Влияние водородных связей на свойства веществ

При возникновении водородных связей образуются димеры, триммеры или полимерные структуры, например зигзагообразные структуры (HF)n, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты

Или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют во 4 водородные связи

Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют кристаллические структуры.

Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур кипения и плавления, теплоты плавления и парообразования. Например, вода, фтороводород, аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства.

Вода. Оксид водорода — одно из наиболее распространенных и важных веществ. Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза больше поверхности суши. Чистой воды в природе нет, — она всегда содержит примеси. Получают чистую воду методом перегонки. Перегнанная вода называется дистиллированной. Состав воды (по массе): 11,19 % водорода и 88,81 % кислорода

Вода — весьма реакционноспособное вещество. При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и щелочноземельными металлами:

Вода образует многочисленные соединения — гидраты (кристаллогидраты):

Пероксид водорода представляет собой голубоватую жидкость, имеющую плотность 1,47 г/см3 при 0°C, температуру замерзания- 0,4°C и кипения 150°C. Подобно молекулам воды, молекула пероксида водорода может образовывать водородные связи. Пероксид водорода-сильный окислитель. Из-за невысокой энергии связи O-O, пероксид водорода неустойчив и разлагается на воду и кислород

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:

При действии концентрированного раствора Н₂O₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li₂O₂, MgO₂ и др.):

Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем:

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

Пероксид водорода применяют для отбелки тканей и бумаги, обеззараживания воды, как антисептик, а также для реставрации картин, написанных красками с PbCO3, которые чернеют, превращаясь в PbS.

Получение: В промышленных масштабах пероксид водорода получают электролизом серной кислоты, в ходе которого образуется надсерная кислота, и последующим разложением последней до пероксида и серной кислоты. В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию:

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Валентность кислорода в соединениях равна двум, наиболее распространенная степень окисления -2.

На поверхности планеты – в земной коре – связанный кислород является самым распространенным элементом. В составе минералов, в виде соединений с другими элементами он составляет 47 % от массы земной коры! В атмосфере Земли кислород находится в свободном (не связанном) состоянии: здесь его 21 % по объему или 23 % по массе. Огромное количество кислорода (86 - 89 % по массе с учетом растворенных в воде солей) содержит гидросфера Земли – моря и океаны.

Природный кислород содержит три изотопа: ¹⁶₈O (99,76%), ¹⁷₈O (0,04%), ¹⁸₈O (0,20%).Самый "легкий" изотоп (кислород-16) имеет атомную массу 15,9949. Два других изотопа имеют массу 16,999 и 17,999. Но "тяжелых" изотопов в природном кислороде крайне мало, поэтому его атомная масса составляет "среднее" значение 15,9994. В свободном виде кислород обычно существует в виде двухатомных молекул О₂.

Кислород стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих кислород, преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и другие), кварц, оксиды железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% кислорода; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т. д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного кислорода в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления различных веществ с помощью кислорода. Кислород — основной биогенный элемент, входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток — белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений.

Физические свойства:

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде и спирте. Хорошо растворяется в расплавленном серебре. Является парамагнетиком. Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость. Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы.

Химические свойства:

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O⁻₂). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Получение:

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии. Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Классификация оксидов по химическим и физическим свойствам:

По химическим свойствам оксиды делятся на две группы:

1) безразличные – не образуют солей, например: NO, CO,

H₂O;

2) солеобразующие, которые, в свою очередь, подразделяются на:

– основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды металлов в минимальной степени окисления, если металл обладает переменной степенью окисления (CrO, MnO);

– кислотные – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, N₂O₅) и металлов в максимальной степени окисления, равной номеру группы в ПСЭ Д.И.Менделеева (CrO_3, Mn₂O₇);

– амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды металловBeO, Al₂O₃, ZnO и металлов побочных подгрупп в промежуточной степени окисления (Cr₂O₃, MnO₂).

Кислотные оксиды, образованные металлами при обычных условиях, – твердые вещества, а образованные неметаллами – не только твердые, но и жидкие, и газообразные. Все основные оксиды – твердые вещества. Все амфотерные оксиды – твердые вещества.

Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Строение: Центральный атом кислорода sp ²-гибридизован, имеет одну неподелённую пару электронов. Молекула полярна. Порядок каждой связи — 1,5

Физические свойства: Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета. В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском. Растворимость в воде в 10 раз выше по сравнению с кислородом. В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен. Запах — резкий, специфический «металлический». При больших концентрациях напоминает запах хлора.

Химические свойства: Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

Озон повышает степень окисления оксидов:

Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:

Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием диоксида углерода:

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

С помощью озона можно получить Серную кислоту как из элементарной серы, так и из диоксида серы:

В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:

Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):

Твёрдый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO₂, ClO₂ и O₃:

Получение: Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O₃ легче, чем O₂, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слояхатмосферы

В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

Применение озона обусловлено его свойствами:

1. сильного окисляющего реагента:
2. для стерилизации изделий медицинского назначения
3. при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике
4. для отбеливания бумаги
5. для очистки масел
6. сильного дезинфицирующего средства:
7. для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)
8. для дезинфекции помещений и одежды
9. для озонирования растворов, применяемых в медицине (как для внутривенного, так и для контактного применения).

Озони́ды — вид пероксидных соединений.

Получение: Солеобразные KO₃, RbO₃, CsO₃ получают действием озона на пероксиды, супероксиды или гидроксиды:

3КОН_(тв.) + 2О₃ = 2КО₃ + КОН·Н₂О + ¹⁄₂ О₂

КО₂ + О₃ = КО₃ + О₂

Образующийся озонид экстрагируют жидким аммиаком или фреонами.

Озониды тетраалкиламмония получают обменными реакциями с озонидом калия в органических растворителях.

Поиск по сайту: