Простое вещество кислород состоит из двухатомных молекул. Атомы в молекуле связаны ковалентной неполярной связью. Связь двойная , так как у каждого атома имеются два неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне. Структурная и электронная формулы кислорода:
O = O , : O : .. : O : ..
Физические свойства
При комнатной температуре кислород — газ без цвета, запаха и вкуса. Он примерно в (1,1) раза тяжелее воздуха.
При температуре (–183) °С кислород сжижается и превращается в голубую жидкость, а при (–218) ( )°С становится твёрдым.
Кислород плохо растворяется в воде. При (20) °С в (1) объёме воды растворяется примерно (3,1) объёма кислорода. Растворимость кислорода, так же как и других газов, зависит от температуры. С повышением температуры растворимость уменьшается.
Химические свойства
Связь в молекуле кислорода прочная. При обычных условиях это малоактивный газ, который вступает в реакции только с наиболее активными веществами: щелочными и щелочноземельными металлами. При повышении температуры активность кислорода резко возрастает. Он энергично реагирует с большинством простых и многими сложными веществами, проявляя при этом окислительные свойства.
Единственный способ определения золота! Мокрая химия.
Почти все реакции с кислородом экзотермичны, поэтому нагревание требуется лишь для начала процесса. Большинство реакций с участием кислорода сопровождается выделением тепла и света. Такие реакции называют реакциями горения .
- Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами .
При нагревании неметаллы (кроме инертных газов и галогенов) сгорают в кислороде с образованием оксидов. Если серу зажечь и опустить в сосуд с кислородом, то она сгорает ярким синим пламенем. При этом образуется сернистый газ:
S + O 2 = t S O 2 + Q .
Зажжённый фосфор горит в кислороде белым пламенем. Сосуд заполняется дымом, состоящим из мелких частиц оксида фосфора((V)):
Источник: www.yaklass.ru
Взаимодействие металла с кислородом, галогенами, серой, растворами цианидов, кислот-окислителей.
Золото можно назвать наиболее «благородным» металлом. Оно устойчиво к действию азотной и серной кислот, но взаимодействует с царской водкой, селеновой кислотой (см. т. 2, с. 265), смесью соляной кислоты и гипохлорита натрия:
В отличие от меди серебро и золото не реагируют с водным раствором аммиака и галогеноводородными кислотами. Реакция с цианидами протекает лишь в присутствии окислителя — пероксида водорода или кислорода:
4М + 8NaCN + 2Н20 + 02 = 4Na[M(CN)2] + 4NaOH (M = Ag, Au)
Так благородные металлы отделяют от пустой породы и примесей других металлов. При нагревании золото также реагирует с полисульфидами и тиосульфатами щелочных металлов с образованием тиосолей, с раствором хлорного железа.
Препаративно золото переводят в раствор либо взаимодействием с царской водкой, либо окислением хлором в концентрированной соляной кислоте:
Не взаим. С щелочами.
С галогенами
Галогенидные комплексы золота(1) легко окисляются до соединений золота(III):
Металл с кислородом
Соединения Au+: соли, диспропорционирование, комплексы,
В отличие от меди и серебра золото(1) не образует солей с оксокислотами. Это обусловлено высоким значением константы равновесия реакции диспропорционирования:
ЗАu + Au 3+ + 2Au; K= 10/^10
Хлорид золота(1) также растворяется в концентрированном водном растворе хлорида натрия с образованием дихлороаурата(1) [АиС12] — , однако под действием воды этот ион легко диспропорционирует:
3[АuСl2]—> |AuCl4] — + 2Au + 2Сl —
Будучи типичной мягкой кислотой ион Au+ образует химические связи с
наиболее мягкими донорными центрами лигандов; так, сульфитные, тиосуль-
фатные и тиоцианатные группы координируются через атом серы, цианат —
через атом азота.
Примером устойчивого комплексного соединения золота(1) служит бесцветный дицианоаурат K[Au(CN)2], образующийся при растворении золота в растворе цианида калия в присутствии кислорода или пероксида водорода.
При кипячении водного раствора соли с 2М соляной кислотой происходит разложение комплекса, сопровождающееся выделением лимонно-желтого осадка полимерного цианида золота(1) AuCN, содержащего линейные цепочки —Au—CN—Au—CN—.
Карбонильный комплекс Аи(СО)С1 образуется при взаимодействии угарною газа
с хлоридом золота(1) при температуре 90 «С в твердом виде или в бензольном растворе либо при восстановлении хлорида золота(III) оксидом улерода(III):
Au2Cl6 + 4CO = 2Au(CO)CI + 2СОСl (страница 199)
Соединения Au3+: соли, оксид, гидроксид, комплексы.
золотохлористо водородная кислота Н[АиСl4],
Na[AuCl4] ■ 2Н20, называемый «золотой солью». Их растворимость уменьшается с ростом ионного радиуса щелочного металла.
В водном растворе тетрахлороауратов один из атомов хлора в координационной сфере золота замещается на молекулу воды:
Реакция гидроксида золота(Ш) с сильными кислотами приводит к образованию анионных комплексов:
Добавление щелочи к растворам золотохлороводородной кислоты вызывает выпадение желто-коричневого осадка гидроксида Au203 хН20, растворимого в крепких растворах щелочей с образованием желтых тетрагидроксоауратов(Ш):
Среди оксидов в степени окисления +3 наиболее устойчив коричневый оксид золота Au203, его получают осторожным обезвоживанием гидроксида золота(III) при 100 «С, поскольку при более высокой температуре вещество разлагается:
Au203 = 2Au + У202; Аг№ = -19,3 кДж/моль.
прибавлением раствора золотохлороводородной кислоты или ее соли к раствору цианида, роданида или аммиака:
- Комплексные соединения и окислительно-восстановительные свойства Cr3+. Изо- и гетерополисоединения Cr6+, Mo6+ и W6+. Галогениды и оксогалогениды Cr6+, Mo6+ и W6+. Необычные степени окисления элементов.
Источник: studfile.net
Углерод
Кислород O2. Кислород является самым распространённым элементом на земле и составляет 46% по массе всех существующих химических элементов. Второе место занимает кремний (24%), затем железо, кальций и остальные. Кислород цвета и запаха не имеет. Жидкий кислород представляет собой жидкость голубоватого цвета (температура сжижения -183°С).
Жидкий кислород замерзает при температуре -219 °С.
Газ кислород немного тяжелее воздуха. При электрических разрядах образует молекулу озона O3 – газ голубоватого цвета. Особенно большое количество этого озона образуется во время грозы. Вы, наверное, чувствовали приятный свежий запах, выходя на улицу, после сильного ливня с грозой. Это озон.
Сам по себе в небольших количествах он не ядовит, даже полезен для дыхания. Но концентрированный озон достаточно вреден.
Рассмотрим некоторые химические свойства кислорода. Как химический элемент, кислород – сильный окислитель. Смесь 2-х объемов водорода и одного объема кислорода представляют собой так называемый «гремучий газ». Смесь этих газов особенно взрывоопасна при повышенной температуре.
Кислород также сам по себе взрывоопасен: на воздухе при высокой температуре он взрывается с образованием паров воды. Как химический элемент кислород легко окисляет металлы. С некоторыми из них взаимодействует прямо при комнатной температуре (в основном это щелочные металлы).
Некоторые чистые металлы образуют плотную защитную оксидную плёнку на своей на поверхности (алюминий, медь), благодаря которой они не разрушаются. К таким металлам ещё можно отнести магний, цинк, в особенности золото и платина, которые устойчивы даже к действию сильных кислот (серной кислоты, азотной кислоты, соляной кислоты, хлорной кислоты HClO4).
Если внесении в сосуд, где содержится газ кислород, нагретый металл, то последний быстро и ярко загорается, образуя оксид. Газ кислород при нагреве вступает в реакцию с неметаллами, окисляя их до оксидов. Часто реакции с кислородом сопровождаются выделением большого количества теплоты и световой энергии. Типичный пример — реакция горения. Например, все органические соединения (кроме побочных продуктов реакции: соединений серы S, хлора Cl2, азота N) сгорают с образованием углекислого газа CO2 и воды H2O.
Углерод
Элемент углерод C: Самая простейшая и знакомая нам форма углерода – это графит, -черный, с металлическим блеском, довольно хрупкий. Из графита может быть получен искусственный алмаз. Алмаз является одним из самых твёрдых и тугоплавких (t пл. >4000 °С) веществ. В то же время алмаз хрупок: его довольно легко расколоть на части.
Для этого ювелиры пользуются ножом, по которому ударяют молотком. Немногие знают, что эта форма углерода — алмаз обладает очень высокой теплопроводностью — проводит тепло лучше, чем многие чистые металлы (в 4 раза лучше, чем медь). В то же время алмаз не проводит электрический ток. Часто алмаз имеет тот или иной оттенок.
Известны алмазы оранжевого, голубого, розового, жёлтого, коричневого, молочно-белого, синего, зелёного, серого и даже чёрного цвета. Окраска алмаза связана как с дефектами в их кристаллической структуре, так и с замещением части атомов углерода на атомы бора, азота и даже алюминия. Серая и чёрная окраска алмазов обусловлена включениями графита.
Графит — наиболее устойчивая при комнатной температуре аллотропная модификация углерода. Теоретически все алмазы должны были уже давно превратиться в графит, но с заметной скоростью такая реакция идёт лишь начиная с температуры около 1000 °С, а при 2000 °С она происходит почти мгновенно.
Однако с практической точки зрения гораздо больший интерес представляет обратный процесс — превращение графита в алмаз. Это становится возможным при температуре около 3000 °С и давлении 3•106 атм. К сожалению, алмазы, которые удаётся получить из графита, обычно очень мелкие и невысокого качества. Они могут быть использованы лишь для технических целей.
В природе алмазы вырастают в кимберлитовых трубках в виде включений, воронкообразной формы разломах земной коры, заполненных породой кимберлитом. При разрушении (выветривании) трубок алмазы переходят в россыпи. Алмаз встречается в природе в виде бесформенной прозрачной массы. Алмаз –это чистый углерод — иная форма углерода с отличным структурным строением от графита, очень твёрдый (твёрдость алмаза принята в технической литературе за единицу).