21
К элементам VIA-группы относятся элементы главной подгруппы шестой группы. Это p- элементы, валентными у них являются электроны с конфигура-цией ns 2 np 4 : ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ. КИСЛОРОД O [He] 2s 2 2p 4 S [Ne] 3s 2 3p 4 Se [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4 Te [Kr] 4d 10 5s 2 5p 4 Po [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 4 http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-studentam/neorganicheskaya- ximiya/

лек. 18(1) кислород

  • Upload
    -

  • View
    757

  • Download
    1

Embed Size (px)

Citation preview

Page 1: лек. 18(1) кислород

К элементам VIA-группы относятся элементы главной подгруппы шестой группы. Это p-элементы, валентными у них являются электроны с конфигура-цией ns2np4:

ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ. КИСЛОРОД

O [He] 2s22p4

S [Ne] 3s23p4

Se [Ar] 3d104s24p4

Te [Kr] 4d105s25p4

Po [Xe] 4f145d106s26p4

http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-studentam/neorganicheskaya-ximiya/

Page 2: лек. 18(1) кислород

O S Se Te Po

Атом. радиус, нм 0,066 0,102 0,116 0,135 0,17

Ион. радиус(Э2–), нм 0,140 0,184 0,198 0,221 – Энергия ионизации 13,62 10,36 9,75 9,01 8,43Э0→Э+, эВ

Сродство к ē, эВ 1,47 2,08 2,02 ~2 1,35

Содержание в земнойкоре, мас. доли, % 47,2 5∙10–2 6·10–5 1·10–6 ~10–15

Некоторые сведения о характере изменения атомных и ионных радиусов, энергий ионизации и др. можно получить из приведенных ниже данных:

ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ. КИСЛОРОД

Page 3: лек. 18(1) кислород

КИСЛОРОД

«Кислород – это та ось, вокруг которой вращается химия»

Я. Берцелиус (1779-1848)

Page 4: лек. 18(1) кислород

1. Чрезвычайно большая распространенность и исключительно высокая реакционная способность кислорода определяют многообразие форм его соединений.

2. Классическая неорганическая химия является в основном химией водных растворов. Вода – самое распространенное и самое главное соединение кисло-рода. Поэтому многие основополагающие понятия химии: валентность по кислороду, окисление, окислительное число, кислоты и основания, соли и др. были сформулированы применительно к кислороду.

1. ОСОБЕННОСТИ ХИМИИ КИСЛОРОДА

Кислороду принадлежит особая роль в химии. Обусловлено это двумя причинами:

Page 5: лек. 18(1) кислород

Кислород – самый распространенный элемент в земной коре: его содержание составляет около 50 мас. долей, %. Известно свыше 1400 минералов, содержащих кислород. Большое количество кислорода содержится в воде как в химически связанном, так и в растворенном состоянии.

Кислород является обязательной составной частью всех живых организмов. Например, в человеческом организме содержится до 65 % мас. долей, %.

2 НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Page 6: лек. 18(1) кислород

КИСЛОРОД2 Нахождение в природе

В свободном состоянии кислород находится в атмосфере (~1015 т). Атмосферный кислород расходуется в процессах горения, дыхания, гниения, коррозии и непрерывно регенерируется за счет фотосинтеза:

nCO2 + mH2O = Cn(H2O)m + nO2

В процессе фотосинтеза ежегодно поглощается около 300 млрд. т СО2, выделяется 200 млрд. т О2, синтезируется 150 млрд. т органических веществ.

Page 7: лек. 18(1) кислород

Известны две аллотропные модификации кислорода – собственно кислород О2 и озон О3.

КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Форма кислорода, образованная двухатомными моле-кулами О2 – газ без цвета и запаха с низкими температурами плавления (–218,8 0С) и кипения (–182,9 0С). Кислород мало растворим в воде: в 100 объемах воды при 20 0С растворяется 3 объема кислорода.

Кислород во всех агрегатных состояниях парамагни-тен. Метод валентных связей (МВС) предсказывает для молекулы О2 структуру: :О = О:

::

Page 8: лек. 18(1) кислород

Физические и химические свойства кислорода

Согласно энергетической диаграмме в молекуле О2 два неспаренных электрона, а порядок связи равен двум.

Е σz*πz* , πy*

πz , πy

σz

σs*

σs

КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Метод МВС объясняет большую прочность связи, но не объясняет парамагнетизма О2. Это легко объясняет метод молекулярных орбиталей (ММО):

Page 9: лек. 18(1) кислород

Степень окисления кислорода в подавляющем большинстве соединений равна –2. Но может проявлять степени окисления +2 и +4 – в соединениях со фтором, а также +1 и –1 в соединениях со связью О–О.

По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно (образуя оксиды) за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота.

Физические и химические свойства кислорода

КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Page 10: лек. 18(1) кислород

О3 + 2Н+ + 2е– = О2 + Н2О, Е0 = +2,07 В

О2 + 4Н+ + 4е– = 2Н2О, Е0 = +1,23 В

Физические и химические свойства оэона

КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Озон О3 – газ синего цвета, его можно рас-сматривать как соединение О(+4) – ОО2. По окислительным свойствам он значительно превосходит кислород:

Page 11: лек. 18(1) кислород

В технике кислород получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха и электролизом воды. В лаборатории для его получения используют терми-ческое разложение богатых кислородом соединений (KMnO4, KClO3, CrO3, BaO2).

Озон получается при действии тихого электрического разряда на кислород (до 10 мас. долей, % О3). В атмосфере озон образуется при грозовых разрядах и в верхних слоях под действием УФ-излучения.

Получение кислорода и озона

КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Page 12: лек. 18(1) кислород

Производные О(–2) – оксиды – известны для всех элементов, кроме гелия, неон и аргона.

Характер химической связи в оксидах неметаллов преимущественно ковалентный. Поэтому в подав-ляющем большинстве случаев оксиды неметаллов – газы, легколетучие жидкости или легкоплавкие твердые вещества.

В оксидах металлов характер химической связи в зависимости от природы металла и его степени окисления изменяется от преимущественно ионного (для щелочных и щелочно-земельных металлов) до ковалентного (например, CrO3, Mn2O7, Re2O7).

4. СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

ОКСИДЫ

Page 13: лек. 18(1) кислород

В соответствии с характером изменения химической связи изменяются и свойства оксидов от основных – для ионных оксидов до кислотных – для ковалентных. Оксиды с промежуточной между ионной и ковалентной связью являются амфотерными.

Следует подчеркнуть, что даже в ионных оксидах не существуют ионы О2–. Действительный (эффектив-ный) отрицательный заряд атома кислорода существенно меньше.

Ниже показан характер изменения эффективного заряда на атоме кислорода и кислотно-основных свойств оксидов на примере элементов 3-го периода:

4. СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

ОКСИДЫ

Page 14: лек. 18(1) кислород

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

ОКСИДЫ

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

Эффектив-ный заряд

Кислотно-основныесвойства

-0,81 -0,42 -0,31 -0,23 -0,13 -0,06 -0,01

о с н о в н ы е амфо- к и с л о т н ы е сильно слабо терный слабо средне сильно

Page 15: лек. 18(1) кислород

Различие в свойствах оксидов разного типа прояв-ляется при их взаимодействии с водой, а также при взаимодействии оксидов разного типа друг с другом:

Na2O + H2O = 2NaOH; SO3 + H2O = H2SO4

основный кислотный

3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2

основный кислотный

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, но могут реагировать и с кислотами, и с щелочами:

Al2O3 + 6HCl + 9H2O = 2[Al(OH2)6]Cl3

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

ОКСИДЫ

Page 16: лек. 18(1) кислород

При химических превращениях молекулы кислорода О2 и озона О3 могут присоединять или терять электроны с образованием молекулярных ионов типа О2

2–, О2–, О3

– , О2

+.

Производные иона О22– называются пероксидами,

например Н2О2 (пероксид водорода), Na2О2 (пероксид натрия), ВаО2 (пероксид бария).

Производные иона О2– называются надпероксидами,

а иона О3– – озонидами. Они известны для наиболее

активных щелочных металлов (K, Rb, Cs);

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Page 17: лек. 18(1) кислород

Все рассматриваемые соединения могут быть получены при прямом взаимодействии простых веществ, например:

Ba + O2 = BaO2

Rb + O2 = RbO2

K + O3 = KO3

В ряду пероксид – надпероксид – озонид степени окисления кислорода принимают значения –1, –1/2, –1/3. Все эти вещества являются сильными окислителями. Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода.

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Page 18: лек. 18(1) кислород

Пероксид водорода Н–О–О–Н – бледно-голубая сиропообразная жидкость (т. кип. 150,2 0С). Н2О2 – хороший ионизирующий растворитель. С водой смешивается в любых соотношениях благодаря образованию водородных связей. В водных растворах Н2О2 – слабая кислота:

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Н2О2 + Н2О Н3О+ + НО2– ; К1 = 2,24∙10–12

Page 19: лек. 18(1) кислород

В химических реакциях ионы НО2–, О2

2– могут, не изменяясь переходить в другие соединения, например:

H2O2 + NaOH = NaHO2 + H2O

BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O2

Чаще, однако, протекают окислительно – восстанови-тельные реакции:

О22– = 2О2– (окислитель)

О22– = 2О0 (восстановитель)

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Page 20: лек. 18(1) кислород

В первом случае пероксиды проявляют окислитель-ные свойства, во втором – восстановительные. Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные:

H2O2 + 2H+ + 2е– = 2 H2O, Е0298 = 1,78 В

O2 + 2H+ + 2е– = H2O2, Е0298 = 0,68 В

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Page 21: лек. 18(1) кислород

При взаимодействии кислорода О2 с сильнейшим окислителем PtF6 образуется солеподобное вещество О2[PtF6], в котором роль катиона играет молеку-лярный ион О2

+ (диоксигенил-ион):

О2 + PtF6 = O2+[PtF6]–

Производное диоксигенил-иона О2+ являются силь-

нейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ

4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА