Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

Кислород и его соединения

Свойства кислорода. Кислород О₂ – газ без цвета, запаха и вкуса. Плохо растворим в воде: при 20^оС в 100 объемах воды растворяется около 3 объемов кислорода. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, он притягивается магнитом, так как его молекулы парамагнитны, имеют два неспаренных электрона. Энергия связи в молекуле О₂ равна 493 кДж/моль, длина связи 0,1207 нм, порядок связи в молекуле равен двум. В природе кислород существует в виде трех изотопов ¹⁶О, ¹⁷О, ¹⁸О и в виде двух аллотропных модификаций кислорода О₂ и озона О₃. В воздухе кислорода в свободном состоянии содержится около 21% (об.) или 23,2% (мас.). В земной коре на долю кислорода приходится около 47% массы земной коры.

Получение кислорода. В лаборатории кислород получают разложением соединений, богатых кислородом:

а) 2 KClO₃ = 2 KCl + 3 O₂ (катализатор – MnO₂)

б) 2 KMnO₄ = O₂ + K₂MnO₄ + MnO₂

в) Н2О2 = 2 Н2О + О2 (катализатор – MnO2)

г) электролизом водных растворов кислородсодержащих кислот и щелочей с инертным анодом. В промышленности кислород получают разделением жидкого воздуха в ректификационных колоннах: tкип. (N2) = -195,5 ^oC; tкип. (O2) = -189 ^oC.

Химические свойства. Кислород, как и фтор, вступает во взаимодействие с большинством химических элементов, кроме гелия неона и аргона. В соединениях со всеми элементами (кроме фтора) кислород проявляет степень окисления -2, в пероксиде водорода Н2О2 и его производных – - 1. Способность кислорода соединяться с большинством простых веществ, с образованием оксидов, является важным химическим свойством кислорода. Из-за высокой энергии связи в молекуле кислорода, чтобы вызвать горение вещества, его приходится нагревать до определенной температуры:

4 Р + 10 О2 = 2 Р2О5 (t = 60 оС)

S + О2 = SО2 (t = 250 оС)

С + О2 = СО2 (t = 750 оС)

Но некоторые вещества (активные металлы, NO, гемоглобин крови) взаимодействуют с кислородом и при комнатной температуре. Наряду с горением существуют процессы медленного окисления: дыхание живых организмов, гниение, тление, ржавление и т.д. Все окислительные процессы протекают гораздо энергичнее в чистом кислороде, чем на воздухе. Природа оксида зависит от природы элемента, активности металла и температуры.

Основные Амфотерный Кислотные оксиды оксиды оксид

При переходе по данному ряду от металлов к неметаллам полярность связи Э – О уменьшается. Характер оксида изменяется от основного через амфотерный на кислотный. Чем больше отличаются по характеру оксиды, тем легче они вступают во взаимодействие друг с другом.

Озон. О3 – аллотропическая форма кислорода. В природе образуется из О2 во время грозовых разрядов или под действием коротковолнового излучения:

3О2 = 2О3, ΔΗ = 142 кДж/моль (эндотермический процесс) В природе озон образуется в верхних слоях атмосферы за счет поглощения ультрафиолетового излучения и при грозовых разрядах. Озоновый слой, окружающий Землю, предотвращает попадание излишнего потока ультрафиолетовых лучей, способных вызывать раковые заболевания. Наиболее характерным химическим свойством озона является его исключительно высокая окислительная активность. Озон более активный окислитель, чем обычный кислород, из-за выделения атомарного кислорода:

О3 = О2 + О

PbS + 2 О3 = PbSO4 + О2

Малоактивные металлы легко окисляются озоном:

8 Аg + 2 О3 = 4 Аg2О + О2

Очень активные металлы отдают молекуле озона электрон без разрушения молекулы, превращая ее в озонид-ион: К + О3 = КО3 (озонид калия)

В водных растворах окислительно-восстановительный потенциал озона намного выше потенциала кислорода:

О2 + 2 Н2О + 4ē = 4 ОН^-, Е^о = 0,40 В

О3 + Н2О + 2ē = О2 + 2 ОН^-, Е^о = 1,24 В

О3 + 2 Н+ + 2ē = О2 + Н2О, Е^о = 2,07 В

Содержание озона определяют по количеству окисленного им иодида калия:

О3 + 2КI + Н2О = I2 + О2 + 2 КОН

Озон применяют при обработке питьевой воды, так как он не только уничтожает микроорганизмы, но и устраняет неприятный вкус и запах у воды, содержащей пахучие вещества (сероводород, сернистые соединения и т. д.). Озон окисляет так называемые гуминовые вещества, придающие воде желтый цвет. В результате получается прозрачная, чуть голубоватая вода, напоминающая по вкусу родниковую воду. Озон так же используют для обеззараживания сточных вод, содержащих цианиды и фенолы, для уничтожения запаха у жиров и масел, и как дезодоратор в системах кондиционирования воздуха. В современной городской атмосфере озон может быть довольно опасным загрязнителем в отношении здоровья людей, так как озон и оксиды азота относятся к газам наиболее характерным для фотохимического смога. В воздухе, которым мы дышим, объемная доля О3 составляет 10^-6 %. Малое содержание озона придает воздуху приятный освежающий запах, повышение содержания озона в воздухе вызывает раздражение дыхательных путей и становится опасным для жизни. Озон ослабляет работу легких. ПДК озона в воздухе равно 0,8.10^-5 % (об.). Озон очень быстро разрушает двойные связи органических молекул, поэтому резина под воздействием О3 быстро повреждается и трескается. Многие пигменты и красители также разрушаются под воздействием озона, краска блекнет. Поэтому, в галереях, где хранятся коллекции картин, необходимо фильтровать воздух. Растения также чувствительны к озону, он повреждает растения путем изменения проницаемости клеток для важных ионов типа калия.

Пероксидные соединения. Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода - Н2О2.

2 Н2О2 = 2 Н2О + О2

Катализаторами разложения могут быть Рt, Аg, MnО2. Хранят Н2О2 в полиэтиленовой или пропарафиненной изнутри посуде, в темноте, при пониженной температуре. В качестве ингибиторов разложения иногда добавляют ортофосфорную или мочевую кислоту (1 г на 30 л). В водных растворах перекись водорода значительно устойчивее, смешивается с водой в любых соотношениях и является слабой кислотой:

Н2О2 ↔ Н+ + НО2¯ (Кд = 2,2.10^-12)

Ионизация по второй ступени в водной среде практически не протекает:

НО2¯ ↔ Н+ + О2²¯

Вода более сильная кислота, чем НО2¯, и ионы водорода, образующиеся при диссоциации воды, смещают равновесие этого процесса влево, т.е. подавляют ионизацию НО2¯. В химических реакциях пероксид-радикал может, не изменяясь, переходить в другие соединения:

2 NaOH + Н2О2 = Na2О2 + 2 Н2О

Чаще протекают реакции, в которых разрушается связь О—О, как менее прочная связь, или изменяется заряд иона О2 ^2-. Пероксид водорода, содержащий кислород в промежуточной степени окисления -1, может выступать в окислительно-восстановительных реакциях либо в качестве окислителя, либо в качестве восстановителя. Эти процессы характеризуются следующими значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов:

а) как окислитель:

Н2О2 + 2 Н+ + 2ē = 2 Н2О, Е° = 1,776 В (в кислой среде)

Н2О2 + 2ē = 2 ОН ¯, Е° = 0,88 В (в щелочной среде)

б) как восстановитель:

Н2О2 - 2ē = О2 + 2 Н+, Е° = 0,682 В (в кислой среде)

НО2¯ + ОН ¯ - 2ē = О2 + Н2О, Е° = - 0,08 В (в щелочной среде)

2KMnO4 + 5Н2О2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 +5O2 + 8Н2О (Н2О2 – вос-ль)

Количественно Н2О2 определяют по объему, выделившегося кислорода или по количеству, израсходованного на окисление перманганата калия.

2 KI + Н2О2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2 Н2О (Н2О2 – ок-ль)

Качественное определение Н2О2 основано на его способности окислять иодид-ионы до свободного иода, вызывающего посинение крахмала. Из значений электродных потенциалов, следует, что окислительные свойства у Н2О2 выражены сильнее, чем восстановительные свойства. Горючие вещества воспламеняются при действии на них концентрированных растворов перекиси водорода. Соединения, содержащие в своем составе пероксогруппу (О – О)2-, называются пероксосоединениями и делятся на два больших вида: простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, в которых пероксогруппа соединенена с атомом или ионом металла ионной связью (соединения металлов IA-, IIA- и II-В групп). S-элементы активно взаимодействуют с кислородом, образуя пероксиды (кроме лития):

4 Li + O2 = 2 Li2O (оксид)

2 Na + O2 = Na2O2 (пероксид)

K + O2 = KO2 (надпероксид или супероксид оч. сильный ок-ль)

Все пероксиды и супероксиды взаимодействуют с влагой и углекислым газом, выделяя кислород:

2 Na2O2 + 2 СО2 == 2 Na2СO3 + O2

2 КО2 + Н2О = 2 КОН + Н2О2 + O2

Пероксиды щелочно-земельных металлов более устойчивы к действию влаги и СО2. К комплексным пероксосоединениям относятся соединения, в которых пероксогруппа является лигандом, их образуют элементы III и последующих групп периодической системы. Пероксиды металлов способны образовывать соединения, содержащие либо кристаллизационную воду (Na2O2. 8Н2О), либо кристаллизационный пероксид водорода (Na2O2

. 4 Н2О2, 2Na2СO3.3Н2О2). Кристаллопероксогидраты находят применение в качестве мягких отбеливателей («Персоль»), как компоненты синтетических моющих средств, в медицине. Пероксид водорода способен образовывать пероксогидраты и с органическими соединениями, например с мочевиной СО(NН2)2.Н2О2 (называемый твердой пергидролью). В продажу пероксид водорода поступает в виде 30 % (пергидроля) или 3 % водного раствора. В промышленности пероксид водорода получают при электролизе 50 % раствора серной кислоты:

А: 2 SO4 ^2- - 2ē = S2O8^2-, Е° = 2,01 В

С последующим гидролизом пероксодисерной кислоты:

Н2S2O8 + 2 Н2О = 2 H2SO4 + Н2О2↑

Образующийся пероксид водорода извлекают из раствора отгонкой в вакууме. В лабораториях Н2О2 получают действием 20 % серной кислоты на влажный пероксид бария:

Ва + О2 = ВаО2 (t)

ВаО2 + H2SO4 = ВаSO4 ↓ + Н2О2

В медицине пероксид водорода применяют как бактерицидное средство. При этом действие Н2О2 основано на его окислительной способности и безвредности продукта восстановления Н2О. Выделяющийся кислород оказывает противомикробное действие и образует пену, способствуя очищению раны.

Дата добавления: 2014-01-15