Химические свойства воды

1. Реакции, в которых вода играет роль окислителя. Эти реакции возможны только с сильными восстановителями:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂ (t)

C + H₂O → CO + H₂ (t)

2. Реакции, в которых вода играет роль восстановителя. Эти реакции возможны только с сильными окислителями:

2H₂O + 2F₂ → O₂ + 4HF

2H₂O + 2Cl₂ → O₂ + 4HCl

3. Некоторые ионы образуют столь прочные связи с молекулами воды, что их гидраты могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии. Этим объясняется образование кристаллогидратов типа CuSO₄•5H₂O, FeSO₄•7H₂O, а также аквакомплексов: [Cr(H₂O)]Cl₃, [Pt(H₂O)]Br₄ и другие.

Природная вода – вода природных водоемов. Она представляет собой естественные растворы, в которых состав и количество растворенных веществ колеблется в широких пределах. Природная вода, в которой содержание растворенных веществ колеблется от 0,1 до 5%, называется минеральной.

В медицине и фармации используют дистиллированную и апирогенную воду. Для получения дистиллированной воды используется многократная перегонка.

Апирогенная вода – вода, не содержащая веществ, вызывающих при парентеральном введении в организм повышение температуры тела. Применяется для приготовления инъекционных растворов.

Пероксид водорода

Молекула Н₂О₂ содержит в своем составе пероксидный анион О₂^2-. Каждый атом кислорода образует две ковалентные связи, но имеет степень окисления, равную -1. В упрощенном виде строение молекулы отражает графическая формула:

Н⁺¹ – О^-1 – О^-1 – Н⁺¹

Химические свойства пероксида водорода

1. Разложение (диспропорционирование)

Н₂О₂ – весьма неустойчивое вещество, уже при обычной температуре разлагается с выделением свободного кислорода:

2Н₂О₂ → 2Н₂О +О₂↑

2О^- -2ē → О₂⁰

2О^- +2ē → 2О^-2

При t>90°С пероксид водорода разлагается практически полностью. Причиной непрочности молекул Н₂О₂ является неустойчивость атомов кислорода в степени окисления -1

2. Н₂О₂ – слабая кислота.

Молекулы Н₂О₂ в значительной степени диссоциируют в водном растворе по схеме:

Н₂О₂ ↔ Н⁺ + НО₂^-

Кислотные свойства проявляются в реакциях со щелочами с образованием солей средних (пероксидов) и кислых (гидропероксидов), например:

Н₂О₂ + Ba(OH)₂ → ВаО₂ + 2Н₂О

3. Н₂О₂ и пероксиды щелочных металлов – сильные окислители.

Атомы кислорода, находящиеся в неустойчивой степени окисления -1, стремятся приобрести еще один электрон для перехода в устойчивое состояние. Поэтому пероксид водорода проявляет очень сильные окислительные свойства, особенно в кислой среде:

Н^-1₂О₂ + 2Н+ + 2ē → 2Н^-2₂О

3Н₂О₂ + 2NH₃ → N₂ + 6H₂O

4H₂O₂ + H₂S → H₂SO₄ + 4H₂O

H₂O₂ + 2FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

4Na₂O₂ + CH₃COOH → 2Na₂CO₃ + 4NaOH

Na₂O₂ + SO₂ → Na₂SO₄

Важной реакцией является диспропорционирование пероксида Na при взаимодействии с углекислым газом:

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂↑

На этой реакции основано использование пероксида натрия в автономных дыхательных аппаратах и в замкнутых помещениях для поглощения СО₂ и образования О₂.

4. Н₂О₂ – слабый восстановитель (в реакциях с очень сильными окислителями)

Окисление пероксида водорода обычно протекает по схеме:

Н^-1₂О₂ - 2ē → О°₂↑ + 2Н⁺

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂↑ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

3H₂O₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3O₂↑ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

S-металлы

К S-металлам относятся элементы главных подгрупп I и II групп периодической системы. Элементы главной подгруппы I группы принято называть щелочными металлами. Они имеют значительное сходство друг с другом. Это обусловлено одинаковым строением внешнего электронного слоя: nS¹. С ростом заряда ядра и радиуса атома легкость отдачи электронов увеличивается, следовательно, металлические свойства усиливаются. Все щелочные металлы химически очень активны, сильные восстановители:

Ме - 1ē → Ме⁺

Групповое сходство элементов II группы главной подгруппы обусловлено наличием двух спаренных электронов на внешнем электронном уровне, поэтому у них постоянная валентность II, степень окисления +2. C ростом заряда ядра и радиуса атомов металлические свойства усиливаются.