Химические свойства. Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O₂ c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O₂ пероксиды типа NaO₂ и BaO₂. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O₂. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s²2s²2p⁴) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O^2–. В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

Реакции	Энтальпии образования, кДж/моль
4Na + O2 ® 2Na2Oa	–208
2Mg + O2 ® 2MgO	–297
4Al + 3O2 ® 2Al2O3	–273
Si + O2 ® SiO2	–215
4P + 5O2 ® P4O10	–151
S + O2 ® SO2	–74
2Cl2 + 7O2 ® 2Cl2O7	+19
2Hg + O2 ® 2HgO	–45
2Cr + 3O2 ® 2CrO3	–97
3Fe + 2O2 ® Fe3O4	–140
a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na2O2.

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, t_пл (Cs₂O) < t_пл (Na₂O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t_пл (Na₂O) > t_пл (SO₂).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg²⁺O ® (Hg⁺)₂O + 0,5O₂ ® 2Hg⁰ + O₂). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O₂ ® SrO₂

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H⁺.

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na¹₂O, Be^IIO и B₂^IIIO₃, а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C^IVO₂, N^V₂O₅, S^VIO₃, Cl^VII₂O₇. Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO₂ и H₂O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C₆H₁₀O₅)_n + 6nO₂ ® 6nCO₂ + 5nH₂O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C₈H₁₈ или природный газ CH₄):

2C₈H₁₈ + 25O₂ ® 16CO₂ + 18H₂O + тепловая энергия
CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O + тепловая энергия

в) спирт:

C₂H₅OH + 3O₂ ® 2CO₂ + 3H₂O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O₂ ® 2CO + тепловая энергия
2CO + O₂ ® 2CO₂ + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C₃H₅(NO₃)₃ и тринитротолуол (или ТНТ) C₇H₅(NO₂)₃. См. также ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ.

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe₂O₃ (гематит) и Fe₃O₄ (магнетит), алюминия из Al₂O₃ (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO₂ находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO₂ применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO₂. Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH)₂ – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

назад   дальше