Атомные характеристики элементов

Н Н

Н

О

Н Н Н

Н

Н

Н

Рис. 2. Образование водородных связей.

В структуре жидкой воды сохраняется тетраэдрическая координация, присущая кристаллической структуре льда. Сохранение льдоподобного каркаса связей между молекулами в структуре жидкой воды образует каналообразные пустоты, заполненные мономерными молекулами. Доля мономерных молекул возрастает с повышением температуры.

Особенности структуры жидкой воды определяют её аномальные физико-химические свойства: высокую теплоёмкость, высокие температуры кипения и плавления, аномальную плотность и увеличение объёма при кристаллизации способность растворять многие, в том числе неполярные, вещества.

Третье уникальное свойство молекул воды – способность образовывать донорно-акцепторные связи за счёт неподелённых электронных пар кислорода и образовывать аквакомплексы. Самодиссоциация жидкой воды осуществляется по схеме:

2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^– , К_д = 1,8·10 ^-16

Важной количественной характеристикой является ионное произведение воды, которое для выражения концентраций в моль/дм³ при Т = 298 К равно [H⁺][OH^-] = К_д·с(Н₂О) = K_w; K_w = 1,0·10^-14 и величина которого при повышении температуры возрастает.

Химические свойства воды:

1. Взаимодействие с металлами: активными – непосредственно,

Са_(т) + 2Н₂О_(ж) →Са(ОН)_2(в) + Н_2(г);

средней активности – при нагревании,

2Fe_(т) + 3 Н₂О_(г)↔ Fe₂O_3(т) + 3Н_2(г)

2. Взаимодействие с неметаллами:

Cl_2(г) + Н₂О_(ж) ↔HCl_(в) + HClO_(в)

3. С оксидами: СаО_(т) + Н₂О_(ж) → Са(ОН)_2(в)

Р₂О_5(т) + Н₂О_(ж) →2Н₃РО_4(в);

4. С солями – гидролиз, образование аквакомплексов, кристаллогидратов:

Na₂CO_3(в) + Н₂О_(ж) ↔ NaHCO_3(в) + NaOH_(в)

CoCl_2(в) + 6Н₂О_(ж) →[Co(H₂O)₆]Cl_2(в)

CuSO_4(в) + 5Н₂О_(ж) → CuSO₄ ּ 5Н₂О_(т)

5. С органическими соединениями – гидратация:

С₂Н_4(г) + Н₂О_(ж)→С₂Н₅ОН_(в)

Вода, входящая в состав гидроксидов, кислых и основных солей называется конституционной (химически связанной). Выделить её из соединения можно разложением вещества при высоких температурах.

Вода, присоединённая по координационному типу во внутренней сфере комплексных соединений или кристаллогидратов называется кристаллизационной.

Кристаллизационная вода легко выветривается, поэтому фармпрепараты, содержащие кристаллизационную воду следует хранить в плотно укупоренной таре.

Некоторые безводные соли – CaCl₂, K₂CO₃, Mg(ClO₄)₂ легко поглощают влагу, их используют в качестве осушителей для воды, называемой гигроскопической и адсорбированной поверхностью сыпучих, порошкообразных веществ.

Вода дистиллированная используется для приготовления лекарств и растворов для инъекций.

Пероксид водорода (Н₂О₂) образуется при гидролизе дисерной (надсерной) кислоты:

Н₂S₂O_8(в) + Н₂О_(ж) → Н₂SO_4(в) + Н₂О_2(в);

или при действии разбавленной серной кислоты на пероксид бария:

Н₂SO_4(в) + ВаО_2(в) → ВаSO_4(т) + Н₂О_2(в);

В промышленности пероксид водорода получают в 2-е стадии из антрахинона. Строение молекулы Н₂О₂ показано на рисунке 3:

Рис. 3. Структура молекулы Н₂О₂. В газовой фазе длина связи О-О
равна 147 пм, угол О-О-Н составляет 95⁰; угол 90⁰ – торсионный угол межд

у
плоскостями в твёрдой молекуле (в газовой фазе – 111⁰)

Пероксид водорода – голубоватая вязкая жидкость с Т_пл = 272 К, Т_кип = = 425 К и плотностью r₂₉₈ = 1,46 г/см³. Смешивается с водой в любых соотношениях.

Водный раствор с массовой долей 31 % называется пергидролем.

Пероксид водорода термодинамически нестабилен и имеет тенденцию к разложению на воду и кислород по реакции диспропорционирования:

2Н₂О_2(в) →2Н₂О_(ж) + О_2(г) D._rH⁰₂₉₈ = -196 кДж

Разложение Н₂О₂ ускоряют свет, нагревание, присутствие катализаторов – MnO₂, OH^-, поверхность некоторых металлов. Кровь также является катализатором этой реакции, что позволяет использовать Н₂О₂ как антисептик – выделяющийся кислород убивает анаэробные бактерии.

Водный раствор Н₂О₂ является слабой двухосновной кислотой:

Н₂О₂ + Н₂О_(ж) ↔ Н₃О ⁺ + НО₂^-, К₁=1,78·10^-12

(гидропероксид – ион) НО₂^-↔ Н⁺ + О₂^2-,

Кислые (NaНО₂) и средние (Na₂О₂) соли называются пероксидами.

Степень окисления кислорода в пероксиде водорода -1, поэтому он проявляет окислительно-восстановительную двойственность:

1. 2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

окислитель Н₂О₂ + 2е + 2Н⁺ → 2 Н₂О – восстановление

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

восстановитель Н₂О₂ - 2е →2Н⁺+ О₂ – окисление

Окислительные свойства выражены сильнее, поэтому пероксид водорода находит своё применение как окислитель при отбеливании тканей, в медицине как антисептик, проявляется в процессах метаболизма, как источник кислорода для биохимических процессов. Он проявляет вяжущее и кровоостанавливающее свойства, применяется в качестве дезодорирующего и депигментирующего средства. 3% раствор применяется наружно в качестве дезинфицирующего средства.

s- ЭЛЕМЕНТЫ

Внешнее электронное строение s- элементов 1А группы – ns¹; IIA группы – ns², степени окисления +1 и +2, соответственно.

В направлении от Li до Fr и от Be до Ra радиусы атомов увеличиваются, потенциалы ионизации и электроотрицательность уменьшаются, химическая активность (способность отдавать электроны) возрастает.

Простые вещества элементов 1А группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – щелочные металлы; элементов IIA группы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) – щелочноземельные металлы (кроме Be и Mg); они серебристо – белого цвета (кроме Cs, жёлтого цвета), мягкие и пластичные, лёгкие, низкоплавкие с хорошей электропроводимостью (табл. 1).

Вследствие высокой реакционной способности в природе в свободном виде эти металлы не встречаются. Самым распространённым элементом 1А группы в земной коре являются натрий (2,6 %) и калий (2,5 %),
IIA группы – кальций (3,5 %), в живых организмах – 0,1 %, 0,27 % и 1,9 %, соответственно. Основные физико-химические свойства металлов представлены в табл. 2.

Получают s-элементы электролизом расплавов галогенидов или гидроксидов, реже – металлотермическим или термическим разложением соединений.

Таблица 1

Элемент	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Атомный номер
Ковалентный радиус, нм	0,123	0,154	0,203	0,216	0,235	–
Металлический радиус, нм	0,155	0,190	0,235	0,248	0,267	0,280
Радиус иона Э^+, нм	0,076	0,102	0,138	0,152	0,167	0,175
Электроотрицательность	0,97	1,01	0,91	0,89	0,86	0,86
Первый потенциал ионизации, В	5,392	5,139	4,341	4,177	3,894	3,98

Таблица 2

Дата добавления: 2015-05-09