_.Пероксид водорода и ее окислительно-восстановительные свойства.

H2O2 раньше получали действием разбавленной серной (или угольной) кислоты на пероксид бария.

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4

BaO2+H2O+CO2=H2O2+BaCO3

Осадок отделяли от пероксида водорода фильтрованием. В настоящее время пероксид водорода получают в промышленности электролизом растворов серной к-ты (или её смеси с сульфатом аммония) при низкой температуре.Сначала серная к-та превращается в надсерную:

2Y2SO4=H2S2O8+2H+ +2e-

В результате последующего гидролиза надсерной кислоты ( или сульфат иона S2O8(2-)) получается пероксид водорода:

H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2

В молекуле пероксида водорода существует ковалентная связь между атомами ксилорода. Поэтому структурная формула пероксида водорода имеет вид H-O-O-H Это бесцветная сиропообразная жидкость. Пероксид водорода вызывает ожоги кожи.

Это нестойкое соединение.Чистый пероксид водорода разлагается со взрывом на воду и кислород

2H2O2=O2+2H2O

Водные растворы H2O2 более устойчивы. В водных растворах ведет себя как очень слабая двухосновная к-та

H 2O2 H(+) + HO (-)

H O2(-) H(+) + O2(2-)

Cтепень окисления кислорода в пероксиде водорода равно -1 и является промежуточной между степенями окисления кислорода в воде -2 и в молекулярном кислороде (0)Вследствие этого пероксид водорода может вести себя в реакциях как окислитель и как восстановитель,т.е проявляет окислительно-восстановительную двойственность. С Сильными восстановителями он проявляет окислительную активность

2KI+H2O2=I2+2KOH

KNO2+H2O2=KNO3+H2O

С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительную активность

Ag2O+H2O2=2Ag+O2+H2O

42. Водород.Атомарный водород и его свойства.Методы получения водорода.Применение водорода.

Атомный водород получается в момент выделения водорода при химических реакциях, а также при пропускании молекулярного водорода через зону электрического разряда или электрическую дугу.Он более активный восстановитель,чем молекулярный водород,даже при обычных температурах легко восстанавливает металлы из оксидов,соединяя с неметаллами (серой,азотом,фосфором,кислородом)

Применение атомного водорода в хим. Промышленности основано на том,что при распаде молекул водорода на атомы поглощается большое кол-во теплоты

Н 2 2Н ΔНº298=433,4кДж/моль, а при соединении атомов водорода в молекуле величины ΔН имеет обратный знак.

Вопрос №41

Хром. Оксид хрома (III) и гидроксид. Соли хрома (VI). Окислительные св-ва соединений хрома (VI) и влияние среды на их продукты восстановления. Применение хрома и его соединений.

Хром  — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д.  И.  Менделеева с атомным номером 24.

24Cr …3d⁵ 4s¹

Соединения Cr(+3) Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr₂O₃ и гидроксид Cr(OH)₃ (оба  — зелёного цвета). Это  — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H₂O)₆]³⁺) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr³⁺ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO₄)₂·12H₂O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:

Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO₃ и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них  — хромовая H₂CrO₄ и двухромовая H₂Cr₂O₇. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO₃ образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H₂CrO₄, дихромовую H₂Cr₂O₇ и другие изополикислоты с общей формулой H₂Cr_nO_3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

Но если к оранжевому раствору K₂Cr₂O₇ прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K₂CrO₄:

До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO₄ выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.

Известны пентафторид хрома CrF₅ и малоустойчивый гексафторид хрома CrF₆. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂ (хромилхлорид).

Соединения хрома(VI)  — сильные окислители, например:

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO₅L (L  — молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.

Соли

Различают два вида солей: хромиты и хроматы

Хромитами с общей формулой RCrO₂ называются соли хромистой кислоты HCrO₂.

Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-1730⁰С. Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

Хроматы - соли хромовых кислот. Соли монохромовой кислоты H₂CrO₄ называют монохроматами (хроматы) R₂CrO₄, соли дихромовой кислоты H₂Cr₂O₇ дихроматы (бихроматы) - R₂Cr₂O₇. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Применение

Хром  — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Феррохром - сплав хрома с железом, вводимый в жидкую сталь для ее легирования. Вводить хром в чистом виде в сталь очень затруднительно - он медленно растворяются в жидком металле, так как температуры его плавления выше, чем у стали. У феррохрома же температура плавления такая же, как у стали, или ниже.

Нихромы и хромали, устойчивы в интервале 1000-1300⁰C, обладают высоким электросопротивлением, используются для изготовления нагревателей в электрических печах сопротивления.

Добавка к хромоникелевым сплавам кобальта и молибдена придает металлу способность переносить большие нагрузки при 650-900° С. Из этих сплавов делают, например, лопатки газовых турбин.

Стеллит очень твердый сплав, стоек против износа и коррозии; применяется в металлообрабатывающей промышленности, для изготовления режущих инструментов.

Комохром - сплав хрома, кобальта и молибдена безвреден для человеческого организма и поэтому используется в восстановительной хирургии.

Хром входит в состав очень многих марок сталей.

«Нержавейка» - сталь, отлично противостоящая коррозии и окислению, содержит примерно 17-19% хрома и 8-13% никеля. Но этой стали углерод вреден: карбидообразующие «наклонности» хрома приводят к тому, что большие количества этого элемента связываются в карбиды, выделяющиеся на границах зерен стали, а сами зерна оказываются бедны хромом и не могут стойко обороняться против натиска кислот и кислорода. Поэтому содержание углерода в нержавеющей стали должно быть минимальным (не более 0,1%).

При высоких температурах сталь может покрываться «чешуей» окалины. В некоторых машинах детали нагреваются до сотен градусов. Чтобы сталь, из которой сделаны эти детали, не «страдала» окалинообразованием, в нее вводят 25-30% хрома. Такая сталь выдерживает температуры до 1000°С.

Хромолибденовые стали используются для создания фюзеляжей самолетов.

Вопрос №40

Сера. Свойства серы. Оксиды серы и их гидратные формы. Сернистая кислота, сульфиты и их св-ва. Сероводород, его св-ва. Сульфиды. Серная к-та, её св-ва. Основы нитрозного и контактного методов её получения. Применение серной к-ты и её солей.

Сера  — элемент VIА- подгруппы, третьего периода периодической системы химических элементов Д.  И.  Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

16S …3s² 3p⁴

Степени окисления: +6, +4, +2, +1, 0, -1, −2

Сера входит в состав белков растений и животных. А сероводород, выделяющийся при гниении мяса, рыбы или яиц,- это продукт разложения белковых веществ. Особенно богаты серой белки волос человека.

Существуют бактерии, восстанавливающие сульфаты до сероводорода, а также бактерии, окисляющие сероводород до свободной серы. Элементарная сера не токсична для высших животных, но убивает грибки.