::НЕМЕТАЛЛЫ

::Элементы подгруппы кислорода

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ КИСЛОРОДА

В главную подгруппу VI группы периодической системы входят кислород О, сера S, селен Se (типичные неметаллы), теллур Те (амфотерный элемент) и полоний Ро (радиоактивный металл). Общее название этих элементов -халъкогены.

Электронное строение внешнего уровня - ns2np4 (n - номер периода). Характерная валентность - II, в возбужденном состоянии может увеличиваться до IV и VI (кроме кислорода). Наиболее характерные степени окисления: -2, -1, 0, +4, +6 (две последние - кроме кислорода).

Химические свойства Окислительно-восстановительные свойства халькогенов изменяются следующим образом: при переходе от кислорода к теллуру окислительная активность элемента Э° падает, а восстановительная активность иона Э2- нарастает. Образуют устойчивые водородные соединения общей формулы Н2Э. При обычных условиях вода - жидкость, остальные халькогеноводороды являются газами. При их растворении в воде образуются кислоты, сила которых при переходе от серы к теллуру увеличивается. Сера, селен и теллур образуют кислотные оксиды SО₂ и SО₃, которым соответствуют кислоты Н₂SО₃ и Н₂SО₄. Сила кислородных кислот халь-когенов увеличивается в ряду Те -> Se -> S.

КИСЛОРОД Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Природный кислород состоит из трех изотопов: |6О (>99 %), 17О и |8О. Известны три его аллотропных модификации: О (атомарный кислород), О2 (молекулярный кислород), О3 (озон). Свободный кислород (О2) содержится в атмосфере (20.95 % по объему), в гидросфере и литосфере - соответственно 85.82 % и 47 % по массе связанного кислорода. В состав большинства веществ, из которых построен живой организм, входит кислород: тело человека состоит по массе на 65 % из кислорода.
Электронное строение: 1 s22s22p4. Основная валентность -II (донорно-акцепторным путем образуется третья валентная связь, например, в ионе гидроксония Н₃О+). Степени окисления: -2, -I (пероксиды), 0, +1, +2 (фториды).

Простое вещество О₂
Физические свойства и медико-биологическое значение
Кислород (О₂) - бесцветный газ без вкуса и запаха, тяжелее воздуха. Широко используется в медицинской практике (при лечении легочных и сердечных заболеваний), а также в кислородно-дыхательных аппаратах (в космических кораблях, на подводных судах, при высотных полетах, при проведении подводных работ). Жидкий кислород - окислитель ракетного топлива. Получение
I. Промышленные методы.
1) Ректификация (перегонка) жидкого воздуха, основанная на различии в температурах кипения N2 (-196 °С) и О2 (-183 °С).
2) Электролиз воды (см. получение водорода).
II. Лабораторные методы основаны на нагревании веществ, способных к внутримолекулярному окислению-восстановлению:
2HgO -> 2Hg + O₂ (все оксиды пассивных металлов)
2КClO₃ -> 2КС1 + ЗО2 (катализатор МnО₂)
2KNO₃ -> 2KNO₂ + О₂;
2КMnО₄ -> К₂МnО₄ + МnО₂ + О₂
III. Для регенерации воздуха в замкнутых помещениях (подводные лодки, космические аппараты) используют патроны, заполненные пе-роксидом щелочного металла:
2Na₂O₂ + 2СО₂ -> 2Na₂CO₃ + О₂
Химические свойства
Вследствие высокой прочности молекулы кислорода его взаимодействие с большинством как простых, так и сложных веществ требует инициирования. Однако, NO, Cu1+ и гемоглобин крови вступают в реакцию с кислородом при комнатной температуре.
Непосредственно кислород не вступает в реакцию только с Аu, Pt, Xe, Кг и галогенами, оксиды которых получают косвенным путем. В реакциях с простыми веществами (кроме фтора) кислород - окислитель.
1) Взаимодействие с металлами.
Наиболее активны щелочные и щелочноземельные металлы, образующие в зависимости от условий оксиды и пероксиды:
4Na + О₂ -> 2 Na₂O₂;
Ва + О₂ -> ВаО₂
Остальные металлы образуют оксиды: В присутствии воды возможно образование гидроксида.
ЗFе + 2О₂ -> Fe₃O₄ (Fе⁺², Fе⁺³); 4Fе + ЗО₂ + 6Н₂О -> 4Fе(ОН)₃
2) Взаимодействие с неметаллами.
С + О₂->КО₂;
2Н₂ + О₂->2Н₂О;
S + O₂-> SO₂;
2SO₂ + O₂ -> 2SO₃ (в присутствии катализатора)
3) Реакция с водородными соединениями неметаллов.
2H₂S + 30₂ -> 2SO₂ + 2Н₂О (при избытке кислорода)_4NН₃ + 5О₂ -> 4NO + 6Н₂О (в присутствии катализатора)
4) Окисление органических соединений.
С₂Н₆ O₂ > С₂Н₅ОН O₂ > СН₃СН=0 O₂ > СН₃СООН
При жестком окислении (горении) органические соединения сгорают до оксида углерода(IV). Эта реакция является основным источником энергии животных организмов (реакция биологического окисления):
С₆Н1₂О₆ + 6О₂ -> 6СО₂+6H₂O

Простое тещество О₃(озон)
Очень токсичный газ синего цвета, легко разлагается.
Сильные окислительные (и, соответственно, бактерицидные) свойства озона используются для обеззараживания воды и воздуха. Длительное пребывание в атмосфере, содержащей повышенное количество озона (физиотерапевтические кабинеты, кварцевое облучение) может вызвать тяжелые нарушения нервной системы.
Получение
Образуется в процессах, сопровождающихся образованием атомарного кислорода.
О₂->2О; ЗО₂->2О₃; О + О₂->О₃
В естественных условиях образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, на высоте 10-30 км - под действием ультрафиолета. В технике получают при действии тихого разряда на кислород.
Химические свойства
Озон - более сильный окислитель, чем кислород, и способен на ряд реакций, в которые последний не вступает:
2Ag + О₃-> Ag₂O + О₂
2KI + О₃ +Н₂О-> I₂ + 2КОН + О₂
(количественное определение озона в воздухе)
Соединения кислорода (с.о. -1)

Пероксиды
Молекулы пероксидов имеют характерную группировку -О-О-(пероксогруппу, кислородный мостик).
Наибольшее значение имеет пероксид водорода Н2О2 - вязкая бесцветная жидкость с температурой кипения 150.2 °С. Водный раствор применяется в медицинской практике как антисептик.
Получение
I. В лаборатории - действием серной кислоты на пероксид бария:
ВаО₂ + H₂SO₄ -> Н2О2 + BaSO₄
II. Промышленный способ - анодное окисление крепкого раствора серной кислоты с последующим гидролизом образовавшейся пероксодисер-ной кислоты (H₂S2O8).
2H₂SO₄ -> H₂S₂O₈ (на аноде) + Н₂ (на катоде)
H₂S₂O₈ + 2Н₂О -> 2H₂SO₄ + Н₂О₂
Химические свойства
1) Перекись водорода легко диспропорционирует в присутствии ионов тяжелых металлов, на свету, при нагревании, а в организме человека - под действием фермента каталазы:
2Н₂О₂ -> 2Н₂О + О₂
2) Перекись водорода проявляет слабые кислотные свойства:
Н₂О₂ -> Н⁺ + HО₂
Может образовывать соли - пероксиды - при реакции с основаниями:
Ва(ОН)₂ + Н₂О₂ -> ВаО₂ + 2Н₂О
3) Пероксиды легко вступают в окислительно-восстановительные превращения, проявляя гораздо чаще сильные окислительные свойства (а, б), и реже - восстановительные (в):
a) 2KI + Н₂О₂ + H₂SO₄ -> 1₂ + K₂SO₄ + 2Н₂О
б) 3Na2O₂ + 2СrС1₃ + 4NaOH -> 2Na2CrO₄ + 6NaCl + 2Н₂О
в) 2КМnО₄ + 5Н₂О₂ + 3H₂SO₄ -> 2MnSO₄ + 5О₂ + K₂SO₄ + 8Н₂О