Гидриды

По внешнему виду и многим физическим свойствам гидриды похожи на соответствующие галогениды (белые кристаллические соединения). Однако, по химическим свойствам отличаются:

1. Гидриды – сильные восстановители (за счет гидрид-иона Н⁺), разлагаются водой и кислотами:

   1. NaH+H₂O=NaOH+H₂

   2. CaH₂+2HCl=CaCl₂+2H₂

2. При нагревании разлагаются:

   1. 2KH=2K+H₂

3. Бурно взаимодействуют с кислородом воздуха

   1. CaH₂+O₂=CaO + H₂О (или Са(ОН)₂).

Гидриды рубидия и цезия в сухом воздухе воспламеняются. При электролизе расплавов гидридов водород выделяется на аноде.

Пероксид водорода

Пероксид водорода Н₂О₂ – нестойкая бесцветная вязкая жидкость, в 1,5 раза тяжелее воды (плотность 1,45г/см³). В молекуле пероксида водорода связи между атомами Н и О полярные, между атомами О – ковалентная неполярная. В силу несимметричного расположения связей Н-О в пространстве молекула Н₂О₂ полярна. Молекулы Н₂О₂ сильно ассоциированы за счет образования водородных связей (больше, чем молекулы Н₂О), поэтому пероксид водорода – более плотная и вязкая жидкость, чем вода, с более высокой температурой кипения (150,2⁰С). С водой смешивается в любых соотношениях , хорошо растворяется также в спирте, эфире.

Получение

В лаборатории сначала получают пероксид бария:

2BaO+O_2изб=2BaO₂

Затем его обрабатывают серной кислотой (на холоду):

BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂

В промышленности пероксид водорода получают взаимодействием воды с надсерной кислотой, которую получают электролизом 50% раствора серной кислоты:

H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂

Химические свойства и применение

Химические свойства пероксида водорода представлены в табл.3

Степень окисления кислорода в молекуле Н₂О₂^-1 является промежуточной, поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность, но более характерны для него окислительные свойства.

Таблица 3

«Химические свойства пероксида водорода»

Cвойство	Химизм процесса	Примечание
Кислотные свойства
Слабые кислотные свойства	Н2О2=Н^++НО2^-гидропероксид-ион	K=1,5*10^-12 (20^0С) Диссоциация по второй ступени практически не протекает
Взаимодействие со щелочами	Ва(ОН)2+Н2О2=ВаО2↓+2Н2О NaOH(ТВ)+Н2О2=Na2O2↓+2H2O	Пероксиды металлов можно рассматривать как соли пероксида водорода. Они состоят из катионов металла и анионов О2^2-
Окислительно-восстановительные свойства
Разложение (реакция диспропорционирования)	2H2O2=2H2O+O2↑ 2O^-1-2eO2^0 O^-1+e O^-2	Разлагается на свету, при слабом нагревании и при комнатной температуре под действием катализатора (MnO2, Cu, Fe, Mn, а также ионы этих металлов)
Окислительно-восстановительные свойства	H2O2^-1+2H^++2e2H2O^-2или Н2О2+2е2OH^- Примеры: H2O2+KNO2=KNO3+H2O H2O2+2KI=I2+2KOH H2O2+2HI=I2+2H2O H2O2+2KI+H2SO4=I2+K2SO4+2H2O 3H2O2+2NH3=N2+6H2O H2O2+FeSO4+H2SO4=Fe2(SO4)3+2H2O 3H2O2+2CrCl3+10KOH=2K2CrO4+6KCl+8H2O	Сильный окислитель, особенно в кислотной среде
Восстановительные свойства	H2O2^-1-2eO2^0+2H^+ Или H2O2^-1+2OH -2eO2^0+2H2O Примеры: 5H2O2+KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O 3H2O2+K2Cr2O7+4H2SO4=Cr2(SO4)3+3O2+K2SO4+7H2O H2O2+Ag2O=2Ag+O2+H2O 3H2O+KClO3=KCl+3O2+3H2O 3H2O2+2AuCL3=2Au+3O2+6HCl	Слабый восстановитель

Применение пероксида водорода связано с его окислительной способностью и безвредностью продукта его восстановления (вода). Очень концентрированные (80% и выше) водные растворы пероксида водорода используются как окислители ракетных топлив, для получения перекисных соединений, инициирования процессов полимеризации ,в медицине как дезинфицирующее средство (3%раствор), как отбеливатель ткани, бумаги, кожи, мехов, волос, соломы.

ВОДА

Водород и кислород в молекуле воды находятся в устойчивых степенях окисления +1 и -2, поэтому ОВР возможны только при взаимодействии воды с очень активными восстановителями и окислителями

Таблица 4

«Химические свойства воды»

Свойство	Химизм процесса	Примечание
Кислотно-основные свойства
Вода – слабый амфотерный электролит	H2O=H^++OH^- H2O+HCl=H3O^++Cl^- H2O+NH3=OH^-+NH4^+	[H^+]=[OH^-]=10^-7моль/л Проявляет свойства основания (акцептор протона) Проявляет свойства кислоты (донор протонов)
Гидратация неорганических веществ	Na2O+H2O=2NaOH BaO+H2O=Ba(OH)2 SO3+H2O=H2SO4 P2O5+3H2O=2H3PO4 CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O CaCl2+6H2O=CaCl2*6H2O	При гидратации основных оксидов (оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) образуются щелочи, кислотных оксидов – кислоты Образуются кристаллогидраты. Соединения, связывающие воду, могут служить в качестве осушителей (напр. СаО, Р2О5, Н2SO4 силикагель)
Гидратация органических соединений	CH2=CH2+H2O=CH3CH2OH CH2=CH-CH3+H2O=CH3CH(OH)CH3 C2H2+H2O=CH3CHO C3H4+H2O=CH3COCH3	Органические соединения должны содержать кратную связь. При гидратации алкенов образуются спирты, ацетилена- альдегид, его гомологов – кетоны
Гидролиз солей Бинарных соединений Органических веществ	CO3^2-+H2O=HCO3^-+OH^- Al^3++H2O=AlOH^2++H+ NH4^++F^-+H2O=NH3*H2O+HF Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S+6NaCl Al4C3+12H2O=4Al(OH)3↓+3CH4↑ CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑ Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2↓+2NH3↑ Ca3P2+6H2O=3Ca(OH)2+2PH3↑ Mg2Si+4H2O=2Mg(OH)2↓+SiH4	Гидролиз по аниону, среда щелочная (рН>7) Гидролиз по катиону, среда кислотная (рН<7) Гидролиз по катиону и аниону рН=7 Необратимый гидролиз Совместный гидролиз двух солей
	Продукты гидролиза органических веществ : Галогеналканы ->спирты Дигалогеналканы ->альдегиды и кетоны галогенпроизводные бензола ->фенол сложные эфиры->карбоновые кислоты и спирты жиры->глицерин и высшие карбоновые кислоты ди- и полисахариды - > моносахариды белки->α-аминокислоты нуклеиновые кислоты->пентозы (рибоза или дезоксерибоза) алкоголяты металлов ->спирты ангидриды и галогенангидриды карбоновых кислот -> карбоновые кислоты азотсодержащие гетероциклы
Оскислительно-восстановительные свойства
Вода – окислитель Взаимодействие с металлами Взаимодействие с неметаллами Взаимодействие с гидроксидами металлов Взаимодействие с металлом и оксидом углерода (II)	2Na^0+2H2^+1O=Na^+1OH+H2^0 Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2 Zn+H2O=ZnO+H2 3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H C(уголь)+H2O=CO+H2↑ 2P+6H2O=2HPO3+5H2↑ Si +2KOH+H2O=K2SiO3+H2↑ NaH+H2O=NaOH+H2↑ CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2↑ CH4+H2O=CO+3H2↑ 2CH4+O2+2H2O=2CO2+6H2↑	При обычных условиях вода взаимодействует со щелочными и щелочно-земельными металлами, при нагревании возможно взаимодействие с менее активными металлами Реакции протекают в жестких условиях Промышленные способы получения водорода
Вода – восстановитель	2H2O^-2+2F2=4HF+O2^0	Кроме О2 продуктами окисления могут быть О3, ОF2, H2O2
Внутримолекулярная ОВР	2H2O=2H2+O2

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Литвинова Т. Н. Химия в задачах для поступающих в вузы/ Т.Н. Литвинова, Е. Д. Мельникова , М. В. Соловьева, Л. Т. Ажипа , Н.К. Выскубова. – М.:ООО «Издательство Оникс» 2009. – 832 с.:ил.

http://biochem.nm.ru/science/hydrogen.htm

http://chemistryanalysis.info/index.php?/Vodorod-obschaya-harakteristika/

http://temirlan.moy.su/load/2/2/vvipv/18-1-0-18