Химические свойства. Кислород обладает высокой химической активностью

Кислород обладает высокой химической активностью. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами (кроме галогенов, благородных металлов и благородных газов), образуя оксиды (щелочные металлы образуют пероксиды (Na) и надпероксиды (K, Rb, Cs)) и являясь окислителем. Окисляется только при взаимодействии с фтором, образуя фториды – бесцветные или окрашенные газообразные токсичные вещества с неприятным запахом состава О_nF₂ (с возрастанием n уменьшается термическая устойчивость фторидов).

Наиболее стабилен ОF₂. Фториды кислорода – сильнейшие окислители. Фториды кислорода, кроме ОF₂, энергично взаимодействуют с водой и водными растворами щелочей:

O₂F₂ + 2KOH → 2KF + H₂O + 1, 5O₂; O₃F₂ + H₂O → 2HF + 2O₂.

Фториды кислорода реагируют со многими веществами с воспламенением и взрывом. Реакции заканчиваются образованием фторидов элементов в их высших степенях окисления:

СаО + OF₂ → CaF₂ + O₂;

2P + 4OF₂ → PF₅ + POF₃ + 1, 5O₂; S + 3O₂F₂ → SF₆ + 3O₂.

OF₂ получают по реакции: 2NaOH_(р-р) + 2F_2(г) → OF_2(г) + 2NaF + Н₂О;

Остальные фториды кислорода получают при облучении смеси кислорода и фтора при –180^оС ультрафиолетовыми лучами или при действии тлеющего электрического разряда.

Озон – сильный окислитель. В газовой фазе окисляет оксид азота (IV) до оксида азота (V); оксид серы (IV) – до оксида серы (VI); хлор – до оксида хлора (VII). Примеры окислительно-восстановительных реакций с участием озона:

2Mn²⁺ + 2O₃ + 6OH^– → 2MnO₄^– + 3H₂O + ½ O₂;

PbS + 2O₃ → PbSO₄ + O₂; Pb²⁺ + O₃ + H₂O → PbO₂↓ + O₂ + 2H⁺;

2KOH_(к) + 2O₃ → KO_3(к) + H₂O + ½ O₂;

O₃ + 2KI_(р-р) + H₂O → I₂↓ + 2KOH + O₂

Последняя реакция используется для качественного и количественного определения озона.

В отличие от кислорода, сера, селен, теллур, полоний могут окисляться и восстанавливаться, причем в ряду сера – полоний способность окисляться усиливается, а способность восстанавливаться уменьшается:

S_(ромб.) + H₂Se_(г) → Н₂S_(г) + Se_(сер.).

Реакции с простыми веществами.

С кислородом при нагревании образуют оксиды ЭО₂ (сера горит голубоватым пламенем).

С водородом сера взаимодействует обратимо:

> 150^oC

S + H₂ ⇄ H₂S (сероводород)

> 140^oC

Se + H₂ → H₂Se (селеноводород)

Те + Н₂ ↛

Ро + Н₂ → РоН₂ (гидрид).

С галогенами: с фтором реагируют на холоде, с другими – при нагревании (сера с иодом не реагирует), образуя галогениды различного состава (для серы – SF₆, SCl₂, S₂Br₂, S₂Cl₂, SCl₄). Галогениды полония РоНаl_n являются типичными солями.

С углеродом реагируют при нагревании (кроме полония):

2Э + С → СЭ₂ (СS₂ – сероуглерод).

С металлами при сплавлении образуют сульфиды, селениды, теллуриды составов , и т. д. (нестехиометрические соединения).