Пероксид водорода

Кроме воды Н₂0 водород с кислородом образует пероксид во­дорода Н₂0₂. Это нестойкая бесцветная сиропообразная жид­кость, способная разлагаться со взрывом на воду и кислород,

MnO2

2Н₂0₂ = О₂ + 2Н₂0

Водные растворы Н₂О₂ более устойчивы. В продажу они посту­пают в виде водного раствора с массовой долей HjOj 30% (пергид­роль) и 3%, В них содержатся также стабилизирующие добавки, и они могут долго храниться в прохладном месте.

Структурная формула пероксида водорода такова: Н-О-О-Н. Связи между атомами водорода и кислорода полярные, поэтому Н₂О₂ ведет себя как очень слабая двухосновная кислота:

I ступень Н₂О₂  Н⁺ + HO₂

II ступень HO^-_{2 } Н⁺ + О-

Однако диссоциация по второй ступени почти не протекает.

При взаимодействии пероксида водорода с основаниями обра­зуются ее соли — пероксиды, например:

Н₂О₂ + Ва(ОН)₂ = ВаО₂+2Н₂О пероксид бария

Степень окисления кислорода в Н₂О₂ равна -1 и является промежуточной между степенями окисления кислорода в воде -2 и в молекулярном кислороде (0). Поэтому Н₂О₂ в зависимости от условий проявляет себя в реакциях и как окислитель, и как вос­становитель.

Так, с сильными восстановителями он — окислитель, например:

а с сильными окислителями — восстановитель, например:

В связи с окислительной способностью Н₂О₂ и безвредностью продуктов восстановления связано его применение в реактивном топливе — нет отходов, в отбеливании тканей, мехов, соломы, в медицине — как дезинфицирующее средство (3% -ный раствор), в сельском хозяйстве — в протравливании семян, в пищевой про­мышленности — в консервировании и др.

Н₂О₂ применяют для обновления старых картин, потемнев­ших вследствие образования сульфида свинца.

Кислород, его соединения

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в возду­хе составляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.

Получение

В лабораторных условиях кислород получают:

1) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора МпО₂:

2КС1О₃ = 2КС1 + ЗО₂

2)разложением при нагревании перманганата калия: 2KMnO₄ = K₂Mn0₄ + Mn0₂ + O₂ При этом получается очень чистый кислород.

— можно также получить кислород электролизом водного раство­ра гидроксида натрия (электроды никелевые);

Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют, Вначале выделяется азот (t_кип = -195°С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, так как его температура кипе­ния выше (-183°С). Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.

Физические свойства

В нормальных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягива­ется в магнитное поле.

Природный кислород содержит три стабильных изотопа O (99,76%), О (0,04%) и O(0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа — О, O, О.

Химические свойства

Для завершения внешнего электронного уровня атому кисло­рода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кисло­род проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтoром (OF₂ и О₂Р₂) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора-1.

Молекула кислорода состоит из двух атомов О₂. Химическая связь ковалентная неполярная.

Кислород образует соединения со всеми химическими элемен­тами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и пла­тины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со слож­ными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий.

Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кисло­роде воздуха уже при комнатной температуре.

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой — до 250°С, с водородом — более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700-800°С.

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

2H₂+O =2H₂O

S + 0₂ = SO₂

C + O₂ = CO₂

При горении сложных веществ в избытке кислорода образу-ются оксиды соответствующих элементов:

2H₂S + 3O₂=2S0₂+2H₂0

сероводород

С₂Н₅ОН + 30₂ = 2С0₂ +ЗН₂О

этанол

СН₄ + 2О₂ = С0₂ + 2Н₂О

метан

Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода назы­вают горением.

По относительной электроотрицательности кислород являет­ся вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислите­лем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-

восстановительные процессы.