- •Р.Б. Николаева, с.В. Сайкова
- •Часть 2.
- •Учебное пособие
- •Список принятых сокращений и условных обозначений1
- •Введение
- •Водород
- •Свойства и применение
- •Распространенность и получение водорода. Водородная энергетика
- •Галогены
- •Общая характеристика. Получение
- •Простые вещества
- •Галогениды водорода
- •Кислородосодержащие соединения фтора
- •Кислородосодержащие соединения аналогов фтора
- •Галиды галогенов
- •Галид-оксиды галогенов
- •Халькогены
- •Общая характеристика
- •Простые вещества
- •Халькогениды водорода
- •Перхалькогениды
- •Кислородосодержащие соединения
- •Галиды и оксид-галиды
- •Экологический аспект переработки сульфидных руд
- •Подгруппа азота
- •Общая характеристика
- •Простые вещества
- •Соединения с водородом
- •Гидразин и гидроксиламин
- •Кислородосодержащие соединения
- •Удобрения. Проблема связывания азота
- •Сульфиды
- •Галиды и оксогалиды
- •Группа p-элементов
- •Нахождение в природе, получение
- •Простые вещества
- •Соединения с водородом
- •Соединения с металлами
- •Кислородосодержащие соединения
- •Углекислый газ. Использование и проблемы
- •Силикатное стекло
- •Сульфиды
- •Азотсодержащие соединения р-элементов IV группы
- •III-группа p-элементов
- •Общая характеристика
- •Нахождение в природе и получение простых веществ
- •Физические свойства простых веществ
- •Производство алюминия. Сплавы
- •Химические свойства простых веществ
- •Соединения с водородом
- •Кислородосодержащие соединения
- •Соединения бора с азотом
- •S-элементы
- •Общая характеристика. Простые вещества
- •Соединения s-элементов
- •12000С ⎧→ CaSiO3(цемент)
- •Благородные газы
- •Некоторые закономерности периодической системы
- •D-элементы
- •Общая характеристика
- •Нахождение в природе
- •Получение d-металлов
- •Физические свойства
- •Химические свойства простых веществ
- •Кислородосодержащие соединения
- •Соли d-элементов
- •Комплексные соединения
- •F-элементы
- •Лантаноиды
- •Актиноиды
- •Заключение
- •Литература Основная
- •Дополнительная
- •Содержание
- •IV группа p-элементов.................................................................................................................................................52
- •III-группа p-элементов................................................................................................................................................68
Перхалькогениды
Общая формула перхалькогенидов водорода: H2 Хп, где Хп– гомоядерная зигзагообразная (?) цепь, к концам которой присоединены атомы водорода.
Для кислорода гомоядерные цепи неустойчивы, с одной стороны, из-за склонности O к π(p− p) -перекрыванию и, значит, из-за стремления образовать молекулы O2с двойной связью. С другой стороны, вследствие высокой Э.О. кислород легко переходит в наиболее для него характерное состояние O−2 .
Поэтому пероксиды со значением n, равном 3 и 4, существуют лишь ниже (-700С); а
H2O2 , в котором ст.ок. O (-1), проявляет не только сильные окислительные свойства
(E0 (H2O2 /H2O)= 1,78 В3), но и восстановительные (E0 (O2 /H2O2 )= 0,68 В) – см. [7].
Как следствие, возможна реакция дисмутации(с образованием O2и H2O ), которая и протекает при хранении водных растворов пероксида водорода даже при об.у.
Разложение H2O2ускоряется нагреванием, на свету и в присутствии солей, ибо их ионы, гидратируясь, повышают эффективную концентрацию пероксида. В чистом виде при освещении или нагревании пероксид водорода взрывается (?); так что хранить его нужно в темноте и на холоду. Он легко воспламеняет опилки, бумагу и другие горючие материалы, поэтому его применяют в качестве окислителя ракетного топлива.
На практике используют также 3% и 30%-ные растворы H2O2для отбеливания различных материалов и обеззараживания сточных вод. Благодаря полярности молекул
H2O2[1] и наличию Н-связей между ними, пероксид водорода при об.у. – жидкость
(бледно голубого цвета), которая имеет высокую т.кип. (1500С) и неограниченно растворяется в воде.
В водном растворе H2O2проявляет крайнеслабокислотныесвойства (Kd = 2,2⋅10−12 ), поэтому образующиеся при действии щелочи нормальные пероксиды
(Na2O2 ) и кислые (NaHO2 ) сильно гидролизуются.
Получить H2O2можно, действуя серной кислотой на пероксид бария, а BaO2синтезируют из ИПВ, как и Na2O2 . Последний используется в противогазах пожарников и в космических кораблях для связывания углекислого газа с одновременным пополнением воздуха кислородом:
у.
Na2O2 + CO2 ⎯⎯об.⎯у. →Na2CO3 + O2 .
Поскольку в отличие от О, сера склонна к образованию гомоцепей, то персульфиды водорода (сульфаны) устойчивее пероксидов. Получен даже H2S8– действием конц. НСl на сухие персульфиды ЩМ, которые, в свою очередь, синтезируют по реакции:
K 2S+ S→ K2Sn , где n =2÷9.
Сульфаны при об.у. - жидкости (маслянистые), водой в кислой среде разрушаются до H2S и S. Причем с удлинением гомоцепи их устойчивостьснижается.Однако кислотные свойства при этом, в основном,растут(Kd (H2S)= 10−7 , а Kd (H2S2 )= 10−4 ) за счет большего смещения электронной плотности от связи H−S на гомоцепь. А такжеусиливаетсяокраскасоединений (от бесцветной до красной).
В случае селена и теллура перхалькогениды водорода не получены (?), но соли
Na2 Хn , где n =2÷6, устойчивы настолько, что самопроизвольно образуются при стоянии водных растворов Na2 Х (за счет окисления Х-2кислородом воздуха).
Очевидно, от кислорода к теллуру окислительные свойства перхалькогенидов снижаются, а восстановительные растут (?). В случае же персульфидов явно проявляются и те, и другие:
SnS + Na2S2 → SnS2 + Na2S , FeS2 + O2 → Fe3O4 + SO2 .
Последняя реакция – обжиг пирита, т.е. природного дисульфида железа(II) – яляется первой стадией промышленного синтеза серной кислоты.