Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 59
Текст из файла (страница 59)
Эти п оцес сы можно 0 окислительных и восстанови- трактовать как проявление ионом Ог тельных свойств: -г 0' — ь 20 (окислитель) о Ог — + 0 (восстановитель) кислительные свойства, во В первом случае пероксиды проявляют окислите втором — восстановительные. Например: -г 2К1 + ХагОг + 2Нг504 = 1г + ХагЯ04 + КгЯ04 + 2НгО окислитель 2КМп04 + 5НгОг + ЗНг504 — 2Мпз04 + 50г + КгБО4 + 8НгО восстановнтель Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные: НгОг+ 2Н" + 2е = 2НгО, Е, — 173 В Ог + 2Н + 2е Н Ог Е Так, при действии концентрированных растворов НгОг на бумагу, опилки или другие горючие вещества происходит их самовоспламенение.
Восстановительные свойства пероксид водорода проявляет по отношению к таким сильным окислнтелям, как ионы Мп04. Для пероксида водорода характерен также распад по типу диспропорционирования. ! -! г 0 НгОг + НгОг — — 2НгО + Ог Этот распад ускоряется в присутствии примесей, при освещении, нагревании и может протекать со взрывом. Довольно устойчивы только очень чистый НгОг и его 30 — 65%-ные растворы. Пероксид водорода и его растворы обычно хранят в темной посуде и на холоде; для стабилизации добавляют ингибиторы. Водные растворы пероксида водорода широко используются для отбелки различных материалов, для обеззараживания сточных вод Пероне!(д водорода применяют как окислитель ракетного топлива.
Кислоты, в которых имеется группировка — 0 — 0 —,называют перокеакислопгалги! н Π— 0 О Н вЂ” О~ ~О Н О 0 — 0 — Х ~0 НХО, Нг504 пероксосерная кислота пероксоазотная кислота 347 '!,, При гидролизе пероксокислот образуется пероксид водорода, что л (,используется для его получения в промышленности. Характерным свойством пероксидных соединений является способеелость образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород при термическом разложении.
Соединения кислорода (П), кислорода (1) и кислорода (0). Эти степени окисления кислорода проявляются в его соединениях с фтоРом, например: 0 4] Г С! ~ОГО О 0 С!04Г ХОзГ О,Г2 ОГг Ог+ ЗГг+ М вЂ” 0,[МГ,] 2Г2 + 2)4!аОН = ОГ2 + 2)4!аГ + Н20 2С!04Г + Н,О = 2НС!04 + 2НГ + О, ОСЮ + Г2 е ого ~ее 02[Р4Ге] = 02[РзГе] [:0='"0:]' 349 ч 2 оl Г О Г Г Г 0 Дифторид кислорода ОГг получают при ' быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор щелочи: Дифторид кислорода — ядовитый газ бледно-желтого цвета; термически устойчив, сильный окислитель, эффективный фторирующий агент. Диоксидифторид г о р 0 Г б азуегся при взаимодействии простых веществ в электрическом разряде; Соединение крайне неустойчиво, что опр д е еляется низкой энергией разрыва связи ОГ (75 кДж,гмоль).
Получены также полиоксидифториды типа 04Г2, 02Г2 н Озрг, существуюшие лишь прн низкой температуре (-190'С). ред . П полагают, что нх моле44ул41 О Г О . Термическая устойчнимеют цепное строение, например: с О . р. ичонием числа атомов в молекул~ вость оксидифторндов уменьшаегся с увеличо Оорг (а = 2-6). Энергия ионизации молекулы 02 довольна значите льная (12,08 эВ) Однако при взаимодействии Ог с сильнейшим окислит л з р— е ем Р2Г об е- еГ зуется солепадобное вещество 02[рзГз] восстановнтель в котором роль катиона играет молекулярный ион 0' (диоксзггемил): 2 ( Гсксафтороплатияит (Ч) диоксигенила 02[РЗГе] — парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219 С. Синтез этого соединения канадским ученым Н.
Бартлегом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода. Синтез дноксигенильных солей можно осуществлять нагреванием (прн 150 — 500'С) смеси кислорода, фтора и порошка соответствующего металла: где М вЂ” Аз, ЯЬ, В1, 1ЧЬ, Рг, Ац, Рш, КЬ.
В воде этн соединения разлагаются, выделяя кислород: Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива. Соединения кислорода (1Ч). В качестве производного, в котором кислород проявляет степень окисления +4, можно рассматривать аллотропическую модификацию кислорода — о э о н Оз (002). Молекула Оз диамагнитна, имеет угловую форму и обладает некоторой полярностью (д = 0,17 10"24 Кл ° и). Длина связи Ы (0,128 нм) 00 является промежуточной между длиной одинарной связи (0,149 нм) и двойной связи (0,1207 нм). Поэтому можно считать, что в молекуле Оз порядок связи 1,5 и строение молекулы Оз изобразить следующей структурной формулой: Для описания распределения электронов по орбнталям молекулы Оз можно воспользоваться энергетической диаграммой молекулярных орбнталей уголковой молекулы ХО2 (см.
рнс. 163). Электронная конфигурация молекулы Оз.' Сг~~~ньге электроны заполняют орби,.„, ческнх атомов, Озон — газ синего цвета с резким раздражающим запахом, очень токсичен. Жидкий озон — темно-синяя жидкость, твердый — темно- фиолетовые кристаллы 1т.
пл. -192,7'С). Поскольку молекула Оэ обладает полярностью и большей поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9 С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его раствори- масть в воде. Озон образуется в процессах, сопровождающихся выделением атомного кислорода 1радиолиз воды, разложение пероксидов и др.), а также при действии на молекулярный кислород потока электронов, протонов, коротковолнового излучения, т. е, за счет радиохимических и фотохимических реакций.
Цепную реакцию образования озона из кислорода можно представить схемой 0 4 5 — +О* 0*1 О =Ос+ О, 0 +Ог — Оэ или суммарно 30; = 20э, Ь С;,в — — 325 кДж В естественных условиях озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10 — 39 км — под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Озон задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению.
Следовательно. "озонный пояс" играет большую роль в обеспечении жизни на Земле. В технике озон получают в озонаторах действием тихого электрического разряда на кислород. Озон — вещество эндотермическое (Ь Н' „= 142,3 кДж/моль, ЬО~ — — 162,7 кДж/моль). Но тем не менее в отсутствие катализаторов или без ультрафиолетового облучения газообразный озон разлагается довольно медленно даже при 250'С.
Жидкий озон и его концентрированные смеси (70% Оэ) взрывчаты. Окислительная активность озона заметно выше, чем Оъ Например, уже при обычных условиях он окисляет многие малоактивные простью вещества (Аб, Нй и пр,): 6Аг -~ 20э — — 4АдзО + Оэ 0 более высокой химической активности Оэ, чем Оъ свидетельствует также сравнение их стандартных электродных потенциалов для водных растворов, например: 350 Оэ(г)+ НзО(ж) + 2е = Оз1г)+ 20Н (р), Е = 1,24 В Оэ(г) + 2НзО(ж) + 4с = 40Н (Р), Е' — О 401 В Для количественного определения озона можно использовать реакцию его взаимодействия с раствором К1: 21 + Оэ + НзО = 1з(к) -~ 20Н- + О, Сродство к электрону озона около 180 кДж/моль, поэтому он мо переходить в оэояад-ион Оэ. В частности, при действии озона на щелочные металлы образуются оэояидм К+ Оз = КОэ Озониды — зто соединения, состоящие из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов 0 .
Наличие в ионе О, неп арного электрона обусловливает парамагнетизм и наличие окраски у озонидов. Обычно они окрашены в красный цвет. Как сильный окислитель, к тому же экологически "чистый", озон использвется ля очи т у д с ки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в ' различных органических синтезах, для очистки морей от разлитой нефти. Атом се ы Я, ка р, к и атом кислорода, имеет шесть валентных элект- ' ронов: 3ээ3вА Се а — тип з, вА .р — ичный неметаллический элемент. По электро- отрицательности (ЭО = 2,5 ( —, ) она уступает только галогенам, кислороду, , азоту. Наиболее с устойчивы четные степени окисления серы 1-2, +2, .ь4, +, +6), что объясняется участием в образовании химических связей ,двух непарных электронов, а также одной или двух электронных пар: '1 Наиболее ха акте ны р р для серы низшая и высшая степени окисле,";иия. Известны со единения серы почти со всеми элементами. Се а— .р — весьма распространенный на Земле элемент.
Сера — биогенный элемент, входит в состав белков. Она содержится в нефти, углях, природных газах. В соответствии с характерными степенями окисления сера в природе встречается в виде сульфидных (ХпЯ, НдБ, РЬБ, СптЯ, РеЯт, СцЕебт и др.) и сульфатных (ХатВО4 10НтО, Саэ04 2НтО, ВаЯ04 и др.) минералов, а также в самородном состоянии. Простые вещества. Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые гомоцепи. Это можно объяснить тем, что две связи в гомоцепи Я вЂ” Я вЂ” Я оказываются прочнее (2 260 кДж/моль), чем связи в молекуле Ят (420 кДж/моль). В случае же кислорода, наоборот, связи в молекуле От прочнее (494 кДж/моль), чем две связи в гомацепи Π— Π— О (2 210 кДж/моль).
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
