы путем отделения ее от пустой породы. Это достигается выплавлением серы с помощью горячей воды (при повышенном давлении, так как сера плавится при 119° С) в автоклавах. Иногда добычу серы осуществляют путем подачи под давлением нагретой воды в содержащие серу пласты, при этом непосредственно из скважины извлекают смесь расплавленной серы и воды. Кроме того, серу получают из газов, содержащих Н₂S и SO₂ (природный газ, газы, образующиеся при обжиге сульфидных руд):

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O;

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S.