Кислород: химическая характеристика

    6n CO₂ + 5n H₂O = (C₆H₁₀O₅)_n + 6n O₂ (при действии света)

    Вода  обладает каталитической активностью. В отсутствии следов влаги практически  не протекают обычные реакции, например, не окисляется натрий, белый фосфор, хлор не взаимодействует с металлами, фторводород не разрезает стекло. 

    Пероксид  водорода 

    Пероксид  водорода H₂O₂ - соединение водорода c кислородом, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н₂О₂ содержатся пероксидные группы –О–О–которые во многом определяют свойства этого соединения.

      Из-за несимметричного распределения связей Н-О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода- сиропообразная жидкость бледно-голубого цвета (плотность 1,44) с довольно высокой температурой кипения (150ºС). При хранении Н₂О₂ разлагается.

    2H₂O₂ ® 2H₂O + O₂. 

        Получение Н₂О₂. Молекулы Н₂О₂ всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н₂О₂ образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например:

    HO₂^. + CH₄ ® H₂O₂ + CH₃

либо  в результате рекомбинации активных свободных радикалов:

2ОН^. ® Н₂О₂,

 Н^. + НО₂^. ® Н₂О₂.

Например, если кислородно-водородное пламя направить  на кусок льда, то растаявшая вода будет  содержать в заметных количествах  Н₂О₂, образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н₂О₂ немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н₂О₂ может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

    В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария:                                                                                 

    BaO₂+2HCl®BaCl₂+H₂O₂,

 а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты при высокой плотности тока, низкой температуре, на платиновом аноде. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO₄^2– – 2e ® S₂O₈^2–. Надсерная кислота затем гидролизуется:

    H₂S₂O₈ + 2H₂O ® H₂O₂ + 2H₂SO₄.

    На  катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением :

    2H₂O ® H₂O₂ + H₂.

    Но  основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление  некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н₂О₂ и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида):                                             

    (СН₃)₂СНОН + О₂ ® (СН₃)₂С(ООН)ОН ® (СН₃)₂СО + Н₂О₂

    При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.

    Физические  и химические свойства. Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н₂О₂, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см³). Замерзает Н₂О₂ при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41°С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н₂О₂ замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30°С, а 60%-ный – при минус 53°С. Кипит Н₂О₂ при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2ºС. Смачивает стекло хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н₂О₂, жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

        Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение:

    Н₂О₂ ® Н₂О + 1/2 О₂

с выделением 98 кДж на моль Н₂О₂ (34г).Опасны и концентрированные водные растворы Н₂О₂, в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

        Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н₂О₂, который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ),

    Пероксид  водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации H₂O₂ H⁺ + HO₂^– при 25° С равна 2,4·10^–12, что на 5 порядков меньше, чем для H₂S. Средние соли Н₂О₂ щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами. При растворении в воде они почти полностью гидролизуются:

    Na₂O₂ + 2H₂O ® 2NaOH + H₂O₂.

Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н₂О₂ образует и кислые соли, например, Ва(НО₂)₂, NaHO₂ и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода:

    2NaHO₂ ® 2NaOH + O₂.

Выделяющаяся  щелочь, как и в случае Н₂О₂, способствует разложению.

    Растворы  Н₂О₂, особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н₂О₂ на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н₂О₂ восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода:. Окислительное действие разбавленных растворов Н₂О₂ больше всего проявляется в кислой среде, например :

    H₂O₂ + H₂C₂O₄ ® 2H₂O + 2CO₂,

но возможно окисление и в щелочной среде:

Na[Sn(OH)₃] + H₂O₂ + NaOH ® Na₂[Sn(OH)₆];

2K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ ® 2K₂CrO4 + 2KOH + 8H₂O.

        Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах:

PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄ + 4H₂O

Под действием  света идет окисление и соляной  кислоты:

    H₂O₂ + 2HCl ® 2H₂O + Cl₂.

    Добавление  Н₂О₂ к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси H₂O₂ и разбавленной H₂SO₄ растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO₃, сернистый газ – до серной кислоты и т.д.

    Совершенно  иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н₂О₂ может выступать как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н₂О₂), например:

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

    Ag₂O + H₂O₂ ® 2Ag + H₂O + O₂;

    О₃ + Н₂О₂ ® H₂O + 2O₂;

    NaOCl + H₂O₂ ® NaCl + H₂O + O₂.

Последняя реакция интересна тем, что в  ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию. Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н₂О₂ позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

    2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + H₂SO₄ ® 2K₃[Fe(CN)₆] + K₂SO₄ + 2H₂O;

    2K₃[Fe(CN)₆]+H₂O₂+2KOH®2K₄[Fe(CN)₆]+2H₂O+O₂.

    Пероксид  водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется  сотнями тысяч тонн в год. Его  используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н₂О₂ применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н₂О₂, но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н₂О₂ на чистую воду и кислород.  

8.2 Сера. 

    Нахождение  в природе и получение: Сера была известна людям со II века до нашей эры. Название элемента было взято со слова <<сира>> обозначающее светло-желтый. Сера распространена в природе как в виде соединений так и в свободном виде. В   свободном виде сера встречается обычно в виде залежей. Такие рудники встречаются в северной части Украины, в Италии, в Америке, в Туркменистане. Кроме этого сера встречается в организмах животных и растений. В виде соединений сера распространена в виде сульфидов и сульфатов:  

FeS₂-пирит или медный колчедан.                      H₂S-сероводород

 ZnS- сфалерит или цинковая обманка                Na₂SO₄∙10H₂O-сульфат натрия - глауберова

PbS- или свинцовый блеск.                                 Соль

Cu₂S- или медный блеск (халькозин)                 CaSO₄∙2H₂O- гипс

CuFeS₂-медный колчедан или халькопирит.       MgSO₄∙7H₂O- горькая соль

HgS-  киноварь.                                                      BaSO₄- тяжелый шпат