Программа для поступающих в вузы (ответы) (стр. 13 из 24)
120˚
О О
Озон – газ синего цвета, молекулы которого диамагнитны. Цвет его обусловлен большой полярностью и поляризуемостью молекулы О3 по сравнению с кислородом.
Озон получается при действии тихого электрического разряда на кислород ( до 10 массовых долей, % О3) . В атмосфере озон образуется при грозовых разрядах и в верхних слоях под действием УФ–излучения. Озон сильно реакционноспособен. Его окислительные свойства выражены несравненно сильнее, чем у кислорода.
По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Два неспаренных электрона в невозбужденном состоянии атома кислорода определяют его двухвалентность. Однако максимальная ковалентность его равна 4. Атом кислорода может находится в sp–, sp2–, sp3–гибридном состоянии.
1. O2 + H2 → H2O
2. O2 + F2 → O2F2
3. O2 + S → SO2
4. O2 + N2 → 2NO (t>1200˚)
5. 4P + 3O2 → P4O6
6. O2 + C → CO2
7. O2 + 2Mg → 2MgO
Кислород применяется в металлургической и химической промышленности: доменный процесс, производство азотной и серной кислот. Кроме того, он используется для подземной газификации углей, газовой сварки и резки металлов. Замена воздуха кислородом в ряде производств ведет к интенсификации и сокращает производственный цикл. Смеси жидкого кислорода с горючими материалами ( угольный порошок, опилки, масла и др,) составляют основу мощных взрывчатых веществ – оксиликвитов, применяющихся при взрывных работах. Кроме того, жидкий кислород – окислитель для ракетных топлив и хладагент. Наконец, кислород используется для жизнеобеспечения на подводных лодках и космических кораблях, а также в медицине.
Вода является одним из наиболее распространенных и важных химических соединений на Земле. Поверхность земного шара на ¾ покрыта жидкой и твердой водой. В больших количествах вода содержится также в атмосфере и земной коре, в связанном состоянии входит в состав различных минералов и пород.
Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды. Земные воды состоят из легкой вода, тяжелой воды по кислороду и тяжелой воды по водороду. Обычно под тяжелой водой подразумевают воду состава D2Oc молекулярной массой 20. В тяжелой воде вещества растворяются хуже, а растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична: жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа погибают.
Молекула воды из-за sp³-гибридизации атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению водородных связей с соседними молекулами.
О  |  |
104º27’
НН
За счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар атома кислорода каждая молекула воды способна к образованию четырех водородных связей. Считается, что в твердой фазе все молекулы воды объединены водородными связями. При таянии льда разрывается около 15% Н-связей. При кипячении воды между ее молекулами еще остается часть Н-связей, которые полностью исчезают при нагревании водяного пара до 600ºС. Такое своеобразие в структуре воды проявляется в ее свойствах, которые отличаются рядом аномалий.
Чистая вода прозрачна и бесцветна. Она не имеет ни запаха, ни вкуса. При нормальном давлении аномально высоки температуры плавления и кипения воды по сравнению с этими показателями для соединений водорода с элементами 6А-группы, что объясняется прочностью системы водородных связей, объединяющих молекулы воды.
Вода – довольно активный химический реагент. Химическая активность воды проявляется, прежде всего, в ее высокой растворяющей способности. Вода является катализатором целого ряда химических процессов. В ее отсутствие многие вещества почти не взаимодействуют химически.
1. Кислотно-основные реакции, в которых вода ведет себя, как амфотер:
BaO + H2O → Ba(OH)2
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
2. Вода действует гидролитически на многие соли, образуя либо гидраты, либо продукты гидролиза:
CaCl2 + 6H2O → CaCl2·6H2O
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
3. Вода окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений до олова:
2К + Н2О → 2КОН + Н2.
К 5А группе относятся элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Общая формула ВЭУ ns²np³nd° (азот - 2s²2p³). Азот представляет собой бесцветный газ, фосфор является кристаллическим веществом и существует в виде трех модификаций – белый, красный и черный, мышьяк и сурьма – металлоподобные кристаллические вещества серого цвета, висмут – серебристо-белый мягкий металл.
Азот в промышленности получают ректификацией воздуха, в лаборатории – окислением аммиака (1), реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления соединений азота (2), восстановлением азотной кислоты (3): 1. 2NH3 + 3CuO ® N2+ 3Cu + 3H2O;
2. NH4NO2® N2 + H2O;
3. 5Mg + 12HNO3(p) ® N2 + 5Mg(NO3)2 + 6H2O.
Фосфор – в электрических печах по реакции:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2® P2 + 3CaSiO3 + 5CO.
Мышьяк – термическое разложение арсенопирита без доступа воздуха:
FeAsS ® As + FeS.
Сурьма – сплавление сульфида сурьмы с железом:
Sb2S3 + 3Fe ® 2Sb + 3FeS.
В ряду N – Bi усиливаются металлические свойства. Азот и фосфор – типичные неметаллы; мышьяк и сурьма имеют как металлические, так и неметаллические модификации; висмут – неметалл. Устойчивость неметаллических модификаций в этом ряду падает, металлических – растет. Молекулярный азот мало активен, при комнатной температуре реагирует только с литием. При активации молекул азот окисляет многие металлы, образуя нитриды; окисляется только при взаимодействии с кислородом и фтором. Остальные элементы обладают более высокой химической активностью. Они могут окисляться и восстанавливаться, легко реагируют с рядом неметаллов и многими металлами. С кислотами-неокислителями они не реагируют, при нагревании взаимодействуют с кислотами-окислителями. При переходе от мышьяка к висмуту стабилизируется более низкая степень окисления +3; химическая связь в соединениях становиться все более ионной; основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.
| N2 + H2® NH3 (t);Э + Г2® NF3; PГ3, PГ5; As, Sb, Bi – ЭГ3, ЭГ5;Э + О2® NО; P4О6, P4О10; As, Sb, Bi – Э2О3;Э + S ® N2; ЭxSy;P + N2® P3N5;Э + С ® C2N2; CP3.Э + H2SO4(k) ® HAsO2; Sb, Bi – Э2(SO4)3;Э + H2SO4(p) ®Э + NaOH ® PH3 + NaH2PO2; Na3AsO3;P + H2O ® PH3 + H3PO2;Э + HNO3(p) ® H3AsO4; Sb2O3; Bi(NO3)3;Э + HNO3(k) ® P, As – H3ЭO4, Sb2O5. |
Важнейшими элементами являются азот и фосфор. Рассмотрим более подробно их соединения. Для них известны водородные соединения состава ЭH3, а также N2H4 (гидразин), HN3, P2H4 (дифосфан). РH3 – ядовитый газ, плохо растворимый в воде. NH3 – не ядовит и хорошо растворим в воде. NH3 получают синтезом из простых веществ, а в лаборатории при реакции хлорида аммония с известью. РH3 – взаимодействием белого фосфора с концентрированным раствором щелочи. Эти вещества – сильные восстановители. Для NH3 характерны реакции присоединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия. ЭH3 с ильными кислотами образуют соли аммония и фосфония соответственно.
Для азота известна все оксиды отвечающие СО от +1 до +5, для фосфора – степеням окисления +3 и +5. Синтезом из простых веществ при очень высоких температурах можно получить только NО, остальные оксиды азота получают косвенным путем. Р4О6 и Р4О10 можно получить при взаимодействии простых веществ. Все оксиды азота, кроме NО термически неустойчивы. N2О и NО с водой не реагируют, NО2 при растворении в воде диспропорционирует, аналогично протекает реакция со щелочами. Оксиды азота (3, 5) и фосфора (3, 5) при растворении в воде образуют соответствующие кислоты. Кислотный характер оксидов выражен тем сильнее, чем меньше атомный номер элемента и выше его СО: N2О5 – наиболее кислотный оксид. Все оксиды азота – окислители, N2О5 – сильнейший окислитель. Р4О6 – восстановитель легко окисляется кислородом, серой, галогенами.