СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Оксиды

Получение.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление элементов в свободном виде), например, при их горении в атмосфере кис­лорода или на воздухе.

2. Прокаливание гидроксидов или гидратированных оксидов: Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂О.

3. Нагревание солей, разлагающихся с образованием летучих кислотных оксидов (карбонатов, сульфатов, сульфитов, нитратов и др.): СuСО₃ = СuО + СO₂.

Свойства. Оксиды многих неметаллов, за исключением СО, NO, N₂О, со­ответствуют кислотам. Они часто получаются в результате термического раз­ложения кислоты или образуют ее при взаимодействии с водой (кислотные оксиды): SO₃ + H₂O = Н₂SО₄.

Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5) — (+7) также относятся к кислотным оксидам. Например, триоксид хрома при взаимодей­ствии с водой дает хромовую кислоту:

СrО₃ + Н₂О = Н₂СrО₄

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+1) до (+4) яв­ляются основными либо амфотерными оксидами, им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂; А1₂О₃ + 3Н₂О = 2А1(ОН)₃.

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагируют с во­дой, и поэтому отвечающие им гидроксиды получают косвенным путем, на­пример через соли:

СuО + 2НС1 = СuС1₂ + Н₂О, СuС1₂ + 2NaОН = Сu(ОН)₂ + 2NаС1.

Основные оксиды при взаимодействии с типичными кислотными оксидами и кислотами образуют соответствующие соли; так же протекают реакции между кислотными оксидами и типичными основными оксидами или осно­ваниями. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Гидроксиды

Гидроксиды обязательно содержат группу —О—Н. В зависимости от того, связана ли гидроксигруппа с атомами металла или неметалла, гидроксиды будут обладать основными, кислотными или амфотерными свойствами.

Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаж­дается при их получении из водного раствора: СuSO₄ + 2NaОН = Сu(ОH)_2(т) + Nа₂SО₄.

Обычно при комнатной температуре гидроксиды выпадают в виде сли­зистых, хлопьевидных, часто окрашенных осадков, в которых содержание воды выше, чем это следует из стехиометрической формулы, поэтому им приписывается состав полигидрата оксида. Стехиометрический состав может достигаться при нагревании полигидратированного оксида, но обычно обра­зуются частично обезвоженные гидроксиды-оксиды типа Аl(ОН) или Тl(ОН)₂.

Окраска малорастворимых гидроксидов:

белая: А1(ОН)₃, АlO(ОН), Zn(ОН)₂, Сd(ОН)₂, Рb(ОН)₂, Sn(ОН)₂, Вi(ОН)₃, ВЮ(ОН), Мg(ОН)₂;

светло-зеленая: Fе(ОН)₂ [на воздухе этот гидроксид ста­новится коричневым;

светло-коричневая: Мn(ОН)₂;

ярко-зеленая: Ni(ОН)₂;

серо-голубая: Сr(ОН)₃;

голубая: Сu(ОН)₂;

розовая: Со(ОН)₂;

Гидроксиды серебра (I) и ртути (II) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду.

Пероксиды

Пероксиды обязательно содержат кислородную цепь —О—О— (пероксогруппа), их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н—О—О—Н. Важнейшими представителями являются пероксид натрия Nа₂О₂ и пероксид бария ВаО₂: они содержат пероксид-ионы О*". Если в составе оксида нет цепи —О—О—, то такое соединение нельзя называть пероксидом, например РbО₂ (структурная формула О= Рb=О) представляет собой оксид свинца (IV). Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды металлов содержат цепочечный ион О₂^-; например, при сго­рании калия образуется надпероксид кадия КО₂.

СЕРА

Элемент сера S в виде выделений вулканических источников из­вестен со II в. до н. э.

Распространение в природе. Сера встречается в свободном виде (само­родная сера) и в виде сульфидов и сульфатов образует много минералов. Входит в состав природного угля, нефти и белковых тел (особенно много серы содержится в кератине волос, перьев и шерсти).

Минералы: сульфиды (колчеданы — светлые с металлическим блеском; блески — темные с металлическим отливом; обманки — темные без металлического бле­ска или чаще светлые, прозрачные), пирит, серный колчедан, железный колчедан FeS₂, молибденит, молибденовый блеск МоS₂, халькопирит, медный колчедан FеСuS₂, аргентит, серебряный блеск Аg₂S, стибнит, сурьмяный блеск, серая сурьмяная руда Sb₂S₃, арсенопирит, миспикель, мышьяковый колчедан FеАsS, сфалерит, цинковая обманка ZnS, киноварь НgS, реальгар Аs₄S₄ галенит, свинцовый блеск РbS, халькозин, медный блеск Сu₂S.

Физиологическое действие. Сера — жизненно важный элемент, в связанном виде она содержится во всех высших организмах (составная часть белков).

Для людей свободная сера не ядовита, небольшие количества ее дей­ствуют как слабительное, мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей).

Получение.

1. Выплавление самородной серы из природных залежей, на­пример с помощью водяного пара, и очистка сырой серы перегонкой. При резком охлаждении пара серы получают сублимированную серу в виде мел­кого порошка («серный цвет»).

2. Выделение серы при десульфурации продуктов газификации угля (во­дяной, воздушный и светильный газы), например, под действием воздуха и катализатора — активного угля:

2Н₂S + О₂ = 2Н₂O +2S.

3. Выделение серы при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия: Na₂S₂O₃ + 2НС1 = 2NaС1 + SО₂ + Н₂О + S, и при перегонке раствора полисульфида аммония: (NH₄)₂S₃.

Аллотропные модификации. Сера в свободном виде состоит из молекул различной длины (S_¥, S₁₂, S₈, S₆, S₂ и др.), и эти молекулы могут упоря­дочиваться различными способами, поэтому существует несколько модифи­каций серы. При комнатной температуре сера находится в виде a-серы (ромбическая модификация), которая представляет собой желтые хрупкие кристаллы без цвета и запаха, не растворимые в воде, но легко растворимые в сероуглероде. Выше 96 °С происходит медленное превращение a-серы в b-серу (моноклинная модификация), которая представляет собой почти белые кристаллические пластинки. Температуры плавления a- и b-серы равны соответственно 118 и 119°С. При плавлении образуется желтая низковязкая l-сера, которая состоит, как и обе модификации твердой серы, из цикличе­ских молекул S₈. При дальнейшем нагревании циклы S₈ переформировы­ваются в цепи разной длины. Модификация такого строения называется m-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры окраска становится темно-коричневой и вязкость жидкой серы снова понижается. Жидкая сера кипит при 444,6 °С. При вливании расплав­ленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножом пластической серы (смесь l- и m-серы), которая на воздухе за несколько минут становится жел­той, мутной и хрупкой.

Химические свойства. При нагревании на воздухе сера сгорает голубым пламенем до диоксида серы SО₂ (с примесью триоксида серы SO₃). При высоких температурах реагирует с металлами, давая соответствующие суль­фиды, и с водородом (и парафином), образуя сероводород Н₂S. Сера рас­творяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полисульфид-ионов, при нагревании серы с раствором сульфита получается соответствующий тиосульфат, а при нагревании с раствором цианида — тиоцианат.

Применение. Сера используется для получения сероуглерода, серной кис­лоты, тиосульфата натрия, сернистых красителей, ультрамаринового синего, при вулканизации каучука, как средство для лечения кожных заболеваний, для защиты растений от мучнистой росы.

Серу вводят в пахотные земли в виде различных сульфатсодержащих удобрений (сульфат аммония, суперфосфат).