План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Соединения кислорода (II) и кислорода (I). Можно считать, что электроположительная поляризация атомов кислорода проявляется в соединениях с фтором, а также в ионе О₂⁺.
Простейший представитель такого рода соединений — дифторид кислорода OF₂; его получают при быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор щелочи:
2F₂ + 2NaOH = OF₂ + 2NaF + Н₂О.
В диоксидафториде О₂F₂ радикал О₂²⁺ ковалентно связан с атомами фтора. Молекула О₂F₂ диамагнитна. Это соединение образуется (в виде летучей жидкости) в результате непосредственного взаимодействия простых веществ в электрическом разряде или под действием ионизирующих излучений при температуре жидкого воздуха (-190°С).
Соединения кислорода (IV). В качестве производного, в котором кислород проявляет степень окисления +4, можно рассматривать аллотропическую модификацию кислорода —озон О₃ (О⁴⁺О₂).
Озон — газ синего цвета с резким раздражающим запахом, очень токсичен. Жидкий озон — темно-синяя жидкость, твердый — темно-фиолетовые кристаллы (т. пл. -192,7°С). Поскольку молекула О₃ обладает большей полярностью и поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9°С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его растворимость в воде.
Озон образуется в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода (радиолиз воды, разложение перекисей и др.), а также при действии на молекулярный кислород потока электронов, протонов, коротковолнового излучения, т. е. за счет радиохимических и фотохимических реакций. Цепную реакцию образования озона из кислорода можно представить схемой
О₂ + hυ → О₂*; О₂* + О₂ = О₃ + •О•, •О• + О₂ = О_3.
В естественных условиях озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10…30 км — под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Озон задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению. В технике озон получают в озонаторах действием тихого электриского разряда на кислород.
Окислительная активность озона заметно выше, чем О₂. Например, уже при обычных условиях он окисляет многие малоактивные простые вещества (Ag, Hg и пр.):
8Ag + 2О₃ = 4Ag₂O + О₂.
Сродство к электрону озона около 180 кДж/моль, поэтому он может переходить в озонид-ион О₃^-. В частности, при действии озона на ще­лочные металлы образуются озониды:
К + О₃ = КО₃.
Озониды — это соединения, состоящие из положительных ионов метал­ла и отрицательных ионов О₃^-. Наличие в ионе О₃^- непарного электрона обусловливает парамагнетизм и наличие окраски у озонидов. Обычно они окрашены в красный цвет.
Как сильный окислитель озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в различных химических синтезах.


3. Сера
Атом серы S, как и атом кислорода, имеет шесть валентных элект­ронов (3s²3p⁴). Сера — типичный неметаллический элемент. По элект­роотрицательности она уступает только галогенам, кис­лороду, азоту. Наиболее устойчивы четные степени окисления серы (—2, +2, +4 и +6), что объясняется участием в образовании химиче­ских связей двух непарных электронов, а также одной или двух элект­ронных пар.
Сера является весьма распространенным на Земле элементом (0,03%). В природе она находится в виде четырех изото­пов: ³²S (95,084%), ³³S (0,74%), ³⁴S (4,16%) и ³⁶S (0,016%). Искусствен­но получены также β-радиоактивные изотопы ³¹S и ³⁷S.
В соответствии с характерными степенями окисления сера в при­роде встречается в виде сульфидных (ZnS, HgS, PbS, Cu₂S, FeS₂,СuFeS₂ и др.) и сульфатных (Na₂SO₄*10Н₂О, CaSO₄*2H₂O, BaSO₄ и и др.) минералов, а также в самородном состоянии.