Практическое применение пероксидов

В практике пероксиды используют весьма разнообразно: как добавки к моторному топливу, как отбеливающие вещества, как промежуточные продукты синтеза при получении фенолов и кетонов разложением гидропероксидов;

Для разнообразных синтезов, инициируемых пероксидами; сюда относятся многочисленные реакции окисления кислородом, галогенирования, присоединения к олефинам. Причем присоединение галогенводородов в присутствии пероксидов происходит против правила Марковникова.

Пероксиды применяются и как взрывчатые вещества, например бензоила и ацетона пероксиды.

Вопрос 38 Рассмотрите строение молекулы воды…

Вода — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета, запаха и вкуса. Химическая формула: Н₂O. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром. Является хорошим растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли и газы).

Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45°, и эта конфигурация строго сохраняется. Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды является активным диполем, где кислородная сторона отрицательна, а водородная положительна. В результате молекулы воды притягиваются своими противоположными полюсами, и образуют полярные связи, на разрыв которых требуется много энергии.

Вода обладает амфотерными свойствам и. Это означает, что она может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания. Ее амфотерные свойства обусловлены способностью воды к самоионизации:

2Н₂О_(ж.) = Н₃О⁺_(водн.) + ОН^-_(водн.)

Это позволяет воде быть, с одной стороны, акцептором протона:

НСl + Н₂О = Н₃О⁺ + Сl^-

а с другой стороны-донором протона:

NH₃ + Н₂О = NH₄⁺ + ОН^-

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот. K_в=10^-7 при обычных условиях.

Окислительные свойства воды:

Вопрос 39 Какова устойчивая степень окисления галогенов…

Устойчивая степень окисления галогенов (-1) Галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому обычно в природе встречаются в виде соединений.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов. Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов.

CaBr₂+O₂=CaO+Br₂

Окислить ионы F⁻ и Cl⁻ можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой.

Получение:

1. Важнейший способ получения фтора — электролиз расплавов фторидов, где фтор выделяется на аноде:

2F^--2e-F₂

В качестве основного источника получения используется гидрофторид KHF₂.

2. Хлор в лабораторных условиях получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV). Реакция прорекает при нагревании.

4HСl^-1+Mn⁺⁴O₂=Сl₂+Mn⁺²Сl₂+2Н₂O

Вместо окислителя MnO₂ можно применить перманганат калия KMnO₄. Тогда реакция протекает при обычной температуре,

16НСl^-1+2KMn⁺⁷O₄=5Сl₂+2Mn⁺²Сl₂+2КСl+8Н₂О

В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:

2NaCl+2Н₂O электролиз2NaOH+H₂+Cl₂

3. Для получения брома чаще применяют реакцию замещения его в бромидах. 2KBr+Сl₂=2KСl+Br₂

4. Основные источники получения йода — это морские водоросли и нефтяные буровые воды.

2NaI+MnO₂+3H₂SO₄=I₂+2NaHSO₄+MnSO₄+2Н₂О Получение йода из его природных источников сводится к переводу его в молекулярный:

2NaI+2NaNO₂+2H₂SO₄=I₂+2H₂O+2NO+2Na₂SO₄

5. В лабораторных условиях бром и йод получают одним и тем же способом: действием оксида марганца (IV) на бромиды или иодиды в кислой среде, например:

MnO₂+2KBr+2H₂SO₄=MnSO₄+Br₂+K₂SO₄+2Н₂О

Вопрос 40 Охарактеризуйте фтор….

Фтор - бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит. Он имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов.

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами и с большинством из них — с горением и взрывом (кроме фторидов в высших степенях окисления и фторопластов). К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счет образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина.

Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации, в то время как химическая связь объясняется в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью.

Окислительная активность в ряду падает так как увеличивается радиус атомов, а энергия ионизации падает, т. е. происходит ослабление неметаллических свойств.

Вопрос 41 Пользуясь теорией валентных связей, охарактеризуйте…галогенов…

Прочная атомная решетка у галогенов возникнуть не может из-за большого числа электронов (неподеленных е-пар) в валентной оболочке и соответственно малого числа ковалентных связей, которые могут быть образованы каждым атомом. Следствием этого является реализация валентных возможностей атомов галогенов путём образования лишь одной двухэлектронной связи, вследствие чего возникают валентные двухатомные молекулы.

Как известно, межмолекулярное взаимодействие ковалентных молекул обычно слабо и осуществляется за счет остаточных деформационных и ориентационных сил, действующих в электронной оболочке молекулы (силы Ван-дер-Ваальса). Чем ближе располагается внешняя электронная оболочка атома к положительно заряженному атомному ядру (или электронов молекулы к центру положительного заряда в полярной молекуле), тем более жесткой и менее склонной к деформации она является. Именно по этой причине молекулы F₂ или Сl₂ существенно слабее взаимодействуют с себе подобными, чем молекулы тяжелых галогенов, атомы которых обладают более рыхлыми к слабее притянутыми к ядру электронными оболочками. Соответственно тяжелые галогены значительно легче перевести в жидкое - в. твердое состояние, чем легкие галогены.

Таким образом, причиной различного агрегатного состояния галогенов (переход от газа к твердому веществу в ряду F₂ — I₂) является рост прочности связи между молекулами, хотя основная тенденция в изменении прочности внутримолекулярной связи в этом ряду состоит в ее уменьшении.

С уменьшением электродного потенциала уменьшается окислительная и увеличивается восстановительная способность галогенов.