Кислород

Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов растворяются в воде с образованием щелочи: CaO + H2O = Ca(OH)2.

Основные оксиды подавляющего большинства металлов не растворимы в воде, но растворяются в кислотах.

Например, NiO + 2H+ = Ni2+ + H2O.

Кислотные оксиды

Это ковалентные оксиды, образованные неметаллами или металлами в высоких степенях окисления. Некоторые кислотные оксиды хорошо растворяются в воде, например SO3:

SO3 + H–OH = H+ + HSO4–

Но многие ковалентные оксиды растворяются в воде ограниченно,

например, CO2, CrO3. Растворяясь в воде, кислотные оксиды взаимодействуют с ней с образованием кислот, которые могут полностью или частично диссоциировать на ионы.

CO2 + H–OH  H+ + HCO3–;

CrO3 + H–OH  H+ + HCrO4–

Некоторые кислотные оксиды не растворяются в воде, например SiO2, WO3.

Кислотные оксиды обычно хорошо растворяются в щелочах: WO3 + 2OH– = WO42– + H2O

Кислотные и основные оксиды могут взаимодействовать между собой с образованием солей:

CO2 + CaO = CaCO3.

Амфотерные оксиды – это оксиды, растворимые и в кислотах, и в щелочах:

ZnO + 2 NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4];

ZnO + H2SO4 =ZnSO4 + H2O

К амфотерным оксидам относятся: Al2O3, Cr2O3,, ZnO, SnO, PbO, BeO и

некоторые другие. Амфотерные оксиды образуются элементами, находящимися

Исполнитель:		Да											Мероприятие №	4	2	7	1
		та:

в степенях окисления от +2 до +4) и имеющими электроотрицательность в интервале от 1,4 до 1, 8.

В воде амфотерные оксиды, как правило, не растворяются.

Безразличные или несолеобразующие оксиды – это оксиды, не

образующие солей. К таким оксидам относятся СО, NO, N2O.

Пероксиды, супероксиды, озониды

От рассмотренных ранее нормальных оксидов следует отличать

бинарные соединения элементов с кислородом, в которых О проявляет степени окисления: (-1, -1/2, -1/3). Например, Na2O2, KO2, KO3. Все эти соединения содержат следующие группы атомов:

Пероксиды	–	(–O–O–) или O22–
Супероксиды –		О2–
Озониды	– О3–
Такого рода	соединения можно получить при непосредственном

окислении очень активных металлов (щелочных и бария) кислородом или озоном.

Пероксиды, супероксиды и озониды металлов – это кристаллические вещества. Пероксиды – белые или слегка окрашенные, например, Na2O2 –

светло-желтый. Супероксиды – сильно окрашены, например, КО2 –оранжевый;

озониды, обычно – красные.

Пероксиды, супероксиды и озониды - очень сильные окислители.

Пероксиды можно рассматривать как соли очень слабой кислоты H2O2.

При растворении пероксидов в воде происходит несколько реакций:

Na2O2 + 2HOH = H2O2 + 2 NaOH,

далее пероксид водорода разлагается:

2 H2O2 = 2 H2O + O2.

Супероксиды также реагируют с водой с выделением кислорода.

Исполнитель:		Да											Мероприятие №	4	2	7	1
		та:

Пероксод водорода в обычных условиях является сиропообразной

голубоватой жидкостью, проявляющей свойства очень слабой кислоты.

H2O2  H + + HO2– ;	рК = 11, 65.
Молекула H2O2 нелинейна, две связи О–Н		расположены в двух разных
плоскостях, расположенных под углом 120о	Н
	друг к другу. Связь О–О в три раза
слабее связи О–Н. Поскольку связь О–О непрочная, пероксид водорода при
комнатной температуре самопроизвольно разлагается.
2 H2O2 = 2 H2O + O2
Концентрированные растворы H2O2 обладают опасно высокой реакционной
способностью, так как разложение H2O2 является сильно экзотермическим и
может протекать со взрывом. Катализируют разложение пероксида диоксид
марганца (MnO2) и соли некоторых d-металлов (никеля, кобальта, железа и др.).
Реакция разложения H2O2 является реакцией диспропорционирования.
H2O2 + 2e– + 2 H+ = 2 H2O;		Eо = +1,77 В.
H2O2 = O2 + 2e– + 2 H+;		Eо = + 0,68 В.
H2O2 может выступать в роли окислителя и в роли восстановителя. Более
ярко выражены окислительные свойства, особенно в щелочной среде.
Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2 + 2H2O
Восстановительные свойства Н2О2 проявляет только по отношению к
сильным окислителям в кислой среде.
2KMnO4 +3H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +3O2 + 8H2O + K2SO4
Пероксид водорода в промышленности получают электролизом сульфата
аммония или серной кислоты: 2HSO– = H2S2O8 + 2e– (на аноде).
При гидролизе пероксодисерной кислоты получается пероксид водорода.
H2S2O8 + 2 H2O = H2O2	+ 2HSO4– + 2 H+

Н	В продажу поступают 85 – 90 % растворы H2O2, а также пергидроль –
	30% водный раствор. Для медицинских целей применяют 3 % раствор H2O2, он

Исполнитель:		Да											Мероприятие №	4	2	7	1
		та:

обладает антисептическими свойствами. H2O2 используется в разнообразных отбеливателях и при изготовлении бумаги.

Пероксидную группу –О–О– содержат некоторые кислоты и их соли,

например пероксомоносерная	кислота H2SO3(O2), пероксодисерная кислота
H2S2O6(O2), пероксодисульфат	– Na2S2O6(O2), пероксоазотная HNO2(O2),

пероксомонокарбонат Na2CO2(O2) и др. Все пероксосоединения в растворе и

в расплаве – сильные окислители.

УЧЕБНИКИ И УЧЕБНЫЕ ПОСОБИЯ

1.Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов /

Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил.

2.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.:

Химия, 2000. - 592 с.: ил.

3.Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов,

обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е

изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил.

4.Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов /

А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.

Исполнитель:		Да											Мероприятие №	4	2	7	1
		та: