Контрольная работа по "Химии"

Контрольная работа № 4

№11

Какова степень окисления  кислорода  в молекуле H2O2.?привести примеры реакций в которых проявляются окислительные свойства пероксида водорода

Ответ:

Пероксид водорода (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O.

 

 

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7·10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена  развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют  не поделённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

 

Химические свойства

 

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:

 

Na_2SO_3 + H_2O_2 = Na_2SO_4 + H_2O

Mn(OH)_2 + H_2O_2 =MnO(OH)_2 + H_2O

 

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

 

       2AgNO_3 + H_2O_2 =2Ag + O_2 + 2HNO_3

 

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению  водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так  же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно  диспропорционирует на H2O и O2.Реакция  диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

 

2H_2O_2 =2H_2O + O_2

 

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

 

Пероксид водорода проявляет  слабые кислотные свойства (К = 1,4·10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

 

    H_2O_2 ->H^+ +HO_2^-;     HO_2^- = H^+  +O_2^{2-}}

 

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.):

 

H_2O_2 + 2NaOH =Na_2O_2 + 2H_2O

H_2O_2 + Ba(OH)_2 =BaO_2 + 2H_2O

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

 

    H_2 O_2^(-1)+Ag_2O =2Ag+ O_2^(0)+H_2O

 

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

KNO_2+H_2O_2^(-1) = KNO_3^(-2)+H_2O

 

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие  вещества называют пероксидами, или  перекидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5 и пероксидисерная H2S2O8 кислоты.

Окислительно-восстановительные  свойства

 

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в  нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

 

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 = I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O}

 

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные  свойства, выделяя свободный кислород:

 

        {O_2^{2-} = O_2 + 2e^-}

 

например:

 

{3H_2O_2 + 2KMnO_4 = 2MnO_2 + 2KOH + 3O_2 + 2H_2O}

 

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения  содержания Н2O2:

 

5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 = 5O_2 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O}

 

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов  и тиолов) целесообразно проводить  в среде уксусной кислоты.

                                    

 

№23

 

ЧЕМ ОБЪЯСНЯЕТЬСЯ высокая  устойчивость молекулы cl2?Постройте энергетическую  диаграмму  молекулярных  орбиталей  для   молекулы cl2?

Ответ:

Термическая устойчивость молекул увеличивается при переходе от F2 к С12, а затем в ряду С12 - J2 постепенно уменьшается. Последний  факт легко объясняется возрастанием радиусов атомов в ряду Cl-J, вследствие чего ослабляется притяжение электронов, осуществляющих связь в молекуле, к ядрам атомов. В то время как связь в молекуле F2 осуществляется одной парой валентных электронов, в молекуле С12 и остальных галогенов наряду с этой одинарной связью возникают так называемые дативные связи. Особенность последних заключается в том, что электронные пары, принадлежащие одному атому галогена ( имеются в виду электронные пары, которые при упрощенной трактовке строения молекул галогенов принято считать принадлежащими одному атому), включаются в свободные d - ячейки соседнего атома и наоборот. Вследствие этого между атомами в молекулах С12, Вг2 и J2 возникает дополнительное взаимодействие невалентного характера. Поскольку на внешнем электронном слое атомов фтора нет свободных d - ячеек, то в молекулах F2 дативные связи существовать не могут. [1]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, НВг, HI резко падает, HI - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [2]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, HBr, HI резко падает, HI - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [3]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, НВг, HI резко падает, Hi - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [4]

 

Термическая устойчивость молекул увеличивается при переходе от F2 к С12, а затем в ряду С12 - 12 постепенно уменьшается. Повышение  устойчивости при переходе от F2 к  С12 объясняется увеличением кратности  связи за счет перекрывания по дативному механизму np - орбиталей, занятых электронными парами одного атома, и nd - ва-кантных орбиталеи другого атома. Уменьшение устойчивости молекул в ряду С 2 - 1з объясняется увеличением радиусов атомов галогенов, а следовательно, увеличением длины связи и понижением ее энергии. [5]

 

Несмотря на термическую  устойчивость молекул, вода весьма активна  в химическом отношении. Оксиды многих металлов и неметаллов, соединяясь с водой, образуют основания и  кислоты. [6]

 

Экспериментально было установлено, что термическая устойчивость молекул, содержащих эти связи, меняется в ряду: парафиновые олефиновые ацетиленовые. [7]

 

Органические ПАВ, вследствие их уникальной дифильности, оказываются поверхностно-активными на большинстве межфазных границ, разумеется, в области термической устойчивости молекул ПАВ. [8]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду ЬЬО-ЬЬРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды ле подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду FbS-FhPo. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул ЬЬО и образованием водородных связей между ними. [9]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду НаО - НгРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды не подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду HaS-НаРо. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул НаО и образованием водородных связей между ними. [10]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду ШО-ШРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды ле подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду bhS - НзРо. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул НзО и образованием водородных связей между ними. [11]

 

Из приведенных примеров видно, что в каждом отдельном  случае должны быть подобраны условия  процесса десорбции адсорбата. При этом следует учитывать как термическую устойчивость молекул адсорбированного вещества в полостях цеолитов ( если адсор-бат является целевым продуктом), так и порог термической устойчивости цеолитов. [12]

 

Необычно изменяется в  ряду галогенов и их термическая  устойчивость. Как видно из значений энергий диссоциации, приведенных  выше, термическая устойчивость молекул  галогенов при переходе от F2 к  С12 увеличивается, а затем в ряду С1 - Ь постепенно уменьшается. Последнее легко объясняется возрастанием радиусов атомов в ряду С1 Вг I, вследствие чего ослабляется притяжение электронов, осуществляющих связь в молекуле, к ядрам атомов. Повышение же устойчивости молекул при переходе от Fa к С12 вызвано особенностями химической связи. В то время как в молекуле F2 связь осуществляется только одной парой валентных электронов, в молекулах С12, Вг2 и 12 наряду с этой связью возникают также донорно-акцептор-ные связи. [13]

 

 

№35

Какие кислородные соединения образуют сера(6) ,селен(6) ,теллур(6)?

Их получение, строение молекул и свойства. Как  изменяют кислотные свойства оксидов ЭО3 и  сила соответствующих им кислот в  ряду S-Se-Te?

Ответ:

В подгруппу кислорода  входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный  металл). Это р-элементы VI группы периодической  системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

 

Свойства элементов подгруппы  кислорода

 

 

 

 

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns2nр4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов

 

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных  электрона. Его электроны не могут  разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

 

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода  отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

 

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3-. Им соответствуют кислоты типа Н2RО3 и Н2RО4-. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н2RО3 также и восстановительные.

 

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением  заряда ядра ослабевают неметаллические  и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим  блеском и проводит электричество.

 

 

Оксид серы (VI)— бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре 16,8°С в твердую кристаллическую массу. Он очень сильно поглощает влагу, образуя серную кислоту: SO3+Н2O= H2SO4

Таблица 20. Свойства оксидов  серы

 

 

Растворение оксиды серы (VI) в воде сопровождается выделением значительного  количества теплоты. Оксид серы (VI) очень  хорошо растворим в концентрированной  серной кислоте. Раствор SO3 в безводной  кислоте называется олеумом. Олеумы могут содержать до 70% SO3.

Получение

 

1. Оксид серы (VI) получают  окислением сернистого газа кислородом  воздуха в присутствии катализаторов  при температуре 450°С (см. Получение серной кислоты):

2SO2+O2=2SO3

2. Другим способом окисления  SO2 до SO3 является использование в  качестве окислителя оксида азота  (IV):

 

 

Образующийся оксид азота (II) при взаимодействии с кислородом воздуха легко и быстро превращается в оксид азота (IV): 2NO+О2=2NO2

который вновь может использоваться в окислении SO2. Следовательно, NO2 выполняет роль переносчика кислорода. Этот способ окисления SO2 до SO3 называется нитрозным. Молекула SO3 имеет форму треугольника, в центре которого

находится атом серы:

 

 

Такое строение обусловлено  взаимным отталкиванием связывающих  электронных пар. На их образование  атом серы предоставил шесть внешних  электронов.

 

Химические свойства

 

1. SO3 — типичный кислотный  оксид.

2. Оксид серы (VI) обладает  свойствами сильного окислителя.

Применение

Оксид серы (VI) используют для  производства серной кислоты. Наибольшее значение имеет контактный способ получения

серной кислоты. По этому  способу можно получить H2SO4 любой  концентрации, а также олеум. Процесс  состоит из трех стадий: получение SO2; окисление SO2 в SO3; получение H2SO4.