13. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель — окисляется.

Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому.

Однако для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций не имеет существенного значения, какая связь при этом образуется — ионная или ковалентная. Поэтому для простоты будем говорить о присоединении или отдаче электронов независимо от типа связи.

A       Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

 Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

 KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

 KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰

 4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

 5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

 2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O 

B      Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

2Cl1- –  2ē ®	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē ®	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺ ® 5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

16. ФАРАДЕЯ ЗАКОНЫ, основные законы электролиза, отражающие общий закон сохранения в-ва в условиях протекания злектрохим. р-ции. Установлены M. Фарадеем в 1833-34. Согласно 1-му закону, масса в-ва т, прореагировавшего в процессе электролиза, прямо пропорциональна силе тока I и времени электролиза t, т. е. кол-ву пропущенного электричества Q = It (предполагается, что I не зависит от t; в противном случае масса т пропорциональна где t₁ и t₂ - моменты включения и выключения тока). Согласно 2-му закону, для разных электродных процессов при одинаковом кол-ве пропущенного электричества Q массы прореагировавших в-в относятся друг к другу так же, как эквиваленты химические этих в-в. Оба Фарадея закона объединяются одним ур-нием:

где M - мол. м. в-ва, участвующего в электролизе, z - число элементарных зарядов, соответствующее превращению одной молекулы этого в-ва, 1/F- коэф. пропорциональности, общий для всех в-в, F - Фарадея постоянная, равная 96484,56 Кл/моль.

Фарадея законы относятся к числу строгих законов, но в ряде случаев могут наблюдаться кажущиеся отклонения от них, вызываемые след. причинами: 1) в нестационарных условиях электролиза часть электричества затрачивается на заряжение двойного электрического слоя; 2) если электролит обладает электронной проводимостью (напр., р-р металлич. Na в жидком аммиаке), то часть тока через электролит переносят электроны, а не ионы, и соответствующее кол-во электричества не участвует в процессе электролиза; 3) наряду с основным процессом электролиза, напр, образованием металлич. Zn по р-ции Zn²⁺ + 2е Zn, часть тока может затрачиваться на протекание параллельных электрохим. р-ций, напр.: 2H₃O⁺ + 2е = H₂ + 2H₂O; O₂ + 4е + 4H₃O⁺ = 6H₂O. Системы, в к-рых полностью исключены указанные причины кажущихся отклонений от Фарадея законов, получили назв. кулонометров; их использование позволяет по кол-ву образовавшихся продуктов электролиза точно определить кол-во пропущенного электричества. В кулонометрах обычно применяют электрохим. р-ции Ag⁺ + е = Ag или 3I^- = I₃^- + 2е.

Фарадея законы сыграли важную роль в понимании природы хим. связи и развития атомно-молекулярной теории. Их используют при выводе всех ур-ний, описывающих электрохим. превращения B-B на границах раздела проводников 1-го и 2-го рода (см. Электрохимическая кинетика). Практич. применение Фарадея законы находят в кулонометрии, а также при определении выхода р-ции по току, т.е. отношения теоретич. кол-ва электричества, рассчитанного на основе Фарадея законов, к кол-ву электричества, реально затраченному на получение данного в-ва в процессе электролиза.

17. ГИДРИДЫ-соединения водорода с металлами или менее электроотрицательными, чем водород, неметаллами. Иногда к Г. относят соед. всех хим. элементов с водородом. Различают простые, или бинарные, Г., комплексные (см., напр., Алюмогидриды, Борогидриды металлов )и Г. интерметаллич. соединений. Для большинства переходных металлов известны также комплексные соед., содержащие атом Н наряду с др. лигандами в координац. сфере металла-комплексообразователя.

Простые гидриды. Известны для всех элементов, кроме благородных газов, платиновых металлов (исключение -Pd), Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи элемента (Э) с водородом подразделяются на ковалентные, ионные (солеобразные) и металлоподобные (металлические), однако эта классификация условна, т. к. между разл. типами простых Г. резких границ нет.

К ковалентным относят Г. неметаллов, Al, Be, Sn, Sb. Гидриды SiH₄, GeH₄, SnH₄, PH₃, AsH₃, SbH₃, H₂S, H₂Se, H₂Te (см. табл. 1) и низшие бороводороды-газы. Ковалентные Г. обладают высокой реакц. способностью. Эффективный положит. заряд атома Э в молекуле возрастает в пределах одной группы периодич. системы с увеличением его порядкового номера. Элементы Si и Ge образуют высшие Г. общей ф-лы Э _n Н _{2n + 2} ( п 2), стабильность к-рых быстро уменьшается с увеличением числа атомов Э. Гидриды элементов подгруппы S хорошо раств. в воде (р-ры имеют кислую р-цию), подгруппы Р-незначительно. Г. элементов подгруппы Si взаимод. с водой с образованием ЭО ₂ и Н ₂. Все эти Г. раств. в неполярных или малополярных орг. р-рителях. Ковалентные Г.-сильные восстановители. Легко вступают в обменные р-ции, напр. с галогенидами металлов.

19. Галоге́ны — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы)^[1].

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:

Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода

Соляная кислота — водный раствор хлороводорода

Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода

Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.

В ряду HCl — HBr — HI в соответствии с увеличением ковалентности связи уменьшается дипольный момент молекулы: соответственно 0,33 ·10⁻²⁹, 0,26·10⁻²⁹ и 0,19·10⁻²⁹ Кл·м. В жидкой и газовой фазах молекулы HCl, HBr, HI, в отличие от HF, не ассоциированы. Прочность связи в ряду HCl — HBr — HI значительно уменьшается, поскольку уменьшается степень перекрывания взаимодействующих электронных облаков. Также уменьшается и их устойчивость к нагреванию.

В ряду HCl — HBr — HI закономерно изменяются температуры плавления и кипения, но при переходе к HF они резко возрастают. Это объясняется ассоциацией молекул фтороводорода в результате образования водородных связей.

15. Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом. 1. На аноде могут протекать следующие процессы: а) при электролизе растворов содержащих в своем составе анионы F^-, SO₄^2- , NO₃^- , PO₄^3- , а также растворов щелочей, происходит окисление аниона кислорода: 2H₂O - 4e = O₂ + 4H⁺ .  (4OH^- - 4e = O₂ + 2H₂O) б) при окислении анионов Cl^-, Br^-, I^- выделяется соответственно хлор, бром, йод: 2Cl^- - 2e = Cl₂ в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс: 2RCOO^- = R-R + 2CO₂. 2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Al³⁺, на катоде выделяется водород: 2H2O + 2e = H₂ + 2OH^-. Если ион расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл. 3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al³⁺ и H⁺ , на катоде могут протекать конкурирующие процессы, как восстановление катионов, так и выделение водорода. 4. Активные металлы (в ряду напряжений от Li до Al) получают электролизом расплава солей.

18. Вода-наиболее распространенное соединение на Земле. Ее количество достигает 10¹⁸ т, и она покрывает приблизительно четыре пятых земной поверх­ности. Это единственное химиче­ское соединение, которое в природных условиях существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары воды). Вода играет жизненно важную роль в промышленности, быту и в лабораторной практике; она совершенно необходима для поддержания жизни. Приблизительно две трети человеческого тела приходятся на долю воды, и многие пищевые продукты состоят преимущественно из воды. Вода — ковалентное соединение. Чистая вода в природе не существует, она всегда «загрязнена» различны­ми солями, растворенными в ней. Для очистки от примесей воду «перегоняют», полученный продукт называется дистиллированной водой.Чистая вода бесцветна, не имеет запаха и обладает специфическим неприятным вкусом. Редкой особенностью воды является то, что ее плотность в жидком состоянии при 4°С больше плотности льда, поэтому лед плавает на поверхности воды. Это аномальное свойство воды объясняется существованием в ней водородных связей, которые связывают молекулы как в жидком, так и в твердом состоянии. Поскольку вода обладает значи­тельным дипольным моментом, она является хорошим растворителем для веществ с ионным и полярным характером связей; растворение веществ сопровождается гидратацией, а водные растворы веществ являются, как правило, электролитами. Чистая вода является слабым электролитом и плохо проводит электрический ток.

Пероксид водорода (перекись водорода) Н₂О₂ — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета.В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ас­социированы благодаря водородным связям. Поскольку пероксид водорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода, то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях, чистый Н₂О₂ и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н₂О₂ в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)₂ + Н₂О₂ = ВаО₂ + 2Н₂О,

в качестве восстановителя:

2KMnО₄ + 5Н₂О₂ + ЗН₂SО₄ = 2MnSО₄ + К₂SО₄ + 5О₂ + 8Н₂O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

 РbS + 4Н₂О₂ = PbSO₄ + 4Н₂О

В лаборатории пероксид водорода получают действием раз­бавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄↓+ Н₂О₂.

Пероксид водорода имеет разнообразное применение: для по­лучения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие сред­ства; для получения различных пероксидов, особенно в органи­ческой химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок.

17. ГИДРИДЫ-соединения водорода с металлами или менее электроотрицательными, чем водород, неметаллами. Иногда к Г. относят соед. всех хим. элементов с водородом. Различают простые, или бинарные, Г., комплексные (см., напр., Алюмогидриды, Борогидриды металлов )и Г. интерметаллич. соединений. Для большинства переходных металлов известны также комплексные соед., содержащие атом Н наряду с др. лигандами в координац. сфере металла-комплексообразователя.

Простые гидриды. Известны для всех элементов, кроме благородных газов, платиновых металлов (исключение -Pd), Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи элемента (Э) с водородом подразделяются на ковалентные, ионные (солеобразные) и металлоподобные (металлические), однако эта классификация условна, т. к. между разл. типами простых Г. резких границ нет.

К ковалентным относят Г. неметаллов, Al, Be, Sn, Sb. Гидриды SiH₄, GeH₄, SnH₄, PH₃, AsH₃, SbH₃, H₂S, H₂Se, H₂Te (см. табл. 1) и низшие бороводороды-газы. Ковалентные Г. обладают высокой реакц. способностью. Эффективный положит. заряд атома Э в молекуле возрастает в пределах одной группы периодич. системы с увеличением его порядкового номера. Элементы Si и Ge образуют высшие Г. общей ф-лы Э _n Н _{2n + 2} ( п 2), стабильность к-рых быстро уменьшается с увеличением числа атомов Э. Гидриды элементов подгруппы S хорошо раств. в воде (р-ры имеют кислую р-цию), подгруппы Р-незначительно. Г. элементов подгруппы Si взаимод. с водой с образованием ЭО ₂ и Н ₂. Все эти Г. раств. в неполярных или малополярных орг. р-рителях. Ковалентные Г.-сильные восстановители. Легко вступают в обменные р-ции, напр. с галогенидами металлов.

14. Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных реакций. Возможность протекания любой окислительно-восстановительной реакции в реальных условиях обусловлена рядом причин: температурой, природой окислителя и восстановителя, кислотностью среды, концентрацией веществ, участвующих в реакции, и т. д. Учесть все эти факторы бывает трудно, но, помня о том, что любая окислительно-восстановительная реакция протекает с переносом электронов от восстановителя к окислителю, можно установить критерий возможности протекания такой реакции.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительных процессов являются нормальные окислительно-восстановительные потенциалы окислителей и восстановителей (или стандартные потенциалы электродов).

Чтобы понять физико-химический смысл таких потенциалов, необходимо проанализировать так называемые электрохимические процессы.

Химические процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока или вызываемые им, называются электрохимическими.

Чтобы понять природу электрохимических процессов, обратимся к рассмотрению нескольких достаточно простых ситуаций. Представим себе металлическую пластинку, погруженную в воду. Под действием полярных молекул воды ионы металла отрываются от поверхности пластинки и гидратированными переходят в жидкую фазу. Последняя при этом заряжается положительно, а на металлической пластинке появляется избыток электронов. Чем дальше протекает процесс, тем больше становится заряд, как пластинки, так и жидкой фазы.

Благодаря электростатическому притяжению катионов раствора и избыточных электронов металла на границе раздела фаз возникает так называемый двойной электрический слой, который тормозит дальнейший переход ионов металла в жидкую фазу. Наконец, наступает момент, когда между раствором и металлической пластинкой устанавливается равновесие, которое можно выразить уравнением:

или с учетом гидратации ионов в растворе:

Состояние этого равновесия зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, от температуры и давления.

При погружении металла не в воду, а в раствор соли этого металла равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье смещается влево и тем больше, чем выше концентрация ионов металла в растворе. Активные металлы, ионы которых обладают хорошей способностью переходить в раствор, будут в этом случае заряжаться отрицательно, хотя в меньшей степени, чем в чистой воде.

Равновесие можно сместить вправо, если тем или иным способом удалять электроны из металла. Это приведет к растворению металлической пластинки. Наоборот, если к металлической пластинке подводить электроны извне, то на ней будет происходить осаждение ионов из раствора.

При погружении металла в раствор на границе раздела фаз образуется двойной электрический слой. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его жидкой фазой, называют электродным потенциалом. Этот потенциал является характеристикой окислительно-восстановительной способности металла в виде твердой фазы.

У изолированного металлического атома (состояние одноатомного пара, возникающее при высоких температурах и высоких степенях разрежения) окислительно-восстановительные свойства характеризуются другой величиной, называемой ионизационным потенциалом. Ионизационный потенциал — это энергия, необходимая для отрыва электрона от изолированного атома.

Абсолютное значение электродного потенциала нельзя измерить непосредственно. Вместе с тем не представляет труда измерение разности электродных потенциалов, которая возникает в системе, состоящей из двух пар металл - раствор. Такие пары называют полуэлементами. Условились определять электродные потенциалы металлов по отношению к так называемому стандартному водородному электроду, потенциал которого произвольно принят за ноль. Стандартный водородный электрод состоит из специально приготовленной платиновой пластинки, погруженной в раствор кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омываемой струёй газообразного водорода под давлением 10⁵ Па, при температуре 25 °С.

Ряд стандартных электродных потенциалов. Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е°.

Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Как и в случае определения значения Е° металлов, значения Е° неметаллов измеряются при температуре 25 °С и при концентрации всех атомных и молекулярных частиц, участвующих в равновесии, равной 1 моль/л.

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос: протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция?

Количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.

20. Кислородсодержащие соединения галогенов

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего ионы BrO-2 и IO-2 очень неустойчивы. устойчивых оксидов образует хлор Сl, меньше всего — иод I.

 Из соединений кислорода с фтором существует фторид кислорода F-12О+2:

 Связь между атомами фтора и кислорода ковалентная, очень близка к неполярной. Это бесцветный газ с резким запахом озона, плохо растворим в воде, tкипения=-145°С. Был открыт в 1929 году. получается взаимодействием фтора с 2% -ным раствором гидроксида натрия: 2F2+2NaOH=2NaF+Н2О+F2O I Рассмотрим важнейшие из кислородных соединений остальных галогенов. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла. Оксид хлора (I) Сl2О — газ буро-желтого цвета с неприятным запахом. Характеризуется низкой температурой кипения, относительная плотность по воздуху равна 3. Связь в молекуле оксида малополярная ковалентная.

Обладает следующими химическими свойствами:

1. При нагревании легко распадается (со взрывом) на хлор и кислород: 2С12O=t2Сl2+О2 2. Будучи кислотным оксидом, гидратируется с образованием хлорноватистой кислоты: Сl2O+Н2O=2НСlO 3. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами: Сl2O+2NaOH=2NaClO+Н2O Сl2O+K2O=2KСlO Оксиду хлора (I) соответствует хлорноватистая кислота. Хлорноватистая кислота НСlO и ее бромный и йодный аналоги — очень слабые кислоты, причем их сила уменьшается при переходе от НСlO к НIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную пару, связывающую его с кислородом. Это в свою очередь приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению. Хлорноватистая кислота представляет собой раствор желто-зеленого цвета с характерным запахом. Она и ее аналоги обладают всеми свойствами слабых летучих кислот, являются кислотами-окислителями.

Причем окислительная активность в ряду НСlO, НBrO, НIO снижается. 1. На свету хлорноватистая кислота разлагается: НСl+1O-2 =hv НСl-1+О0 2. При действии водоотнимающих средств распадается: 2НСl+1O=Сl+12O+Н2О 3. При нагревании хлорноватистой кислоты образуется соляная и хлорноватая кислоты: 3НСl+1О=2НСl-1+НСl+5O3 окислитель Сl++2е- Сl-восстановитель Сl+-4е- Сl+5 Наибольшее значение имеют соли кислородных кислот хлора. Все их можно получить, исходя из реакции взаимодействия хлора с водой. НСl+НСlOСl2+Н2О Равновесие этой реакции легко сместить в сторону продуктов реакции, добавив в раствор щелочи, которая реагирует с двумя образующимися кислотами: НСl+НСlO+2КОН=КСl+КСlO+2Н2O I Просуммировав эти два уравнения, получим: Сl2+2КОН=КСl+КСlO+Н2O Сl2+2OH-=Сl-+СlO-+Н2О Соли хлорноватистой кислоты называют гипохлоритами. Водный раствор, содержащий гипохлорит и хлорид калия, называют жавелевой водой. Она, как и хлорная (раствор хлора в воде) вода, употребляется для беления хлопчатобумажной ткани и бумаги. Механизм окисляющего и дезинфицирующего действия хлорноватистой кислоты и ее солей объясняют наличием хлора со степенью окисления +1, проявляющего в этих процессах активные окислительные свойства. Сl++1e-Сl° Сl++2e-Сl- Гипохлориты — очень сильные окислители. При пропускании хлора в раствор щелочи, нагретый до 100°С, процесс протекает с образованием хлоратов (солей хлорноватой кислоты НСlO3) и хлоридов: ЗСl2+6КОН=5КСl+КСlO3+3Н2O ЗСl2+6OH-=5Сl-+СlO-3+3Н2О При нагревании до 400°С в отсутствие катализаторов из хлоратов образуются перхлораты (соли хлорной кислоты НСlO4): 4КСlO3=3КСlO4+КСl В присутствии катализатора (MnO2) процесс протекает по уравнению: 2КСlO3=2КСl+3O2 Таким образом, соли кислородных кислот хлора получают взаимодействием хлора с щелочью. При этом при комнатной температуре образуются гипохлориты, при 100°С — хлораты. Это окисли-тельно-восстановительные реакции. Хлористая кислота НСlО2 — средней силы. Она малоустойчива в водных растворах, а ее аналоги брома и иода еще менее прочны. Сила кислородных кислот хлора возрастает с ростом степени окисления центрального атома: НСl+1O — слабая; НСl+3O2 — несколько более сильная; НСl+5O3 — очень сильная и НСlO+74 — самая сильная из всех известных кислот. Если хлор взаимодействует с гидроксидом кальция, который берется в виде порошка — пушонки, то образуется хлорная, или белильная, известь — рыхлый белый порошок с запахом хлора. Она состоит главным образом из гипохлорита кальция Са(СlO)2, основных солей кальция и хлорида кальция. Примерное уравнение: 2Сl2+2Са(ОН)2=Са(СlO)2+СаСl2+2Н2О Часто для повышения качества хлорной извести к ней добавляют Са(СlO)2. Хлорная известь — сильный окислитель. Она очень реакционноспособна. Применяется для беления хлопчатобумажных тканей, бумаги, для хлорирования воды, дезинфекции, а также для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.Белящие и дезинфицирующие свойства хлорной извести аналогичны свойствам жавелевой и хлорной воды: угольная кислота вытесняет из гипохлорита кальция хлорноватистую кислоту; на свету она разлагается с выделением атомарного кислорода, который и оказывает окисляющее действие.

21. Кислоро́д — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O₃).

Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF₂.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Окислы).

Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов.

Перекисные соединения — сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом. Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (перекись ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов.

Пероксиды замедляют синтез белка в клетке.

В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды, озониды.

Озо́н (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

22. Се́ра — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. Sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5 — 45 % сероводорода.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Сероводород используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах.^[1]

Сульфи́ды (от лат. sulphur — сера) — класс химических соединений, представляющих собой соединения металлов (а также ряда неметаллов В, Si, Р, As) с серой (S), где она имеет степень окисления -2. Могут рассматриваться как соли сероводородной кислоты H₂S.

Полисульфиды — многосернистые соединения общей формулы Me₂S_n, например, полисульфид аммония (NH₄)₂S_n. В структуре этих соединений имеются цепи атомов —S—S_(n)—S.

Известны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H₂S_n, где n меняется от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости, по мере увеличения содержания серы, окраска изменяется от желтой до красной.

Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе):

Обычно в молекулах полисульфидов число атомов серы изменяется от 2 до 8, известно лишь одно соединение с n = 9, это (NH₄)₂S₉. Наиболее распространены полисульфиды с двумя атомами серы. Эти полисульфиды можно рассматривать как аналоги соответствующих пероксидов. Для полисульфидов характерны окислительные и восстановительные свойства:

При взаимодействии с кислотами разлагаются с выделением серы и H₂S.

Полисульфиды используют в аналитической химии для разделения элементов, в производстве некоторых каучуков и др. Смесь полисульфидов натрия (в старину ее называли «серная печень») с давних времен применяли в кожевенной промышленности для удаления волоса.