СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Атом кислорода имеет во внешней оболочке шесть электронов, два из которых неспарены (рис. 15.20). Он может присоединять еще два электрона, в результате чего происходит заполнение его -орбиталей и образуется оксидный ион . В таком состоянии кислород имеет степень окисления —2. Атом кислорода может также обобществлять два своих неспаренных 2р-электрона с другими атомами, образуя две ковалентные связи, как, например, в молекуле воды. Благодаря относительно малым размерам своих атомов и высокой электроотрицательности кислород способен стабилизировать атомы других элементов в состояниях с высокой степенью окисления, например или

Кислород образует множество важных соединений. В гл. 12 мы уже познакомились со строением, свойствами и важнейшими применениями воды. Органические соединения, содержащие кислород, рассматриваются в гл. 17-20. В данной главе мы ограничим свое внимание оксидами и пероксидами водорода.

Рис. 15.20. Орбитальная схема электронного строения атома кислорода.

Оксиды

Кислород образует много разнообразных бинарных соединений с другими элементами. Такие соединения называются оксидами, и их можно подразделять по разным принципам на следующие типы.

Оксиды металлических и неметаллических элементов. Это самая простая классификация оксидов. Как будет показано ниже, оксиды металлических элементов, как правило, обладают основными свойствами, а оксиды неметаллических элементов-кислотными свойствами. По этой причине оксиды металлических элементов обладают способностью соединяться с оксидами неметаллических элементов образуя соли. Например

Ионные и ковалентные оксиды. Оксиды могут обладать свойствами ионных либо ковалентных соединений. Например, оксид кальция принадлежит к ионным оксидам, а диоксид углерода ковалентным.

Классификация оксидов по составу. Такая классификация не проводит различия между оксидами металлических и неметаллических элементов либо между ионными и ковалентными оксидами. Ниже указаны три важнейших типа оксидов согласно такой классификации.

Нормальные оксиды. В таких оксидах имеются связи только между каким-либо элементом и кислородом. К их числу относятся оксид магния триоксид серы и оксид имеющий полимерное строение.

Пероксиды - это оксиды, в которых имеются связи не только между каким-либо элементом и кислородом, но также между двумя атомами кислорода. Примерами пероксидов являются пероксиды натрия и пероксид водорода Пероксиды - сильные окислители.

Смешанные оксиды. Эти соединения можно рассматривать как смеси двух оксидоа Например тетраоксид трисвинца оксид называемый также красным (свинцовым) суриком) обладает такими же свойствами, как смесь из двух частей оксида и одной части оксида

Классификация оксидов по кислотно-основным свойствам. Оксиды можно еще классифицировать по их кислотным или основным свойствам.

Основные оксиды - это оксиды металлов с низкими степенями окисления. Они содержат оксидный ион Эти оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду. Например

Основные оксиды металлов, располагающихся высоко в электрохимическом ряду, растворяются в воде с образованием щелочей:

Например

Кислотные оксиды обычно представляют собой простые молекулярные оксиды неметаллических элементов или -элементов с высокими степенями окисления. Они растворяются в воде с образованием кислот. По этой причине их также называют ангидридами кислот. Например

Амфотерные оксиды. Обычно к их числу принадлежат оксиды металлов, обладающих небольшой элсктроотрицательностью, например оксиды алюминия, свинца и цинка. Они проявляют (в зависимости от условий) свойства и кислотных, и основных оксидов. Например, оксид цинка в присутствии сильной кислоты ведет себя как основание:

Однако в присутствии щелочи оксид цинка ведет себя как кислота:

К числу амфотерных оксидов принадлежит также вода (см. гл. 12).

Нейтральные оксиды не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями и не образуют солей. В качестве примера приведем моноксид азота NO и оксид диазота

Для получения оксидов используются разнообразные методы. Оксиды металлических элементов получают термическим разложением соответствующей соли. Например

Оксиды неметаллических элементов получают прямым соединением соответствующего элемента с кислородом либо окислением такого элемента при помощи азотной кислоты:

Пероксид водорода

Пероксид водорода в нормальных условиях представляет собой голубоватую жидкость. Он обладает свойствами слабой кислоты. Молекулы пероксида водорода имеют строение, схематически изображенное на рис. 15.21. Подобно молекулам воды молекулы жидкого пероксида водорода связаны между собой водородными связями. Связи в молекуле пероксида водорода непрочны, и поэтому пероксид водорода неустойчив. Растворы пероксида водорода при комнатной температуре самопроизвольно разлагаются на воду и кислород:

Эта реакция ускоряется в присутствии катализатора, например оксида выше).

Рис. 15.21. Геометрическая структура

молекулы пероксида водорода.

Разбавленный раствор пероксида водорода можно получить в лабораторных условиях действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария при

Продукт реакции профильтровывают, чтобы удалить сульфат бария.

Обычно используемый пероксид водорода представляет собой так называемый «-объемный» раствор. Один объем такого раствора при разложении дает 20 объемов газообразного кислорода. 20-объемный раствор пероксида водорода содержит приблизительно .

Пероксид водорода является сильным окислителем. Например, его разбавленный раствор окисляет сульфид до сульфата Однако в присутствии более сильных окислителей пероксид водорода ведет себя как восстановитель (см. разд. 10.2).

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Свинцовые белила - это белый пигмент, представляющий собой карбонат Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязненной атмосфере, образуя сульфид соединение черного цвета. При обработке сульфида пероксидом водорода образуется сульфат соединение белого цвета:

Таким способом можно реставрировать почерневшие масляные картины.

Пероксид водорода имеет самое разнообразное применение, в том числе: для получения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие средства, а также используемых для изготовления текстильных материалов и бумаги; для получения различных пероксидов, особенно в органической химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок; для уничтожения дурного запаха в канализационных системах.