Реакции с перекисью водорода ионное уравнение

Добро пожаловать, Гость!

Видео:Опыты по химии. Каталитическое разложение пероксида водородаСкачать

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Пероксид водорода

Пероксид водорода (перекись 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.

Строение молекулы

Молекула Н₂O₂ содержит в своем составе пероксидный анион O₂ -2 . Каждый атом кислорода образует 2 ковалентные связи, но имеет степень окисления, равную -1. В упрощенном виде строение молекулы отражает графическая формула:

H +1 -O -1 -O -1 -H +1

Физические свойства

В чистом безводном виде Н₂O₂ — бесцв. сиропообразная жидкость с плотностью 1,45 г/см 3 (т. пл. -0,41°С, т. кип. 150,2°С). Смешивается с водой в любых соотношениях, растворяется также в спирте, эфире. 30%-ный р-р Н₂O₂ называют пергидролем. Подобно воде, Н₂O₂ — хороший полярный растворитель, в котором вещества с ионной и полярной ковалентной связью диссоциируют на ионы.

Химические свойства

Разложение Н₂O₂ (диспропорционирование)

2O -1 — 2e — → O₂ 0

При Т > 90° С пероксид водорода разлагается практически полностью. Причиной непрочности молекул Н₂O₂ является неустойчивость атома кислорода в степепени окисления -1.

Молекулы Н₂O₂ в незначительной степени диссоциируют в водном растворе по схеме:

(К_дисс = 1,5 * 10 -12 при 20°С)

Кислотные свойства проявляются в реакциях со щелочами с образованием солей — средних (пероксидов) и кислых (гидропероксидов), например:

Гидролиз пероксидов металлов

Хотя по составу пероксиды напоминают оксиды, они на самом деле обладают свойствами солей. В водных растворах полностью гидролизуются с выделением Н₂O₂:

Получение Н₂O₂ из пероксидов металлов

Так как Н₂O₂ — очень слабая кислота, то она вытесняется из своих солей как сильными кислотами, так и слабыми, например:

Атомы кислорода, находящиеся в неустойчивой степени окисления -1, стремятся приобрести еще один электрон для перехода в устойчивое состояние. Поэтому пероксид водорода проявляет очень сильные окислительные свойства, особенно в кислой среде:

Видео:Галилео. Эксперимент. Разложение перекиси водородаСкачать

Реакции с перекисью водорода ионное уравнение

18.5. ОВР пероксида водорода

В молекулах пероксида водорода H₂O₂ атомы кислорода находятся в степени окисления –I. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20 % пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.

Пероксид водорода – очень слабая кислота (см. приложение 13), поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются гидропероксид-ионы.

В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными. Уравнения полуреакций для всех этих случаев приведены в таблице 1.

Уравнения окислительно-восстановительных полуреакций H₂O₂ в растворах

Реакция среды

H₂O₂ окислитель

H₂O₂ восстановительКислотнаяH₂O₂ + 2H₃O + 2e – = 4H₂OH₂O₂ + 2H₂O – 2e – = O₂ + 2H₃O НейтральнаяH₂O₂ + 2e – = 2OH H₂O₂ + 2H₂O – 2e – = O₂ + 2H₃O ЩелочнаяHO₂ + H₂O + 2e – = 3OH HO₂ + OH – 2e – = O₂ + H₂O

Рассмотрим примеры ОВР с участием пероксида водорода.

Пример 1. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении раствора йодида калия к раствору пероксида водорода, подкисленному серной кислотой.

1	H2O2 + 2H3O + 2e – = 4H2O
1	2I – 2e – = I2

H₂O₂ + 2H₃O +2I = 4H₂O + I₂
H₂O₂ + H₂SO₄ + 2KI = 2H₂O + I₂ + K₂SO₄

Пример 2. Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и пероксидом водорода в водном растворе, подкисленном серной кислотой.

2	MnO4 + 8H3O + 5e – = Mn 2 + 12H2O
5	H2O2 + 2H2O – 2e – = O2 + 2H3O

2MnO₄ + 6H₃O+ + 5H₂O₂ = 2Mn 2 + 14H₂O + 5O₂
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5H₂O₂ = 2MnSO₄ + 8H₂O + 5O₂ + K₂SO₄

Пример 3. Составьте уравнение реакции пероксида водорода с йодидом натрия в растворе в присутствии гидроксида натрия.

3	6	HO2 + H2O + 2e – = 3OH
1	2	I + 6OH – 6e – = IO3 + 3H2O

3HO₂ + I = 3OH + IO₃
3NaHO₂ + NaI = 3NaOH + NaIO₃

Без учета реакции нейтрализации между гидроксидом натрия и пероксидом водорода это уравнение часто записывают так:

Это же уравнение получится, если сразу (на стадии составления баланса) не принимать во внимание образование гидропероксид-ионов.

Пример 4. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении диоксида свинца к раствору пероксида водорода в присутствии гидроксида калия.

Диоксид свинца PbO₂ – очень сильный окислитель, особенно в кислотной среде. Восстанавливаясь в этих условиях, он образует ионы Pb 2 . В щелочной среде при восстановлении PbO₂ образуются ионы [Pb(OH)₃] .

1	PbO2 + 2H2O + 2e – = [Pb(OH)3] + OH
1	HO2 + OH – 2e – = O2 + H2O

PbO₂ + H₂O + HO₂ = [Pb(OH)₃] + O₂

Без учета образования гидропероксид-ионов уравнение записывается так:

PbO₂ + H₂O₂ + OH = [Pb(OH)₃] + O₂ + 2H₂O

Если по условию задания добавляемый раствор пероксида водорода был щелочным, то молекулярное уравнение следует записывать так:

PbO₂ + H₂O + KHO₂ = K[Pb(OH)₃] + O₂

Если же в реакционную смесь, содержащую щелочь, добавляется нейтральный раствор пероксида водорода, то молекулярное уравнение может быть записано и без учета образования гидропероксида калия:

PbO₂ + KOH + H₂O₂ = K[Pb(OH)₃] + O₂

Среди окислительно-восстановительных реакций выделяют реакции дисмутации (диспропорционирования, самоокисления-самовосстановления).

Примером известной вам реакции дисмутации является реакция хлора с водой:

Cl₂ + H₂O HCl + HClO

В этой реакции половина атомов хлора(0) окисляется до степени окисления +I, а вторая половина восстанавливается до степени окисления –I:

Составим методом электронно-ионного баланса уравнение аналогичной реакции, протекающей при пропускании хлора через холодный раствор щелочи, например KOH:

1	Cl2 + 2e – = 2Cl
1	Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H2O

2Cl₂ + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H₂O

Все коэффициенты в этом уравнении имеют общий делитель, следовательно:

Cl₂ + 2OH = Cl + ClO + H₂O
Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O

Дисмутация хлора в горячем растворе протекает несколько иначе:

10Cl₂ + 2e – = 2Cl 1

2Cl₂ + 12OH – 10e – = 2ClO₃ + 6H₂O

3Cl₂ + 6OH = 5Cl + ClO₃ + 3H₂O
3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Большое практическое значение имеет дисмутация диоксида азота при его реакции c водой (а) и с растворами щелочей (б):

1NO₂ + 3H₂O – e – = NO₃ + 2H₃O

1NO₂ + 2OH – e – = NO₃ + H₂O

1NO₂ + H₂O + e – = HNO₂ + OH

1NO₂ + e – = NO₂

2NO₂ + 2H₂O = NO₃ + H₃O + HNO₂

2NO₂ + 2OH = NO₃ + NO₂ + H₂O

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Реакции дисмутации протекают не только в растворах, но и при нагревании твердых веществ, например, хлората калия:

2Cl +V + 6e – = Cl –I3

6Cl +V – 2e – = Cl +VII

Еще один тип реакций, протекающих при нагревании твердых веществ – внутримолекулярные ОВР.

Характерным и очень эффектным примером внутримолекулярной ОВР является реакция термического разложения дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇. В этом веществе атомы азота находятся в своей низшей степени окисления (–III), а атомы хрома – в высшей (+VI). При комнатной температуре это соединение вполне устойчиво, но при нагревании интенсивно разлагается. При этом хром(VI) переходит в хром(III) – наиболее устойчивое состояние хрома, а азот(–III) – в азот(0) – также наиболее устойчивое состояние. С учетом числа атомов в формульной единице уравнения электронного баланса:

12Cr +VI + 6e – = 2Cr +III

12N –III – 6e – = N₂,

а само уравнение реакции:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O .

Другой важный пример внутримолекулярной ОВР – термическое разложение перхлората калия KClO₄. В этой реакции хлор(VII), как и всегда, когда он выступает в роли окислителя, переходит в хлор(–I), окисляя кислород(–II) до простого вещества:

4Cl +VII + 8e – = Cl –I2

82O –II – 4e – = O₂

и, следовательно, уравнение реакции

KClO₄ = KCl + 2O₂

Аналогично разлагается при нагревании и хлорат калия KClO₃, если разложение проводить в присутствии катализатора (MnO₂): 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

В отсутствие катализатора протекает реакция дисмутации.
К группе внутримолекулярных ОВР относятся и реакции термического разложения нитратов.
Обычно процессы, протекающие при нагревании нитратов довольно сложны, особенно в случае кристаллогидратов. Если в кристаллогидрате молекулы воды удерживаются слабо, то при слабом нагревании происходит обезвоживание нитрата [например, LiNO₃ . 3H₂O и Ca(NO₃)₂ 4H₂O обезвоживаются до LiNO₃ и Ca(NO₃)₂], если же вода связана прочнее [как, например, в Mg(NO₃)₂ . 6H₂O и Bi(NO₃)₃ . 5H₂O], то происходят своего рода реакции » внутримолекулярного гидролиза» с образованием основных солей – гидроксид-нитратов [Mg(NO₃)OH и Bi(NO₃)₂OH], которые при дальнейшем нагревании могут переходить в оксид-нитраты <[Be₄(NO₃)₆O] и [Bi₆O₆](NO₃)₆>, последние при более высокой температуре разлагаются до оксидов.

Безводные нитраты при нагревании могут разлагаться до нитритов (если они существуют и при этой температуре еще устойчивы), а нитриты – до оксидов. Если нагревание проводится до достаточно высокой температуры, или соответствующий оксид малоустойчив (Ag₂O, HgO), то продуктом термического разложения может быть и металл (Cu, Cd, Ag, Hg).

Несколько упрощенная схема термического разложения нитратов показана на рис. 5.

Примеры последовательных превращений, протекающих при нагревании некоторых нитратов (температуры приведены в градусах Цельсия):

KNO₃ KNO₂ K₂O;

Ca(NO₃)₂ . 4H₂O Ca(NO₃)₂ Ca(NO₂)₂ CaO;

Mg(NO₃)₂ . 6H₂O Mg(NO₃)(OH) MgO;

Cu(NO₃)₂ . 6H₂O Cu(NO₃)₂ CuO Cu₂O Cu;

Bi(NO₃)₃ . 5H₂O Bi(NO₃)₂(OH) Bi(NO₃)(OH)₂ [Bi₆O₆](NO₃)₆ Bi₂O₃.

Несмотря на сложность происходящих процессов, при ответе на вопрос, что получится при » прокаливании» (то есть при температуре 400 – 500 o С) соответствующего безводного нитрата, обычно руководствуются следующими предельно упрощенными правилами:

1) нитраты наиболее активных металлов (в ряду напряжений – левее магния) разлагаются до нитритов;
2) нитраты менее активных металлов (в ряду напряжений – от магния до меди) разлагаются до оксидов;
3) нитраты наименее активных металлов (в ряду напряжений – правее меди) разлагаются до металла.

Используя эти правила, следует помнить, что в таких условиях
LiNO₃ разлагается до оксида,
Be(NO₃)₂ разлагается до оксида при более высокой температуре,
из Ni(NO₃)₂ помимо NiO может получиться и Ni(NO₂)₂,
Mn(NO₃)₂ разлагается до Mn₂O₃,
Fe(NO₃)₂ разлагается до Fe₂O₃;
из Hg(NO₃)₂ кроме ртути может получиться и ее оксид.

Рассмотрим типичные примеры реакций, относящихся к этим трем типам:

KNO₃ KNO₂ + O₂

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

Zn(NO₃)₂ ZnO + NO₂ + O₂

2Zn(NO₃)₂ = 2ZnO + 4NO₂ + O₂

AgNO₃ Ag + NO₂ + O₂

N +5 + e– = N +42e–12O -2 – 4e– = O₂

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO_2­ + O_2­

Эти реакции могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Например, внутримолекулярные ОВР, протекающие при термическом разложении нитрата и нитрита аммония, относятся к реакциям конмутации, так как здесь происходит выравнивание степени окисления атомов азота:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (около 200 o С)
NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O (60 – 70 o С)

При более высокой температуре (250 – 300 o С) нитрат аммония разлагается до N₂ и NO, а при еще более высокой (выше 300 o С) – до азота и кислорода, и в том и в другом случае образуется вода.

Примером межмолекулярной реакции конмутации является реакция, протекающая при сливании горячих растворов нитрита калия и хлорида аммония:

NH₄ + NO₂ = N₂ + 2H₂O

Если проводить аналогичную реакцию, нагревая смесь кристаллических сульфата аммония и нитрата кальция, то, в зависимости от условий, реакция может протекать по-разному:

Первая и третья из этих реакций – реакции конмутации, вторая – более сложная реакция, включающая как конмутацию атомов азота, так и окисление атомов кислорода. Какая из реакций будет протекать при температуре выше 250 o С, зависит от соотношения реагентов.

Реакции конмутации, приводящие к образованию хлора, протекают при обработке соляной кислотой солей кислородсодержащих кислот хлора, например:

Также по реакции конмутации образуется сера из газообразных сероводорода и диоксида серы:

ОВР конмутации довольно многочисленны и разнообразны – к ним относятся даже некоторые кислотно-основные реакции, например:

Для составления уравнений ОВР конмутации используется как электронно-ионный, так и электронный баланс, в зависимости от того, в растворе протекает данная реакция или нет.

Изучая главу IX, вы познакомились с электролизом расплавов различных веществ. Так как подвижные ионы присутствуют и в растворах, электролизу могут быть подвергнуты также растворы различных электролитов.

Как при электролизе расплавов, так и при электролизе растворов, обычно используют электроды, изготовленные из материала, не вступающего в реакцию (графита, платины и т. п.), но иногда электролиз проводят и с » растворимым» анодом. » Растворимый» анод используют в тех случаях, когда необходимо получить электрохимическим способом соединение элемента, из которого изготовлен анод. При электролизе имеет большое значение разделены анодное и катодное пространство, или электролит в процессе реакции перемешивается – продукты реакции в этих случаях могут оказаться разными.

Рассмотрим важнейшие случаи электролиза.

1. Электролиз расплава NaCl. Электроды инертные (графитовые), анодное и катодное пространства разделены. Как вы уже знаете, в этом случае на катоде и на аноде протекают реакции:

K: Na + e – = Na
A: 2Cl – 2e – = Cl₂

Записав таким образом уравнения реакций , протекающих на электродах, мы получаем полуреакции, с которыми можем поступать точно так же, как в случае использования метода электронно-ионного баланса:

K:Na + e – = Na1

A:2Cl – 2e – = Cl₂

Сложив эти уравнения полуреакций, получаем ионное уравнение электролиза

2Na + 2Cl 2Na + Cl_2­

а затем и молекулярное

2NaCl 2Na + Cl_2­

В этом случае катодное и анодное пространства должны быть разделены для того, чтобы продукты реакции не реагировали между собой. В промышленности эта реакция используется для получения металлического натрия.

2. Электролиз расплава K₂CO₃. Электроды инертные (платиновые). Катодное и анодное пространства разделены.

K:K + e – = K1

A:2CO₃ 2 – 4e – = 2CO₂ + O₂

4K+ + 2CO₃ 2 4K + 2CO₂ + O₂
2K₂CO₃ 4K + 2CO₂ + O₂

3. Электролиз воды (H₂O). Электроды инертные.

K:2H₃O + 2e – = H₂ + 2H₂O1

A:4OH – 4e – = O₂ + 2H₂O

4H₃O + 4OH 2H₂+ O₂ + 6H₂O

2H₂O 2H₂ + O₂

Вода – очень слабый электролит, в ней содержится очень мало ионов, поэтому электролиз чистой воды протекает крайне медленно.

4. Электролиз раствора CuCl₂. Электроды графитовые. В системе присутствуют катионы Cu 2 и H₃O , а также анионы Cl и OH . Ионы Cu 2 более сильные окислители, чем ионы H₃O (см. ряд напряжений), поэтому на катоде прежде всего будут разряжаться ионы меди, и только, когда их останется очень мало, будут разряжаться ионы оксония. Для анионов можно руководствоваться следующим правилом:

При электролизе растворов простые (одноатомные) анионы разряжаются (окисляются) раньше, чем сложные (многоатомные) ионы.

Следовательно в нашем случае на анода будут разряжаться хлоридные ионы.

K:Cu 2 + 2e – = Cu1

A:2Cl – 2e – = Cl₂

Cu 2 + 2Cl Cu + Cl_2­

CuCl₂ Cu + Cl_2­

5. Электролиз раствора CuSO₄. Электроды графитовые.

В водных растворах за счет автопротолиза воды (2H₂O H₃O + OH ) всегда в незначительном количестве присутствуют ионы H₃O и OH . В случае соли, содержащей сложный анион, вместо него разряжаются гидроксид-ионы (4OH – 4e – = O₂ + 2H₂O), равновесие автопротолиза воды смещается, и в анодном пространстве накапливаются ионы оксония. Суммарное уравнение полуреакции в анодном пространстве: 6H₂O – 4e – = O₂ + 4H₃O . В рамках теории электролитической диссоциации это уравнение записывают следующим образом: 2H₂O – 4e – = O₂ + 4H . Таким образом, для нашего случая получаем (слева – в рамках протолитической теории, справа – в рамках теории электролитической диссоциации):

K:Cu 2 + 2e – = Cu

K:Cu 2 + 2e – = Cu

A:6H₂O – 4e – = O₂ + 4H₃O

A:2H₂O – 4e – = O₂ + 4H 2Cu 2 + 6H₂O 2Cu + O₂ + 4H₃O 2Cu 2 + 2H₂O 2Cu + O₂ + 4H 2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu + O₂ + H₂SO₄2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu + O₂ + H₂SO₄

На катоде выделяется медь, на аноде – кислород, а в растворе накапливается серная кислота.

Ионы металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода, при электролизе растворов солей разряжаются.

В принципе ионы металлов, стоящих в ряду напряжений левее водорода, при электролизе водных растворов не должны разряжаться. В этих случаях должен был бы выделяться водород. Практически, из-за специфических особенностей разряда ионов водорода, при электролизе выделяются и более активные металлы.

Ионы металлов, стоящих в ряду напряжений между алюминием и водородом при электролизе растворов солей разряжаются вместе с водородом.

При этом, чем активнее металл, тем больше водорода выделяется, и тем большая часть электрической энергии расходуется бесполезно.

6. Электролиз раствора NiBr₂. Электроды графитовые. Катодное и анодное пространства разделены.

K:Ni 2 + 2e – = Ni1

A:2Br – 2e – = Br₂

Ni 2 +2Br Ni + Br₂
NiBr₂ Ni + Br₂

Одновременно с этим на катоде выделяется водород, в растворе накапливаются гидроксид-ионы, и, как следствие, протекает побочная реакция образования нерастворимого гидроксида никеля.

Ионы металлов, стоящие в ряду напряжений до алюминия при электролизе не разряжаются.

7. Электролиз раствора Na₂SO₄. Электроды платиновые. Раствор перемешивается.

В этом случае на катоде разряжаются не ионы натрия, а ионы оксония (2H₃O + 2e – = H₂ + 2H₂O), равновесие автопротолиза воды смещается, в катодном пространстве накапливаются гидроксид-ионы. Суммарное уравнение реакции в катодном пространстве: 2H₂O + 2e – = H₂ + 2OH .

K:2H₂O + 2e – = H₂ + 2OH 1

A:6H₂O – 4e – = O₂ + 4H₃O

10H₂O 2H_2­ + O₂ + 4OH + 4H₃O

Так как раствор перемешивается, происходит реакция нейтрализации. В итоге получаем

2H₂O 2H₂ + O₂

то есть, реакцию электролиза воды. При электролизе воды для повышения ее электропроводности в нее специально добавляют соли с неразряжающимися катионами и анионами, что значительно ускоряет процесс электролиза.

8. Электролиз раствора CuSO₄. Анод медный.

K:Cu 2 + 2e – = Cu1

A:Cu – 2e – = Cu 2

В результате сложения уравнений полуреакций мы можем прийти к ошибочному выводу, что ничего не происходит. На самом деле эти полуреакции описывают реальный технологический процесс электролитического рафинирования (очистки) меди: с катода, содержащего примеси на анод переходят только ионы меди.

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Получение, строение и свойства пероксида водорода

Задача 797.
Указать способы получения пероксида водорода, привести уравнения реакций.
Решение:
В промышленности пероксид водорода получают электрохимическим методами, например, анодным окислением растворов H₂SO₄ или (NH₄)HSO₄ с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной ислоты H₂S₂O₈.
При электролизе H₂SO₄ (50% раствор) на катоде разряжаются ионы водорода Н + , а на аноде — HSО₄ — . Последние, теряя свои заряды, соединяясь попарно, образуют перокусодвусерную кислоту:

На катоде: 2Н + + 2 = Н₂↑;
На аноде: 2HSО₄ — — 2 = H₂S₂O₈,
или 2H₂SO₄ = H₂S₂O₈ + 2H + + 2.

При электролизе (NH₄)HSO₄ на катоде разряжается молекулы воды, а на аноде — HSО₄ — . Последние, теряя свои заряды, соединяясь попарно, образуют перокусодвусерную кислоту:

На катоде: 2Н₂О + 2 = Н₂↑ +2ОН — ;
На аноде: 2HSО₄ — — 2 = H₂S₂O₈,

Далее перокидвусерная кислота подвергается гидролизу, сопровождающемуся образованием серной кислоты и пероксида водорода:

Фактически электролиз протекает до тех пор пока в рабочем растворе не закончится или H₂SO₄, или (NH₄)HSO₄.

Задача 798.
Можно ли получить Н₂О₂. непосредственным взаимодействием водорода и кислорода? Ответ обосновать.
Решение:
Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода:

Но ввиду высокой температуры водородного пламени тотчас же разлагается на воду и кислород (2Н₂О₂ ) ⇔ 2Н₂О + О₂). Однако, если направить водородное пламя на кусок льда, то в образующейся воде можно обнаружить следы пероксида водорода. Пероксид водорода можно получить при действии атомарного водорода на кислород.

Таким образом, непосредственным взаимодействием водорода и кислорода пероксид водорода невыгодно получать ни в лаборатории, ни в промышленности.

Задача 799.
Описать строение молекулы Н₂О_2. Почему эта молекула полярна?
Решение:
Молекула H₂O₂ неплоская, имеет строение H−O−O−H с -связью O−O на ребре и связями H—O на плоскостях двугранного угла:

Степень окисления кислорода равна −I, валентность атома O равна 2. Группу −O−O− называют пероксогруппой. Энергия связи О—О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О—Н (468 кДж/моль), длина связи О—О равна 0,145нм. Из-за несимметричного распределения связей Н — О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н₂О₂ – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150 °С. Температура плавления 0,41°С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение ( ) больше, чем у Н₂О.

Задача 800.
Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода. К какому типу окислительно-восстановительных реакций она относится?
Решение:
Уравнение реакции разложения пероксида водорода имеет вид:

Данная реакция относится к окислительно-восстановительным реакциям самоокисления-самовосстановления, потому что пероксид водорода в реакции разложения является и восстановителем, и окислителем одновременно. Степень окисления кислорода изменяется от -1 до -2 (восстановление) и от -1 до 0 (окисление), потому что кислород в пероксиде водорода находится в своей промежуточной степени окисления (-1).
Уравнения электронного баланса:

4О — = О₂ 0 + 2О 2-

Задача 801.
К 150 г раствора Н₂О₂ прибавили немного диоксида марганца. Выделившийся кислород при нормальных условиях занял объем 10 -3 м 3 . Вычислить массовую долю Н₂О₂ в исходном растворе.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

М(Н₂О₂) = 34г/моль; m(H₂O₂) = 34г.
Находим массу разложившегося пероксида водорода из пропорции:

х : 68 = 1 : 22,4;
х = (1,68)/22,4 = 3,04г.

Массовую долю пероксида водорода находим из уравнения:

где w% — массовая доля вещества В; m(B) – масса вещества В; m(р-ра) – масса раствора.

📽️ Видео

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Поджигаем спичку марганцовкой и перекисью водорода #shortsСкачать

Надванадиевая кислота - HVO4. Реакция Метаванадата Натрия , Перекиси Водорода и Соляной кислоты.Скачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

ПЕРЕКИСЬ И МАРГАНЦОВКА 🔥 Бурная Реакция #shortsСкачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Как получают перекись водородаСкачать

ПЕРОКСИД ВОДОРОДА | Химические свойства перекиси водорода | ПЕРЕКИСЬ | Химические реакции | ХимияСкачать

Реакция ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА и МАРГАНЦОВКИ. Химические опыты. Chemical experiment. Домашние опытыСкачать

Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Эксперименты с ПЕРЕКИСЬЮСкачать

"Взаимодействие" меди с перекисью водородаСкачать

Реакция перекиси водорода с марганцовкойСкачать

йодид калия и перекись водорода = реакцияСкачать

Выделение кислорода при помощи химической реакции (добавим перекись водорода к перманганату калия)Скачать

Разложение ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДАСкачать