41)Вода.Строение молекулы воды.Водородная связь.Перекись водорода,ее окислительно-восстановительные свойства.

Вода (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром.Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы).Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды.

Водородная связь — разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR' различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR'.Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.

Пероксид 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.

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: Н2О2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:O22− — 2e− → O2

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

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

42)Галогены,методы получения,свойства,сравнительная характеристика.Применение галогенов.Галогеноводороды.Их получение,свойства и применение.Кислородные соединение галогенов,кислоты и их соли

Галоге́ны — химические элементы главной подгруппы VII группы (по новой классификации ИЮПАК: 17 группа элементов) таблицы Менделеева.

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I− уменьшается.

Фтор — зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционноспособен, попытка получить в свободном виде в больших количествах чревата последствиями.

Хлор — зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат — сине-чёрные кристаллы. Астат очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада астата-211 равен 8,1 часов.

Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи(151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов(Cl2 243, Br2 199, I2 150.7, At2 117 кДж/моль). От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеет и температуры кипения (плавления).

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:

Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода

Соляная кислота — водный раствор хлороводорода

Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода

Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4

Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

Н2+Г2 → 2HГ

Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.еноводородов.