химический каталог




Общая химия

Автор Н.Л.Глинка

ода.

117. Пероксид водорода Н202. Пероксид (перекись) водорода представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью 1,45 г/см3, затвердевающую при — 0,48°С. Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:

2Н202<ж) = 2Н20(ж) + 02 +197,5 кДж

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы; в прохладном месте они могут сохраняться довольно долго. Пергидроль — раствор, который поступает в продажу, — содержит 30 % Н2О2. В нем, а также в высококонцентрированных растворах пероксида водорода содержатся стабилизирующие добавки.

Разложение пероксида водорода ускоряется катализаторами. Если, например, в раствор пероксида водорода бросить немного диоксида марганца МпОг, то происходит бурная реакция и выделяется кислород. К катализаторам, способствующим разложению пероксида водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов. Уже следы этих металлов могут вызвать распад Н202.

Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода, но ввиду высокой температуры

Рис. 106. Схема строения молекулы Н^02.

<

~~^ 7 Угол Э близок к 100°, угол ф —к 95°. Длины связей: О —Н

7 о -/V 0.097 нм, О —О 0,149 им.

? водородного пламени тотчас же разлагает-

ся на воду и кислород. Однако если напра-

вить водородное пламя на кусок льда, то в образующейся воде

можно обнаружить следы пероксида водорода.

Пероксид водорода получается также при действии атомарного водорода на кислород.

В промышленности пероксид водорода получают в основном электрохимическими методами, например анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной кислоты Н25208 (см. § 132). Происходящие при этом процессы можно изобразить схемой:

2H2S04 = H2S208 + 2Н+ + 2е' H2S208 + 2Н20 = 2H2S04 + Н202

В пероксиде водорода атомы водорода ковалентно связаны с атомами кислорода, между которыми также осуществляется простая связь. Строение пероксида водорода можно выразить следующей структурной формулой: Н—О—О—Н.

Молекулы Н202 обладают значительной полярностью (fi = — 2,13D), что является следствием их пространственной структуры (рис. 106).

В молекуле пероксида водорода связи между атомами водорода и кислорода полярны (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода). Поэтому в водном растворе под влиянием полярных молекул воды пероксид водорода может отщеплять ионы водорода, т. е. он обладает кислотными свойствами. Пероксид водорода— очень слабая двухосновная кислота (К\ — 2,6- Ю-12); в водном растворе он распадается, хотя и в незначительной степени, на ионы:

Н2о2 4=fe Н+ + НО-

Диссоциация по второй ступени

НО" ^dt н+ + о*-

практически не протекает. Она подавляется присутствием воды — вещества, диссоциирующего с образованием ионов водорода в большей степени, чем пероксид водорода. Однако при связывании ионов водорода (например, при введении в раствор щелочи) диссоциация по второй ступени происходит.

С некоторыми основаниями пероксид водорода реагирует непосредственно, образуя соли. Так, при действии пероксида водорода на водный раствор гидроксида бария выпадает осадок 6a-tj риевой соли пероксида водорода;

Ва(ОН)2 + Н202 = Ва02; + 2Н20

Соли пероксида водорода называются пероксидами или перекисями. Они состоят из положительно заряженных ионов

металла и отрицательно заряженных ионов Of", электронное строение которых можно изобразить схемой:

Степень окисленности кислорода в пероксиде водорода равна — 1, т. е. имеет промежуточное значение между степенью окисленности кислорода в воде (—2) и в молекулярном кислороде (0)'. Поэтому пероксид водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т. е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Все же для него более характерны окислительные свойства, так как стандартный потенциал электрохимической системы

Н202 + 2Н+ + 2е" = 2Н20

в которой Н202 выступает как окислитель, равен 1,776 В, в то время как стандартный потенциал электрохимической системы

О 2 + 2Н+ + 2е~ — Н202

в которой пероксид водорода является восстановителем, равен 0,682 В. Иначе говоря, пероксид водорода может окислять вещества, &° которых не превышает 1,776 В, а восстанавливать только те, &° которых больше 0,682 В. По табл. 18 (на стр. 277) можно видеть, что в первую группу входит гораздо больше веществ.

В качестве примеров реакций, в которых Н202 служит окислителем, можно привести окисление нитрита калия

КШ2 + Н202 = КШ3 + Н20

и выделение иода из иодида калия:

2KI + Н202 = 12 + 2КОН

Как пример восстановительной способности пероксида водорода укажем на реакции взаимодействия Н202 с оксидом серебра(I)

Ag20 + Н202 = 2Ag + Н20 + 02

а также с раствором перманганата калия в кислой среде:

2KMn04 + 5Н202 + 3H2S04 = 2MnS04 + 502 + K2S04 + 8Н20

Если сложить уравнения, отвечающие восстановлению пероксида водорода и

страница 162
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233 234 235 236 237 238 239 240 241 242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 256 257 258 259 260 261 262 263 264 265 266 267 268 269 270 271 272 273 274 275 276 277 278 279 280 281 282 283 284 285 286 287 288 289 290 291 292 293 294 295 296 297 298 299 300 301 302 303 304 305 306 307 308 309 310 311 312 313 314 315 316 317 318 319 320 321 322 323 324 325 326 327 328 329 330 331 332

Скачать книгу "Общая химия" (9.39Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
rt ac87u
air ct2504 25 k9
обувница для прихожей
наклейки volvo

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(23.11.2017)