Гидриды элементов 16 группы. Закономерность изменения физических и

Химических свойств. Геометрия молекул. Растворимость и свойства вод-

Ных растворов (кислотные и окислительно-восстановительные).

В водородных оединениях Н2Э элементы имеют степень окисления (-2) Термодинамическая активность уменьшается от Н2О до Н2Те (по эн. Гиббса)

В обычных условиях - это ядовитые газы с неприятным запахом. Т. плавл. в ряду Н2S H2Se H2Te увелич, т.к. с увеличением числа электронов и размеров молекул

усиливается ван-дер-ваальсово взаим.

Вода имеет аномально выскоие темп. кипения и плавления для этой группы, т.к. за счёт водородных связей молекул взаим между её молекулами оч сильное

В расворах ведут себя как двухосн кислоты. Сила кислот в ряду от Н2О до Н2Те возрастает. Восстановительная способность тоже возрастает. - из за увеличение этома происходит ослабление связей H - Э.

Кислород и озон. Нахождение в природе, получение. Биологическая и эко-

Логическая роль кислорода и озона. Энергетическая диаграмма молекулы

Кислорода. Физические и химические свойства кислорода и озона. Оксиды

(кислотно-основные свойства).

Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4 % массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своем составе содержат кислород.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Физ.св-ва.Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет.

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и азотной технологий. При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2^

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

2Н2О2 > 2Н2О + О2^

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно также получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 = 2KCl + 3O2^

Катализатором также выступает MnO2

Физ.св-ва кислорода

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г

Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (темп. кипения ?182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.

Твердый кислород (темп. плавления ?218,79 °C) — синие кристаллы

Хим. св-ва

Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления ?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4K + O2 = 2K2O

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

2NO + O2 = 2NO2

Окисляет большинство органических соединений:

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

При определенных условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

CH3CH2OH + O2 = CH3COOH + H2O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления ?1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 = Na2O2

Некоторые окисды поглощают кислород:

2BaO + O2 = 2BaO2

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

H2 + O2 > H2O2

Надпероксиды имеют степень окисления 1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2 -). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:

Na2O2 + O2 = 2NaO2

Озониды содержат ион O3 - со степенью окисления ?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

КОН(тв.) + О3 = КО3 + КОН + O2

Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:

PtF6 + O2 = O2PtF6

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре ?196 °C.

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (озон).

Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.

Физические свойства озона

• Молекулярная масса — 47,998 а.е.м.

• Плотность газа при нормальных условиях — 1,1445 кг/м3. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху — 1,62 (1,658 [3]).

• Плотность жидкости при —183 °C — 1,71 кг/м3

• Температура кипения —111,9 °C. Жидкий озон — тёмно-синего цвета.

• Температура плавления —251,4 °C. В твёрдом состоянии — чёрно-синего цвета.

• Растворимость в воде при 0oС — 0,394 кг/м3 (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом.

• В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен.

• Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»).

Химич. Св-ва озона.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы.

2 Cu2+(aq) + 2 H3O+(aq) + O3(g) = 2 Cu3+(aq) + 3 H2O(l) + O2(g)

Озон повышает степень окисления оксидов:

NO + O3 > NO2 + O2

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2 + 68 ккал (285 кДж) <-> 2O3.

Оксиды.

Оксид (окисел, окись) — соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Категория:Окислы).

Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов.

В зависимости от химических свойств различают:

солеобразующие оксиды:

основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;

кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;

амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO.

Хим. св-ва осн окс

1. Основный оксид + кислота = соль + вода

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Примечание:кислота ортофосфорная или сильная.

2. Сильноосновный оксид + вода = щелочь

CaO + H2O = Ca(OH)2