1. ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ. КИСЛОРОД
К элементам VIA-группы относятся элементы
главной подгруппы шестой группы. Это p-элементы,
валентными у них являются электроны с конфигура-
цией ns2np4:
O [He] 2s22p4
S [Ne] 3s23p4
Se [Ar] 3d104s24p4
Te [Kr] 4d105s25p4
Po [Xe] 4f145d106s26p4
http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-studentam/neorganicheskaya-ximiya/

2. ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ. КИСЛОРОД
Некоторые сведения о характере изменения атомных и
ионных радиусов, энергий ионизации и др. можно
получить из приведенных ниже данных:
O S Se Te Po
Атом. радиус, нм 0,066 0,102 0,116 0,135 0,17
Ион. радиус(Э2–), нм 0,140 0,184 0,198 0,221 –
Энергия ионизации 13,62 10,36 9,75 9,01 8,43
Э0→Э+, эВ
Сродство к ē, эВ 1,47 2,08 2,02 ~2 1,35
Содержание в земной
коре, мас. доли, % 47,2 5∙10–2 6∙10–5 1∙10–6 ~10–15

3. КИСЛОРОД
«Кислород – это та ось, вокруг
которой вращается химия»
Я. Берцелиус
(1779-1848)

4. 1. ОСОБЕННОСТИ ХИМИИ КИСЛОРОДА
Кислороду принадлежит особая роль в химии.
Обусловлено это двумя причинами:
1. Чрезвычайно большая распространенность и
исключительно высокая реакционная способность
кислорода определяют многообразие форм его
соединений.
2. Классическая неорганическая химия является в
основном химией водных растворов. Вода – самое
распространенное и самое главное соединение кисло-
рода. Поэтому многие основополагающие понятия
химии: валентность по кислороду, окисление,
окислительное число, кислоты и основания, соли
и др. были сформулированы применительно к
кислороду.

5. 2 НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
Кислород – самый распространенный элемент в
земной коре: его содержание составляет около 50
мас. долей, %. Известно свыше 1400 минералов,
содержащих кислород. Большое количество
кислорода содержится в воде как в химически
связанном, так и в растворенном состоянии.
Кислород является обязательной составной
частью всех живых организмов. Например, в
человеческом организме содержится до 65 % мас.
долей, %.

6. КИСЛОРОД
2 Нахождение в природе
В свободном состоянии кислород находится в
атмосфере (~1015 т). Атмосферный кислород
расходуется в процессах горения, дыхания,
гниения, коррозии и непрерывно регенерируется
за счет фотосинтеза:
nCO2 + mH2O = Cn(H2O)m + nO2
В процессе фотосинтеза ежегодно поглощается
около 300 млрд. т СО2, выделяется 200 млрд. т О2,
синтезируется 150 млрд. т органических веществ.

7. КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Известны две аллотропные модификации кислорода
– собственно кислород О2 и озон О3.
Форма кислорода, образованная двухатомными моле-
кулами О2 – газ без цвета и запаха с низкими
температурами плавления (–218,8 0С) и кипения (–
182,9 0С). Кислород мало растворим в воде: в 100
объемах воды при 20 0С растворяется 3 объема
кислорода.
Кислород во всех агрегатных состояниях парамагни-
тен. Метод валентных связей (МВС) предсказывает
для молекулы О2 структуру:
:
:
:О = О:

8. КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Физические и химические свойства кислорода
Метод МВС объясняет большую прочность связи, но не
объясняет парамагнетизма О2. Это легко объясняет
метод молекулярных орбиталей (ММО):
Е σz*
πz* , πy*
πz , πy
σz
σs*
σs
Согласно энергетической диаграмме в молекуле О2 два
неспаренных электрона, а порядок связи равен двум.

9. КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Физические и химические свойства кислорода
По химической активности кислород уступает только
фтору. С большинством простых веществ он
реагирует непосредственно (образуя оксиды) за
исключением галогенов, благородных газов, платины
и золота.
Степень окисления кислорода в подавляющем
большинстве соединений равна –2. Но может
проявлять степени окисления +2 и +4 – в соединениях
со фтором, а также +1 и –1 в соединениях со связью
О–О.

10. КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Физические и химические свойства оэона
Озон О3 – газ синего цвета, его можно рас-
сматривать как соединение О(+4) – ОО2. По
окислительным свойствам он значительно
превосходит кислород:
О3 + 2Н+ + 2е– = О2 + Н2О, Е0 = +2,07 В
О2 + 4Н+ + 4е– = 2Н2О, Е0 = +1,23 В

11. КИСЛОРОД. 3. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
Получение кислорода и озона
В технике кислород получают фракционированной
перегонкой жидкого воздуха и электролизом воды. В
лаборатории для его получения используют терми-
ческое разложение богатых кислородом соединений
(KMnO4, KClO3, CrO3, BaO2).
Озон получается при действии тихого электрического
разряда на кислород (до 10 мас. долей, % О3). В
атмосфере озон образуется при грозовых разрядах и в
верхних слоях под действием УФ-излучения.

12. 4. СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ОКСИДЫ
Производные О(–2) – оксиды – известны для всех
элементов, кроме гелия, неон и аргона.
Характер химической связи в оксидах неметаллов
преимущественно ковалентный. Поэтому в подав-
ляющем большинстве случаев оксиды неметаллов –
газы, легколетучие жидкости или легкоплавкие
твердые вещества.
В оксидах металлов характер химической связи в
зависимости от природы металла и его степени
окисления изменяется от преимущественно ионного
(для щелочных и щелочно-земельных металлов) до
ковалентного (например, CrO3, Mn2O7, Re2O7).

13. 4. СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ОКСИДЫ
В соответствии с характером изменения химической
связи изменяются и свойства оксидов от основных –
для ионных оксидов до кислотных – для ковалентных.
Оксиды с промежуточной между ионной и ковалентной
связью являются амфотерными.
Следует подчеркнуть, что даже в ионных оксидах не
существуют ионы О2–. Действительный (эффектив-
ный) отрицательный заряд атома кислорода
существенно меньше.
Ниже показан характер изменения эффективного
заряда на атоме кислорода и кислотно-основных
свойств оксидов на примере элементов 3-го периода:

14. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ОКСИДЫ
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
Эффектив- -0,81 -0,42 -0,31 -0,23 -0,13 -0,06 -0,01
ный заряд
Кислотно- основные амфо- кислотные
основные сильно слабо терный слабо средне сильно
свойства

15. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ОКСИДЫ
Различие в свойствах оксидов разного типа прояв-
ляется при их взаимодействии с водой, а также при
взаимодействии оксидов разного типа друг с другом:
Na2O + H2O = 2NaOH; SO3 + H2O = H2SO4
основный кислотный
3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2
основный кислотный
Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, но
могут реагировать и с кислотами, и с щелочами:
Al2O3 + 6HCl + 9H2O = 2[Al(OH2)6]Cl3
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]

16. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
При химических превращениях молекулы кислорода О2
и озона О3 могут присоединять или терять электроны с
образованием молекулярных ионов типа О22–, О2–, О3– ,
О2+.
Производные иона О22– называются пероксидами,
например Н2О2 (пероксид водорода), Na2О2 (пероксид
натрия), ВаО2 (пероксид бария).
Производные иона О2– называются надпероксидами,
а иона О3– – озонидами. Они известны для наиболее
активных щелочных металлов (K, Rb, Cs);

17. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
Все рассматриваемые соединения могут быть
получены при прямом взаимодействии простых
веществ, например:
Ba + O2 = BaO2
Rb + O2 = RbO2
K + O3 = KO3
В ряду пероксид – надпероксид – озонид степени
окисления кислорода принимают значения –1, –1/2, –
1/3. Все эти вещества являются сильными
окислителями. Наибольшее практическое значение
имеет пероксид водорода.

18. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
Пероксид водорода Н–О–О–Н – бледно-голубая
сиропообразная жидкость (т. кип. 150,2 0С). Н2О2 –
хороший ионизирующий растворитель. С водой
смешивается в любых соотношениях благодаря
образованию водородных связей. В водных
растворах Н2О2 – слабая кислота:
Н2О2 + Н2О Н3О+ + НО2– ; К1 = 2,24∙10–12

19. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
В химических реакциях ионы НО2–, О22– могут, не
изменяясь переходить в другие соединения,
например:
H2O2 + NaOH = NaHO2 + H2O
BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O2
Чаще, однако, протекают окислительно – восстанови-
тельные реакции:
О22– = 2О2– (окислитель)
О22– = 2О0 (восстановитель)

20. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
В первом случае пероксиды проявляют окислитель-
ные свойства, во втором – восстановительные.
Окислительные свойства пероксидов выражены
сильнее, чем восстановительные:
H2O2 + 2H+ + 2е– = 2 H2O, Е0298 = 1,78 В
O2 + 2H+ + 2е– = H2O2, Е0298 = 0,68 В

21. 4 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА
ПЕРОКСИДЫ НАДПЕРОКСИДЫ И ОЗОНИДЫ
При взаимодействии кислорода О2 с сильнейшим
окислителем PtF6 образуется солеподобное вещество
О2[PtF6], в котором роль катиона играет молеку-
лярный ион О2+ (диоксигенил-ион):
О2 + PtF6 = O2+[PtF6]–
Производное диоксигенил-иона О2+ являются силь-
нейшими окислителями. Их можно использовать как
эффективные окислители ракетного топлива.