ТОК на аноде на катоде 2 страница

поглощение

энергии
нормальное состояние возбужденное состояние

3s²3p³3d⁰ 3s²3p³3d¹

2 неспаренных электрона 4 неспаренных электрона

поглощение энергии

возбужденное состояние

3s¹3p³3d²

6 неспаренных электрона

В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = -2. В соединениях с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО = +2.

Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. В фтороксиде F₂O степень окисления кислорода положительна и равна +2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления -2, за исключением водородпероксида Н₂O₂ и его производных, в которых кислород имеет степень окисления -1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления -2.

В ряду О - S - Se - Те - Рo увеличиваются радиусы атомов r_а и ионов r_u. Соответственно в этом же направлении закономерно понижается энергия ионизации Еu и относительная электроотрицательность (ОЭО):

Увеличение энергии ионизации Еu и ОЭО

Увеличение радиуса атома r_а радиуса r_u

С увеличением порядкового номера электронов VI А группы окислительная активность нейтральных атомов понижается и увеличивается восстановительная активность отрицательных ионов. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру.

С увеличением порядкового номера халькогенов возрастают характерные координационные числа. Это связано с тем, что при переходе от р-элементов IV периода к р-элементам V и VI периодов в образовании сигма - и пи-связей все большую роль начинают играть d- и даже f- орбитали. Так, если для серы и селена, характерны координационные числа 3 и 4, то для теллура 6 и даже 8.

2. Кислород и его соединения:

а) нахождение в природе, физические свойства получение O₂ и O₃

Нахождение в природе: кислород самый распространенный элемент. Он составляет 47,2% от массы земной коры; 20,95% по объему или 3,15% по массе воздуха. Входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей и органических веществ. Кислород составляет 50 - 85 % массы тканей растений и животных. В свободном состоянии существует в виде двух аллотропных модификаций: O₂ - кислород и О₃ - озон.

Кислород O₂ при обычных условиях - газ без цвета и запаха; Т_кип. = - 183° С, немного тяжелее воздуха, плотность 1,43. В воде малорастворим: в 1 л ее при н.у. растворяется ≈ 0,07 г O₂. Жидкий кислород - подвижная, слегка голубоватая жидкость. О₃ при обычных условиях - газ синего цвета, с резким запахом;

T_кип= -112⁰С. Растворимость в воде выше, чем у кислорода. Жидкий озон - вещество темно-синего, почти черного цвета. Взрывоопасен во всех агрегатных состояниях, т.к. самопроизвольно разлагается с выделением большого количества энергии: 2O₃ = 3О₂ + Q. В природе озон находится в верхних слоях атмосферы, образует тонкий «озоновый» слой, защищающий Землю от губительного ультрафиолетового излучения Солнца.

В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза в зеленых листьях растений:

hv

6СO₂ + 6Н₂O С ₆ Н ₁₂ O ₆ + 6 O₂

хлорофилл

Промышленное получение путем фракционной перегонки воздуха: перевод воздуха в жидкое состояние при низких температурах и высоком давлении; далее испарение жидкого воздуха (первым отгоняется из смеси азот, имеющий более низкую Т_кип.). В остающейся после этого жидкой фракции содержится почти чистый кислород.

Чистый кислород получают путем электролиза воды в присутствии электролита - щелочи:

2Н₂O = 2Н₂↑+ O₂↑

Получение в лаборатории путем разложения при нагревании неустойчивых соединений; содержащих в своем составе кислород:

t, МnO₂

2КС1O₃ ==== 2КС1 + 3O₂↑

t

2КМnO₄ = К₂МnO₄ + МnO₂ + O₂↑

t

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

_t

2Н₂O₂ = 2Н₂O + O₂↑

Озон O₃ образуется в верхних слоях атмосферы (высота около 50 км) из свободного кислорода. Под влиянием УФЛ молекулы O₂ диссоциируют с образованием атомарного кислорода: O₂ + hv →О + О; атомы кислорода при столкновении с его молекулами образуют озон: O₂ + О O₃. В небольших количествах озон образуется в нижних слоях атмосферы во время грозовых разрядов. В промышленности О₃ получают в озонаторах, в которых через воздух или чистый кислород пропускают электрический ток, который инициирует образование атомарного кислорода. Выход озона не превышает 10% .

б) химические свойства свободного кислорода.

Кислород обладает высокой окислительной способностью (О⁰₂ + 4ē →2O^-2). O₂ взаимодействует со всеми химическими элементами, исключая инертные газы; со всеми простыми веществами кроме галогенов, золота и платиновых металлов. При взаимодействии кислорода с металлами и неметаллами образуются оксиды:

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Ca + O₂ = 2CaO

300⁰

2Cu + O₂ = 2CuO

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

250⁰

S + O₂ = SO₂

₇₀₀⁰

С+ O₂=СO₂

Исключение: при окислении кислородом натрия и калия образуются пероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂ (Na - О - О - Na)

Почти все реакции с участием кислорода экзотермичны, за редким

исключением:

_о

1200

N₂ + O₂ 2NO - Q

Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света, т.е. реакции горения.

Взаимодействие кислорода со сложными веществами с водородными соединениями неметаллов образуется вода, а неметалл выделятся либо в свободном состоянии, либо в виде своего оксида:

4HJ + O₂ = 2Y₂ + 2Н₂O

2H₂S + O₂ = 2S + 2Н₂O

или

2H₂S + O₂ = 2SO₂ + 2Н₂O

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

или

t, кат.

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6Н₂O

t

СН₄ + O₂ = С + 2Н₂O

или

СН₄ + 2O₂ = СO₂ + 2Н₂O

Под действием кислорода низшие оксиды и гидроксиды переходят в соответствующие соединения с более высокой степенью окисления:

+2 +4

2NO + O₂ = 2NO₂

+4 t +6

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

+3 +5

Р₂O₃ + O₂ = Р₂O₅

+2 +4

2СО + O₂ = 2СO₂

+2 +3

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Fe(OH)₃

В кислороде сгорают практически все органические вещества:

С₂Н₅ОН + 3O₂ 2СO₂ + 3Н₂O

Более сильным окислителем является озон, т.к. при размножении его идет образование атомарного кислорода. O₃ может непосредственно взаимодействовать даже с галогенами, окисляя их до высших оксидов. Бумага, смоченная растворами КJ и крахмала, синеет, если в воздухе содержится озон (крахмал с йодом образует окрашенное в синий цвет соединение). Качественно и количественно озон определяют с помощью реакции:

O₃ + 2KJ + Н₂O = J₂↓ + 2КОН + O₂↑

Озон обладает бактерицидным действием (обеззараживание воды и дезинфекция воздуха).

Кислород необходим для дыхания; окисление кислородом углеводов, жиров и белков служит источником энергии для живых организмов. Важное значение и другой процесс, в котором участвует кислородслепление и гниение погибших животных и растений; при этом сложные органические вещества превращаются в более простые, которые вступают в общий круговорот.

в) соединения кислорода с водородом.

Н₂O - вода самое распространенное на Земле вещество. Поверхность земной коры на ³/₄ покрыта водой. В больших количествах вода находится в атмосфере и земной коре. Общие запасы свободной воды на Земле составляют 1,4 млрд. км³. Почти столько же воды находится в физически и химически связанном состоянии в природных кристаллогидратах.

Организмы животных и растений содержат от 50 до 90% воды. В организме человека она составляет около 65% от массы тела. Большая часть воды в организме находится внутри клеток (70%), около 23% составляет межклеточная вода, остальная (7%) находится внутри кровеносных сосудов и в составе плазмы крови.

Вода, взятая из любого природного источника, всегда содержит много примесей (дождевая вода наиболее чистая из природных вод, содержит в сред природного источника, всегда содержит много примесей (дождевая вода наиболее чистая из природных вод, содержит в среднем 35 мг/л сухого остатка). При обычных условиях вода - прозрачная бесцветная жидкость. При охлаждении до 0⁰С переходит в твердое состояние лед, при этом происходит резкое увеличение объема воды (лед легче воды и может плавать). При t°= 100⁰C и атмосферном давлении вода кипит и переходит в пар. Чистая вода почти не проводит электрический ток. Она имеет наибольшую из всех жидкостей и твердых веществ удельную теплоемкость (количество теплоты в кДж, которое нужно для нагревания 1г вещества на 1⁰С).

Вода - одно из наиболее реакционноспособных веществ. В молекуле воды и водород, и кислород находятся в устойчивых степенях окисления, соответственно + 1 и - 2. Следовательно, вода не обладает ярко выраженными окислительно-восстановительными свойствами. Окислительно-восстановительные свойства возможны только при взаимодействии воды только с очень активными восстановителями или очень активными окислителями:

+ 1 О

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂↑ (вода - окислитель)

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑

При нагревании возможно взаимодействие воды или водного пара с менее активными металлами:

+1 t о

Mg + 2Н₂O = Mg(OH)₂ + Н₂↑

+ 1 О

3Fe + 4Н₂O = Fe₃O₄ + 4Н₂↑

В роли окислителя вода выступает также при взаимодействии с гидридами щелочных и щелочноземельных металлов, являющихся очень сильными восстановителями:

-1 +1 О

NaH + Н₂O = NaOH + Н₂↑

При взаимодействии с таким сильным окислителем как фтор, вода выступает в роли восстановителя:

-2 О

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂

При температуре выше 1000° С водяной пар разлагается на водород и кислород, т.е. происходит внутримолекулярный окислительно-восстановительный процесс:

+ 1 -2 0 0

2Н₂O = 2Н₂↑ + O₂↑

Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и гетеролитический разрыв связей О - Н в отдельных молекулах воды. При этом протон присоединяется к атому кислорода соседней молекулы воды по донорно-акцепторному механизму:

:O – H + :O – H H O – H ⁺ + :O: ^-

H H H H

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^- гидроксид ион

^Ион

^{гидроксония}

Ион гидроксония является гидратированным ионном водорода H⁺ · H₂O, поэтому процесс ионизации воды выражаются следующим уравнением:

H₂O H⁺ + OH^-. Таким образом, при ионизации одновременно образуются ионы H⁺ и OH², т.е. вода является амфотерным электролитом. Но степень ионизации воды незначительна. Концентрация ионов H⁺ и OH^- в воде равны 10^-7 моль/л, поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислот или основных свойств.

Вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, в результате чего растворы многих веществ в воде проявляют кислотные свойства:

H₂O

HCl === H⁺ + Cl^-

^{хлороводород}

CH₃COOH CH₃COO^- + H₂O

^{уксусная кислота}

Присоединением протона водорода молекулы воды к молекулам некоторых растворенных веществ обусловлены основные свойства водных растворов веществ:

NH₃ + H⁺ ʄ OH^- NH₄⁺ + OH^-

^аммиак

CH₃ – NH₂ + H⁺ ʄ OH^- → [CH₃ – NH₃]⁺ + OH^-

^{метиламин}

Полярность и малые размеры молекул воды определяют ее сильные гидратирующие свойства. Гидратация - это присоединение воды к веществу:

— Гидратация ионов: при растворении в воде электролитов образующиеся при диссоциации ионы присоединяют определенное число молекул воды. Прочность связей между ионов и молекулами воды зависит от природы иона, его заряда, размера, строения электронной оболочки, от концентрации и температуры раствора. Гидратированные ионы могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии: кристаллогидраты CuSO₄ • 5Н₂O - медный купорос; FeSO₄ • 7Н₂O -железный купорос; CaSO₄ • 2Н₂O - гипс; аквакомплексы [Сr(Н₂O)₆]С1₃, [Pt(H₂O)₄]CI₄.

— Гидратация оксидов: при гидратации кислотных оксидов образуются кислоты SO₃ + Н₂O = H₂SO₄; при гидратации основных оксидов образуется основания ВаО + Н₂O = Ва(ОН)₂.

Реакция гидролиза:

— Гидролиз солей NH₄C1 + Н₂O NH₄OH + НС1 (NH⁺₄ + Н₂O = NH₄OH + Н⁺)

— Гидролиз карбидов углеводородов: А1₄С₃ + 12Н₂O →4А1(ОН)₃↓+ 3СН₄↑

Вода в небольших количествах является катализатором:

Н₂O

2А1 + 3 J₂→ 2A1J₃

Пероксид водорода - Н₂O₂ (бесцветная жидкость, Т_пл. = -0,41°С ; Т_кип. =150,2° С; плотность 1,45г/см³). В чистом виде взрывоопасен. В продажу поступает 30%-ный водный раствор, называемый пергидролем, или 3% -ный раствор.

Раствор пероксида водорода имеет, кислую реакцию (диссоциация по типу слабой кислоты): Н₂O₂ Н⁺ + НO₂^- (рН ≈6). Пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂) -это соли слабой кислоты пероксида водорода, следовательно, Н₂O₂ можно получить действием на пероксид металла более сильной кислотой:

ВаO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂

Пероксиды металлов характеризуются наличием в молекулах перекисной цепочки из атомов кислорода:

О

ВаNa – O

О Na – O

H₂O₂ проявляет окислительно-восстановительную двойственность:

— Сильный окислитель: 2HJ + Н₂О₂ = J₂ + 2H₂O

— Реакции диспропорционирования:

2ē

Н₂O₂ + Н₂O₂→2Н₂O + O₂↑

Химические свойства пероксидов:

— Гидролиз ВаO₂ + 2Н₂O = Ва(ОН)₂ + Н₂O₂ (сильнощелочная реакция)

— Взаимодействие с кислотами (далее с угольной)

Na₂O₂ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + H₂O₂

-— Взаимодействие Na₂O₂ с двуокисью углерода

2Na₂O₂ + 2СO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂↑ (источник кислорода на подводных лодках)

Раствор Н₂O₂ (2,7 - 3,3%) является фармокопейным препаратом, применяется как бактерицидное и кровоостанавливающее средство. Бактерицидное действие объясняется разложением Н₂O₂ в тканях под действием фермента каталазы с освобождением молекулярного кислорода, окисляющего белки протоплазмы микроорганизмов, что приводит к гибели микроорганизмов.

Кровоостанавливающее действие Н₂O₂ объясняется обильным образованием пузырьков кислорода, на поверхности которых ускоряется процесс перехода фибриногена в фибрин. Образующаяся при разложении Н₂O₂ пена уносит с поверхности кожи и из раневых полостей частички инородных тел, сгустки крови, гноя, способствуя механическому очищению ран.

3. Сера, Аллотропные видоизменения, химические свойства.

Сера имеет степень окисления -2, 0, +4, +6. В природе встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде различных соединениях. Сера также содержится в небольших количествах в организмах растений и животных. Общее содержание серы в земной коре составляет около 0,1%.

В виде простого вещества сера имеет большее число аллотропных модификаций, различающихся между собой составом и строением молекул. Число атомов в молекулах различных аллотропов серы изменяется в широком диапозоне -от 3 до 20; молекулы могут иметь циклическое и линейное строение. Наиболее устойчивы 3 модификации серы: ромбическая (α) - S₈; моноклинная (β) - S₈ и пластическая (полимерная).

В обычных условиях сера существует в виде ромбической модификации. Ее молекулы содержат по 8 атомов серы, соединенных одинарными ковалентными связями в замкнутый цикл:

S-S-S

S S

S-S-S

Ромбическая сера - твердое кристаллическое вещество желтого цвета, практически нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в сероуглероде CS₂ и ацетоне Т_кип =+112°С.

При температуре выше 95⁰ С ромбическая сера превращается в моноклинную модификацию. Расплавы серы содержат почти все ее аллотропы.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить из ее соединений с помощью окислительно-восстановительных реакций:

+4 -2 0

SO₂ + Н₂O + 2H₂S = 3S + ЗН₂O

-2 0

2H₂S + O₂ = 2Н₂O + 2S

Сера - химически активный неметалл. При взаимодействии с простыми веществами, образованными элементами с меньшей ЭО, сера проявляет окислительные свойства:

t

S + 2Na = Na₂S t

S + Mg = MgS

t

3S + 2A1 = A1₂S₃

0 -2

S + 2ē →S

сульфиды металлов

t

S + H₂ H₂S сероводород

t

2S + C CS₂ сероуглевод

t

3S + 2P P₂S₃ сульфид фосфора (III)

При взаимодействии с простыми веществами, образованными элементами с большей ЭО, сера проявляет восстановительные свойства:

-2ē

S⁺²

-4ē

S⁰ S⁺⁴

-6ē

S⁺⁶

Сера горит на воздухе голубоватым пламенем, при этом образует диоксид
серы: _{t +4}

S + O₂ = SO₂

Фтор воспламеняет серу при обычной температуре с образованием
гексафторида серы: _{t +6}

S + 3F₂ = SF₆

Хром и бром реагирует с серой при небольшом нагревании с образованием
галогенидов: ₊₂

S + C1₂ = SC1₂

Сера может быть окислена также некоторыми сложными веществами:

+4

S⁰ + 2H₂SO₄(kohц.) = 3SO₂↑ + 2Н₂O

S⁰ + 6HNO₃(kohц.) = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

В водных растворах щелочей при нагревании сера подвергается самоокислению -самовосстановлению (диспропорционированию):

3S⁰ + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Биологическая роль р-элементов VI А группы. Применение их соединений в медицине.

Кислород - органоген. Роль в процессах жизнедеятельности; большинство окислительно-восстановительных реакций в организме протекает при участии кислорода и его активных форм. Фагоцитарные функции организма также связаны с наличием кислорода, уменьшение содержания кислорода в организме понижает его защитные свойства.

В медицинской практике кислород применяют для вдыхания при кислородной недостаточности (гипоксии), заболеваниях дыхательных путей, сердечно­сосудистой системы, отравлениях оксидом углерода (II), сильной кислотой (HCN). Широко используется в клинической практике гипербарическая оксигенация -применение кислорода под повышенным давлением; значительно улучшается кислородное насыщение тканей, гемодинамика, защищается головной мозг от гипоксии.