Sэлементы
 Скачать 430.99 Kb.
|
3. Гидриды. Пероксид водородаГидриды - это соединения элементов с водородом. В соответствии с характером связи различают ионные, ковалентные и металлические гидриды. Ионные (или солеобразные) гидриды образованы щелочными или щелочноземельными металлами, их получает нагреванием металла в атмосфере водорода. Это белые кристаллические вещества, структура которых построена из ионов Н‒ и катионов металла. Ионные гидриды - сильные восстановители. При растворении на воздухе воспламеняются: СаН2 + О2 = СаО + Н2О. Они легко разлагаются водой и могут быть использованы для получения небольших количеств водорода: СаН2 + 2Н2О = Са (ОН) 2 + Н2↑. Ковалентные гидриды состоят из молеул. Молярное строение имеют гидриды неметаллов (HCk, H2S, NH3, CH4, H2Se). Полимерное строение имеют гидриды бериллия, магния, алюминия. Здесь атомы мекталла объеденены в цепочки и слоилистиковыми гидрид-ионами, образующими с атомами металла трехцентровые двухэлектронные связи, например, АlHAl. Переходные d - и f-элемен6ты образуют металлические гидриды. При переходе в периоде слева направо свойства гидридов изменяются от нейтральных (SiH4) к основным (РН3) и к кислотным (НCl). В комплексных гидридах ионы Н‒ играют роль лигандов. В качестве примера можно привести алюмогидриды [AlH4] ‒ и борогидриды [ВH4] ‒. Борогидриды - достаточно устойчивые соединения в то время как алюмогидриды легко разлагаются водой с выделением водорода: [AlH4] ‒ + 4Н2О = Al (ОН) 3) + ОН‒ + 4Н2. Эту реакцию используют для получения водорода. Алюмогидриды также применяют для получения гидридов других элементов: GeCl4 + Li [AlH4] → GeH4 + LiCl + AlCl. Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода Н2О2. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) значительно ниже энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Вследствие несимметричного распределения связей Н-О молекула Н2О2 сильно полярна (μ=0,7·10-29 Кл·м). Между молекулами пероксида водорода возникает прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода - бесцветная, вязкая, прозрачная жидкость с высокой температурой кипения (150,2оС) С водой пероксид водорода смешивается в любых отношениях, благодаря возникновению новых водородных связей. В лаборатории обычно используют 3% и 30% растворы Н2О2 (последний называется пергидролем). В водных растворах - пероксид водорода - слабая кислота:  гидропероксид-ион В химических реакциях пероксид-радикал может не изменяясь переходить в другие соединения: Н2О2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2 Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О-О или изменением заряда иона О22-. Степень окисления кислорода в Н2О2 равна - 1, поэтому пероксид водорода может проявлять как свойства восстановителя, так и свойства окислителя. Примером реакции, в которой пероксид водорода выступает в роли окислителя является:  При взаимодействии с очень сильным окислителем, например с PbO2, пероксид выступает в роли восстановителя:  восстановитель Окислительные свойства пероксида наиболее ярко выражены в кислой и нейтральной средах. А восстановительные - в щелочной: Cl2 + H2O2 + 2naCl = 2NaCl + 2H2O + O2↑. Для пероксида водорода характерен распад по типу диспропорционирования:  Этот распад ускоряется в присуствии примесей, при освещении, нагревании. Устойчивы 30-60% растворы. Пероксид водорода хранят в темной посуде и на холоде. Процесс разложения пероксида водорода ускоряется в присутствии солей тяжелых металлов. Катализируемое ионом металла разложение Н2О2 может приводить к образованию радикалов, наиболее важным из которых является гидроксидный НОи гидропероксидный НО2. Например, под действием Fe2+ происходит разрыв связей - О-О-: Fe2+ + H2O2 → Fe3+ + OH - + HO Образующиеся радикалы очень токсичны для клетки. Пероксид водорода применяется в медицинской практике как наружное бактерицидное средство, а растворы Н2О2 применяются в качестве дезинфицирующего средства. Пероксид водорода используют для отбеливания бумаги, кожи, текстильных материалов. |