3.8 Применение галогенов

Фтор и его соединения применяются для получения термоустойчивых пластмасс (тефлон), жидкостей для холодильных машин (фреоны).

Хлор используется в больших количествах для производства соляной кис­лоты синтетическим методом, хлорорганических инсектицидов, пластмасс, синтетических волокон, хлорной извести, отбеливания тканей и бумаги, хлорирования воды в целях обеззараживания.

Соединения брома и йода используются для производства лекарственных препаратов, фотоматериалов.

Л Е К Ц И Я 4

P-ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ

4.1 Введение

К p-элементам VI группы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний.

На внешнем электронном слое атомов рассматриваемых элементов находится шесть электронов; электронная конфигурация внешнего уровня описывается формулой ns²np⁴. Атом кислорода отличается от атомов других p-элементов VI группы отсутствием d-подуровня на внешнем энергетическом уровне, поэтому валентность кислорода, как правило, равна двум. Остальные элементы подгруппы могут проявлять валентность равную 2; 4; 6.

Все элементы данной подгруппы, кроме полония, – неметаллы. Полоний – радиоактивный металл. Кислород, сера, селен, теллур в соединениях с металлами и водородом чаще всего проявляют степень окисления минус 2, в соединениях с более электроотрицательными неметаллами степень окисления серы, селена и теллура может быть равна +4 или +6. Кислород по электроотрицательности уступает только фтору, поэтому положительную степень окисления (+2) он имеет только в соединении OF₂. Кислород в пероксидах (H₂O₂, BaO₂), а сера в полисульфидах (H₂S_x, FeS₂) имеют степень окисления минус 1.

Как и в подгруппе галогенов, увеличение радиусов атомов элементов в ряду O – S – Se – Te приводит к уменьшению электроотрицательности, окислительной активности простых веществ и усилению восстановительных свойств атомов в степени окисления минус 2. Поэтому неметаллические свойства, ярко выраженные у кислорода, оказываются очень ослабленными у теллура.

4.2 Кислород

Кислород самый распространённый элемент земной коры. Молекула кислорода двухатомна (O₂). Простое вещество – молекулярный кислород – представляет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (H₂O, SiO₂) и солей оксокислот. Одно из важнейших природных соединений кислорода – вода, или оксид водорода H₂O.

Помимо оксидов, кислород способен образовывать пероксиды – вещества, содержащие следующую группировку атомов: –O–O– . Один из важнейших пероксидов – пероксид водорода H₂O₂ (H–O–O–H). В пероксидах атомы кислорода имеют промежуточную степень окисления минус 1, поэтому эти соединения могут быть как окислителями, так и восстановителями:

H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e^–  2 H₂O = + 1,776 В;

H₂O₂ + 2 e^–  2 OH^– = + 0,88 В;

H₂O₂  2 H⁺ + O₂ + 2 e^– = + 0,682 В;

H₂O₂ + 2 OH^–  O₂ + 2 H₂O + 2 e^– = – 0,076 В.

Из величин стандартных электродных потенциалов следует, что окислительные свойства H₂O₂ наиболее сильно проявляются в кислой среде, а восстановительные – в щелочной. Например, пероксид водорода в кислой среде способен окислять те вещества, стандартный потенциал электрохимической системы которых не превышает +1,776 В, и восстанавливать только те, у которых потенциал больше +0,682 В.

Пероксид водорода обладает свойствами очень слабой кислоты, но с некоторыми основаниями он способен образовывать соли:

H₂O₂ + Ba(OH)₂  2 H₂O + BaO₂ (пероксид бария).

Лабораторный способ получения пероксида водорода заключается в действии серной кислоты на пероксид бария:

BaO_{2 (тв.)} + H₂SO₄  H₂O₂ + BaSO₄ .

В промышленности пероксид водорода получают гидролизом пероксодисерной кислоты (см. раздел 4.3.6 «Мононадсерная и пероксодисерная кислоты» данной лекции).

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O₃) – газ со специфическим запахом. Озон получают действием «тихих» электрических разрядов на кислород в специальных приборах – озонаторах. Реакция превращения кислорода в озон требует затраты энергии:

3O₂ ⇆ 2O₃ – 285 кДж .

Обратный процесс – распад озона – протекает самопроизвольно.

Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору:

O₃ + 2 H⁺ + 2 e^–  O₂ + H₂O = + 2,07 В;

O₃ + H₂O+ 2 e^–  O₂ + 2 OH^– = + 1,24 В.

Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. Он переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов в сульфаты. Во всех окислительно-восстановительных реакциях озон, восстанавливаясь, превращается в молекулу O₂:

2 KI + O₃ + H₂O  I₂ + 2 KOH + O₂ .

Промышленный способ получения кислорода – ректификация жидкого воздуха. В лаборатории кислород получают термическим разложением перманганата калия: 2 KMnO₄  K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

или хлората калия (см. раздел 3.7 «Кислородсодержащие соединения галогенов» лекции 3). Кислород можно также получить термическим разложением нитратов щелочных металлов (см. раздел 5.2.5 «Азотная кислота и её соли» лекции 5), электролизом воды и каталитическим разложением пероксида водорода:

MnO₂

2 H₂O₂ 2 H₂O + O₂ .