АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соединения кислорода

Читайте также:
  1. Активные формы кислорода (свободные радикалы)
  2. Алгоритм подачи кислорода
  3. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  4. Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
  5. Взаимосогласованные договоры и договоры присоединения.
  6. Виды соединения проводников.
  7. Глава 9. Комплексные соединения
  8. Диаграмма состояния для сплавов, образующих химические соединения
  9. Завершение присоединения Казахстана к Российской империи
  10. Загрязнение антибиотиками, гормонами, другими веществами и соединениями, применяемыми в животноводстве.
  11. Заклёпочные соединения
  12. Изготовление двухсторонних печатных плат с переходными соединениями

Соединения со степенью окисления –2. Важнейшим из оксидов является оксид водорода – вода, которая рассматривалась выше. Характер оксидов элементов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается эффективный отрицательный заряд на атомах кислорода и осуществляется постепенный переход от основных оксидов через амфотерные к кислотным. Например, для элементов третьего периода:

 

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
Основные оксиды Амфотерный оксид Кислотные оксиды

 

Классификацию оксидов обычно проводят по способности к образованию солей:

1. Несолеобразующие оксиды - CO, SiO, N2O, NO.

2. Солеобразующие оксиды:

§ кислотные оксиды, образующие соли при взаимодействии с основаниями, т.е., выполняющие роль кислоты, например:

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

§ основные оксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами, т.е., выполняющие роль основания, например,

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

§ амфотерные оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и основаниями, например,

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

Значительное число оксидов реагирует с водой. При этом кислотные оксиды образуют кислоты, а оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (основные оксиды) образуют основания. Кроме того оксиды разных типов могут взаимодействовать друг с другом.

 

Na2O + Н2O = 2NaOH; P2O5 + 3Н2O = 2H3PO4;

Na2O + SiO2 Na2SiO3

Соединения перекисного типа. При химических превращениях молекула кислорода может присоединять или терять электроны с образованием молекулярных ионов типа О22-2-.

Соединения, в которых присутствует ион О22- называются пероксидами. Пероксиды получают при окисления активных металлов или реакцией обмена:

Ba + O2 = BaO2; 2LiOH + Н2О2 = Li2О2 + 2Н2О

Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода - Н2О2. Строение молекулы показано ниже:

 

Энергия связи О-О почти в два раза меньше энергии связи Н-О. Из-за несимметричного распределения связей молекула сильно полярна (m = 0,7·10-29 Кл·м). Между молекулами возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому пероксид водорода - бесцветная сиропообразная жидкость (r = 1,45 г/см3) с довольно высокой температурой кипения (150,2 ºС). Неустойчив в чистом виде, но устойчив в водных растворах до 50% концентрации.



Получают пероксид водорода электролизом водных растворов серной кислоты или гидросульфата аммония. При этом на аноде образуется пероксосерная кислота, гидролиз которой приводит к образованию пероксида водорода:

 

2HSO4- - 2e- ® H2S2O8

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

В химических реакциях пероксид-анион может, не изменяясь, переходить в другие соединения:

 

BaO2 + Н24 = H2О2 + 2BaSO4

Вследствие промежуточной степени окисления кислорода (-1), пероксид водорода, в зависимости от условий проведения реакции, может быть как окислителем, так и восстановителем. В кислой среде H2O2 довольно сильный окислитель:

 

H2O2 + 2H+ + 2e- ® 2H2O; E0 = 1,78 В

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

В то же время пероксид водорода окисляется более сильными окислителями, например, перманганатом калия:

 

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

Распад пероксида водорода протекает по типу диспропорционирования и катализируется соединениями тяжелых металлов, например, MnO2.

 

2О2-1 = 2Н2О-2 + О20­

Водные растворы пероксида водорода (в основном 3%) применяются для отбеливания тканей и меха, дезинфекции, консервации, протравливания семян. Важную роль пероксид водорода играет в процессах самоочищения природных водоемов, в которых он содержится в ничтожной концентрации (порядка 3×10-5 моль/л) и эффективно окисляет биологические загрязнения.

Соединения, содержащие О2-1-ион называют надпероксидами. Надпероксиды известны для элементов IА, IIА и IIБ подгрупп. Получают их прямым синтезом или окисление пероксидов

 

t t

K + O2 = KO2; Na2О2 + О2 = 2NaО2; 2Li2О2 + 2O3 = 4LiО2 + O2

Надпероксиды – кристаллические вещества, обычно имеющие цвет от желтого до оранжевого. Сильные окислители, бурно реагируют с водой и оксидом углерода(IV):

‡агрузка...

 

2KO2 + 2H2О = 2KОH + О2 + H2О2; 4KО2 + 2CO2 = 2K23 + 3O2

Соединения со степенями окисления +2 и +1. Положительные степени окисления кислорода проявляются в его соединениях со фтором. Простейший представитель такого рода соединений – OF2. Молекула имеет угловую форму, валентный угол составляет 104º 16'. Дифторид кислорода – ядовитый светло-желтый газ, термически устойчив до 200 – 250 ºС, сильный окислитель, эффективный фторирующий агент. Его получают при быстром пропускании фтора через 2 % раствор щелочи:

 

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O

Диоксофторид – O2F2 – образуется при непосредственном взаимодействии простых веществ в электрическом разряде или под действием ионизирующих излучений при температуре жидкого воздуха. По структуре молекула диоксофторида аналогична молекуле перекиси водорода. Соединение крайне неустойчиво.

Соединения со степенью окисления +4. В качестве производного, в котором кислород проявляет степень окисления +4, можно рассматривать аллотропную модификацию кислорода – озон.

Молекула озона диамагнитна, имеет угловую форму, валентный угол 116,5º. Длина связи является промежуточной между длиной одинарной или двойной связи. Центральный атом кислорода находится в состоянии sp2-гибридизации. Строение молекулы можно представить следующим образом:

Озон в отсутствие катализатора или ультрафиолетового облучения разлагается довольно медленно даже при 250 ºС. Жидкий озон и его концентрированные смеси взрывоопасны.

Озон по химическим свойствам напоминает кислород, однако отличается большей активностью. Например, озон при обычных условиях окисляет малоактивные металлы:

 

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Качественной реакцией на озон является посинение бумаги, смоченной иодидом калия и крахмалом (иодокрахмальная бумага), за счет образования иода при окислении KI.

 

2KI + O3 + H2O = I2 + 2KOH + O2

Озон может достаточно легко переходить в озонид-ион О3-. Так при действии озона на щелочные металлы образуются озониды:

K + O3 = KO3

Наличие в ионе О3- неспаренного электрона обусловливает парамагнитные свойства озонидов и наличие окраски, обычно озониды окрашены в красный цвет. Это кристаллические вещества, самопроизвольно разлагаются уже при комнатной температуре, реагируют с водой:

 

2KO3 = 2KО2 + О2; 2KО3 + 2Н2О = 2KОН + 2O2 + Н2О2

 

Сера

Сера представлена в природе четырьмя изотопами: 32S (95%), 33S, 34S и 36S. Кларк серы составляет 0,03 мол.%. Значительное количество серы находится в виде простого вещества (самородная сера). Однако бóльшая часть серы входит в состав минералов, как сульфидных, так и сульфатных: ZnS - цинковая обманка, сфалерит; PbS - свинцовый блеск, галенит; Cu2S - медный блеск; HgS - киноварь; FeS2 - железный колчедан или пирит; CuFeS2 - халькопирит; Na2SO4×10H2O - глауберова соль или мирабилит; CaSO4×2H2O - гипс.

Элемент сера образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее устойчива ромбическая сера (a-сера), представляющая собой желтые хрупкие кристаллы, нерастворимые в воде, но растворимые в некоторых органических растворителях (серо­углерод, толуол). При температуре выше 96 °С устойчива моноклинная сера (b-сера). Обе модификации имеют молекулярное строение и построены из циклических молекул S8 , по-разному упакованных в кристалле, т.е. фактически представляют собой полиморфные модификации.

При нагревании кристаллической серы до 113 °С она плавится, образуя темную подвижную жидкость, которая при дальнейшем нагревании вначале густеет, а затем снова размягчается и при температуре 445 °С закипает. В зависимости от температуры сера образует в парах молекулы разного состава:

>1500 °C

S8 ¾® S6 ¾® S4 ¾® S2 ¾® S

При выливании кипящей серы в воду образуется пластическая сера, представляющая собой тягучую массу, напоминающую сырой каучук. Пластическая сера образована полимерными зигзагообразными молекулами, неустойчива и со временем переходит в ромбическую серу.

 

Серу получают главным образом выплавкой самородной серы непосредственно в местах её залегания под землей. Она применяется в производстве серной кислоты, для вулканизации каучука, как инсектицид в сельском хозяйстве. Чистая сера не ядовита. Прием внутрь небольших ее количеств способствует заживлению ран и нарывов. Серный порошок входит в состав мазей для лечения кожных заболеваний.

Строение атома серы - 1s22s22p63s23p43d0 - обуславливает проявление этим элементом степени окисления - 2 при взаимодействии с элементами меньшей электроотрицательности. С элементами большей электроотрицательности (F, O, N, Cl), сера проявляет положительные степени окисления, в основном +4 и +6, за счет переноса части валентных электронов на вакантные d-орбитали:

Химические свойства. Сера - активный неметалл, легко взаимодействующий с активными металлами и неметаллами. В парах серы горит водород:

t

H2 + S H2S

При нагревании сера окисляет углерод и кремний:

t t

С + 2S = CS2; Si + 2S = SiS2

В качестве окислителя сера выступает также при взаимодействии с металлами. Большинство реакций данного типа требует нагревания, при комнатной температуре с серой реагирует только ртуть.

t

Zn + S = ZnS; Hg + S = HgS

Использование избытка серы приводит к образованию полисульфидов, простейшим представителем которых является дисульфид железа(II), образующий минерал пирит:

 

Fe + 2S = FeS2

При взаимодействии с галогенами и кислородом сера выступает в качестве восстановителя. Фтор обычно окисляет серу до высшей степени окисления с образованием SF6. Взаимодействие серы с хлором идет ступенчато:

t t

2S + Cl2 = S2Cl2; S2Cl2 + Cl2 = 2SCl2

Горение серы на воздухе и в атмосфере кислорода приводит к образованию оксида серы(IV):

t

S + O2 = SO2

При кипячении с кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная кислота) сера также окисляется:

t

S + 4HNO3(конц) = SO2 + 4NO2 + 2H2O

При нагревании с водными растворами щелочей сера диспропорционирует:

3S0 + 6KOH = 2K2S-2 + K2S+4O3 + 3H2O


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 |


Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.011 сек.)