Физические свойства

Вода при нормальных условиях находится в жидком состоянии, тогда как аналогичные водородные соединения других элементов являются газами (H₂S, CH₄, HF). Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45° (104°27′). Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды обладает большим дипольным моментом (p = 1,84 Д, уступает только синильной кислоте и диметилсульфоксиду). Каждая молекула воды образует до четырёх водородных связей — две из них образует атом кислорода и две — атомы водорода. Количество водородных связей и их разветвлённая структура определяют высокую температуру кипения воды и её удельную теплоту парообразования^[22]. Если бы не было водородных связей, вода, на основании места кислорода в таблице Менделеева и температур кипения гидридов аналогичных кислороду элементов (серы, селена, теллура), кипела бы при −80 °C, а замерзала при −100 °C.

При переходе в твёрдое состояние молекулы воды упорядочиваются, при этом объёмы пустот между молекулами увеличиваются, и общая плотность воды падает, что и объясняет меньшую плотность (больший объём) воды в фазе льда. При испарении, напротив, все водородные связи рвутся. Разрыв связей требует много энергии, отчего у воды самая большая удельная теплоёмкость среди прочих жидкостей и твёрдых веществ. Для того чтобы нагреть один литр воды на один градус, требуется затратить 4,1868 кДж энергии. Благодаря этому свойству вода нередко используется как теплоноситель.

Помимо большой удельной теплоёмкости, вода также имеет большие значения удельной теплоты плавления (333,55 кДж/кг при 0 °C) и парообразования (2250 кДж/кг).

Температура, °С	Удельная теплоёмкость воды, кДж/(кг*К)
-60 (лёд)	1,64
-20 (лёд)	2,01
-10 (лёд)	2,22
0 (лёд)	2,11
0 (чистая вода)	4,218
10	4,192
20	4,182
40	4,178
60	4,184
80	4,196
100	4,216

Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

Вода является хорошим растворителем веществ с молекулами, обладающими электрическим дипольным моментом. При растворении молекула растворяемого вещества окружается молекулами воды, причём положительно заряженные участки молекулы растворяемого вещества притягивают атомы кислорода, а отрицательно заряженные — атомы водорода. Поскольку молекула воды мала по размерам, много молекул воды могут окружить каждую молекулу растворяемого вещества.

Это свойство воды важно для живых существ. В живой клетке и в межклеточном пространстве вступают во взаимодействие растворы различных веществ в воде. Вода необходима для жизни всех без исключения живых существ на Земле.

Вода обладает отрицательным электрическим потенциалом поверхности

Чистая вода — хороший изолятор. При нормальных условиях вода слабо диссоциирована на ионы и концентрация протонов (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺) и гидроксильных ионов OH⁻ составляет 10^-7 моль/л. Но поскольку вода — хороший растворитель, в ней практически всегда растворены те или иные вещества, например, соли, то есть в растворе присутствуют другие положительные и отрицательные ионы. Поэтому обычная вода хорошо проводит электрический ток. По электропроводности воды можно определить её чистоту.

Вода имеет показатель преломления n=1,33 в оптическом диапазоне. Благодаря большому дипольному моменту молекул, вода также поглощает микроволновое излучение, чем обусловлен нагрев пищевых продуктов в микроволновой печи.

1) Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:

2Na + 2H₂O = H₂ + 2NaOH (бурно)

2K + 2H₂O = H₂ + 2KOH (бурно)

3Fe + 4H₂O = 4H₂ + Fe₃O₄ (только при нагревании)

Не все, а только достаточно активные металлы могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях этого типа. Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы I и II групп.

Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:

C + H₂O = H₂ + CO (при сильном нагревании)

CH₄ + 2H₂O = 4H₂ + CO₂ (при сильном нагревании)

2) Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Это также окислительно-восстановительная реакция, где вода является одновременно и окислителем, и восстановителем:

3) Вода реагирует со многими оксидами неметаллов. В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:

Не все оксиды металлов способны реагировать с водой. Часть из них практически не растворима в воде и поэтому с водой не реагирует. Мы уже встречались с такими оксидами. Это ZnO, TiO₂, Cr₂O₃, из которых приготовляют, например, стойкие к воде краски. Оксиды железа также не растворимы в воде и не реагируют с ней.

5) Вода образует многочисленные соединения, в которых ее молекула полностью сохраняется. Это так называемые гидраты. Если гидрат кристаллический, то он называется кристаллогидратом.

Приведем другие примеры образования гидратов:

H₂SO₄ + H₂O = H₂SO₄^.H₂O (гидрат серной кислоты)

NaOH + H₂O = NaOH^.H₂O (гидрат едкого натра)

Соединения, связывающие воду в гидраты и кристаллогидраты, используют в качестве осушителей. С их помощью, например, удаляют водяные пары из влажного атмосферного воздуха.

6) Особая реакция воды – синтез растениями крахмала (C₆H₁₀O₅)_n и других подобных соединений (углеводов), происходящая с выделением кислорода:

6n CO₂ + 5n H₂O = (C₆H₁₀O₅)_n + 6n O₂ (при действии света)

Клатра́ты (от лат. clathratus «обрешеченный, закрытый решеткой») — соединения включения. Клатраты образуются путём включения молекул вещества — «гостя», в полости кристаллической решётки, составленной из молекул другого типа — «хозяев» (решётчатые клатраты), либо в полость одной большой молекулы-хозяина (молекулярные клатраты).

Среди решётчатых клатратов в зависимости от формы полости различают:

• клеточные (криптатоклатраты), напр. клатраты гидрохинона;

• газовые гидраты;

• канальные (тубулатоклатраты), напр. клатраты мочевины, тиомочевины;

• слоистые (интеркалаты), напр. соединения графита;

• кристаллоструктурные, напр. интерметаллиды.

Молекулярные клатраты подразделяют на:

• кавитаты, имеющие полость в виде канала или клетки, напр. соединения циклодекстрина или амилозы с иодом (I₂);

• адикулаты, у которых полость напоминает корзину.

Пероксид водорода

Стоит уделить особое внимание этому веществу, так как из всех соединений кислорода именно пероксид водорода чаще всего используют как стерилизационное и антисептическое средство.

Строение молекулы

Н₂О₂ или Н-О-О-Н

Физические свойства

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см³. Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

Получение

Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:

BaO₂ + H₂SO₄ = H₂O₂ + BaSO₄

Химические свойства

1) Разложение:

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂ (t⁰C, k - MnO₂)

2) Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем:

· Окислительные свойства более характерны - переходит в Н₂О или ОН^-:

Na₂S⁺⁴O₃ + H₂O₂ = Na₂S⁺⁶O₄ + Н₂О

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ = 2Fe(OH)₃

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O

(сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr⁺³Cl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH = 2K₂Cr⁺⁶O₄ + 6KCl + 8H₂0

(любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

· Восстановительные свойства - переходит в О₂:

CaOCl₂ + H₂O₂ = CaCl₂ + O₂ + H₂O

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

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

Пероксиды и надпероксиды металлов

Химические свойства этих соединений имеют свою особенность: в ОВР, а также в реакциях разложения водой образуется кислород:

Химические свойства

1) Разложение водой:

Na₂O₂ + H₂O = H₂O₂ + NaOH

K₂O₂ + H₂O = H₂O₂ + O₂ + KOH (при t⁰C)

2) Они являются сильными окислителями:

KO₂ + Al = KAlO₂

3) В некоторых реакциях проявляют восстановительные свойства:

2KMnO₄ + 5Na₂O₂ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

4) Взаимодействуют с углекислым газом:

Na₂O₂ + CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Получение

1) Me (щелочные и Ва) + кислород:

Na + O₂ = Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

2) Оксиды металлов + кислород:

2K₂O + 3O₂ = 4KO₂

Халькогениды

Халькогени́ды (от греч. χαλκος — руда и γενος — рождающий) — бинарные химические соединения халькогенов (элементов 16-й группы периодической системы, к которым относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний и ливерморий) с металлами.

Халькогениды были названы так, потому что в природе чаще всего встречаются в виде различных руд металлов в виде соединений цинка, меди, железа, свинца, молибдена и др. — сульфидов, селенидов, теллуридов.

Несмотря на то, что кислород формально относится к семейству халькогенов, оксиды обычно не причисляют к халькогенидам, выделяя их в отдельный класс.

Халькогениды щелочных металлов и щёлочноземельных металлов растворимы в воде и подвержены гидролизу. Многие из них разлагаются водой с образованием соответствующей кислоты (сероводородной, селеноводородной, теллуроводородной).

Большинство халькогенидов переходных металлов нерастворимо в воде или труднорастворимо (так как их кристаллы часто имеют плотнейшую упаковку атомов).

Почти все важные полиметаллические руды являются халькогенидами, например, сфалерит, киноварь, свинцовый блеск, молибденит и многие другие

По физическим свойствам неорганические сульфиды разделяются на несколько групп:

1. Диэлектрики (сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, MgS, Al₂S₃, BeS)

2. Полупроводники (сульфиды p-элементов, высшие сульфиды d- и f-элементов, а также Cu₂S, Ag₂S, ZnS, CdS, HgS)

3. Проводники (низшие сульфиды d- и f-элементов MS)

4. Сверхпроводники (например, La₃S₄)

В зависимости от типа химической связи неорганические сульфиды делятся на 3 группы:

5. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов с ионно-ковалентной связью с большой долей ионной составляющей

6. Сульфиды d- и f-металлов с металлической и ионно-ковалентной связью

7. Сульфиды p-элементов (а также ZnS, CdS, HgS, Cu₂S, Ag₂S) с ковалентно-ионной связью с большой долей ковалентной составляющей.

Сульфиды первой группы имеют состав M₂S, MS с высокой энтальпией образования, высокими температурами плавления. Они являются солеподобными веществами, растворяются в воде (в том числе с разложением), способны окисляться до сульфатов и разлагаются кислотами. Могут образовывать полисульфиды.

Сульфиды второй группы имеют сложный состав, например, MS, M₅S₇, M₃S₄, MS₂, MS₃ и др. Обладают высокой термической устойчивостью, снижающейся при увеличении в молекулах числа атомов серы. Нерастворимы в воде, способны разрушаться при действии горячих концентрированных растворов серной и соляной кислот, окисляются при действии сильных окислителей. При нагревании на воздухе окисляются до оксидов и сульфатов.

Сульфиды третьей группы легко окисляются, разлагаются водой, растворяются в кислотах.

Полисульфи́ды — многосернистые соединения общей формулы Me₂S_n, например, полисульфид аммония (NH₄)₂S_n. В структуре этих соединений имеются (димерные/полимерные) цепи атомов —S—S_(n)—S—.

Известны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H₂S_n, где n меняется от 2 (персульфид водорода) до 23. Это желтые маслянистые жидкости; по мере увеличения содержания серы окраска изменяется от жёлтой до красной.

Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе):

Na2S+nS=Na2S1+n, 1<n<7

Оксиды халькогенов

Наиболее важными являются ди- (ЭО₂) и триоксиды (ЭО₃) халькогенов. Для серы же известен и ряд других нестабильных оксидов. Оксид S₂O получают пропусканием тионилхлорида над сульфидом серебра

SOCl₂ + Ag₂S S₂O + 2AgCl.

Оксид S₈O получают из H₂S₇ и SOCl₂:

Диоксид серы синтезируют непосредственным сжиганием серы на воздухе или длительным отжигом сульфидов: 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SО_2­ .

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

Se + NO₂ SeO₂ + NO Однако в результате такой же обработки серы образуются производные S(VI):

SO₂ + NO₂ SO₃ + NO и S + 6HNO₃ H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O.

PoO₂ можно получить слабым нагреванием (250^оС) металла на воздухе.

Физические свойства диоксидов халькогенов ЭО₂ представлены в табл.7. С увеличением размера атома Э халькогена возрастает длина связи Э-О и усиливается межмолекулярное взаимодействие: при стандартных условиях SО₂ - газ, а SеО₂ , TeО₂ и РоО₂ - твердые вещества.

Диоксид серы SО₂ - бесцветный газ с резким запахом, угнетающе действующий на растения. Молекула SО₂ изоэлектронна молекуле озона и имеет угловую форму: валентный угол O- S- O равен 119^о. Кратность связи S- O составляет 1.5.