Доказательство, что озон – более сильный окислитель, чем кислород.
Халькогены.
I Общая характеристика подгруппы
а) nS2nP4 (n от 2 до 6)
О проявляет степень окисления -2,
+1, +2 в соединениях со F (OF2, O2F2), -1 (H2O2, Na2O2, BaO2)
Остальные элементы: -2, +2, +4, +6 из-за наличия вакантных d-орбиталей
 |
O, S, Se, Te, Po O-2, S2-, Se2-, Te2-, Po2-
R атомов увеличивается => увеличиваются восстановительные
восстановительные св-ва св-ва ионов
усиливаются
б) Свойства водородных соединений:
Н2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te (H2Po – не существует)
прочность связи R – H уменьшается => уменьшается to, при которой происходит разложение этих веществ на простые H2R→H2+R(to)
Вещества состава H2R при растворении в воде образуют кислоты (формулы те же)
Сила кислот увеличивается от H2S к H2Te (из-за длины связи);
H2O↔H++OH-(амфотерный электролит)
в) Оксиды элементов
S, Se, Te образуют оксиды состава RO2, RO3
Оксиды состава RO2 образуют кислоты H2RO3, причем сила кислот уменьшается от H2SO3 к H2TeO3
RO3 – кислотные оксиды
соответствующие кислоты H2RO4
H2SO4 H2SeO4 H2TeO4
сила кислот уменьшается
II Кислород
1) Самый распространенный на Земле элемент. В воздухе ≈21% по объему и 23% по массе
3) Получение
4NaOH→4Na+O2+2H2O (Эл.ток)
2 H2 O→ 2H2 +O2 (Эл .ток )
а) В промышленности методом фракционной перегонки воздуха: воздух сжимают при большом давлении, затем удаляют азот (его температура кипения меньше чем у кислорода)
|
|
|
б) В лаборатории
2KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2 (to)
2HgO→2Hg+O2 (to)
2KClO3→2KCl+3O2 (to, катализатор MnO2)
2H2O2→2H2O+O2 (H2O2+KMnO4, H2O2+Ca(ClO)2)
2H2O→2H2+O2 (Эл .ток )
2Na2O2+2H2O→4NaOH+O2 (to)
2Na2O2+CO2→2Na2CO3+O2
2KNO3→2KNO2+O2 (to)
2 BaO2→2 BaO + O2 ( to)
Физические св-ва кислорода
tкипения=-183оC
tплавления=-219оC
Плохо растворим в воде.
В жидком состоянии – светло-голубой
В твердом - синий
Химические св-ва кислорода
1. O2+F2→O2F2 (-183o C, эл. ток) – не обязательно
2. N2+ O2 «2 NO (электрический разряд или >2000oC)
3. C неметаллами
S+O2→SO2
C+ O2(изб)→ CO2
C+ O2(недост)→С O
P+ O2(изб)→ P2 O5
P+ O2(недост)→ P2 O3
2 H2+ O2→2 H2 O
4. C металлами – со всеми, стоящими в ряду активности до Ag (с Ag О2 не реагирует)
Особенности: 2 Na+ O2→ Na2 O2
2 K+ O2→ K2 O2
3 Fe+2 O2→ Fe3 O4 (только при нагревании)
5. Со сложными веществами
С H4 +2O2→ CO2 +2H2 O
4FeS+7O2→ 2Fe2 O3 +4SO2
4NH3 +3O2 →2N2 +6H2 O (сгорание )
4 NH3+5 O2→4 NO+6 H2 O ( to, окисление в присутствии катализатора)
2 H2 S+ O2→2 S+2 H2 O (сгорание в недостатке O2)
2 H2 S+3 O2→2 SO2+2 H2 O (сгорание в избытке O2)
PH3 + O2 → H3 PO4 (горение фосфина)
Применение
1) Металлургия
2) Медицина
3) Для получения высоких t0 (кислородно-ацетиленовое пламя)
|
|
|
4) Подводные и подземные работы, полеты и др.
Озон О3
1) Газ с характерным запахом, tкипения=-112оC, tплавления=-192оC, ядовит, светло-синий, сильный окислитель, сильнее чем О2, слабее О
2) O3 - один из самых сильных окислителей. Он окисляет все металлы, кроме Au и Pt
О3 переводит низкие оксиды в высшие, сульфиды в сульфаты. В ходе реакций молекула О3 теряет один атом О и переходит в молекулу О2
О3→О2+О
Поэтому можно считать, что О3 обладает окислительными свойствами атомарного О
Качественная реакция на О3
2 KI+ H2 O+ O3→ I2+2 KOH+ O2
Получение: 3О2«2О3(в озонаторе)
Молекулы О3 могут самопроизвольно распадаться на О2(обратный процесс)
3. O3+2 Ag→ O2 + Ag2 O
Общая схема для ОВР:
О3+2е→О2-+О2
Применение О3
Для обеззараживания Н2О и дезинфекции воздуха
Доказательство, что озон – более сильный окислитель, чем кислород.
O3 + 2KI + H2O = I2 + 2KOH + O2
Растворы иодида калия устойчивы по отношению к кислороду, образование иода не происходит.
NO2 + O3 = N2O5 + O2
Аналогичная реакция с кислородом не идет.
I2 + O3 = I2O5 + O2
С кислородом иод не взаимодействует.
Дата добавления: 2022-01-22; просмотров: 20; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!