Upload
-
View
757
Download
1
Embed Size (px)
Citation preview
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/
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
КИСЛОРОД
«Кислород – это та ось, вокруг которой вращается химия»
Я. Берцелиус (1779-1848)
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:
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
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.
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:
::
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):
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
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:
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
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
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
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
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
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
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
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
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
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
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