1. Реагирует с металлами, левее н в ряду активности:
а) с щелочными и щелочноземельными (кроме бериллия и магния) при комнатной температуре, образуя щелочи: 2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2
б) с магнием реагирует при кипячении: Mg + 2H2O –tMg(OH)2 + H2
в) алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2
г) остальные металлы в ряду активности до Н реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород: Fe + 4Н2O(пар) -tàFe3O4 + 4Н2
2. Реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении): Н2O + СаО = Са(OH)2
3. Взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2): P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
4. Гидролиз солей, бинарных соединений металлов и неметаллов:
2CuSO4 + 2Н2O ⇄ (CuOH)2SO4 + H2SO4 Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S
Са3Р2 + 6Н2О 3Са(ОН)2 + 2РН3↑PCl5 + 4H2OH3PO4 + 5HCl
5. С органическими веществами – вступает в реакции присоединения (гидратации), гидролиза.
КИСЛОРОД
Самый распространенный элемент на Земле: в воздухе – 21% по объему; в земной коре – 49% по массе; в гидросфере – 89% по массе; в составе живых организмов – до 65% по массе.
Атом: порядковый № 8, электронное строение: 1s22s22p4 1s 2s 2p
Валентность:II (в СО – валентность IIIзасчётдонорно-акцепторной связи). Степени окисления: 1) -2 – оксиды, гидроксиды, соли 2) -1 – пероксиды 3) -1/2, -1/3 – надпероксиды и озониды 4) +2 (OF2), +1 (O2F2) Электроотрицательность: ЭО = 3,5. Изотопы природного кислорода:
|
Физические свойства: Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -1830С. Притягивается магнитом. Твердый кислород – синие кристаллы, плавящиеся при -218,7оС. Строение молекулы: Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь – ковалентная неполярная.
Аллотропные модификации: О2 и О3 (озон). |
|
|||||||
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ. |
|||||||||
1. Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха.
2. Лабораторный способ: разложение некоторых кислородосодержащих веществ Перманганата калия: 2KMnO4=K2MnO4+ MnO2 + O2 Бертолетовой соли: 2KClO3 –t;MnO22KCl + 3O2 Пероксида водорода: 2H2O2 –MnO22H2O + O2 Оксида ртути (исторический способ получения): 2HgO 2Hg + O2 Разложение нитратов щелочных металлов: 2KNO3 2KNO2 + O2
Способы собирания кислорода:так как кислород почти не растворяется в воде, то его можно собирать вытеснением воды; а так как он тяжелее воздуха, то можно собирать вытеснением воздуха, но в сосуд, повёрнутый вниз дном.
|
|||||||||
Химические свойства |
1. С неметаллами: кроме галогенов,He, Ne и Ar. Образуются оксиды. 1) углерод, фосфор, мышьяк: в зависимости от количества кислорода получаются разные оксиды: C + O2(изб)=CO2; C+ O2(нед) = CO 2) Сера сгорает до сернистого газа: S + O2 = SO2
2. С металлами: образуются в основном оксиды 1) натрий образует пероксид:Na + O2 = Na2O2 2) Калий, рубидий, цезий – надпероксиды: K + O2 = KO2 3) железо – образует оксид Fe3O4 или Fe2O3 4) марганец – MnO2
3. Со сложными веществами: 1) Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений: 4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O 2) Окисление низших оксидов до высших: FeO + O2 = Fe2O3; CO + O2 = CO2 3) Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе. 2HNO2 + O2 2HNO3 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 4) Окисление в присутствии катализаторов: а) аммиака NH3 + O2 (kat) NO + H2O б) органических веществ: С2Н5ОН + О2 –Cu,tCH3-COH (альдегид) и т.п. |
ОЗОН O3
Это аллотропная модификация кислорода.
Физические свойства: газ, бесцветный, с характерным запахом.
ПОЛУЧЕНИЕ:
1) Озонирование воздуха: 3O2 ⇄ 2O3 В лаборатории – в озонаторе.
2) Во время грозы (в природе),
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:
1. Озон - неустойчив, легко распадается: O3O2 + O·
При этом образуется атомарный кислород, очень сильный окислитель. Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.
2. Сильный окислитель, сильнее кислорода: 6NO2+O33N2O53PbS+4O3 3PbSO4
3. Качественная реакция на озон: реакция с иодидом калия; появляется желто-коричневая окраска йода: 2KI + O3 + H2O =2KOH + I2 + O2
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА.
H2O2
Это бесцветная неустойчивая жидкость, существует только в виде раствора в воде. Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.
Получение пероксида водорода:
Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:
BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓
Химические свойства:Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем.
a) Окислительные свойства более характерны – реагирует с восстановителями, при этом переходит в Н2О или ОН- Na2S+4O3 + H2O2 = Na2S+6O4 + H2O (неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления) Fe(OH)2 + H2O2 Fe(OH)3 2KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + 2H2O PbS + 4H2O2PbSO4 + 4H2O (сульфиды переходят в сульфаты) 2Cr+3Cl3 + 3H2O2 + 10KOH 2K2Cr+6O4 + 6KCl + 8H2O (любые соединения хрома +3 окисляет в +6)
b) Восстановительные свойства – реагирует с сильными окислителями и переходит в О2: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2 + 7H2O СаОСl2 + H2O2 = CaCl2 + O2 + H2O хлорная известь
с) Разложение пероксида водорода – это реакция диспропорционирования: 2H2O2 –t 2H2O + O2. Реакцию проводят в присутствии катализатора MnO2. |
Пероксиды и надпероксиды металлов. Ионные соединения
Получение:
а) Горение щелочных металлов (кроме лития) приводит к образованию пероксида натрия и надпероксидов (в смеси с пероксидами) более активных щелочных металлов:
Na + O2 = Na2O2
или
K + O2 = KO2
б) оксиды металлов + кислород Na2O + O2 = Na2O2K2O + O2 = KO2
Свойства: