Halogeni tvore brojne spojeve s kisikom. Međutim, svi ti spojevi su nestabilni, ne mogu se dobiti izravnom interakcijom halogena s kisikom i mogu se dobiti samo posredno. Takve značajke kisikovih spojeva halogena u skladu su s činjenicom da ih gotovo sve karakteriziraju pozitivne vrijednosti standardne Gibbsove energije stvaranja (vidi, na primjer, tablicu 7 na stranici 194 za vrijednosti za ).

Od halogenih spojeva koji sadržavaju kisik soli su najstabilnije kisikove kiseline, najmanje - oksidi i kiseline. U svim spojevima koji sadrže kisik, halogeni, osim fluora, pokazuju pozitivno oksidacijsko stanje, dosežući sedam.

Kisik fluorid se može pripremiti propuštanjem fluora u ohlađenu otopinu. Reakcija se odvija prema jednadžbi:

Osim toga, uvijek nastaju kisik, ozon i vodikov peroksid. U normalnim uvjetima, to je bezbojni plin s oštrim mirisom ozona. Kisik fluorid je vrlo toksičan, pokazuje snažna oksidacijska svojstva i može poslužiti kao jedan od učinkovitih oksidansa raketnih goriva.

Najbrojniji i praktično važni su kisikovi spojevi klora, koje ćemo malo detaljnije razmotriti.

Kao što je već navedeno, kisikovi spojevi klora mogu se dobiti samo neizravnim metodama. Počnimo razmatrati načine njihovog nastanka s procesom hidrolize klora, tj. reverzibilna reakcija između klora i vode

uslijed čega nastaju klorovodična i hipokloričasta kiselina.

Hidroliza klora je samooksidacijska-samoredukcijska reakcija u kojoj se jedan od atoma klora, dobivanjem elektrona od drugog atoma, reducira, a drugi atom klora oksidira.

Rezultirajuća hidroliza klora može međusobno djelovati, ponovno stvarajući klor i vodu, tako da reakcija ne ide do kraja; ravnoteža se uspostavlja kada približno otopljeni klor reagira. Dakle, klorirana voda uvijek sadrži, uz molekule, značajnu količinu klorovodične i hipokloričaste kiseline.

Hipoklorna kiselina je vrlo slaba kiselina (), slabija od ugljične kiseline; njegove se soli nazivaju hipokloritima. Budući da je vrlo nestabilan spoj, hipoklorična kiselina postupno se raspada čak iu razrijeđenoj otopini (vidi dolje).

Hipoklorna kiselina je vrlo jak oksidans; njegovo stvaranje tijekom interakcije klora s vodom objašnjava svojstva izbjeljivanja klora. Potpuno suhi klor ne izbjeljuje, ali se u prisutnosti vlage bojilo brzo uništava hipokloričastom kiselinom koja nastaje tijekom hidrolize klora.

Ako se kloriranoj vodi doda lužina, tada se zbog neutralizacije hipokloridne i klorovodične kiseline ravnoteža u sustavu

pomiče se udesno; reakcija je gotovo gotova i dobiva se otopina koja sadrži soli hipoklorovodične i klorovodične kiseline:

Isti će se rezultat dobiti ako se klor izravno pusti u hladnu otopinu lužine

ili u ion- molekularni oblik:

Ovako dobivena otopina soli klorovodične i klorovodične kiseline služi za bijeljenje; Njegova svojstva izbjeljivanja su zbog činjenice da se kalijev hipoklorit lako raspada već pod utjecajem ugljičnog dioksida u zraku i nastaje hipoklorna kiselina:

Potonji obezbojava boje oksidirajući ih.

Slična otopina koja sadrži natrijev hipoklorit dobiva se propuštanjem klora u otopinu natrijevog hidroksida. Obje otopine mogu se dobiti elektrolizom otopina kalijevih ili natrijevih klorida, ako se pusti da oslobođeni klor reagira s alkalijama nastalim tijekom elektrolize (vidi, str. 549).

Djelovanjem klora na suho gašeno vapno dobiva se tzv. vapno za bijeljenje ili bijeljenje. Njen glavni sastavni dio je sol nastala prema jednadžbi:

Ova sol ima strukturnu formulu, prema kojoj je treba smatrati miješana sol klorovodične i hipokloričaste kiseline.

Izbjeljivač je bijeli prah oštrog mirisa i ima jaka oksidirajuća svojstva. U vlažnom zraku, pod utjecajem ugljičnog dioksida, postupno se razgrađuje, oslobađajući hipokloričnu kiselinu:

Prilikom izlaganja izbjeljivaču solna kiselina klor se oslobađa:

Vapneni klorid koristi se za izbjeljivanje biljnih vlakana (tkanina, papira) i za dezinfekciju.

U otopini hipoklorična kiselina prolazi kroz tri različite vrste transformacija koje se odvijaju neovisno jedna o drugoj:

Promjenom uvjeta moguće je osigurati da reakcija teče gotovo u potpunosti u jednom smjeru.

Kada je izložena izravnoj sunčevoj svjetlosti iu prisutnosti određenih katalizatora ili redukcijskih sredstava, razgradnja hipoklorične kiseline odvija se prema jednadžbi (1).

Reakcija (2) se događa u prisutnosti npr. sredstava za uklanjanje vode. Reakcija rezultira oksidom (hipoklorni anhidrid), koji je izrazito nestabilan žuto-smeđi plin s mirisom sličnim mirisu klora.

Razgradnja prema reakciji (3) posebno se lako odvija kada se zagrijava. Stoga, ako stavite klor u vruću otopinu kalijevog hidroksida, umjesto toga odmah dobivate:

Produkti reakcije su kalijev klorid i kalijev klorit, sol perklorne kiseline. Budući da je kalijev klorat (ili Bertoletova sol) slabo topljiv u hladna voda, zatim kada se otopina ohladi istaloži se.

Hipoklorna kiselina, koja odgovara kloratima, poznata je samo u obliku vodene otopine s koncentracijom ne većom od . Pokazuje svojstva jake kiseline (približno jednake jačine i) i jakog oksidansa. Dakle, njegove koncentrirane otopine pale drvo.

Za razliku od slobodnih klorata, oksidacijska svojstva u otopini su slabo izražena. Većina ih je visoko topljiva u vodi; svi su otrovni. Od klorata se najviše koristi klorat koji se zagrijavanjem lako raspada. U prisutnosti (kao katalizatora), razgradnja se općenito odvija prema jednadžbi:

S raznim zapaljivim tvarima (sumpor, ugljen, fosfor) stvara smjese koje pri udaru eksplodiraju. To je osnova za njegovu upotrebu u topništvu za izradu upaljača. Kalijev klorat koristi se u pirotehnici za pripremu prskalice i druge zapaljive smjese. Glavni potrošač kalijevog klorata je industrija šibica. Glava regularne šibice sadrži oko .

Klorni anhidrid je nepoznat. Kada djeluje koncentrirana sumporna kiselina, umjesto nje oslobađa se žuto-smeđi plin karakterističnog mirisa - klor dioksid (ili dioksid). Ovo je vrlo nestabilan spoj koji se pri zagrijavanju, udaru ili u kontaktu s drugim tvarima lako eksplozivno raspada na klor i kisik.

Klor dioksid se koristi za izbjeljivanje ili sterilizaciju raznih materijala (papirna masa, brašno, itd.).

U interakciji s otopinom lužine, reakcija se odvija sporo

uz stvaranje soli dviju kiselina - perklorne i kloridne.

Klorna kiselina nije jako stabilna. Po snazi ​​i oksidativnoj aktivnosti zauzima srednji položaj između i. Kloritne soli se koriste za izbjeljivanje tkanina.

Kada se kalijev klorat pažljivo zagrijava bez katalizatora, njegova se razgradnja odvija uglavnom prema sljedećoj shemi:

Dobiveni kalijev perklorat vrlo je slabo topljiv u vodi i stoga se može lako izolirati.

Djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline može se proizvesti slobodna perklorna kiselina, koja je bezbojna tekućina koja dimi na zraku.

Bezvodni je nestabilan i ponekad eksplodira tijekom skladištenja, ali njegove vodene otopine prilično su stabilne. Oksidirajuća svojstva su manje izražena od onih, i svojstva kiselina- jači. Perklorna kiselina je najjača od svih poznatih kiselina.

Soli, uz nekoliko izuzetaka, koji uključuju i, vrlo su topljive i ne pokazuju oksidacijska svojstva u otopini.

Zagrijete li perklornu kiselinu i iz nje uklonite vodu, nastaje oksid ili perklorni anhidrid,

Oksid je uljasta tekućina koja vrije uz raspadanje na. Eksplodira pri udaru ili kada je izložen ekstremnoj toplini.

Promjena svojstava u nizu kiselina klora kisika može se izraziti sljedećom shemom:

Povećanjem stupnja oksidacije klora raste stabilnost njegovih kisikovih kiselina, a smanjuje se njihova oksidacijska sposobnost. Najjače oksidacijsko sredstvo je hipoklorna kiselina, a najmanje perklorna kiselina.

Naprotiv, snaga kisikovih kiselina klora raste s povećanjem njegovog oksidacijskog stanja. Od svih klor hidroksida, najslabija kiselina je hipoklorna kiselina, najjača je perklorna kiselina. Ovaj obrazac - povećanje kiselih svojstava hidroksida, odnosno slabljenje njegovih osnovnih svojstava) s povećanjem stupnja oksidacije elementa karakterističan je ne samo za klor, već i za druge elemente. U prvoj aproksimaciji, ovaj se uzorak može objasniti uzimajući u obzir sve kemijske veze u molekulama hidroksida kao čisto ionske.

Na sl. 108 shematski prikazuje dio molekule hidroksida, sastavljen od nabijenog iona, iona kisika i iona vodika (protona). Disocijacija ovog dijela molekule na ione može se dogoditi ili s cijepanjem veze (što rezultira cijepanjem) ili s cijepanjem veze (što rezultira cijepanjem iona); u prvom slučaju, hidroksid će pokazivati ​​svojstva baze, u drugom - svojstva kiseline.

Svaki od mogućih načina disocijacije hidroksida to će se lakše izvesti što je veza između odgovarajućih iona slabija. Kako se stupanj oksidacije elementa povećava, naboj iona će se povećavati, što će povećati njegovu privlačnost prema ionu i time komplicirati disocijaciju hidroksida kao baze.

Riža. 108. Ionska shema fragmenta molekule hidroksida

Istovremeno će se povećati međusobno odbijanje jednako nabijenih iona i , što će olakšati kiselinsku disocijaciju. Dakle, s povećanjem stupnja oksidacije elementa, povećavaju se kiselinska svojstva, a slabe osnovna svojstva hidroksida nastalog ovim elementom.

Povećanje polumjera iona dok njegov naboj ostaje nepromijenjen dovest će do povećanja udaljenosti između središta ovog iona i središta iona i . Kao rezultat toga, međusobno elektrostatsko privlačenje iona će postati slabije, što će olakšati disocijaciju prema glavnom tipu; istovremeno će se smanjiti međusobno odbijanje iona i pa će se otežati kiselinska disocijacija. Posljedično, s povećanjem radijusa iona elementa (s nepromijenjenim nabojem), bazična svojstva se poboljšavaju, a kisela svojstva hidroksida formiranog ovim elementom se slabe. Primjer manifestacije ovog obrasca je promjena konstanti kiselinske disocijacije u seriji.

Kiseline koje sadrže klor

Oksidirajuće kiseline i njihove soli.

Jedinstveni državni ispit ne pita mnogo o ovoj temi. Morate znati nazive kiselina i soli. I neke reakcije. Pokušao sam u ovom članku napisati što više reakcija na kanonski jedinstveni državni ispit. Ali ispit može pokazati i nešto čega ovdje nema. Stoga je za Jedinstveni državni ispit važno razviti "kemijsku intuiciju" kako bi se predvidjeli produkti reakcije. Ako vrlo pažljivo pogledate OVR, možete zaključiti glavne obrasce. Odnosno, ne svodi se sve na nabijanje, glavna stvar je razumjeti princip. A da biste izveli princip u svojoj glavi, morate riješiti mnoge reakcije. Pa, pročitajte naše članke.

Vjerojatno već znate da klor ima vrlo Sve kiseline klora koje sadrže kisik i njihove soli - jaka oksidirajuća sredstva, i svi su nestabilni.

Snaga kiselina raste sa stupnjem oksidacije:

Hipoklorna kiselina nastaje kada klor prolazi kroz vodu.

U tom slučaju dolazi do disproporcioniranja: klor se oksidira (na +1) i reducira (na +1), nastaju klorovodična (solna) i hipokloričasta kiselina:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

Ako se klor ne propušta kroz vodu, već kroz vodena otopina lužine, tada nastaju soli ovih kiselina: klorid i hipoklorit:

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O

A ako se klor propusti kroz VRUĆU otopinu lužine, tada će umjesto hipoklorita nastati on klorat:

3Cl 2 + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Ako se dobivena otopina ohladi, istaložit će se bijeli kristali kalijevog klorata. KClO3.

Zapamtite trivijalni naziv ove soli: Bertholletova sol , kao i ovaj povijesni način dobivanja. Na taj je način prvi dobio kalijev klorat od strane francuskog znanstvenika Claude Louis Berthollet (otuda i naziv soli).

Bertoletova sol- Vrlo jako oksidirajuće sredstvo.

Kada se zagrijava, Bertoletova sol se raspada, opet uz disproporcioniranje klora. Svodi se (na -1) i oksidira (na +7, dalje ne može):

4 KClO 3 ( t˚)→ KCl + 3 KClO 4

Dobiveni kalijev perklorat također nije vrlo stabilan,a također se razlaže:

KClO 4 ( t˚)→ KCl + 2 O 2

Hipoklorna kiselina oksidira halogenovodike (jodid i bromovodik) do slobodnih halogena:

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O

Predavanje 3. Kisikovi spojevi halogena

Halogeni oksidi.

Primjena halogena i njihovih spojeva.

1. Halogeni oksidi

Halogeni tvore brojne spojeve s kisikom. Ali ovi spojevi su nestabilni, ∆G o >0, lako eksplodiraju pri zagrijavanju iu prisutnosti organskih spojeva. Dobivaju se samo neizravno.

Sljedeći kisikovi halogeni spojevi su relativno stabilni:

Molekularna struktura

→ Povećana oksidativna aktivnost →

Poznati su i Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 .

Potvrda o primitku.

OF 2 (fluorov oksid, točnije, kisikov fluorid) je jako oksidacijsko sredstvo. Dobiva se djelovanjem F 2 na ohlađenu razrijeđenu otopinu lužine:

Oksidi klora i joda mogu se dobiti reakcijama:

Kemijska svojstva:

Termički nestabilan:

Svi halogeni spojevi s kisikom (osim OF 2) su kiseli oksidi.

Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5 u interakciji s vodom tvore kiseline:

ClO 2 , Cl 2 O 6 (C.O. = +4, +6 - nestabilno) u interakciji s vodom su neproporcionalni:

Halogeni oksidi – oksidansi: OF 2 sadrži O +2 – vrlo jak oksidans: Oksidi sa

srednji stupanj

oksidacija halogena je neproporcionalna:

Perbromati

Razdoblja

Usporedba jakosti kiselina

Struktura kloroksigenskih kiselina:

Promjena svojstava u nizu kloroksigenskih kiselina može se prikazati dijagramom:

Ovaj uzorak je tipičan ne samo za klor, već i za brom i jod.

Kako se oksidacijsko stanje halogena povećava, naboj iona se povećava, to povećava njegovu privlačnost za O 2-, i otežava njegovu disocijaciju prema vrsti baze. Istovremeno se povećava odbojnost pozitivnih iona H+ i En+, što olakšava disocijaciju kiselog tipa.

Riža. 1. Shema fragmenta molekule E(OH) n

HOCl je amfoteran spoj: može disocirati i kao kiselina i kao baza:

U nizu ClO - -ClO 2 - -ClO 3 - -ClO 4 - povećava se stabilnost kiselina i aniona. To se objašnjava povećanjem broja elektrona koji sudjeluju u stvaranju veza:

Višestrukost veze =1 Višestrukost veze=1,5

d(Cl-O)=0,170 nm d(Cl-O)=0,145 nm

Povećanjem broja atoma kisika u kiselinama raste zaštitni sloj Cl, pa se smanjuje oksidacijska sposobnost.

Dakle, u nizu HClO → HClO 2 → HClO 3 → HClO 4

povećava se snaga kiselina;

povećava se stabilnost kiseline;

oksidacijski kapacitet se smanjuje.

Snaga kiselina koje sadrže kisik u nizu HOCl-HOBr-HOI smanjuje se zbog povećanja kovalentnog polumjera i slabljenja O-Hal veze:

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Oksidirajuća svojstva su smanjena

→ Povećana oksidativna aktivnost →

U seriji HCO-HBrO-HIO povećava se stabilnost kiselina. Na primjer, kada se zagriju ili izlože svjetlu, razgrađuju se:

, ∆G o (kJ)HClO,HBrO,HIO

Fluorna kiselina se proizvodi reakcijama:

.

(na br.)!!!

Hipoklorna kiselina se dobiva hidrolizom klora (HCl se uklanja djelovanjem CaCO3):

Ravnoteža se uspostavlja kada reagira 30% klora.

HClO i HBrO se dobivaju razgradnjom hipoklorita i hipobromita:

2. HClO 2 se dobiva iz soli:

3. Dobiva se HHalO 3:

Od soli:

Oksidacija halogena jakim oksidansima:

4. HClO 4,H 5 IO 6 iz soli:

Kemijska svojstva

Raspada se zagrijavanjem i izlaganjem svjetlu: Jaki oksidansi (sve kiseline su jači oksidansi od svojih soli):

Kemijska svojstva soli:

1. Klorati i perklorati se razgrađuju samo zagrijavanjem:

2. Oni su, kao i kiseline, oksidansi (ali slabiji od svojih kiselina):

Dobivanje soli:

MeHalO se dobiva propuštanjem halogena kroz hladnu otopinu lužine, sode ili potaše:

MeHalO 3 se dobiva propuštanjem halogena kroz vruće (60-70 o C) otopine alkalija:

MeClO 4 i Me 5 IO 6 oksidacijom klorata i jodata tijekom elektrolize ili slabog zagrijavanja:

7. Primjena

Fluor

Fluorovodična kiselina koristi se za jetkanje stakla, uklanjanje ostataka pijeska s metalnih odljevaka i u kemijskoj sintezi.

UF 6 se koristi u nuklearnoj industriji.

CF 2 Cl 2 se koristi kao rashladno sredstvo.

CaF 2 se koristi u metalurgiji.

Derivat fluora etilena, tetrafluoroetilen, kao rezultat polimerizacije proizvodi vrijedan polimer - teflon, koji je otporan na kemijske reagense i neophodan je u proizvodnji tvari posebne čistoće, za proizvodnju opreme.

Fluorirani materijali – u medicini nadomjesci za krvne žile i srčane zaliske. Proizvodi izrađeni od fluoroplastike naširoko se koriste u zrakoplovnoj, električnoj, nuklearnoj i drugim industrijama.

Klor

Klor je bitan za sintezu u organskoj i polimernoj sintezi. Metodom metalurgije klora dobivaju se silicij i vatrostalni obojeni metali (titan, niobij, tantal itd.).

Koristi se kao oksidans i za sterilizaciju vode za piće.

Klorovodična kiselina i halogenidi koriste se u metalurškoj, tekstilnoj i prehrambenoj industriji.

HClO se koristi kao baktericidno sredstvo i sredstvo za izbjeljivanje. Atomski kisik koji se oslobađa kada se kiselina otopi, obezbojuje boje i ubija mikrobe:

Javel voda- ovo je mješavina kalijevog klorida i hipoklorita, dobiva se djelovanjem lužine na "klornu vodu", ima svojstva izbjeljivanja:

Izbjeljivač ili izbjeljivač je bijeli prah oštrog mirisa koji se koristi kao izbjeljivač i dezinficijens:

Brom

Koristi se u organskoj sintezi.

AgBr se koristi u fotografiji.

Spojevi broma koriste se za proizvodnju lijekova.

I 2 je neophodan za metalurgiju, koristi se kao antiseptik i dezinficijens. Jod zamjenjuje atome vodika u proteinskim molekulama mikroorganizama, što dovodi do njihove smrti:

KI se koristi za obradu drva.

Spojevi joda koriste se za proizvodnju lijekova, u dodacima hrani (NaI), za sintezu i u kemijskoj analizi (jodometrija).

U tablici 16.12 prikazuje sustavne i tradicionalna imena klorne kiseline koje sadrže kisik i njihove soli. Što je više oksidacijsko stanje klora u ovim kiselinama, to je veća njihova toplinska stabilnost i kiselinska snaga:

5 su jake kiseline, a 6 je jedna od najjačih među svim poznatim kiselinama. Preostale dvije kiseline samo djelomično disociraju u vodi i

Tablica 16.12. Klorne kiseline koje sadrže kisik i njihovi anioni

postoje u vodenoj otopini uglavnom u molekularnom obliku. Među klornim kiselinama koje sadrže kisik samo ih se 7 može izolirati u slobodnom obliku. Ostale kiseline postoje samo u otopini.

Oksidacijska sposobnost kiselina klora koje sadrže kisik smanjuje se s povećanjem stupnja oksidacije:

8 su posebno dobra oksidacijska sredstva. Na primjer, kisela otopina 9:

1) oksidira ione željeza (II) u ione željeza (III):

2) na sunčeva svjetlost razgrađuje se i proizvodi kisik:

3) kada se zagrije na približno 75 °C, disproporcionira se u kloridne ione i kloratne 10-ione:

Soli klornih kiselina koje sadrže kisik

Ove soli su obično stabilnije od samih kiselina. Izuzetak su krute kloratne soli (III), koje detoniraju pri zagrijavanju iu dodiru sa zapaljivim materijalima. U otopinama je oksidacijski kapacitet klorovih soli koje sadrže kisik to veći što je oksidacijsko stanje klora u tim solima veće. Međutim, oni nisu tako dobri oksidansi kao odgovarajuće kiseline. Natrijeve i kalijeve soli 11 od velike su industrijske važnosti. Njihova proizvodnja i primjena opisani su u sljedećem odjeljku. Kalijev(V)klorat se obično koristi za laboratorijsko dobivanje kisik, u prisutnosti oksida 12 kao katalizatora:

Kada se ova sol zagrije na nižu temperaturu u odsutnosti katalizatora, nastaje 13kalij:

Kalijev jodat (V) 14 kalij 15 jaki su oksidanti i koriste se kao oksidansi u kvantitativnoj analizi.

Dakle, ponovimo opet 1. Svojstva halogenida raznih elemenata pri pomicanju slijeva na desno unutar jedne periode mijenjaju se na sljedeći način: a) karakter kemijska veza postaje sve više kovalentan i manje ionski; b) vodene otopine halogenida hidrolizom postaju sve kiselije. 2. Svojstva različitih halogenida istog elementa, pri prelasku u donji dio skupine VII, mijenjaju se na sljedeći način: a) priroda kemijske veze halogenida postaje sve više kovalentna: b) čvrstoća veze u molekule halogenovodika se smanjuju; c) smanjuje se kiselost halogenovodičnih kiselina; d) povećava se lakoća oksidacije halogenovodika. 3. Povećanjem stupnja oksidacije halogena dolazi do sljedećih promjena: a) povećava se toplinska stabilnost njegovih kiselina koje sadrže kisik; b) povećava se kiselost njegovih kiselina koje sadrže kisik; c) smanjuje se oksidacijska sposobnost njegovih kiselina koje sadrže kisik; d) povećava se oksidacijska sposobnost soli njegovih kiselina koje sadrže kisik. 4. Halogenidi se mogu dobiti izravnom sintezom iz njihovih sastavnih elemenata. 5. Za dobivanje halogenovodika može se koristiti reakcija istiskivanja iz halogenidne soli s manje hlapljivom kiselinom. 6. Anomalna svojstva spojeva fluora: a) srebrov fluorid je topiv u vodi, a kalcijev fluorid je netopljiv; b) vodikov fluorid ima abnormalno visoka tališta i vrelišta; c) vodena otopina fluorovodika ima nisku kiselost; d) fluor ima samo jedno stabilno oksidacijsko stanje. Ostali halogeni pokazuju različita oksidacijska stanja, što se objašnjava promicanjem njihovih 16 elektrona u lako dostupnih 17 orbitala koje imaju nisku energiju.

===============================================================================

31. Kisik. Proizvodnja i svojstva kisika. Alotropija kisika. Ozon, njegova svojstva. Ozon u prirodi. Element kisika sa serijski broj 8, njegova relativna atomska masa = 15,999 Nalazi se u drugoj periodi, u glavnoj podskupini 6.
U većini svojih spojeva kisik ima oksidacijsko stanje -2. Kod vodika i metalnih peroksida (H2O2, Na2O, CaO2 itd.) postoji samo jedan spoj u kojem kisik ima a pozitivno oksidacijsko stanje +2 - to je kisikov fluorid OF2 (fluor je jedini element čiji je EO veći od EO kisika koji iznosi 3,5). Obični kisik O2 je plin bez boje i mirisa, teži od zraka. Slabo topljiv u vodi. Potvrda o primitku. Laboratorijske metode Proizvodnja O2 je prilično brojna. 1. Razrjeđivanje berthollet soli (kalijev klorat) kada se zagrijava u prisutnosti mangan(IV) oksida kao katalizatora: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. Toplinska razgradnja kalijeva permanganata: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.Termička razgradnja nitrata alkalijski metali, na primjer: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Katalitička razgradnja vodikovog peroksida: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Interakcija peroksida alkalijskih metala s ugljikov dioksid: 2Na2O2 + 2CO2=2NaCO3 + O2 6. Elektroliza vodenih otopina lužina ili soli kiselina koje sadrže kisik. Bit procesa koji se odvijaju u ovom slučaju svodi se na razgradnju vode pod utjecajem električna struja: 2H2O (elektroliza)=2H2 + O2

U industriji se kisik dobiva iz zraka. Kemijska svojstva.
Kisik tvori spojeve sa svim kemijski elementi, osim lakih inertnih plinova (He, ne, Ar), i to sa svim jednostavne tvari, osim metala fluora, klora, zlata i platine, izravno djeluje. U svim reakcijama O2 ima ulogu oksidacijskog sredstva. Kod interakcije kisika s jednostavnim tvarima - metalima i nemetalima - obično nastaju oksidi; na primjer: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 stupnjeva)=2P2O5 Gotovo sve reakcije koje uključuju O2 su egzotermne, uz rijetke iznimke; na primjer: N2+O2=2NO-Q Kisik može postojati u obliku dvije alotropske modifikacije: kisik O2 i ozon O3. Alotropija (od grčkog allos - drugo i tropos - slika, metoda) povezana je ili s različite brojeve atoma u molekuli, ili sa strukturom. Pri usporedbi fizička svojstva kisika i ozona, preporučljivo je zapamtiti što je to plinovite tvari, razlikuju se po gustoći (ozon je 1,5 puta teži od kisika), talištu i vrelištu. Ozon se bolje otapa u vodi. Kisik je u normalnim uvjetima plin, bez boje i mirisa, ozon je plin plava boja s karakterističnim oštrim ali ugodnim mirisom. Također postoje razlike u kemijska svojstva.
Ozon je kemijski aktivniji od kisika. Djelovanje ozona objašnjava se činjenicom da njegovom razgradnjom nastaje molekula kisika i atomski kisik, koji aktivno reagira s drugim tvarima. Na primjer, ozon lako reagira sa srebrom, dok se kisik ne spaja s njim čak ni kad se zagrije: Ali u isto vrijeme, i ozon i kisik reagiraju s aktivnim metalima, na primjer s kalijem K. Ozon se proizvodi prema sljedećoj jednadžbi: Reakcija se događa s apsorpcijom energije kada električno pražnjenje prolazi kroz kisik, na primjer tijekom grmljavinske oluje, kada bljeska munja. Obrnuta reakcija događa se u normalnim uvjetima, jer je ozon nestabilna tvar. U prirodi ozon uništavaju plinovi koji se emitiraju u atmosferu, poput freona, tijekom ljudskih antropogenih aktivnosti. Posljedica je stvaranje tzv. ozonskih rupa, odnosno pukotina u najtanjem sloju koji se sastoji od molekula ozona.
Od soli:: ozon je jako oksidacijsko sredstvo, oksidira sve metale, uključujući zlato - Au i platinu - Pt (i metale platinske skupine). Ozon djeluje na sjajnu srebrnu ploču, koja se trenutno prekriva crnim srebrnim peroksidom – Ag2O2; papir natopljen terpentinom se zapali, spojevi metalnog sumpora oksidiraju se u soli sumporne kiseline; mnoge boje postaju obezbojene; uništava organska tvar– u ovom slučaju molekula ozona odvoji jedan atom kisika, a ozon se pretvori u obični kisik. I također većina nemetala, pretvara niže okside u više, i sulfide svojih metala u njihove sulfate: Kalijev jodid oksidira ozon u molekularni jod: Ali s vodikovim peroksidom H2O2, ozon djeluje kao redukcijsko sredstvo: Kemijski, molekule ozona su nestabilne - ozon se može spontano razgraditi na molekularni kisik:

Biti u prirodi: U atmosferi se ozon stvara tijekom električna pražnjenja. Primjena: kao jako oksidacijsko sredstvo, ozon uništava različite vrste bakterija, pa se široko koristi za pročišćavanje vode i dezinfekciju zraka, a koristi se i kao sredstvo za izbjeljivanje.

================================================================================

32) . Vodikov peroksid, njegova struktura i svojstva.

Oksidacijska stanja. Svi halogeni u halogenim spojevima imaju oksidacijsko stanje 1. Ovo oksidacijsko stanje za fluor u spojevima općenito je jedino moguće. Ostali halogeni i dalje mogu postojati u stanjima s pozitivnim oksidacijskim stanjima. Ova stanja nastaju kao rezultat promocije elektrona iz -orbitala atoma halogena u njihove prazne (nezauzete elektronima) d-orbitale (Sl. 16.2). U atomima halogena, d-orbitale imaju relativno nisku energiju i stoga su lako dostupne za zauzimanje promoviranih elektrona.

Klor i brom imaju moguća stabilna stanja sa sljedećim oksidacijskim stanjima: Jod pokazuje oksidacijska stanja.

Riža. 16.2. Promicanje -elektrona klora u stanjima s visoki stupnjevi oksidacija.

Kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline) klora

U tablici 16.12 prikazuje sustavne i tradicionalne nazive klornih kiselina koje sadrže kisik i njihovih soli. Što je više oksidacijsko stanje klora u ovim kiselinama, to je veća njihova toplinska stabilnost i kiselinska snaga:

Jake kiseline, jedne od najjačih među svim poznatim kiselinama. Preostale dvije kiseline samo djelomično disociraju u vodi i

Tablica 16.12. Klorne kiseline koje sadrže kisik i njihovi anioni

postoje u vodenoj otopini uglavnom u molekularnom obliku. Među kiselinama koje sadrže kisik, klor se može izolirati samo u slobodnom obliku. Ostale kiseline postoje samo u otopini.

Oksidativna sposobnost klorovih kiselina koje sadrže kisik smanjuje se s povećanjem oksidacijskog stanja:

Osobito dobra oksidacijska sredstva. Na primjer, kisela otopina:

1) oksidira ione željeza (II) u ione željeza (III):

2) razgrađuje se na sunčevoj svjetlosti u kisik:

3) kada se zagrije na približno 75 °C, disproporcionira se u kloridne ione i kloratne ione:

Soli klornih kiselina koje sadrže kisik

Ove soli su obično stabilnije od samih kiselina. Izuzetak su krute kloratne soli (III), koje detoniraju pri zagrijavanju iu dodiru sa zapaljivim materijalima. U otopinama je oksidacijski kapacitet klorovih soli koje sadrže kisik to veći što je oksidacijsko stanje klora u tim solima veće. Međutim, oni nisu tako dobri oksidansi kao odgovarajuće kiseline.

Natrijeve i kalijeve soli imaju veliki industrijski značaj. Njihova proizvodnja i primjena opisani su u sljedećem odjeljku. Kalijev klorat (V) obično se koristi za laboratorijsku proizvodnju kisika, u prisutnosti oksida kao katalizatora:

Kada se ova sol zagrije na nižu temperaturu u odsutnosti katalizatora, nastaje kalij:

Kalijev jodat(V) je jako oksidacijsko sredstvo i koristi se kao oksidacijsko sredstvo u kvantitativnoj analizi.

Recimo to opet

1. Svojstva halogenida različitih elemenata kada se kreću slijeva nadesno unutar jedne periode mijenjaju se na sljedeći način:

a) priroda kemijske veze postaje sve više kovalentna, a sve manje ionska;

b) vodene otopine halogenida hidrolizom postaju sve kiselije.

2. Svojstva različitih halogenida istog elementa pri prelasku u donji dio skupine VII mijenjaju se na sljedeći način:

a) priroda kemijske veze halogenida postaje sve kovalentnija:

b) smanjuje se čvrstoća veze u molekulama halogenovodika;

c) smanjuje se kiselost halogenovodičnih kiselina;

d) povećava se lakoća oksidacije halogenovodika.

3. Kako se oksidacijsko stanje halogena povećava, događaju se sljedeće promjene:

a) povećava se toplinska stabilnost njegovih kiselina koje sadrže kisik;

b) povećava se kiselost njegovih kiselina koje sadrže kisik;

c) smanjuje se oksidacijska sposobnost njegovih kiselina koje sadrže kisik;

d) povećava se oksidacijska sposobnost soli njegovih kiselina koje sadrže kisik.

4. Halogenidi se mogu dobiti izravnom sintezom iz njihovih sastavnih elemenata.

5. Za dobivanje halogenovodika može se koristiti reakcija istiskivanja iz halogenidne soli s manje hlapljivom kiselinom.

6. Anomalna svojstva spojeva fluora:

a) srebrov fluorid je topiv u vodi, ali je kalcijev fluorid netopljiv;

b) vodikov fluorid ima abnormalno visoka tališta i vrelišta;

c) vodena otopina fluorovodika ima nisku kiselost;

d) fluor ima samo jedno stabilno oksidacijsko stanje. Ostali halogeni pokazuju višestruka oksidacijska stanja, što se objašnjava promicanjem njihovih -elektrona u lako dostupne niskoenergetske orbitale.