Халькогены (стр. 3 из 6)

О3 ®О2 + О*

Трикислород – один из сильнейших окислителей, более сильный, чем дикислород, но более слабый, чем атомный кислород. Например, из раствора йодида калия он выделяет йод, в то время как с О2 эта реакция не протекает (она может использоваться для обнаружения О3):

2KI + H2O + O3 ® I2 + 2KОН + О2

Он разрушает органические вещества, окисляет подавляющее большинство металлов и неметаллов до соответствующих окислов, разрушает каучук, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов – в их сульфаты, разлагает галогеноводороды (кроме НF) и некоторые их соли и т.п. Во всех этих реакциях озон выступает как окислитель, однако, существуют реакции, в которых он фигурирует как восстановитель, например:

Н2О2 + О3 ® Н2О + 2О2

При действии на некоторые неорганические и органические вещества О3 образует озониды. В ходе большинства реакций молекула озона теряет один атом, переходя в молекулу О2.

Обнаружение и получение озона. Так как способность к окислению у озона выше, чем у кислорода, то этим его свойством в основном и пользуются для обнаружения газа. Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами KI и крахмала, то она тотчас посинеет, в то время как в деозонированом воздухе изменения окраски происходить не будет. С серебром трикислород образует черный пероксид серебра (точная формула неизвестна); при его контакте с эфиром или спиртом последние загораются.

Озон образуется из обычного кислорода (в чистом виде или в воздухе) под действием тлеющего (тихого) электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О2 « 2О3

Для осуществления этой реакции необходима затрата энергии, и, потому, сама по себе протекать она не может. Обратная реакция – распад озона – проходит самопроизвольно потому, что в результате этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается. Для получения озона из воздуха пользуются специальными приборами, называемыми озонаторами. Они воздействуют на кислород, создавая электрические разряды. Также озон образуется в процессах сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например, при разложении перекисей, окислении фосфора, электролизе кислородсодержащих кислот.

В природе озон образуется при электрических разрядах и под действием солнечной радиации в атмосфере, а также при окислении некоторых смолистых веществ хвойных деревьев.

Применение озона. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, обладает белящим и дезинфицирующим действием. Его используют для обеззараживания питьевой воды и воздуха, в медицине и пищевой промышленности как дезинфицирующее средство, для обезвреживания промышленных сточных вод, для отбеливания тканей, бумаги, соломы, масел и т.п., а также как окислитель. Он необходим для производства некоторых органических веществ (ванилина, жирных кислот, камфары и др.).

II.3. Соединения кислорода.

Нормальные оксиды. Соединения элементов с кислородом называются оксидами (окислами). Соединения кислорода с простыми веществами, когда каждый атом кислорода соединяется только с атомом элемента, но не с другим кислородным атомом, называются нормальными оксидами. В них О проявляет в основном степень окисления (-II), исключая фторидные соединения. Если элемент образует только одно соединение с кислородом, то оно называется окисью. Если несколько, то оксид с наименьшим содержанием кислорода называется закисью, оксид с большим содержанием кислорода – окисью. Нормальные оксиды, в которых на один атом элемента приходится два или три атома кислорода, часто называют двуокисями или трёхокисями. Если элемент образует большее число оксидов, то остальные называются ангидридами тех кислот, которые получаются при действии на них воды. В зависимости от химических свойств различают солеобразующие оксиды, разделяющиеся на основные, кислотные и амфотерные, и несолеобразующие (дифферентные, т.е. безразличные) оксиды. Оксиды многих неметаллов, за исключением СО, NO, N2О, и металлов в высоких степенях окисления (+V) – (+VII) соответствуют кислотам, например:

SО3 + Н2О « Н2SО4; CrО3 + Н2О ® Н2CrО4

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+I) до (+IV) являются основными либо амфотерными оксидами и им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

СаО + Н2О « Са(ОН)2; Аl2О3 + Н2О « Аl(ОН)3

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагирует с водой. При взаимодействии основных оксидов с типичными кислотными оксидами и кислотами и кислотных оксидов с типичными основными оксидами и основаниями образуются соответствующие соли. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Пероксиды и надпероксиды. Пероксиды (перекиси) обязательно содержат группу –О–О– (пероксогруппа) или пероксид-ионы О22-, их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н–О–О–Н. Пероксиды легко выделяют кислород, а восстановление идет с трудом и не полно. При нагреве или облучении они распадаются по связи О–О:

RООR® 2RО

Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды (надперекиси или супероксиды) металлов содержат цепочечный ион О21-, т.е. одна из двух связей кислорода группы –О–О– ненасыщена; например, при сгорании калия образуется надпероксид калия КО2:

К + О2 ® К–О–О1-

Озониды. Озониды характеризуются наличием озонидного иона О3.

Известны озониды щелочных металлов и аммония. Они окрашены в красный цвет и парамагнитны. Ион О3- с нечетным числом электронов является носителем огромной химической активности озонидов, которые можно рассматривать как свободные радикалы с необычайно большой продолжительностью жизни. Озониды щелочных металлов получаются взаимодействием озонированного кислорода с гидроксидами и последующей экстракцией (иначе экстрагирование – процесс разделения смеси жидких или твердых веществ с помощью избирательных (селективных) растворителей, которые называются эстрагенты) жидким аммиаком.

Гидроксиды. Гидроксиды (гидроокиси), обязательно содержащие группу –О–Н (гидроксогруппа, гидрокисл или водный остаток), являются одним из основных классов химических соединений. В растворах гидроксиды подвергаются электролитической диссоциации, причем отщепляются либо ионы ОН- (это характеризует основания), либо Н+ (кислоты), либо – в зависимости от условий – как ионы ОН-, так и ионы Н+ (амфолиты или амфотерные гидроксиды), и могут обладать соответственно основными, кислотными или амфотерными свойствами. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Гидроксиды образуются в результате соединения оксидов химических элементов с водой. Гидроксиды с сильно выраженными основными или кислотными свойствами хорошо растворимы в воде, слабые основания и амфолиты практически нерастворимы. Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаждается при их получении из водного раствора, например:

СuSO4 + NаОН«Сu(OН)2¯ + Nа2SO4

Гидроксиды неметаллов представляют кислородные кислоты. Некоторые гидроксиды (например, AgОН и Нg(ОН)2) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании разлагаются и остальные гидроксиды. На практике термин «гидроксиды» часто применяется только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам.

III. Сера (Sulfur) S

История открытия серы, её распространение в природе. В Периодической системе Д.И. Менделеева элемент 3-го периода, порядковый номер 16, атомная масса 32,06 ± 0,01. Название Sulfur происходит от латинского – светло-желтый. Сера S была известна с глубокой древности в виде выделений горячих вулканических источников, упоминания о ней впервые встречаются со II века до н.э.

В природе она встречается как в свободном виде (самородная сера) в серных рудах осадочного происхождения, так и в виде различных соединений. Несвязанная сера состоит из смеси четырёх устойчивых изотопов: 32S, 33S, 34S, 36S; распространенность в природе каждого из них соответственно равна: 95,0%; 0,7,0%; 4,22% и 0,014%. В виде сульфидов и сульфатов она образует много минералов, многие из которых являются ценными рудами и служат источником получения цветных металлов. Сульфиды делятся на колчеданы – светлые с металлическим блеском, блески – темные с металлическим отливом и обманки – темные без металлического блеска или чаще светлые, прозрачные. Важнейшими сульфидами являются пирит или железный (серный) колчедан FeS2, галенит или свинцовый блеск PbS, сфалерит или цинковая обманка ZnS, халькозин или медный блеск Cu2S и киноварь HgS, важнейшими сульфатами – глауберова соль или мирабилит Na2SO4*10H2O, гипс СaSO4*2H2Oи горькая соль MgSO4*7H2O. Кроме того, сера входит в состав природного угля, нефти и белковых тел (0,8-2,4%). Она составляет более 0,05% от массы земной коры, 0,08-0,09% от массы морской воды и 0,05% от массы биосферы. Искусственно получены радиоактивные изотопы серы.

Физиологическое действие серы. Сера – жизненно важный элемент, в связанном виде она содержится во всех высших организмах (как составная часть белков), особенно много серы в кератине волос, перьев и шерсти.

Для людей свободная сера неядовита; небольшие количества её действуют как слабительное; мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей). Однако, очень многие соединения серы, такие как сероводород (моносульфан) Н2S, сероуглерод СS2, триоксид серы (серный ангидрид) SО3, сульфирил хлорид SСl2О2, тионилхлорид SСl2О и другие являются вредными и отравляющими для человека.