110. Пероксид водорода h2o2

Молекула H2O2 неплоская, имеет строение H−O−O−H с σ-связью O−O на ребре и связями H-O на плоскостях двугранного угла:

молекула пероксида водорода

Степень окисления кислорода равна −I, валентность атома O равна 2. Группу -O-O- называют пероксогруппой.

Пероксид водорода H2O2 - бесцветная жидкость, неограниченно смешивается с водой.

Физические константы:

Mr = 34,01;

ρ = 1,4 г/мл (20 °С),

tпл = −0,43 °C,

tкип = +150 °C

На свету и под действием катализаторов (MnO2) легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

2H2O2 = 2H2O + O2↑

Известны производные H2O2:

Na2O2 - пероксид натрия

BaO2 - пероксид бария

Пероксиды при нагревании выделяют кислород:

2BaO2 = 2BaO + O2

реагируют с углекислым газом:

2Na2O2 + 2CO2 = 2 Na2CO3 + O2

(реакция используется для регенерации воздуха).

Пероксиды проявляют сильные окислительные свойства (O−I → O−II):

4H2O2 + PbS(т) = 4H2O + PbSO4↓

Na2O2(т) + 2H2SO4 + 2KI = 2H2O + I2↓ + Na2SO4 + K2SO4

и умеренные восстановительные свойства (O−I → O0):

2H2O2 + Ca(ClO)2 = CaCl2 + 2H2O + 2O2↑

5Na2O2(т) + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5O2↑ + 8H2O + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4

Получение H2O2:

BaO2 + 2HCl(конц., хол.)= BaCl2 + H2O2

Пероксиды применяются как отбеливатели текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислители ракетного топлива, реагенты в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (красочный слой, потемневший из-за перехода белил (гидроксокарбоната свинца в черный PbS) осветляют переводом в белый PbSO4).

Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2. Часто используется название оксид фтора и формула F2O, что не совсем верно, так как фтор является окислителем кислорода, а не наоборот. При нормальных условиях представляет собой бесцветный газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость. Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).

Химические свойства

Дифторид кислорода — весьма энергичный окислитель, и в этом отношении напоминает по силе свободный фтор, а по механизму окислениия — озон, но реакции с участием фторида кислорода(II) требуют более высокой энергии активации, так как на первой стадии происходит образование атомарного кислорода (как и у озона). Термическое разложение фторида кислорода(II) представляет собой мономолекулярную реакцию с энергией активации 41 ккал/моль и начинается только при температуре выше 200 °C.

При растворении в горячей воде подвергается гидролизу. При этом образуется фтороводород и обычный кислород. В щелочной среде разложение протекает достаточно быстро.

Смесь паров дифторида кислорода и воды взрывоопасна:

Фторид кислорода(II) не действует на сухое стекло и кварц, но действует (интенсивно) на металлическую ртуть, что исключает применение ртути в приборах с фторидом кислорода(II). На смазку для газовых кранов фторид кислорода(II) действует очень медленно.

Кислородная терапия (греч. therapeia лечение; синоним оксигенотерапия) - применение кислорода с лечебной целью. Используется главным образом для лечения гипоксии при различных формах острой и хронической дыхательной недостаточности, реже для борьбы с раневой анаэробной инфекцией, для улучшения репаративных процессов и трофики тканей.

Физиологическое действие кислорода многостороннее, но решающее значение в лечебном эффекте имеет возмещение дефицита кислорода в тканях при гипоксии. У больных с дыхательной недостаточностью при введении кислорода повышается его напряжение в альвеолярном воздухе и в плазме крови, в связи с чем меньше становится одышка, возрастает концентрация оксигемоглобина в артериальной крови, снижается метаболический ацидоз за счет уменьшения количества недоокисленных продуктов в тканях, падает содержание катехоламинов в крови, что сопровождается нормализацией АД и деятельности сердца.

Вопрос 111. Сера - твёрдое кристаллическое вещество жёлтого цвета. Она является одним из немногих веществ, которыми уже несколько тысяч лет назад оперировали первые "химики". Сера начала служить человечеству задолго до того, как заняла в таблице Менделеева клетку под №16.Элемент этот был известен ещё древним египтянам. В теоретических представлениях алхимиков сера играла большую роль, так как считалась наиболее совершенным выразителем одного из "основных начал" природы - горючести. Месторождения этого жёлтого горючего вещества разрабатывались греками и римлянами, особенно в Сицилии, которая вплоть до конца прошлого века славилась в основном серой.

Химические свойства Серы. Конфигурация внешних электронов атома S 3s2Зр4. В соединениях Сера проявляет степени окисления -2, +4, +6. Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N2, I2, Au, Pt и инертных газов. С О2 на воздухе выше 300 °С образует оксиды: SO2 - сернистый ангидрид и SO3- серный ангидрид, из которых получают соответственно сернистую кислоту и серную кислоту, а также их соли сульфиты и сульфаты. Уже на холоду S энергично соединяется с F2, при нагревании реагирует с Cl2; с бромом Сера образует только S2Br2, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150-200 °С) наступает обратимая реакция с Н2 с получением сернистого водорода. Сера образует также многосернистые водороды общей формулы H2SХ, так называемые сульфаны. Известны многочисленные сераорганические соединения.

При нагревании Сера взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800-900 °С пары Серы реагируют с углеродом, образуя сероуглерод CS2. Соединения Серы с азотом (N4S4 и N2S5) могут быть получены только косвенным путем.

Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, так как в их образовании принимают участие электроны, расположенные в соседних атомах на взаимно перпендикулярных р-орбиталях. Эти цепи могут достигать большой длины, или, наоборот, образовывать замкнутые кольца S20, S8, S6, S4.

Вопрос 112. На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p4. В соединениях с металлами сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода, дигидросульфид) — бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5 — 45 % сероводорода.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Сероводород используют в лечебных целях, например в сероводородных ваннах.[

Химические свойства

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

Реагирует с основаниями:

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Сульфиды

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).

(польсульфиды не нашла)

№ 115 Биологическая роль серы(сульфгидрильные группы, дисульфидные мостики в белках) Химические основы применения серы и ее соединений в медицине.

Биологическая роль серы:

сульфгидрильные группы и

дисульфидные мостики в белках

• Содержащаяся в белках сера принадлежит:

1) сульфгидрильным (-SH) группам остатков

цистеина – необходимы для проявления

биологической активности многих ферментов

2) дисульфидным мостикам (-S-S-) между

двумя остатками цистеина – играют важную

роль в поддержании третичной структуры

белков

3) тиоэфирным (-S-CH3) группам остатков

метионина – играют важную роль в

формировании гидрофобных взаимодействий

Применение серы и её

соединений в медицине и

фармации

• S – сера очищенная – противоглистное средство

• S – сера осажденная – мази и присыпки для лечения

кожных заболеваний

• MgSO4 – успокаивающее, снотворное,

противосудорожное, гипотензивное, желчегонное,

слабительное

• BaSO4 – для рентгенологического исследования ЖКТ

• Na2SO4·10H2O – глауберова соль – слабительное

средство

• CaSO4· ½H2O – медицинский гипс

Применение серы и её

соединений в фармации

• Ce(SO4)2 – количественное определение ЛС,

обладающих восстановительными

свойствами (цериметрия)

• H2SO4 – создание кислой среды

• Na2S2O3 – количественное определение йода

№116 Селен и теллур. Общая характеристика. КО и ОВ свойства водородных соединений,оксиды и кислоты(в сравнении с подобными соединениями серы) Биологическая роль селена

Общая характеристика халькогенов.

В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева находятся элементы: кислород (О), сера (S), селен (Se), теллур (Te) и полоний (Po). Эти элементы имеют общее название халькогены, что означает «образующие руды».

В подгруппе халькогенов сверху вниз с увеличением заряда атома закономерно изменяются свойства элементов: уменьшается их неметаллический характер и усиливаются металлические свойства. Так кислород ― типичный неметалл, а полоний ― металл (радиоактивен).

Сравнитель-ные характе-ристики	16Sсера	34Seселен	52Teтеллур
Электронное строение	…3S23p4	…3d104S24p4	…4d105S25p4
Степень окисления	-2, +2, +4,+6	-2, +2, +4
Нахождение в природе	Самородная сера; сульфиды: свинцовый блеск PbS, медный блеск Сu2S, пирит FeS2, сероводород H2S; сульфаты: гипс CaSO4∙2H2O, горькая соль MgSO4∙7H2O, белки	Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах	Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах
Физические свойства	S-ромбическая ― желтые хрупкие кристаллы без запаха, не растворима в воде, ρ = 2 г/см3; S-пластическая ― коричнево-желтая, резиноподобная	Кристаллическое вещество с металлическим блеском, ρ = 4,8 г/см3, темно-серый, полупроводник	ρ = 6,3 г/см3, серебристо-белый, хрупкий с металлическим блеском полупроводник
Химические свойства	И окислительные, и восстановительные свойства	Свойства типичного неметалла Se + O2 → SeO2 Se + Cl2 → SeCl2 Se + H2 → H2Se	Слабо выраженные металлические свойства
Получение	В промышленности: из самородных руд. В лаборатории: окислением сероводорода, сульфидов	Из отходов цветной металлургии и сернокислой промышленности, особо чистые ― дистилляцией в вакууме и зонной плавкой	Искусственно облучением висмута в ядерных реакторах
Применение	Для получения серной кислоты; в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями; производство спичек; вулканизация каучука; в производстве черного пороха.	Производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока	В полупроводниковой технике

Селеноводоро́д (хим. формула H2Se) — неорганическое бинарное соединение водорода и селена. Представляет собой бесцветный горючий газ с отвратительным запахом при нормальных условиях. Селеноводород — самое токсичное соединение селена с опасным периодом воздействия

Диоксиды селена и теллура образуются при обработке простых веществ диоксидом азота, концентрированной HNO₃:

Se + NO₂ SeO₂ + NO

Твердый диоксид селена также хорошо растворим в воде, и при этом образуется селенистая кислота SeO₂ + H₂O = H₂SeO₃. TeО₂ и РоО₂ в воде не растворяются в силу высокой энергии кристаллической решетки. В щелочной среде TeО₂ образует теллуриты металлов

TeО₂ + 2OH + H₂O.

TeО₂ легко растворяется в разбавленной HCl: TeO₂+ 6HCl H₂TeCl₆ +2H₂O.

SеО₃ получают дегидратацией селеновой кислоты при 150^оС с помощью фосфорного ангидрида с последующей отгонкой SеО₃ в вакууме. TeО₃ синтезируют дегидратацией ортотеллуровой кислоты H₆TeO₆ при 350^оС. SеО₃ и TeО₃ при нагревании легко отщепляют кислород и образуют диоксиды. SеО₃ хорошо растворяется в воде с образованием Н₂SеО₄. Твердый SeO₃ состоит из тетраэдров , объединенных в циклические тетрамеры . Твердый триоксид теллура построен из октаэдров ТеО₆, объединенных общими вершинами в цепи. В противоположность SО₃ и SеО₃, ТеО₃ водой гидратируется слабо.

SеО₃ обладает сильными окислительными свойствами, окисляя охлажденную соляную кислоту: SеО₃ + 2HCl H₂SeO₃ + Cl₂, фосфор до Р₂О₅. SеО₃ с органическими веществами взрывается.

Окислительные свойства триоксида теллура выражены гораздо слабее, он вытесняет хлор из соляной кислоты только при нагревании.

Биологическая роль селена

• Входит в состав белков в виде 21 аминокислоты –

селеноцистеина

• Входит в состав ряда ферментов:

глутатионпероксидаза; пероксидаза; ферменты

дейодирования тиреоидных гормонов

• Селен, входя в состав ряда ферментов,

предотвращает окисление липидов и белков

клеточных мембран, то есть, является

антиоксидантом

• Дефицит селена повышает риск возникновения с/с

патологии и онкологических заболеваний

• Соединения селена предохраняют от отравления

ртутью и кадмием (результат конкурентного

связывания с белками)

• Селен и VitE усиливают антиоксидантное действие

друг друга

№117 p-элементы 6 группы. Общая характеристика группы. Особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества их хим.активность

Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента Фтор. Из всех галогенов у него наименьший радиус. Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7. Строение молекулы F₂ по МВС (обменный механизм) Строение молекулы F₂ по ММО Исключительная химическая активность фтора обусловлена с одной стороны большой прочностью образуемых им связей, так энергия связи H - F 566кДж/моль, с другой стороны низкой энергией связи в молекуле F₂ – 151кДж/моль. Большая энергия связей Э – F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле F₂, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π- орбиталях, обусловленным малой длинной связи F – F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F₂ протекают очень быстро.

Химическая активность фтора чрезвычайно велика. Из всех элементов со фтором не образуют фторидов только три легких инертных газа — гелий, неон и аргон. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

Со многими простыми и сложными веществами фтор реагирует напрямую. Так, при контакте с водой фтор реагирует с ней (часто говорят, что «вода горит во фторе»):

2F₂+ 2H₂O = 4HF + O₂.

Фтор реагирует со взрывом при простом контакте с водородом:

H₂ + F₂ = 2HF.

При этом образуется газ фтороводород HF, неограниченно растворимый в воде с образованием сравнительно слабой плавиковой кислоты.

Фтор вступает во взаимодействие с большинством неметаллов. Так, при реакции фтора с графитом образуются соединения общей формулы CF_x, при реакции фтора с кремнием — фторид SiF₄, с бором — трифторид BF₃. При взаимодействии фтора с серой образуются соединения SF₆ и SF₄ и т. д. (см. Фториды ).

Известно большое число соединений фтора с другими галогенами, например, BrF₃, IF₇, ClF, ClF₃ и другие, причем бром и иод воспламеняются в атмосфере фтора при обычной температуре, а хлор взаимодействует с фтором при нагревании до 200-250°С.

Не реагируют со фтором непосредственно, кроме указанных инертных газов, также азот, кислород, алмаз, углекислый и угарный газы.

Вопрос № 118.

Водородные соединения галогенов ( галогеноводороды) - бесцветные газы с резким запахом, дымящие во влажном воздухе. Они хорошо растворяются в воде, водные растворы их являются кислотами, носящими общее название - галогеноводородные кислоты. Соли галогеноводородных кислот ( фториды, хлориды, бромиды и йодиды) могут быть получены при непосредственном соединении металлов с галогенами. По составу они однотипны и имеют сходные свойства. Так NaF, NaCl, NaBr, NaJ - белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Наряду со сходством у галогенов наблюдаются и определенные различия как в физических, так и в химических свойствах. Однако изменение этих свойств происходит закономерно с возрастанием атомного веса галогена. [1]

Водородные соединения галогенов - галогеноводороды HF, НС1, НВг и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворяющиеся в воде. Из них HF - слабая кислота, а остальные галогеноводороды - сильные кислоты в водном растворе. [2]

Поэтому водородные соединения галогенов более устойчивы, чем кислородные. [3]

Поэтому водородные соединения галогенов более устойчивы, чем кислородные. Окислительно-восстановительные свойства и различия в химическом поведении галогенов легко понять, сравнивая эти свойства в зависимости от изменения заряда ядра при переходе от фтора к иоду. В ряду F, С1, Вг, I наибольшим радиусом атома ( и, следовательно, наименьшим сродством к электрону) обладает иод, поэтому он характеризуется менее выраженными окислительными свойствами, чем бром, хлор и фтор. [4]

Для водородных соединений галогенов разрешено использовать следующие названия: фтороводород, хлороводород, бро-моводород и иодоводород. Названия типа хлороводородная кислота относятся к водным растворам галогеноводородов. [5] Содержание галогенов в земной коре.

Образование водородных соединений галогенов идет с большим выделением тепла, чем кислородных, поэтому водородные соединения устойчивее кислородных. Из кислородных соединений наиболее устойчивы соли кислородных кислот и наименее устойчивы оксиды. [6]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная ( плавиковая), НС1 - хлороводородная ( соляная), НВг - бромоводородная, HI - иодоводород-ная. [7]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная ( плавиковая), НС1 - хлороводородная ( соляная), НВг - бромводородная, HI - иодоводородная. [8]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная ( плавиковая), НС1 - хлороводородная ( соляная), НВг - бромьодородная, HI - иодоводородная. [9] Какими общими свойствами обладают водородные соединения галогенов. [10]

Этим они отличаются от водородных соединений галогенов или группы кислорода. [11]

Как и в подгруппе VIA, у водородных соединений галогенов сила кислот, получающихся при растворении в воде, увеличивается по мере уменьшения электроотрицательности элемента по ряду HF, HC1, HBr, HI противопо - ложно изменению электрических моментов диполей молекул НЭ. Здесь большую роль играет значительное уменьшение прочности связи Н - Э по тому же ряду. [12]

Сжигание образца в печи; при этом образуются водородные соединения галогенов.