Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі

Скачати 3.56 Mb.

Назва	Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка	4/23
Дата	19.03.2013
Розмір	3.56 Mb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Біологія > Документи

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 23

Пероксид водню

Пероксид водню Н₂О₂ був відкритий у 1818 р. Л. Тенаром. Будову молекули було визначено за допомогою рентгеноструктурного аналізу. Молекула Н₂О₂ має будівлю косого ланцюга, два зв'язки О – Н розташовані не симетрично, а в двох площинах під кутом 120^о. Атоми кисню зв'язані неполярним ковалентним зв'язком, а зв'язки між атомами водню і кисню внаслідок зсуву загальних електронних пар убік кисню полярні. Тому молекула Н₂О₂ сильнополярна, μ = 0.70.10^-29 Кл^.м. Енергія зв'язку О – О (210 кДж/моль) значно менша енергії зв'язку О – Н (468 кДж/моль). Між молекулами Н₂О₂ виникає досить міцний водневий зв'язок, що призводить до їхньої асоціації. Н₂О₂ – ендотермічна сполука (Н = 98 кДж/моль).

Способи добування

1) Електролітичне утворення персульфат-іона та його подальший гідроліз.

2HSO₄^- - 2e^- = H₂S₂O₈ - на аноді

^{надсірчана кислота}

⁽^{пероксодисірчана}⁾ _{електроліз}

сумарний процес: 2КHSO₄  К₂S₂O₈ + Н₂.

Надсірчана кислота гідролізується в дві стадії:

H₂S₂O₈ + Н₂О = H₂SO₅ + H₂SO₄ (швидко)

^{мононадсірчана}

^{кислота, кислота Каро}

H₂SO₅ + Н₂О = H₂O₂ + H₂SO₄ (повільно).

H₂O₂ швидко видаляють перегонкою при високій температурі та низькому тиску.

2) У промисловому масштабі H₂O₂ також добувають аутоокисненням 9,10-діоксиантраценів (антрахінолів), наприклад 2-етилантрахінолу, у циклічному безперервному процесі.

3) Можна добувати H₂O₂ з пероксиду барію:

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂,

BaO₂ + СО₂ + H₂O = BaСO₃ + H₂O₂.

4)Окиснення вуглеводнів. Наприклад:

СН₃-СН=СН₂ + Н₂О  СН₃-СН(ОН)-СН₃ – гідратація,

^{ізопропіловий спирт}

СН₃-СН(ОН)-СН₃ + О₂  СН₃-С(=О)-СН₃ + H₂O₂.

^ацетон

Фізичні властивості. Безводний Н₂О₂ – сиропоподібна рідина блідо-голубого кольору, без запаху. Розбавлений розчин має неприємний «металевий» смак. Густина 1.45 г/см³ при 20^оС. У зв'язку з наявністю водневого зв'язку температури плавлення (-0.42^оС) і кипіння (152.1^оС) досить високі. З водою змішується у будь-яких співвідношеннях завдяки виникненню нових водневих зв'язків, розчиняється у спирті та в ефірі. Висока в'язкість також зумовлена водневими зв'язками. Поверхневе натягнення вище, ніж у води. Діелектрична проникність чистої рідини при 25^оС дорівнює 93, а її 65 %-ного розчину у воді – 120. При концентраціях понад 65 % дуже вибухонебезпечний. У продаж поступає 30 % водний розчин (пергідроль) або 3 % розчин. У вигляді чистої речовини або концентрованого розчину спричинює опіки шкіри (білі плями, які через деякий час зникають) і слизових оболонок.

Хімічні властивості

1) Пероксид водню є дуже слабкою кислотою:

Н₂О₂  НО₂^- + Н⁺,

Н₂О₂  О₂^2- + 2Н⁺.

Н₂О₂ + 2NaOH = Na₂O₂ + 2H₂O,

Н₂О₂ + Ba(OH)₂ = BaO₂ + 2H₂O.

Оскільки кислота Н₂О₂ слабка, її солі повністю гідролізуються.

2) Внаслідок того, що у пероксиді водню кисень формально має проміжний ступінь окиснення (-1), Н₂О₂ може поводитися і як окисник, і як відновник.

а) як окисник:

у кислому середовищі: Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е^- = 2Н₂О,

у лужному середовищі: Н₂О₂ + 2е^- = 2ОН^-.

б) як відновник:

у кислому середовищі: Н₂О₂ - 2е^- = О₂ + 2Н⁺,

у лужному середовищі: НО₂^- + ОН^- - 2е^- = О₂ + Н₂О

(або Н₂О₂ + 2ОН^- - 2е^- = О₂ + 2Н₂О).

Окисні властивості пероксидів виражені сильніше, ніж відновні:

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

KNO₂ + H₂O₂ = KNO₃ + H₂O,

2K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ = 2K₂CrO₄ + 2KOH + 8H₂O,

H₂CrO₄ + H₂O₂ = H₂CrO₅ + H₂O,

MnSO₄ + H₂O₂ + 2KOH = MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O,

Na[Sn(OH)₃] + H₂O₂ + NaOH = Na₂[Sn(OH)₆].

При дії конц. розчинів Н₂О₂ на папір, тирсу або інші горючі речовини відбувається їх самозаймання.

Відновні властивості Н₂О₂ виявляє лише у реакціях із сильними окисниками:

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

3H₂O₂ + 2KMnO₄ = 3O₂ + 2MnO₂ + 2KОН + 2H₂O,

H₂O₂ + Cl₂ = 2HCl + O₂,

H₂O₂ + O₃ = H₂O + 2O₂,

H₂O₂ + Ag₂O = 2 Ag + H₂O + O₂.

Для пероксиду водню характерний також розпад за типом диспропорціонування:

H₂O₂ + H₂O₂ = 2H₂O + O₂.

Цей розпад прискорюється у присутності MnO₂, високодисперсних металів Pt, Ag, багатьох іонів d-елементів: Cu²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺ та ін.; при освітленні, нагріванні і може перебігати з вибухом.

3) Пероксид водню у вигляді Н₂О₂, НО₂^- та О₂^2- здатний бути лігандом у комплексних сполуках. Наприклад, [Ti(H₂O₂)]⁴⁺, [Ti(HO₂)]³⁺, [Ti(O₂)]²⁺ та [Ti(O₂)ОН]⁺.

Пероксокислоти. Кислоти, що містять пероксидну групу, називаються пероксокислотами (надкислотами). Їхніми прикладами є

Пероксомонофосфорна кислота Н₃РО₅

Пероксодисірчана кислота (динадсірчана) H₂S₂O₈

Пероксосірчана кислота (мононадсірчана) H₂SO₅

Пероксоазотна кислота HNO₄

Пероксокарбонат натрію Na₂C₂O₆

Надвугільна кислота, як і вугільна, не існує у вільному стані.

При гідролізі пероксокислот утворюється пероксид водню. Їхня характерна властивість – розкладатися з виділенням кисню, тобто вони є окислювачами, іноді більш сильними, ніж Н₂О₂.

Кисень

Електронна конфігурація 1s²2s²2p⁴

Порядковий номер 8. Атомна маса 15.9994

Ковалентний радіус атома 0.066 нм

Радіус іона О^-2 0.140 нм

Іонізаційні потенціали, еВ: I 13.614; II 35.11; III 54.89

Спорідненість до електрона (кДж/моль):

приєднання одного електрона +48.0

приєднання двох електронів -418.0.

Віносна електронегативність 3.5

Енергія дисоціації молекули 493.2 кДж/моль

Масові числа природних ізотопів: 16, 17, 18

Проста речовина:

температура плавлення -218.8 ^оС,

температура кипіння -182.97 ^оС

Густина 1.429^.10^-3 г/см³

Вміст у земній корі 47 мас. %

Електродний потенціал О₂ + 2е^- = О^2- + 0.401 В

Ступені окислення у сполуках -2, (+1, +2), -1, +4

Кисень – елемент другого періоду, головної підгрупи VI групи
1

p

s

Відповідно до правила Хунда в атомі кисню два 2р-электрони знаходяться на різних орбиталях і, отже, не спарені, тобто атом кисню є бірадикалом і виявляє парамагнетизм.
Поширення кисню. Кисень - найпоширеніший на Землі елемент, його вміст у земній корі 47,0 % (мас.) або 55,1 % (ат.).

У вільному стані кисень перебуває в повітрі, 20,99 % (об.) або 23,14 % (мас.). У верхніх шарах атмосфери міститься також озон О₃, його максимальна концентрація припадає на висоту близько 25 км. Товщина озонового шару така, що якби О₃ перебував при атмосферному тиску, вона склала би близько 3 мм. Озоновий шар затримує згубне для всіх організмів жорстке випромінювання Сонця. В атмосфері перебуває близько 1,1^.10¹⁵ т кисню. У зв'язаному вигляді він перебуває у воді в кількості 88,9 %. Форми зв'язаного кисню – оксиди металів і неметалів, солі кисневих кислот, вода та ін. – становлять більшу частину речовин, з яких складається наша планета – її атмосфера, гідросфера та літосфера. Відомо більше 1400 мінералів, що містять кисень. Кисень становить майже 50 % маси силікатів – найпоширеніших мінералів, у глині міститься 56 % (мас.) кисню, у піску – 53 % (мас.) кисню. Крім того, кисень входить до складу карбонатів земної кори. Він є обов'язковою частиною організмів тварин і рослин у складі білків, жирів і вуглеводів. У людському організмі міститься до 65 % (мас.) кисню.

Будова молекули О₂. а)З погляду МВС. Атом кисню в основному стані має конфігурацію 1s²2s²2p_x2p_y2p_z, тобто містить два неспарених електрони. Тому два атоми з'єднаються, утворюючи два двохелектронні зв'язки.

Така будова молекули пояснює енергію зв'язку 493.2 кДж/моль, тоді як енергія одинарного зв'язку О-О всього 210 кДж/моль; і міжядерна відстань у О₂ (0.1207 нм), менша від довжини одинарного зв'язку О-О (0.148 нм). Однак МВЗ не може пояснити парамагнетизм молекули кисню.

б)З погляду ММО.

	О₂⁺	О₂	О₂^-	О₂^2-
Порядок зв'язку	2.5	2	1.5	1
Міжядерна відстань, нм	0.112	0.1207	0.132	0.149
Енергія дисоціації, кДж/моль	642	494	394	210

Найбільш стійка двохатомна молекула О₂. Значення її парамагнетизму відповідає наявності двох непарних електронів:

(_s^зв)²(_s^розп)²(_z^зв)²(_x,y^зв)⁴(_x^розп)¹(_y^розп)¹(_z^розп)⁰

У молекулі О₂ на 8 зв’язуючих електронів приходиться 4 розпушуючих, тому порядок зв'язку дорівнює 2.

Способи добування кисню. Лабораторні способи. Чистий кисень у лабораторних умовах можна добути електролізом розчину КОН з нікелевими електродами.

Катод: 4H₂O + 4e^- = 2H₂ + 4OH^-.

Анод: 4OH^- - 4e^- = O₂ + 2H₂O.

Невеликі кількості О₂ зручно добувати розкладом Н₂О₂:

_Pt

2Н₂О₂  2Н₂РО + О₂.

Для добування О₂ можна використовувати реакції термічного розкладу ряду речовин:

2HgО  2Hg + O₂.

^{оксид ртуті(II)}

Ця реакція вперше використана для добування О₂ Прістлі та Лавуазьє.

^{t, MnО}₂

2KClО₃  2KCl + O₂,

^{хлорат калію}

2KMnО₄  K₂MnО₄ + MnО₂ + O₂,

^{перманганат калію}

2ВаО₂  2ВаО + О₂,

^{пероксид барію}

2KNO₃  2KNO₂ + O₂.

^{нітрат калію}

Зручним лабораторним методом добування невеликих кількостей О₂ є реакція між пероксидом водню та перманганатом калію:

2KMnО₄ + 3H₂SO₄ + 5H₂O₂ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O + 5O₂.

Можна добути кисень розкладанням хлорного вапна:

_{солі Со}

2CaOCl₂  2CaCl₂ + O₂.

У кисневих ізолюючих приладах здійснюють реакцію пероксидів лужних металів з оксидом вуглецю:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂.

Зручним лабораторним способом добування О₂ є також розклад пероксидів водою:

2Na₂O₂ + 2Н₂О = 4NaОН + O₂.

Технічні способи. У промисловості кисень добувають, в основному, ректифікацією (фракціонованою перегонкою) рідкого повітря на перегінних установках з колонами. Цей процес (процес Лінді) можливий за рахунок того, що при нормальному тиску азот закипає при температурі на 12,8^о нижче температури кипіння кисню.

Крім того, кисень добувають як побічний продукт при добуванні водню електролізом води.

Фізичні властивості. О₂ - безбарвний газ без запаху та смаку. Внаслідок поганої здатності до деформації електронної оболонки молекули О₂ слабко поляризуються, тому міжмолекулярні зв’язки між ними дуже слабкі. З цієї ж причини температури плавлення (-218.8^оС) та кипіння (-182.97^оС) дуже низькі. Кисень погано розчиняється у воді: при нормальному атмосферному тиску 1 л води розчиняє 48.9 мл газоподібного О₂ при 0^оС та 31 мл при 20^оС. Добре розчиняється в органічних розчинниках.

Рідкий кисень світло-блакитного кольору, а твердий - кристали синього кольору. У рідкому стані він має більшу густину, ніж вода. Оскільки кисень складається з парамагнітних молекул, він у рідкому та твердому станах притягується магнітом. У твердому стані зафіксовані -, -, -модифікації (-219^о, -229^о, -249^оС).
Хімічні властивості

Велика міцність молекули О₂ зумовлює великі енергії активації більшості реакцій окиснення, що роблять кисень за звичайних умов малоактивним. Дисоціація молекул О₂ на атоми стає помітною лише при 2000^оС; вона має місце також при поглинанні УФ випромінювання (фотоліз). При нагріванні і у присутності каталізатора кисень виявляє високу хімічну активність, поступаючись лише фтору. З більшістю простих речовин взаємодіє безпосередньо, утворюючи оксиди; лише по відношенню до фтору виявляє відновні властивості. Окиснювальну активність О₂ у водному розчині характеризують такі величини окиснювальних потенціалів:

О₂ + 4Н⁺ + 4е^- = 2Н₂О, Е^о = +1.229 В,

О₂ + 2Н₂О + 4е^- = 4ОН^-, Е^о = +0.401 В.

Майже всі реакції окиснення киснем перебігають з виділенням енергії. Окиснення буває повільним і швидким. Приклади повільного окиснення - утворення іржі на залізних предметах, засвоєння їжі організмом, гниття органічних залишків, старіння гуми, отвердження масляних фарб. Швидке окиснення, що часто супроводжується появою полум'я, називається горінням.

Кисень утворює хімічні сполуки зі всіма елементами (за винятком He, Ne і Ar). Безпосередньо реагує зі всіма простими речовинами (зазвичай для цього потрібне нагрівання), крім галогенів (виняток – фтор), благородних металів Ag, Au, платинових металів (виняток – осмій), благородних газів. Їхні оксиди добувають непрямим шляхом.

Взаємодія з простими речовинами. Внаслідок взаємодії кисню з металами та неметалами, як правило, утворюються оксиди:

₂₅₀^o_C

S + O₂ = SO₂ - оксид сірки(IV),

₆₀^o_C

P₄ + 5O₂ = 2P₂O₅ - оксид фосфору(V),

₇₅₀^o_C

C(графит) + O₂ = CO₂ - оксид углерода(IV),

2Mg + O₂ = 2MgO - оксид магнію, (магній горить з яскравим спалахом),

2Ca + O₂ = 2CaO - оксид кальцію,

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃ - оксид алюминію,

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

Лужні метали при нагріванні у сухому повітрі дають пероксиди:

2Na + O₂ = Na₂O₂ - пероксид натрію.

Взаємодія із складними речовинами.

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O,

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O.

Реакції окиснення прискорюються у присутності каталізаторів (каталітичне окиснення). Наприклад:

_Pt

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O.
Сполуки кисню

Кисень утворює чотири типи сполук: оксиди, що містять О^-2; пероксиди, що мають пероксогрупу -О-О- (формальний ступінь окислення О^-1); надпероксиди, у структурі яких є іон О₂^-, і озоніди, що містять О₃^-. Іони О₂^- і О₃^- можна розглядати як молекули О₂ і О₃, що приєднали електрон, що займає розпушуючу орбиталь.
Оксиди

Способи добування

1) Окиснення елементів киснем у вільному вигляді.

2Са + О₂ = 2СаО.

2) Прожарювання гідроксидів або гідратованих оксидів.

_t

Cu(OH)₂  CuO + H₂O,

_t

SnO₂^.nH₂O  SnO₂ + nH₂O.

3) Термічний розклад солей кисневих кислот (карбонатів, сульфатів, сульфітів, нітратів тощо).

_t

CuСО₃  CuO + СО₂,

_t

CaСО₃  CaO + СО₂,

_t

2Cu(NО₃)₂  2CuO + 4NО₂ + О₂.

4) Окиснення складних речовин вільним киснем або кисневмісними сполуками.

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Хімічний зв'язок в оксидах. Мірою міцності зв'язку в оксидах служить ентальпія утворення. Міцність зв'язку в оксидах знаходиться в прямій залежності від її полярності. Полярність зв'язків Е-О залежить від різниці відповідних электронегативностей. Різниця электронегативностей визначає приналежність сполуки до того чи іншого типу. В міру зменшення різниці між электронегативностями ЕО кисню і зв'язаного з ним в оксиді елемента негативний заряд на атомі кисню знижується, що є проявом зменшення ступеня іонності (полярності) зв'язку Е-О. Це можна ілюструвати на прикладі оксидів елементів третього періоду.

Характеристика	Na₂O	MgO	Al₂O₃	SiO₂	P₂O₅	SO₃	Cl₂O₇
ЕО	2.6	2.3	2.0	1.7	1.4	1.0	0.5
Ефективний заряд на атомі О	-0.81	-0.42	-0.31	-0.23	-0.13	-0.06	-0.01
Ступінь іонності зв'язку Е-О. %	75	64	54	44	33	19	5
Н^о_обр, кДж/екв	-208.1	-301.0	-273.7	-211.3	-150.7	-66.6	-18.8
Характер	Сильна основа	Слабка основа	Амфотерний	Слабка кислота	Кислота середньої сили	Сильні кислоти

Оксиди елементів головних підгруп зі значним парціальним зарядом на атомі кисню є іонними сполуками (Na₂O, CaО). Сполуки з небагато меншим парціальним зарядом на атомі кисню мають полімерну будову, причому зв'язок елемент – кисень у них здобуває значною мірою ковалентного характеру (B₂O₃, SiО₂). Оксиди з атомами кисню, на яких зосереджений дуже невеликий негативний заряд, являють собою молекулярні речовини (P₂O₅, CO₂, оксиди азоту, сірки і деякі оксиди галогенів).

Фізичні властивості. Оксиди неметалів у переважній більшості випадків – гази, легколеткі рідини чи легкоплавкі тверді речовини. Більшість оксидів металів більш-менш тугоплавкі. Виняток являють рідкий Mn₂O₇, тверді, але дуже легкоплавкі RuО₄(25^оС) і OsО₄ (41 ^оС). Найбільш тугоплавкі оксиди Be, Mg, Ca, Zr, Hf і Th, температури плавлення яких лежать у межах 2500-3000 ^оС. Багато оксидів перехідних металів виявляють властивості напівпровідників з електронною або дірковою провідністю, а полімерні оксиди з високим ступенем агрегації характеризуються металевим типом провідності. Наприклад: MnО, Cu₂O, FeО – діркова, Cr₃O, Ti₆O, Ti₃O - металева провідність.

Хімічні властивості

За хімічними властивостями оксиди зручно класифікувати відповідно до їхнього кислотного або основного характеру у водній системі. Оксиди підрозділяються на солетворні та несолетворні (байдужі). Несолетворні оксиди - CO, NO, N₂O. Солетворні оксиди підрозділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основні оксиди дають основи при взаємодії з водою або утворюються при зневодненні гідроксидів, а з кислотами утворюють солі та H₂O.

Кислотні оксиди при взаємодії з водою дають кислоти, а з основами - сіль та H₂O.

Амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами та основами, проявляючи основні властивості по відношенню до сильних кислот і кислотні по відношенню до сильних основ.

1) Взаємодія з водою.

Основні оксиди:

Na₂O + H₂O = 2NaOH,

BaO + H₂O = Ba(OH)₂;

кислотні оксиди:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄,

Re₂O₇ + H₂O = 2HReO₄.

Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють.

2) Взаємодія оксидів. Чим більше відрізняються за характером оксиди, тим краще вони вступають до взаємодії один з одним і утворюють солі.

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄,

3CaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂,

_{сплавлення}

Na₂O + SiO₂ = Na₂SiO₃.

Амфотерні оксиди можуть взаємодіяти і з основними, і з кислотними оксидами:

PbO(к) + Na₂O(к) = Na₂PbO₂(к),

PbO(к) + SO₃(г) = PbSO₄(к).

3) Взаємодія з кислотами та основами:

а) кислотні оксиди утворюють солі з основами:

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O,

б) основні оксиди утворюють солі з кислотами:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O,

в) амфотерні оксиди можуть реагувати і з кислотами, і з лугами:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O,

^{основний}

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄].

^{кислотний}

Пероксиди та надпероксиди

Для молекули О₂ енергія іонізації 12.08 еВ, а спорідненість до електрону 0.44 еВ. Тому молекула О₂ може втрачати електрони з утворенням молекулярних іонів типу О₂⁺ чи приєднувати електрони з утворенням молекулярних іонів типу О₂^- і О₂^2-.

Приєднання одного електрона до молекули О₂ спричинює утворення надпероксид-иона О₂^- (супероксид-иона):

О –О + e^- = [O-O]^-, H^o₂₉₈ = -48.1 кДж/моль.

Похідні радикала О₂^- називаються надпероксидами (супероксидами).

Приєднуючи два електрони, молекула О₂ перетворюється в пероксид-іон О₂^2-, у якому атоми зв'язані одним двохелектронним зв'язком, і тому він діамагнитний:

О-О + 2e^- = [O-O]^2-, H^o₂₉₈ = +160 кДж/моль.

Похідні іона О₂^2- називаються пероксидами.

Добування пероксидів і надпероксидів. Усі пероксиди можуть бути добуті обмінною реакцією між Н₂О₂ і гідроксидом відповідного металу. Прямим синтезом з киснем можна добути пероксиди всіх лужних металів (крім Li) і барію. Процес йде ступінчасто через утворення оксиду:

₂₀₀^o_C

4Na + O₂  2Na₂O,

₃₅₀^o_C

2Na₂O + O₂  2Na₂O₂.

Супероксиди (надпероксиди) дуже активних металів (K, Rb, Cs) утворюються при спалюванні металів у повітрі, збагаченому киснем:

К + О₂ = КО₂.

Надпероксид натрію NaО₂ можна добути лише окисленням пероксиду натрію киснем при 300 атм і 500^оС.

Хімічний зв'язок у пероксидах і надпероксидах. Іонні пероксиди, що містять іони О₂^2-, утворюють лужні метали, Ca, Sr і Ba. Ряд інших електропозитивних металів (Mg, метали IIB групи, лантаніди, іон уранілу UO₂²⁺) також утворюють пероксиди, що мають проміжний характер між іонними і ковалентними. Надпероксиди, що містять іони О₂^-, відомі лише для найбільш електропозитивних металів.

Властивості пероксидів і надпероксидів

Наявність неспареного електрона робить надпероксиди парамагнітними речовинами та зумовлює їхнє забарвлення (від жовтого до жовтогарячого). Пероксиди незабарвлені через відсутність и взаємодіють з водою, даючи лужну реакцію:

О₂^2- + Н₂О = НО₂^- + ОН^-,

2О₂^2- + Н₂О = О₂ + НО₂^- + ОН^-,

2НО₂^- = 2ОН^- + О₂ (повільно).

Усі пероксиди і надпероксиди - дуже сильні окислювачі. Вони окисляють пальні матеріали, викликаючи їхнє запалення, реагують з вологою і вуглекислим газом повітря з виділенням кисню:

^H₂^O

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂,
^H₂^O

2KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂.

Пероксиди є відновниками щодо таких сильних окисників. як перманганат, гіпохлорит, оксид срібла(II) у кислих та нейтральних, а також PbО₂ та йодат у кислих розчинах.

Іонні пероксиди утворюють гідрати, що добре кристалізуються, та аддукти з H₂O₂: Na₂O₂^.8H₂O, CaO₂^.8H₂O, Na₂O₂^.4H₂O₂, CaO₂^.2H₂O₂, Na₂O₂^.2H₂O₂^. 4H₂O.

Озон

Озон – по-грецьки «пахучий». Озон відкритий Шенбейном у 1839 р. Його можна розглядати як похідне, в якому кисень виявляє ступінь окислення +4. Молекула О₃ має кутову форму.

Довжина зв'язку d_OO (127.17 нм) є проміжною між довжиною одинарного (149 нм) та подвійного зв'язку (120.7 нм). Тому можна вважати, що в молекулі О₃ порядок зв'язку 1.5. Валентний кут 116^о47^/. Молекула О₃ має деяку полярність,  = 1.59^.10^-30 Кл^.м. Н^o_f О₃(г) = +142.3 кДж/моль.

Будову молекули О₃ можна пояснити так. а)З погляду МВЗ, центральний атом кисню знаходиться в стані sp²-гібридизації за рахунок 2s, 2p_x- і 2p_z-орбіталей. Дві з трьох гібридних sp²-орбіталей центрального атома утворюють два -зв'язки О-О (дві молекулярні трицентрові ^зв-орбіталі). Третя sp²-гібридна орбиіталь (молекулярна майже незв’язуюча _х-орбіталь) містить незв’язуючу електронну пару. 2р_y-орбіталь центрального атома розташована перпендикулярно площині молекули, а 2р_y-орбіталі крайніх атомів беруть участь в утворенні трицентрового _р-р- зв'язку (молекулярна, трицентровая ^зв-орбіталь). б)З погляду ММО, незбуджений стан молекули ПРО₃ відповідає такому заповненню МО:

(^зв)⁴(^зв)²()².

Інші електрони заповнюють незв’язуючі орбіталі, локалізовані у периферичних атомів.

Фізичні властивості. Озон – синій газ із різким подразнюючим запахом. Температури плавлення (-192,7 ^оС) і кипіння (-111,9 ^оС) вищі, ніж у О₂, вища і його розчинність у воді (5 об. у 10 об. води). Ще краще він розчинний у тетрахлориді вуглецю (31 об. О₃ у 10 об. CCl₄), сірковуглеці та інших рідких органічних речовинах. Озон діамагнітний. Суміші, що містять більше 70% О₃, - вибухові. Озон отруйний, ГДК у повітрі 10^-5%. Подразнює слизові оболонки очей і дихальних шляхів.

Хімічні властивості

Озон дуже ендотермичний, проте при кімнатній температурі при відсутності каталізаторів і без УФ опромінення він розкладається досить повільно. При температурі близько 100^оС він швидко розкладається навіть під час відсутності каталізаторів:

2О₃ = 3О₂, Н^о = -285 кДж.

Озон - сильний окисник. Його окисні властивості виражені незрівнянно сильніше, ніж у кисню, причому в кислих розчинах окисні властивості озону посилюються.

О₃ + 2KI + H₂O = I₂ +2KOH + O₂,

3PbS + 4O₃ = 3PbSO₄,

NO + O₃ = NO₂ + O₂,

2NH₃ + 4O₃ = NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O,

Pb(OH)₂ + O₃ = PbO₂ + O₂ + H₂O.

З більшістю простих речовин озон реагує безпосередньо, за винятком благородних газів, платини та золота.

2Ag + 2O₃ = 2AgO + 2O₂.

Озон бурхливо реагує з багатьма органічними речовинами. Спирт, ефір, скипидар при зіткненні з ним спалахують. Каучук дуже швидко руйнується озоном. Він розкладає також органічні барвники.

При дії озону на лужні метали утворюються озоніди:

К + О₃ = КО₃.

Добування

Озон утворюється у процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню, а також при дії на молекулярний кисень потоку електронів, протонів, короткохвильового випромінювання, тобто за рахунок радіохімічних і фотохімічних реакцій.

До таких процесів відносяться такі:

1) Електричні розряди у кисні або повітрі. Так зазвичай добувають озон в лабораторії; для цього застосовують прилади, звані озонаторами.

2) Нагрівання кисню при високій температурі.

3) При дії короткохвильового УФ випромінювання кисень частково перетворюється на озон.

4) При електролізі водних розчинів кислот (HClO₄, H₂SO₄ тощо) з інертними електродами на аноді утворюється кисень у вигляді вільних атомів, частина яких утворює молекули О₂, а інша частина сполучається з цими молекулами з утворенням О₃.

5) Утворення озону при хімічних реакціях.

3F₂ + 3H₂O(г) = 6HF + O₃,

(NH₄)₂S₂O₈ + 2HNO₃ = H₂S₂O₈ + 2NH₄NO₃,

H₂S₂O₈ = 2SO₂ + O₃ + H₂O.

6) Озон утворюється при радіолізі води, розкладі пероксидів.

Озоніди. Озоніди – це сполуки, що складаються з позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів О₃^-. Вони утворюються при дії озону на найбільш активні метали, а також при взаємодії озону з гідроксидами цих металів:

4О₃ + 4КОН = 4КО₃ + О₂ + 2Н₂О.

Озоніди нестійкі, легко розкладаються на надпероксиди та кисень:

2КО₃ = 2КО₂ + О₂.

У воді озоніди гідролізуються з виділенням кисню і відщепленням радикалів ^.ОН (без утворення Н₂О₂) за типом:

КО₃ + Н₂О = КОН + ^.ОН + О₂.

Позитивні ступені окислення кисню виявляються у його сполуках із фтором, а також в іоні О₂⁺:

_{+2 +1}

OF₂, O₂F₂, O₂⁺[PtF₆]

^{дифторид диоксидифторид гексафтороплатинат(V)}

^{кисню диоксигенила}

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На... Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість	Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення... Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...	Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів) Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівняння у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...	Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів» У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)... України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...	УРОК №45 Тема уроку Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання статистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки... Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...	ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання