Химические свойства

Молекула О₂ устойчива, энергия связи в устойчивой молекуле О₂ довольно велика 494 кДж/моль. Однако кислород обладает высокой химической активностью, особенно при нагревании (200 – 400⁰С) и в присутствии катализатора. Реакции с участием кислорода, как правило, экзотермичны и во многих случаях протекают в режиме горения – самоподдерживающегося процесса, сопровождающегося выделением теплоты и света в форме пламени. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные металлы (K, Rb, Cs) образуют с ним надпероксиды ЭО₂, а Na пероксид Na₂O₂. Кислород окисляется только при взаимодействии с фтором.

4Р + 5О₂ = Р₄О₁₀; С + О₂ = СО₂; S + O₂ = SO₂; O₂ + 2Mg = 2MgO;

O₂ + 2Ca = 2CaO; 4Li + O₂ = 2Li₂O; O₂ + 2Na = Na₂O₂; K + O₂= KO₂;

В некоторых случаях скорость взаимодействия так велика (цепные реакции), что происходит взрыв. Например, со взрывом реагируют смеси кислорода с водородом, метаном, оксидом углерода (II):

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q; CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O + Q; CO + 0,5O₂ = CO₂ + Q.

Взрывоопасны смеси воздуха с угольной пылью, с мукой и другими горючими взрывоопасными веществами.

В земных условиях именно взаимодействие с атмосферным кислородом того или иного вещества определяет возможность его существования, использования, хранения. Так, например, триметилалюминий {Al(CH₃)₃} самовозгорается на воздухе и его существование в контакте с воздухом невозможно; углеводороды не самовозгораются, но горят на воздухе и могут быть использованы как источник энергии; серебро изолото не реагируют с кислородом и поэтому встречаются в самородном состоянии, но многие металлы (щелочные, щелочноземельные, лантаноиды) быстро окисляются и могут храниться только без доступа воздуха.

ОЗОН(Озон открыл в 1840 году Х. Шёнбейн)

Озон (О₃) – газ синего цвета, в жидком состоянии тёмносиний, в твёрдом сине-фиолетовый. По своим свойствам сильно отличается от молекулярного кислорода. Поскольку молекула О₃ обладает большей полярностью и поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9⁰С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его растворимость в воде.

Молекула озона (О₃) имеет уголковую конфигурацию:

О 0,128 нм

О116,50О

Длина связи в молекуле ближе к длине двойной связи О = О (0,121 нм), чем к одинарной О – О (0,149 нм), что свидетельствует о неравноценности атомов и позволяет приписать центральному атому степень окисления +4. Озон термодинамически неустойчив: 2О₃ = 3О₂ ∆G⁰₂₉₈ = - 325 кДж/моль.

В природе он образуется при грозовых разрядах и за счёт фотохимических реакций, идущих под действием ультрафиолетового излучения Солнца. Образование озона в атмосфере происходит в результате реакций: О₂→ О + О, О + О₂ → О₃. Поэтому в верхних слоях атмосферы существует область с повышенным содержанием озона – озоновый слой, который имеет исключительно важное экологическое значение: озоновый слой задерживает наиболее губительную для живых организмов и растений часть УФ радиации Солнца с длиной волны 300 нм, наряду с СО₂ озон поглощает ИК излучение Земли, препятствует её охлаждению.

В лабораториях получают озон действием тихого электрического разряда на сухой кислород.

О₃ – сильнейший окислитель, в реакциях с его участием обычно образуется О₂, например:

2Ag + O₃ = Ag₂O + O₂; PbS + 4O₃ = PbSO₄ + 4O₂;

Для количественного определения озона используют реакцию: 2KI + O₃ + H₂O = I₂ + 2KOH + O₂.

Сродство к электрону у озона около 180 кДж/моль, поэтому он может переходить в озонид-ион О₃^‾. В частности, при действии озона на щелочные металлы образуются озониды: К + О₃ = КО₃. Озониды это соединения, состоящие из положительных ионов-металлов и отрицательных ионов О₃^‾.

Как сильный окислитель озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в различных синтезах (получение камфоры, ванилина и др. веществ).

Пероксид водорода

Поскольку связь в молекуле О₂ кратная, возможно существование соединений, в которых одна из связей О – О сохраняется. Эта так называемая пероксидная группировка существует в пероксиде водорода Н₂О₂, пероксиде натрия Na₂O₂ и целом ряде других соединений. Присоединяя два электрона молекула О₂ превращается в пероксид-ион О₂^2-, в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода. Строение молекулы этого соединения показано ниже на схеме:

Н 0,148 нм

О ──────О 0,095 нм

Н

Энергия связи О – О (210 кДж/моль) почти в два раза меньше энергии связи О – Н (468 кДж/моль).

Из-за несимметричного распределения связей Н – О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами пероксида возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – сиропообразная жидкость (ρ = 1,44 г/мл) с довольно высокой температурой кипения (Т_пл = 0,41⁰С; Т_кип = 150,2⁰С). Она имеет бледно-голубую окраску. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. В лабораториях пользуются обычно 3% и 30% растворами пероксида (последний называют пергидролем).

В водных растворах Н₂О₂ – слабая кислота: Н₂О₂ + Н₂О = Н₃О ⁺ + НО₂^‾ (рК=11,62).

Чаще всего протекают реакции, в которых в пероксиде водорода рвётся связь О – О. В этом случае пероксид проявляет свойства окислителя:

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

H₂O₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O;

4 H₂O₂ + PbS = PbSO₄ + 4H₂O.

При взаимодействии с очень сильными окислителями пероксид проявляет свойства восстановителя:

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

(данную реакцию используют при химическом анализе для определения содержания Н₂О₂ в растворе).

Пероксидная группа из двух атомов кислорода – О – О – входит в состав очень многих веществ. Такие вещества называют пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂ и др.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами (или надкислотами), их примерами являются пероксомонофосфорная и пероксодисерная кислоты:

О – ОН O O

О = Р – ОН НО – S – O – O – S – OH

ОН O O

Все пероксидные соединения являются окислителями (часто более сильными, чем Н₂О₂). При небольшом нагревании они разлагаются с выделением кислорода.

Пероксид водорода используют, главным образом, в качестве окислителя при отбеливании тканей, дезинфекции, как антисептик.