Cоединения йода

Cоединения йода Кислород

Алгоритм действий

Итак, мы знаем основные закономерности. Давайте разберемся, как находить степени окисления на примерах. Предлагаем следующий алгоритм действий.

  1. Посмотрите, является ли вещество элементарным. Если да — значит, оно находится в химически несвязанном состоянии и окислительное число равно 0. Это правило подходит как для веществ, образованных из отдельных атомов, так и для тех, что включают многоатомные молекулы одного и того же элемента.

  2. Пример

    Степень окисления Cl2, S8 равна 0.

  3. Если это соединение, определите, состоит ли оно из ионов. В многоатомном ионе сумма всех степеней окисления равна его заряду. Узнайте эту сумму из таблицы растворимости и составьте уравнение с известными окислительными числами.

  4. Пример

    Допустим, нужно определить заряд азота в ионе аммония.

    Согласно таблице растворимости заряд иона аммония NH4 равен 1. Это значит, что сумма степеней окисления в этом соединении тоже будет равна 1.

    Также известно, что водород всюду, кроме гидридов, имеет заряд 1. В данном случае есть 4 атома водорода, т. е. 1 × 4.

    Составим формулу: х ( 1) × 4 = 1. Значит х = −3.

    Окислительное число азота в ионе аммония равно −3, т. е. N-3H4 1.

  5. Если соединение — нейтральная молекула, составьте уравнение, учитывая, что все окислительные числа в сумме равны 0.

  6. Пример

    Допустим, нужно определить степень окисления серы в соединении Na2SO4.

    Мы знаем, что у щелочного металла Na постоянное окислительное число 1. Кислород, согласно вышеизложенным правилам, в оксидах имеет заряд −2.

    Составим уравнение: ( 1) × 2 х (−2) × 4 = 0. Значит х = −6.

    Степень окисления серы равна −6, т. е. Na2 1S-6O4-2.

Атом и молекула йода. формула йода. строение атома йода:

Йод (лат. Iodum, от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением I и атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации – главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

Йод – неметалл. Относится к группе галогенов.

Йод обозначается символом I.

Как простое вещество йод при нормальных условиях представляет собой  кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском. Йод легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом.

Молекула йода двухатомна.

Химическая формула йода I2.

Электронная конфигурация атома йода 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5. Потенциал ионизации (первый электрон) атома йода равен 1008,39 кДж/моль (10,451260(25)  эВ).

Строение атома йода. Атом йода состоит из положительно заряженного ядра ( 53), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 53 электрона. При этом 46 электронов находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку йод расположен в пятом периоде, оболочек всего пять.

Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями. Пятая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями.

На внешнем энергетическом уровне атома йода на 5s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 5p-орбитали – четыре спаренных и один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома йода состоит из 53 протонов и 74 нейтронов. Йод относится к элементам p-семейства.

Радиус атома йода (вычисленный) составляет 115 пм.

Атомная масса атома йода составляет 126,90447(3) а. е. м.

Йод – химически активный неметалл.

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но  также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( 1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.Cоединения йода

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии.

Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие  могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованнаяπ-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.

em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV

2) Валентности V у азота не бывает!

3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления 5 (!).

4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4 , азотная кислота и д.р).

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( 1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Иодная кислота (hio4)

Иодная кислота HIO4 — белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В водном растворе Н5IO6 является слабой кислотой. В растворах образует гидраты состава mHIO4•nН2О, например, H3IO5, H4I2O9, H5IO6 и т. д Их устойчивость зависит от концентрации раствора. Проявляет сильные окислительные свойства

Получение йодной кислоты

  • При воздействии хлорной кислоты на иод в присутствии катализатора:

2HClO4 I2 = 2HIO4 Cl2

  • Электролизом раствора иодноватой кислоты:

NaIO3 H2O = H2↑(катод) NaIO4(анод)

Химические свойства йодной кислоты

  • При растворении в воде образует гидраты:

НIO4 2Н2O ⇔ Н5IO6

  • НIO4 разлагается при нагревании выше 122ºС:

2HIO4 = H2O I2O5 O2

  • Щелочами нейтрализуется не полностью:

H5IO6 3NaOH = Na3H2IO6↓ 2NaNO3

  • Сильные окислительные свойства:

H5IO6 2NO2 = HIO3 2HNO3 H2O

H5IO6 2MnSO4 = 5HIO3 2HMnO4 2H2SO4 7H2O

Cоли йодной кислоты — периодаты

Йодная кислота может образовать соли, содержащие ионы, IO65−, IO53−, IO4— и I2O94− — соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты.

Получение периодатов

Периодаты можно получить при окислении иодатов сильными окислителями в щелочной среде:

NaIO3 2NaOH Cl2 = NaIO4 2NaCl H2O

Химические свойства периодатов

  • Периодаты — сильные окислители, при нагревании выше 300ºС разлагаются с выделением кислорода:

2NaIO4 = 2NaIO3 O2

  • Разлагаются концентрированными кислотами:

NaIO4 HNO3 2H2O = H5IO6 NaNO3

  • Разлагаются концентрированными щелочами:

NaIO4 2NaOH
= Na3H2IO6

  • Проявляют окислительные свойства:

5NaIO4 3H2O 2MnSO4 = 5NaIO3 2HMnO4 2H2SO4

Оксиды йода

Иодноватая кислота (hio3)

Йодноватая кислота HIO3— белое кристаллическое вещество со стеклянным блеском и горьковато-кислым вкусом. При обычной температуре устойчива. Сильная одноосновная кислота, имеющая склонность к полимеризации в концентрированных растворах

Получение иодноватой кислоты

Получают в водных растворах при окислении иода хлором, пероксидом водорода либо дымящей азотной кислотой:

I2 5Cl2 6H2O =
2HIO3 10HCl

I2 5H2O2 = 2HIO3 4H2O

I2 10HNO3 = 2HIO3
10NO2 4H2O

Химические свойства йодноватой кислоты

  • хорошо растворима в воде:

nHIO3 = (HIO3)n

  • При медленном нагревании до 110ºС она частично плавится, частично образует ангидроиодноватую кислоту HI3O8.

При
нагревании HIO3 выше 230°C образует порошок иодноватого ангидрида I2O5, при растворении в воде,
которого вновь образуется иодноватая кислота:

2HIO3 = I2O5 H2O

HIO3 NaOH = NaIO3 H2O

  • Проявляет окислительные свойства:

HIO3 5HI = 3I2 3H2O

HIO3 3H2O = H2↑(катод) H5IO6(анод)

Соли иодноватой кислоты — иодаты

  • Они довольно устойчивы и разлагаются при температуре выше 400 °C.

2NaIO3 = 2NaI
3O2

  • Обладают сильными окислительными свойствами в кислой среде:

2NaIO3 12HCl = I2↓ 5Cl2↑ 2NaCl 6H2O

 2NaIO3 3H2SO4 5NaI = 3I2↓
3Na2SO4 3H2O

  • При электролизе раствора иодаты распадаются на водород и периодаты:

NaIO3 H2O = H2↑(катод) NaIO4(анод)

История открытия

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли первого августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

2HgO (t) → 2Hg  O2

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.


Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

Лавуазье провел опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Йод, свойства атома, химические и физические свойства.

I 53  Йод

126,90447(3)     1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5

Йод — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации — главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

Атом и молекула йода. Формула йода. Строение атома йода

Изотопы и модификации йода

Свойства йода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства йода

Химические свойства йода. Взаимодействие йода. Химические реакции с йодом

Получение йода

Применение йода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Йодоводород, йодоводородная кислота (hi)

Способы
получения йодоводорода

В промышленности

  • Взаимодействие йода с гидразином:

2l2 N2H4 = 4HI↑ N2

  • Взаимодействие простых веществ происходит только при нагревании и протекает не до конца:

I2 H2 = 2HI

В лаборатории

  • Вытеснение HI из йодидов ортофосфорной кислотой:

КI H3PO4 = НI↑ КН2PO4

РI3 ЗН2O = H3PO3 3HI↑

  • восстановление свободного йода:

l2 H2S = 2HI↑ S↓

Физические
свойства йодоводорода

Водный раствор HI — иодоводородная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом. Иодоводородная кислота является сильной кислотой.

В 100 г воды при обычном
давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г.

Химические
свойства йодоводорода

Йодоводород – сильный восстановитель.

4HI O2 → 2I2 2H2O

  • Взаимодействует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода и свободного йода:

8HI H2SO4 → 4I2 H2S 4H2O

  • Окисляется другими неметаллами:

2HI S → I2 H2S

  • Окисляется
    даже слабыми окислителями:

2HI 2FeCl3 → I2 2FeCl2 2HCl

2HI Fe2(SO4)3 → 2FeSO4 I2 H2SO4

2HI NO2 → I2 NO H2O

HI CH3 –
CH = CH2 → CH3 – CHI – CH3

  • Образуют полииоды, присоединяя элементарный иод:

RI I2 = R(I3)x

Кислородные кислоты и окислы иода

Озон и его соединения

Озон – это молекула, имеющая три атома кислорода, связанных друг с другом. В нормальном состоянии является газом голубого цвета. При охлаждении образует жидкость глубокого синего цвета, близкого к индиго. В твердом состоянии являет собой кристаллы темно-синего цвета. Озон обладает резким запахом, в природе его можно ощутить в воздухе после сильной грозы.

Озон, как и обычный кислород, является очень сильным окислителем. По химическим свойствам приближается к сильным кислотам. При воздействии с оксидами озон повышает их степень окисления с выделением кислорода. Но при этом понижается степень окисления кислорода.

В озоне химические связи не столь прочны, как в O2, поэтому в нормальных условиях без приложенных усилий он может распасться на кислород с выделением энергии тепла. При повышении температуры воздействия на молекулу озона и при понижении давления процесс распада на двухатомный кислород с выделением тепла ускоряется. При этом, если в пространстве большое содержание озона, то данный процесс может сопровождаться взрывом.

Так как озон является очень сильным окислителем и практически во всех процессах с его участием выделяется большое количество O2, то озон является чрезвычайно токсичным веществом. Однако в верхних слоях атмосферы слой озона играет роль отражателя от ультрафиолетового излучения солнечных лучей.

Из озона с помощью лабораторных инструментов создают органические и неорганические озониды. Это весьма нестабильные по своей структуре вещества, поэтому их создание в природных условиях невозможно. Хранятся озониды только при низких температурах, так как при обычной температуре они чрезвычайно взрывоопасны и токсичны.

Подгруппа кислорода

Элементы 6-й группы главной подгруппы. Очень часто употребляемое название — ХАЛЬКОГЕНЫ — «руду рождающие». Думаю, этим названием они в большей степени обязаны сере, чем кислороду 🙂

В формате подготовки к ЕГЭ мы рассмотрим физические и химические свойства двух элементов — кислорода O и серы S.

Электронное строение

nS2 np4

Но тут не все так просто.

К кислороду претензий нет — у него электронное строение соответствует общей формуле, а вот у серы и остальных элементов есть и другие варианты… Если детально рассмотреть строение p-элементов по периодам, то нужно обратить внимание, что с 3-го периода у p- элементов появляется свободная d-орбиталь, на которую могут переходить электроны.

Именно поэтому степень окисления серы может быть не только -2.

Итак, выводы:

  1. Валентность элементов:
    • валентность кислорода  = 2,
    •  валентность серы — 2,4,6
  2. Степени окисления: 
    • степень окисления кислорода = -2 — типичный неметалл, сильный окислитель;
    • степень окисления серы = -2(минимальная степень окисления), 2 (редко), 4, 6 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. S будет проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
  3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
  4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

Физические свойства

SКислород — O2 (O=O, O::O) -газ без цвета, без запаха. Аллотропная модификация — озон O3 — бесцветный газ со специфическим запахом (запах «после грозы»)

Сера — S — твердое вещество, хотя мы пишем формулу этого вещества как S , но обычно образуются кристаллы состава S4 и S8. Обычно сера — пластичное вещество коричневого или желтого цвета.

На воздухе сера горит: S O2 = SO2 (бесцветный газ с резким запахом)

Химические свойства

 Свойства кислорода

Окислительные свойства
Восстановительные свойства
  1. Водород кислород:
    • 2H2 O2 = 2H2O это качественная реакция на кислород— процесс идет с характерным хлопком.
    • H2 O2 = H2O2 — перекись водорода
  2. Металлы кислород:
    • 4Li O2 = 2Li2O — основной оксид
  3. Неметалл O2:
    • S O2 = SO2 — кислотный оксид
  4. Оксиды кислород:
    • 4FeO O2 = 2Fe2O3 — реакция идет с основными оксидами в невысших степенях окисления
    • 2SO2 O2 = 2SO3 — реакция идет с кислотными оксидами в невысших степенях окисления

Кислород может проявлять восстановительные свойства только к элементу, у которого больше электроотрицательность, т.е., он должен стоять в периодической системе элементов правее кислорода. Это КОРОЛЬ НЕМЕТАЛЛОВ — F:

  • F2 O2 = OF2 (здесь кислород проявляет степень окисления 2)

 Свойства серы:

Cернистая кислота — H2SO3 (степень окисления серы= 4). Соли — сульфитыСерная кислота — H2SO4 (cтепень окисления серы= 6). Соли — сульфатыИх свойства мы рассмотрим отдельно.[TESTME 32]

Категории:
|

Применение йода:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Применение кислорода и его соединений в промышленности

Благодаря тому, что в свое время ученые узнали, какая степень окисления у кислорода при взаимодействии с другими элементами, он и его соединения получили широкое применение в промышленности. Особенно после того, как в середине двадцатого века были изобретены турбодетандеры – агрегаты, способные преобразовывать потенциальную энергию кислорода в механическую.

Так как кислород — чрезвычайно горючее вещество, то его применяют во всех отраслях промышленности, где необходимо использование огня и тепла. При резке и сварке металлов также используются баллоны со сжатым кислородом для усиления аппарата газопламенной сварки. Широко применение кислорода в сталелитейной промышленности, где с помощью сжатого O

2

поддерживается высокая температура в домнах. Максимальная степень окисления кислорода равна -2. Эта его характеристика активно используется для изготовления оксидов с целью их дальнейшего горения и выделения тепловой энергии. Жидкий кислород, озон и другие соединения, содержащие большое количество O

2,

используют как окислители ракетного топлива. Окисленные кислородом некоторые органические соединения применяют в качестве взрывчатки.

В химической промышленности кислород используется как окислитель углеводородов в кислотосодержащих соединениях, таких как спирты, кислоты и т. д. В медицине используется при пониженном давлении для лечения больных с проблемами с легкими, для поддержания жизнедеятельности организма.

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N2, H2, Cl2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na 1I-1, Mg 2Cl-12, Al 3F-13, Zr 4Br-14.

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно ( 1) и ( 2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера – (-2), 0, ( 2), ( 4), ( 6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Порядковый номер

Русское / англ. название

Химический символ

Степень окисления

1

Водород / Hydrogen

H

( 1), (-1)

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

( 1)

4

Бериллий / Beryllium

Be

( 2)

5

Бор / Boron

B

(-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3)

6

Углерод / Carbon

C

(-4), (-3), (-2), (-1), 0, ( 2), ( 4)

7

Азот / Nitrogen

N

(-3), (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

8

Кислород / Oxygen

O

(-2), (-1), 0, ( 1), ( 2)

9

Фтор / Fluorine

F

(-1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

( 1)

12

Магний / Magnesium

Mg

( 2)

13

Алюминий / Aluminum

Al

( 3)

14

Кремний / Silicon

Si

(-4), 0, ( 2), ( 4)

15

Фосфор / Phosphorus

P

(-3), 0, ( 3), ( 5)

16

Сера / Sulfur

S

(-2), 0, ( 4), ( 6)

17

Хлор / Chlorine

Cl

(-1), 0, ( 1), ( 3), ( 5), ( 7), редко ( 2) и ( 4)

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

( 1)

20

Кальций / Calcium

Ca

( 2)

21

Скандий / Scandium

Sc

( 3)

22

Титан / Titanium

Ti

( 2), ( 3), ( 4)

23

Ванадий / Vanadium

V

( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

24

Хром / Chromium

Cr

( 2), ( 3), ( 6)

25

Марганец / Manganese

Mn

( 2), ( 3), ( 4), ( 6), ( 7)

26

Железо / Iron

Fe

( 2), ( 3), редко ( 4) и ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

( 2), ( 3), редко ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 2), редко ( 1), ( 3) и ( 4)

29

Медь / Copper

Cu

1, 2, редко ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

( 2)

31

Галлий / Gallium

Ga

( 3), редко ( 2)

32

Германий / Germanium

Ge

(-4), ( 2), ( 4)

33

Мышьяк / Arsenic

As

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 2)

34

Селен / Selenium

Se

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

35

Бром / Bromine

Br

(-1), ( 1), ( 5), редко ( 3), ( 4)

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

( 1)

38

Стронций / Strontium

Sr

( 2)

39

Иттрий / Yttrium

Y

( 3)

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 4), редко ( 2) и ( 3)

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 3), ( 5), редко ( 2) и ( 4)

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 3), ( 6), редко ( 2), ( 3) и ( 5)

43

Технеций / Technetium

Tc

( 6)

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 3), ( 4), ( 8), редко ( 2), ( 6) и ( 7)

45

Родий / Rhodium

Rh

( 4), редко ( 2), ( 3) и ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

( 2), ( 4), редко ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

( 1), редко ( 2) и ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 2), редко ( 1)

49

Индий / Indium

In

( 3), редко ( 1) и ( 2)

50

Олово / Tin

Sn

( 2), ( 4)

51

Сурьма / Antimony

Sb

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 4)

52

Теллур / Tellurium

Te

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

53

Иод / Iodine

I

(-1), ( 1), ( 5), ( 7), редко ( 3), ( 4)

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

( 1)

56

Барий / Barium

BA

( 2)

57

Лантан / Lanthanum

La

( 3)

58

Церий / Cerium

Ce

( 3), ( 4)

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

( 3)

60

Неодим / Neodymium

Nd

( 3), ( 4)

61

Прометий / Promethium

Pm

( 3)

62

Самарий / Samarium

Sm

( 3), редко ( 2)

63

Европий / Europium

Eu

( 3), редко ( 2)

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

( 3)

65

Тербий / Terbium

Tb

( 3), ( 4)

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

( 3)

67

Гольмий / Holmium

Ho

( 3)

68

Эрбий / Erbium

Er

( 3)

69

Тулий / Thulium

Tm

( 3), редко ( 2)

70

Иттербий / Ytterbium

Ib

( 3), редко ( 2)

71

Лютеций / Lutetium

Lu

( 3)

72

Гафний / Hafnium

Hf

( 4)

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 5), редко ( 3), ( 4)

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 6), редко ( 2), ( 3), ( 4) и ( 5)

75

Рений / Rhenium

Re

( 2), ( 4), ( 6), ( 7), редко (-1), ( 1), ( 3), ( 5)

76

Осмий / Osmium

Os

( 3), ( 4), ( 6), ( 8), редко ( 2)

77

Иридий / Iridium

Ir

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 2)

78

Платина / Platinum

Pt

( 2), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 3)

79

Золото / Gold

Au

( 1), ( 3), редко ( 2)

80

Ртуть / Mercury

Hg

( 1), ( 2)

81

Талий / Thallium

Tl

( 1), ( 3), редко ( 2)

82

Свинец / Lead

Pb

( 2), ( 4)

83

Висмут / Bismuth

Bi

( 3), редко ( 3), ( 2), ( 4) и ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

( 2), ( 4), редко (-2) и ( 6)

85

Астат / Astatine

At

86

Радон / Radon

Ra

0

87

Франций / Francium

Fr

88

Радий / Radium

Ra

( 2)

89

Актиний / Actinium

Ac

( 3)

90

Торий / Thorium

Th

( 4)

91

Проактиний / Protactinium

Pa

( 5)

92

Уран / Uranium

U

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 2) и ( 5)

Физические свойства

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.


При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (темп. кипения −182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.

Твердый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы. Известны шесть кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О2 — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53° .β-О2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:δ-О2 интервал температур до 300 К и давление 6-10 ГПа, оранжевые кристаллы;ε-О2 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от темно красного до чёрного, моноклинная сингония;

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

  • летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

  • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

  • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий