Перекись водорода егэ по химии

Водород (лат. hydrogenium = греч. ὕδωρ — вода + γεννάω — рождаю) — самый легкий химический элемент, при обычных условиях — газ
без цвета, запаха и вкуса. В соединении с кислородом образует воду.

Водород — самый распространенный элемент Вселенной, входит в состав всего живого и небесных тел (73% массы Солнца).

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, +1.

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

• Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C

CH₄ + H₂O → CO + H₂

• Методом газификации угля, торфа, сланца

C + H₂O → CO + H₂

• Электролизом водных растворов щелочей

H₂O → H₂↑ + O₂↑

• Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)

CH₄ + O₂ → CO + H₂

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

• Вытеснением водорода из кислот

Fe + HCl → FeCl₂ + H₂↑

• Гидролизом гидридов

CaH₂ + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• Взаимодействием активных металлов с водой

Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи

Al + NaOH + H₂O → Na[Al(OH)₄] + H₂↑

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых
выше, чем у водорода:

• Как восстановитель реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой, оксидами металлов. При комнатной температуре из перечисленных
  реакция идет только со фтором.

H₂ + O₂ → (t) H₂O

H₂ + F₂ → HF (со взрывом в темноте)

H₂ + Cl₂ → (t) HCl (со взрывом только на свету)

H₂ + N₂ → NH₃

H₂ + S → H₂S

H₂ + ZnO → Zn + H₂O



• Как окислитель реагирует с металлами

Na + H₂ → NaH (гидрид натрия)

Mg + H₂ → MgH₂

Вода

Химические свойства:

• Реакция с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

K + H₂O → KOH + H₂

• Реакции с основными и кислотными оксидами

Реагирует с основными оксидами — с образованием оснований (реакция идет, если основание растворимо), и с кислотными оксидами —
с образованием соответствующих кислот. Не забывайте сохранять степени окисления!

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

P₂O₅ + H₂O → H₃PO₄

• Гидролиз солей

Отмечу здесь реакцию двойного гидролиза, которая заключается в гидролизе одной соли по катиону (CrBr₃),
а другой — по аниону (Na₂CO₃).

Na₂CO₃ + CrBr₃ + H₂O → Cr(OH)₃↓ + CO₂ + NaBr

• Реакция с гидридами активных металлов

LiH + H₂O → LiOH + H₂↑

• Реакции с C, CO, CH₄

C + H₂O → CO + H₂

H₂O + CO → (кат.) CO₂ + H₂

H₂O + CH₄ → (кат.) CO + H₂

• С галогенами

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO₃ (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты — кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в
состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO₄*2H₂O,
Na₂SO₄*10H₂O.

При нагревании кристаллогидраты теряют воду. Одним из наиболее известных кристаллогидратов является медный купорос: CuSO₄*5H₂O.
Медный купорос имеет характерный голубой цвет, а безводный сульфат меди — белый.

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует
вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата меди.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

K₂O₂ + H₂O → KOH + H₂O₂

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

H₂O₂ → H₂O + O₂↑

Также перекись проявляет окислительные свойства:

KCl + H₂O₂ + H₂SO₄ → Cl₂ + K₂SO₄ + H₂O

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки,
предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na₂O₂   +  2H₂O (хол.)  =  2NaOH  +   H₂O₂

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na₂O₂  +  2H₂O (гор.)  =  4NaOH  +   O₂↑

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

2Na₂O₂  +  2CO₂  =  2Na₂CO₃  + O₂↑

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

Na₂O₂   +  2HCl   =   2NaCl  +   H₂O₂

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

2Na₂O₂    +  2H₂SO_{4 (разб.гор.)}  =  2Na₂SO₄  +  2H₂O  +  O₂↑

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

2Na₂O₂  =  2Na₂O   +  O₂↑

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Na₂O₂  +  CO  =  Na₂CO₃

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

Na₂O₂  +  SO₂  =  Na₂SO₄

 2Na₂O₂   +  S   =  Na₂SO₃  +  Na₂O

Na₂O₂    +   2H₂SO₄   +  2NaI   =  I₂  +  2Na₂SO₄  +   2H₂O

Na₂O₂   +  2H₂SO₄   +  2FeSO₄ =  Fe₂(SO₄)₃  +  Na₂SO₄  +   2H₂O

3Na₂O₂  +  2Na₃[Cr(OH)₆]   =  2Na₂CrO₄  +  8NaOH  +  2H₂O

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

5Na₂O₂   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄   =  5O₂  +  2MnSO₄  +  8H₂O  +  5Na₂SO₄  +   K₂SO₄

10-й
класс (первый
год обучения)

Водород. Пероксид водорода

П
л а н

1.
Положение в таблице Д.И.Менделеева,
строение атома, изотопы.

2.
Краткая история открытия и происхождение
названия.

3.
Физические свойства.

4.
Химические свойства.

5.
Качественная реакция на водород.

6.
Нахождение в природе.

7.
Основные методы получения и области
применения.

8.
Пероксид водорода.

Водород
– элемент с порядковым номером 1,
имеет А_r =
1, электронная формула 1s¹.
Атом водорода наименьший по размерам
и самый легкий из всех элементов
Периодической системы. Условно водород
размещают в Ia и в VIIa группах. Подобно
щелочным металлам, атом водорода способен
отдавать 1 электрон, превращаясь при
этом в положительно заряженный ион
(протон). В то же время атом водорода
может принимать 1 электрон для завершения
своего внешнего уровня, превращаясь в
отрицательно заряженный гидрид-ион
Н^– (аналогично
галогенам). По электроотрицательности
водород занимает промежуточное положение
между типичными металлами и типичными
неметаллами. В соединениях водород
проявляет степень окисления +1, реже –1,
и может входить как в состав катионов,
так и в состав анионов:

Природный
водород содержит три изотопа:  протий
,  дейтерий
,  тритий
. Протий и дейтерий являются стабильными
изотопами, тритий – радиоактивный
(период его полураспада составляет
12,26 года), на Земле его содержится около
300 кг. Водород – единственный химический
элемент, изотопы которого получили свои
персональные названия. Поскольку в
естественной смеси изотопов преобладает
протий, можно утверждать, что свойства
природного водорода обусловлены в
основном его свойствами.

Первооткрывателем
водорода считается Г.Кавендиш. В 1766 г.
он собрал и исследовал газ, выделяющийся
при действии кислот на металлы, и назвал
его «горючий воздух». В 1787 г. А.Лавуазье
определил «горючий воздух» как новый
химический элемент и дал ему современное
название, которое в переводе с греческого
означает «рождающий воду».

Ф
и з и ч е с к и е  с в о й с т в а

Молекула
водорода двухатомна, образована за счет
ковалентной неполярной одноцентровой
связи (Н–Н). Водород – бесцветный, очень
легкий (плотность равна 0,09 г/л – самое
легкое вещество на Земле), термически
устойчивый газ (переходит в атомарное
состояние при 2000 °С). Мало растворим
в воде и в органических растворителях,
не имеет запаха. При высоких температурах
проявляет уникальное физическое
свойство – растворяется во многих
металлах (никель, платина, палладий).
Такая отличительная черта обусловлена
способностью молекул водорода
диффундировать через кристаллическую
решетку металла. Наибольшая растворимость
отмечена для палладия (850 объемов водорода
на один объем металла).

Смесь
2-х объемов водорода и 1-го объема кислорода
получила название «гремучий газ».
Водород обладает высокой теплопроводностью
(в семь раз больше, чем у воздуха), т.к.
его легкие молекулы движутся с огромной
скоростью.

Х
и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

Из-за
высокой прочности ковалентной неполярной
связи молекулярный водород химически
малоактивен. При обычной температуре
водород реагирует только со фтором и,
при освещении, с хлором. Но реакционная
способность водорода значительно
повышается при нагревании, а также в
присутствии таких катализаторов, как
никель, платина или палладий (растворяясь
в этих металлах, молекулы водорода
распадаются на атомы, а атомарный водород
обладает значительной химической
активностью). Кроме того, большой
химической активностью обладает
атомарный водород в момент выделения.
В реакциях водород чаще всего выступает
в роли восстановителя, реже окислителя.

Н₂ (–).

О₂ (+):

2H₂ +
O₂  2H₂O.

Металлы
(+/–):*

2Na
+ H₂  2NaН,

Ca
+ H₂  CaH₂,

Cu
+ H₂  реакция
не идет.

Неметаллы
(+/–):

H₂ +
F₂ =
2HF (и с другими галогенами при разных
условиях),

Н₂О
(–).

С
оксидами водород вступает в реакции
восстановления.

Основные
оксиды (+/–):

CuO
+ H₂ Cu
+ H₂O,

Na₂O
+ H₂  реакция
не идет.

Кислотные
оксиды (–/+):

СO₂ +
H₂ СO
+ H₂O.

Основания
(–).

Кислоты
(–).

Соли
(–).

К
а ч е с т в е н н о й  р е а к ц и е й 
на водород является его сгорание с
характерным «хлопком». Горит водород
бесцветным пламенем.

По
данным современной космохимии, водород
– наиболее распространенный элемент
Вселенной (в состав космической материи
входит 63% водорода, 36% гелия и 1% всех
остальных элементов). На Земле водород
встречается в основном в связанном виде
(вода, нефть, уголь, минералы, живые
организмы). В виде простого вещества
водород находится в незначительных
количествах в верхних слоях атмосферы.

О
с н о в н ы е  м е т о д ы  п о л у ч е
н и я  
и  о б л а с т и  п р и
м е н е н и я

Лабораторные
методы получения водорода:

взаимодействие
металлов, стоящих в ряду напряжения до
водорода, с растворами кислот-неокислителей:

Zn
+ 2HCl = ZnCl₂ +
H₂;

взаимодействие
амфотерных металлов и кремния с растворами
щелочей:

2Al
+ 2NaOH + 6H₂O
= 2Na[Al(OH)₄]
+ 3H₂,

Si
+ 2NaOH + H₂O
= Na₂SiO₃ +
2H₂;

взаимодействие
щелочных и щелочно-земельных металлов
с водой:

2Na
+ 2H₂O
= 2NaOH + H₂,

Ca
+ 2H₂O
= Сa(OH)₂ +
H₂;

взаимодействие
гидридов активных металлов с водой:

NaH
+ H₂O
= NaOH + H₂.

В
промышленности водород
получают, используя следующие методы:

электролиз
разбавленных растворов щелочей, серной
кислоты, хлоридов щелочных металлов:

2H₂O  2H₂ +
O₂,

2NaCl
+ 2H₂O  H₂ +
Cl₂ +
2NaOH;

восстановление
водяного пара металлами (магний, цинк,
железо):

восстановление
водяного пара раскаленным коксом:

конверсия
метана:

крекинг
углеводородов:

Области
применения водорода:

• в
химической отрасли промышленности –
сырье для производства аммиака,
хлороводорода, метанола;

• в
пищевой отрасли промышленности для
гидрогенизации растительных масел при
производстве маргарина;

• в
металлургии для восстановления металлов
из их оксидов;

• для
заполнения аэростатов, воздушных шаров,
зондов;

• использование
«водородной горелки» для сварки и резки
металлов;

• жидкий
водород – один из наиболее эффективных
видов ракетного топлива;

• большую
актуальность в настоящее время имеет
вопрос о применении водорода как
экологически чистого топлива.

К
важнейшим соединениям водорода относятся
вода и пероксид водорода.

П
е р о к с и д  в о д о р о д а – тяжелая,
взрывоопасная жидкость голубоватого
цвета. В лабораторной практике и в быту
обычно используют 30%-й раствор пероксида
водорода (пергидроль) или его 3%-й раствор
(перекись). Получают пероксид водорода
при взаимодействии пероксидов активных
металлов с сильными кислотами:

BaO₂ +
H₂SO₄ =
BaSO₄ +
H₂O₂.

Раствор
пероксида водорода имеет кислую реакцию
среды, т.е. пероксид водорода можно
рассматривать как слабую двухосновную
кислоту H–O–O–H:

Взаимодействует
с основаниями (реакция протекает без
изменения пероксидной группировки):

H₂O₂ +
Ba(OH)₂ =
BaO₂ +
2H₂O.

Разлагается
на свету и под действием катализаторов
(катализатор – диоксид марганца или
ферменты крови):

В
реакциях пероксид водорода проявляет
окислительно-восстановительную
двойственность за счет иона кислорода
(О^–):

Пероксид
водорода применяется в основном для
получения антисептических средств, а
также для реставрации живописи на основе
свинцовых белил. Практическое применение
нашли пероксиды щелочных металлов –
их используют для получения кислорода
на космических кораблях и подводных
лодках.