СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА С ВОДОРОДОМ.

Наиболее известным и наиболее изученным соединением кислорода является его оксид H₂O – вода. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса. В толстом слое имеет голубовато-зеленоватый цвет.

Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

Из всех жидких и твердых веществ вода обладает наибольшей удельной теплоемкостью. Благодаря этому факту вода является аккумулятором теплоты в различных организмах.

При нормальном давлении температура плавления льда 0⁰С (273⁰К), температура кипения воды +100⁰С (373⁰К). Это аномально высокие значения. При Т⁰ +4⁰С вода имеет небольшую плотность, равную 1 г/мл. Выше или ниже этой температуры плотность воды меньше 1 г/мл. Эта особенность отличает воду от всех других веществ, плотность которых с понижением t⁰ увеличивается. При переходе воды их жидкого состояния в твердое состояние происходит увеличение объема: из каждых 92 объемов жидкой воды образуется 100 объемов льда. С увеличением объема плотность уменьшается, поэтому, будучи легче воды, лед всегда всплывает на поверхность.

Исследования строения воды показали, что молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород. Валентный угол равен 104, 27. Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода. Такая полярная молекула может взаимодействовать с другой молекулой с образованием более сложных агрегатов как за счет взаимодействия диполей, так и путем образования водородных связей. Это явление получило название ассоциации воды. Ассоциация молекул воды в основном определяется образованием между ними водородных связей. Молекулярная масса воды в состоянии пара равна 18 и отвечает ее простейшей формуле – Н₂О. В остальных случаях молекулярная масса воды в кратное число раз больше восемнадцати (18).

Полярность и малые размеры молекулы приводят к тому, что она обладает сильными гидратирующими свойствами.

Диэлектрическая проницаемость воды настолько велика (81), что она оказывает мощное ионизирующее действие на растворенные в ней вещества, вызывая диссоциацию кислот, солей и оснований.

Молекула воды способна присоединиться к различным ионам, образуя гидраты. Эти соединения характеризуются специфическим стрением, напоминая комплексные соединения.

Одним из важнейших продуктов присоединения является ион гидроксония – Н₃О, который образуется вследствие присоединения иона Н⁺ к неподеленной паре электронов атома кислорода.

Вследствие этого присоединения образующийся ион гидроксония приобретает заряд +1.

Н⁺ + Н₂О Н₃О⁺

Такой процесс возможен в системах, где содержатся вещества, отщепляющие ион водорода.

Вода, как на холоде, так и при нагревании активно взаимодействует со многими металлами, стоящими в ряду активности до водорода. В этих реакциях образуются соответствующие им оксиды или гидроксиды и вытесняется водород.:

2 Fe + 3 HOH = Fe₂O₃ + 3 H₂↑

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H₂↑

Ca + 2 HOH = Ca (OH)₂ + H↑

Вода довольно активно присоединяется к основным и кислотным оксидам, образуя соответствующие гидроксиды:

CaO + H₂O = Ca (OH)₂ – основание

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄ – кислота

Вода, которая присоединена в этих случаях, называется конституционной (в отличие от кристаллизационной в кристаллогидратах).

Вода реагирует с галогенами, в этом случае образуется смесь кислот:

H₂ + HOH HCl + HClO

Наиболее важным свойством воды является ее растворяющая способность.

Вода – самый распространенный растворитель в природе и технике. Большинство химических реакций проводится в воде. Но, пожалуй, наибольшее значение имеют биологические и биохимические процессы, происходящие в растительном и животном организмах с участием белков, жиров, углеводов и других веществ в водной среде организма.

Второе соединение водорода с кислородом – пероксид водорода H₂O₂.

Структурная формула Н – О – О – Н, молекулярный вес – 34.

Латинское название Hydrogenii peroxydum.

Это вещество было открыто в 1818 году французским ученым Луи-Жаком Тенаром, который изучал действие различных минеральных кислот на бария пероксид (BaO₂). В природе пероксид водорода образуется в процессе окисления. Наиболее удобным и современным способом получения H₂O₂ является электролитический способ, который и используется в промышленности. В качестве исходных веществ используют серную кислоту или аммония сульфат.

Современными физико-химическими методами установлено, что оба атома кислорода в пероксиде водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. связи же между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. Поэтому молекула H₂O₂ также полярна. Между молекулами H₂O₂ возникает водородная связь, что приводит к их ассоциации с энергией связи О – О, равной 210 кДж, это значительно меньше энергии связи Н – О (470 кДж).

Раствор перекиси водорода – прозрачная бесцветная жидкость, без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции. Быстро разлагается под действием света, при нагревании, при соприкосновении с щелочью, окисляющими и восстанавливающими веществами, выделяя кислород. Происходит реакция: H₂O₂ = H₂O + O

Малая устойчивость молекул H₂O₂ обусловлена непрочностью связи О – О.

Хранят его в посуде из темного стекла и в прохладном месте. При действии на кожу концентрированных растворов перекиси водорода образуются ожоги, причем обожженное место болит.

ПРИМЕНЕНИЕ: в медицине применяют 3 % раствор перекиси водорода как кровоостанавливающее средство, дезинфицирующее и дезодорирующее средство для промываний и полосканий при стоматите, ангине, гинекологических заболеваниях и др.

При соприкосновении с ферментом каталазой (из крови, гноя, тканей) действует атомарный кислород в момент выделения. Действие H₂O₂ кратковременное. Ценность препарата заключается в том, что продукты его разложения безвредны для тканей.

ГИДРОПЕРИТ – комплексное соединение перекиси водорода с мочевиной. Содержание перекиси водорода составляет около 35 %. Применяют как антисептическое средство вместо перекиси водорода.

Одним из основных химических свойств H₂O₂ является его окислительно-восстановительные свойства. Степень окисления кислорода в H₂O₂ равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0). Поэтому перекись водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т.е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Следует отметить, что окислительные свойства H₂O₂ выражены гораздо сильнее, чем восстановительные и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах. Например:

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

2 I^- - 2ē → I₂⁰ 1 – в-ль

H₂O₂ + 2 H⁺ + 2ē → 2 H₂O 1 – ок-ль

2 I^- + H₂O₂ + 2 H⁺ → I₂ + 2 H₂O

Под действием сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства:

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

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē → Mn⁺² + 4 H₂O 2 – ок-ль

H₂O₂ - 2ē → O₂ + 2 H⁺ 5 – в-ль

2 MnO₄^- + 5 H₂O₂ + 16 H⁺ → 2 Mn⁺² + 8 H₂O + 5 O₂ + 10 H⁺

Выводы:

1. Кислород -самый распространенный элементна Земле.

В природе кислород встречается в двух аллотропных видоизменениях: O₂ – дикислород или «обычный кислород» и О₃ – трикислород (озон).

2.Аллотропия – образование разных простых веществ одним элементом.

3.Аллотропные видоизменения кислорода: кислород и озон.

4.Соединения кислорода с водородом -вода и пероксид водорода .

5.Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

6.При Т⁰ +4⁰С вода имеет плотность, равную 1 г/мл.

7.Молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород.

8.Валентный угол равен 104, 27

9.Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода.

12.Сера. Характеристика серы, исходя из ее положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, возможные степени окисления, физические свойства, распространение в природе,биологическая роль, способы получения, химические свойства. . Применение серы и её соединений в медицине и народном хозяйстве.

СЕРА:

А) нахождение в природе

Б) биологическая роль

В) применение в медицине

Сера широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде соединений – FeSe (пирит), CuS, Ag₂S, PbS, CaSO₄ и др. Входит в состав различных соединений, содержащихся в природных углях, нефтях и природных газах.

Сера принадлежит к числу элементов, имеющих важное значение для жизненных процессов, т.к. она входит в состав белковых веществ. Содержание серы в организме человека составляет 0, 25 %. Входит в состав аминокислот: цистеина, глютатиона, метионина и др.

Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме того, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (н-р, инсулина).

В виде соединений сера обнаружена в нервной ткани, в хрящах, костях и в желчи. Она участвует в окислительно-восстановительных процессах организма.

При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей, выпадение волос.

Сера содержится в крыжовнике, винограде, яблоках, капусте, луке репчатом, ржи, горохе, ячмене, гречихе, пшенице.

Рекордсмены: горох 190, соя 244 %.

ПРИМЕНЕНИЕ:

1. Сера осажденная – мельчайший аморфный бледно-желтый порошок без запаха. Практически нерастворим в воде. При взаимодействии серы с органическими веществами образуются сульфиды и пентатионовая кислота, обладающая противомикробной и противопаразитарной активность. Применяют наружно в виде мазей (5 – 10 – 20 %) и присыпок при лечении кожных заболеваний: себореи, сикоза, псориаза и др. Применения серной мази является относительно простым и эффективным методом лечения чесотки.

ера осажденная входит в состав ряда мазей:

а) мазь серная простая

б) мазь серно-салициловая

в) мазь «сульфодекортэм»

2. Сера очищенная – порошок лимонно-желтого цвета. Растворим в воде, мало растворим в эфире. В качестве противоглистного средства применяют при энтеробиозе. Используют также иногда как легкое слабительное средство. Входит в состав сложного порошка солодкового корня.

Примечание: для приема внутрь нельзя заменять серу очищенную серой осажденной (последняя быстро восстанавливается в кишечнике до сероводорода, что может привести к побочным явлениям).

3. Сульсен (селена дисульфид) – тонкий аморфный порошок желто-оранжевого цвета, практически нерастворим в воде и спирте. Содержит около 55 % селена и 45 % серы. Применяют при лечении себореи волосистой части головы.