Химические свойства кислорода

    “Кислород - это та ось, вокруг которой вращается химия” - Берцеллиус

    Кислород – самый распространенный элемент литосферы -75%(в виде силикатов и алюмосиликатов), в гидросфере -86%, в атмосфере 21% по объему. 1200 минералов содержат кислород.

Аллотропия кислорода:   Кислород существует в виде двух аллотропных модификаций: кислород и озон.

Кислород -газ, без цвета, без запаха, t кип.=-183^◦С, t пл.=-219^◦С,в сжиженном состоянии – бледно-голубая жидкость, в 100 л H₂O растворяется 3.1 объема O₂.Специфическая особенность молекулы O₂ –парамагнетизм, обусловленный наличием двух неспаренных электронов, O₂- втягивается в магнитное поле. Кислород – сильный окислитель.

Озон – газ, голубой, резкий запах, t кип.=-112^◦С, t пл.=-193^◦С, в сжиженном состоянии – бледно-голубая жидкость, в твердом - темно-фиолетовые кристаллы, в воде растворим лучше, чем кислород. Озон – более сильный окислитель, чем кислород.

Получение: О₂ в чистом виде существует в природе. Озон образуется при низких температурах, при разряде молнии.

3О₂ = 2О₃ - Q

В лаборатории кислород получают по реакции:

2KMnO₄→ K₂MnO₄ + MnO₂+ О₂

Соединения кислорода

1) Перекись водорода. Степень окисления -1. Может быть и окислителем и восстановителем.

O₂ + 2H⁺+ 2e ® 2H₂O₂     E^o= 0.682В

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e ® 2H₂O E^o=1.776В - очень сильный окислитель.

В воде нестабильна, диспропорционирует.

2) Сжигая щелочные металлы в кислороде, получаем перекиси металлов. Ион О₂^2- диамагнитен.

O₂+2Na →Na₂O₂

3) Сжигая тяжелые щелочные металлы (начиная с К) под давлением кислорода, получаем надперекиси КО₂. Ион О₂^- парамагнитен, 1 неспаренный электрон.

O₂+K →KO₂

4) Озон образует озониды: 3KOH_тв + 2O₃ ® 2KO_3(тв)+KOH×H₂O + 1/2O₂. Соединения непрочные, сильнейшие окислители.

5) Кислород обратимо присоединяется к оксигенильным комплексам - гемоглобину, гемоцианину. Поиски искусственной крови.

Остальные элементы VI группы

Сера. В земной коре 0.1%. Встречается в виде:

1) самородная сера в виде молекул S₈;

2) сульфидные руды:  FeS₂ – пирит, PbS, ZnS, HgS, FeS, CuS и другие сульфиды. Селен и теллур встречаются в виде селенидов и теллуридов металлов.

3) Сульфатные руды: CaSO₄∙2H₂O – гипс, Na₂SO₄∙10H₂O – глауберова соль, MgSO₄∙7H₂O-горькая соль.

4) H₂S – сероводородные источники.

5) Сера входит в состав белков.

Для элементов VI группы характерна тенденция к образованию цепей - образование двойной связи как у кислорода становится все менее выгодно с увеличением размеров атомов, а наличие двух неспаренных р-электронов благоприятствует образованию длинных зигзагообразных цепей. Отсюда S₈ -

т.н. корона. При нагревании она плавится и повышается вязкость - образуются более длинные цепи. Аллотропия серы. Сера имеет различные структуры: ромбическую и моноклинную. Sромб (a) DHf^o=0 95.6^oC®Sмон (b) DH^o=- 0.38 кДж

При нагревании выше 160 ^oC циклы разрываются и образуется пластическая сера, представляющая собой полимерную структуру. Таким образом, сера существует в виде трех аллотропных модификаций: ромбическая,  моноклинная и  пластическая сера. t пл.=119.3^◦С;  t кип.=445^◦С. В парах при 900^◦С сера существует в виде S₂, только выше 1500 ^◦С  - S.

Химические свойства серы

    Химические свойства серы и ее соединений можно легко объяснить, пользуясь ее шкалой степеней окисления:

1) S  в окислительно-восстановительных реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем.

2) H₂S –только восстановитель;

3) SO₃, H₂SO₄ – только окислители; в разбавленном (1 М) растворе H₂SO₄ очень плохой окислитель.

4) SO₂, H₂SO₃ – могут быть как окислителями, так и восстановителями. Обычно H₂SO₃ и ее соли используются как хороший, мягкий восстановитель

Изменение окислительно-восстановительных свойств соединений вниз по группе:

1) Растет восстановительная активность Н₂Э.

2) Падает окислительная активность Э.

3) SeO ₄ ^2- самый сильный окислитель; - вторичная периодичность.

Водородные соединения

	Ткип,^оС	DHf^o,кДж/моль	Кд(I)	Ð связи	Е^о(Э/Э^2-)
H2O	100	-241.6	1.8×10^-16	105	1.229
H2S	-60	-20.1	0.87×10^-7	92	0.142
H2Se	-41	+86	1.9×10^-4	91	-0.40
H 2 Te	-2	+154.2	2.3×10^-3	90	-0.72

Стабильность падает по группе, межатомные взаимодействия растут (как и в VII группе). Исключение - вода. Опять неординарные свойства первого элемента группы - водородные связи между молекулами воды стабилизируют воду в целом и приводят к тому, что она жидкая при стандартных условиях.

H ₂ S – газ, бесцветный, запах тухлых яиц, токсичен, t кип.= -60^◦С, t пл.= -86^◦С, неустойчивое соединение. H₂S - яд. Противоядие - окислители.

Получение H ₂ S:

Обычно получают, как и остальные халькогеноводороды по реакции:

              FeЭ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + Н₂Э

Н₂Э - кислоты, но в отличие от VII группы, слабые. Сила кислот растет по группе. Восстановители. H₂Se и H₂Te  восстанавливают воду.

Взаимодействие с кислородом:

1) при избытке кислорода: 2H₂S + 3O₂® 2SO₂  + 2H₂O

2) при недостатке кислорода: 2H₂S + O₂® 2S  + 2H₂O

Высокой прочностью связи S - S объясняется существование полисульфидов водорода (сульфанов): H₂S₂, H₂S₃, H₂S₄, которые имеют цепочечное строение: H-S-S-S-S-H.

Сульфаны – желтые, вязкие маслообразные жидкости с резким запахом. Это более сильные кислоты, чем H₂S (K_I= 10^-4).

Полисульфиды: Na₂S + (n-1)S →Na₂S_n

Полисульфиды Na, K, Ca, Ba, NH₄⁺ пестициды с широким диапазоном действия.

Сульфиды металлов

H₂S, слабая кислота:  K_I= 10^-7, K₂=10^-14.

Растворимы только сульфиды щелочных металлов. Осаждение сульфидов - способ разделения металлов в аналитической химии. Сульфиды выпадают в осадок при разных рН, в зависимости от их произведения растворимости.

Ag₂S ПР=2.0×10^-50; CdS ПР=1.6×10^-28; Bi₂S₃ ПР=1.0×10^-97

СuS ПР=6.3×10^-36; HgS ПР=1.6×10^-52; PbS ПР=2.5×10^-27.

Эти сульфиды осаждаются в кислой среде.

СoS ПР=4×10^-21; FeS ПР=5×10^-18; MnS ПР=2.5×10^-10; NiS ПР=3.2×10^-19

Эти сульфиды осаждаются в щелочной среде (Na₂S).