Горение фтора в кислороде уравнение

Кислород: химия кислорода

Кислород

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :

+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства и нахождение в природе

Кислород О₂ — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.

Озон О₃ — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

• Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO₂ :

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Разложение пероксида водорода:

2HgO → 2Hg + O₂

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

N₂ + O₂→ 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O₂→ Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

K + O₂→ KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→ 2ZnO

Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O₂→ 2FeO

4Fe + 3O₂→ 2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→ Fe₃O₄

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O₂→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→ 3CaO + P₂O₅

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:

2H₂S + 3O₂→ 2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS₂ + 3O₂→ CO₂ + 2SO₂

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O₂→ 2CO₂

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):

Кислород окисляет азотистую кислоту :

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→ 2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→ C + 2H₂O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

Химические свойства фтора

Большая энергия связей между атомом фтора и атомами других элементов является следствием большой электроотрицательности фтора и маленьким размером его атома. Благодаря малой энергии связи молекула фтора легко диссоциирует на атомы и энергия активации реакций со фтором обычно не велика, поэтому процессы с участием фтора протекают очень быстро.

Для фтора характерно:

1. Отсутствие положительных степеней окисления в соединениях с другими элементами.

2. Чрезвычайно низкая энергия активации реакций.

3. Большое выделение энергии при переходе молекулы фтора в анионы F – .

4. Стремление максимально использовать валентные электроны партнеров. Именно в соединениях со фтором реализуются высшие степени окисления многих элементов: BiF₅, SF₆, IF₇, OsF₇, CuF₃ и др.

Итак, фтор – сильнейший окислитель. По образному выражению академика А. Е. Ферсмана его можно назвать “всесъедающим”.

Щелочные металлы, свинец, железо и большинство порошков других металлов загораются в атмосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (алюминий, железо, никель, медь, цинк, марганец, магний) фтор на холоде не действует из-за образования поверхностной пленки фторидов, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия. Поэтому сплавы этих металлов или никеля используют для хранения фтора. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в т.ч. с золотом и платиной.

Со многими неметаллами (водород, йод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействует на холоде; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени.

С серой, фосфором и сурьмой фтор взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха (-190 °C):

С водородом фтор взаимодействует уже при температуре -252 °C

Криптон взаимодействует с фтором под действием электрического разряда, а ксенон горит в атмосфере фтора ярким пламенем.

С кислородом фтор реагирует при низких тепературах в электрических разрядах с образованием эндотермических фторидов кислорода. O₂ + F₂ = O₂F₂, -190 °C, электрич. разряд.

При нагревании с фтором реагирует хлор с образованием ClF и ClF₃. Бром и йод при взаимодействии с фтором образуют следующие соединения: BrF, BrF₃, BrF₅, IF, IF₃, IF₅, IF₇.

При нагревании фтор вступает в реакцию и с азотом:

Непосредственно фтор не реагирует только с углеродом (в виде алмаза), гелием, неоном и аргоном.

В реакциях с фтором в роли восстановителей выступают такие вещества как азотная и серная кислоты:

Под действием фтора разлагается вода:

0 °C: H₂O_(тв) + F₂ = HF + HOF (фтороксигенат водорода)

В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде ваты), асбест, кварц:

Катализатором этой реакции является вода. С совершенно сухим кварцем или стеклом фтор не взаимодействует.

Горение фтора в кислороде уравнение

Химические свойства фтора довольно хорошо изучены и описаны, им посвящено несколько монографий, сборников статей, обзоров, специальное учебное пособие, главы учебников и множество оригинальных статей. Известны аномальные свойства фтора, выделяющие его из группы галогенов. И все же отдельные стороны химии этого элемента – поведение молекулярного фтора и некоторых его производных – не перестают удивлять.

Фтор – не галоген? Свойства химических элементов, находящихся в одной подгруппе периодической системы, изменяются закономерно в соответствии с периодическим законом. Но возьмем, например, такую важную характеристику реакционной способности, как энергия диссоциации двухатомных молекул: для йода она равна 148,8 кДж/моль, при переходе к брому увеличивается до 190,1, к хлору – до 239,2, а у фтора она падает до 158, хотя при сохранении тенденции должна была бы возрасти не менее чем до 460 кДж/моль.

Еще пример: сродство атома к электрону у фтора имеет значение, промежуточное между величинами для хлора и брома, хотя следовало бы ожидать, что оно выше, чем у хлора.

Рассмотрим такие соединения, как галогеноводороды, т. е. НI, HBr, HCl и НF. Температура кипения в приведенном ряду сначала закономерно падает (–36, –67, –85 °С), а для НF резко возрастает до +19 °С.

Таких примеров довольно много. Не говорят ли они о том, что фтор не должен включаться в группу галогенов? Оказывается, нет. Многие свойства фтора как элемента, молекулярного фтора, соединений фтора укладываются в закономерности, свойственные галогенам и галогенидам. Но атом фтора имеет очень маленький радиус, и при образовании химических связей (присоединение дополнительного электрона) играют роль явления, заметные только на коротких расстояниях от ядра.

Косвенно с этим связано и явление полимеризации HF за счет образования дополнительных водородных связей; полимеры имеют большую молекулярную массу и поэтому более высокие, чем можно было ожидать у мономера, температуры плавления и кипения.

Фтор, бесспорно, галоген, хотя и особый, это сверхгалоген.

Фтор – восстановитель? Фтор, как известно, сильнейший окислитель среди простых веществ. Будучи к тому же наиболее электроотрицательным элементом, он взаимодействует с другими простыми веществами, обладающими окислительным действием, с образованием фторидов. Известны, например, фториды хлора (ClF, ClF₃ и СlF₅) и других галогенов, фториды кислорода (ОF₂, О₂F₂, О₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂), причем многие соединения с кислородом можно было бы назвать «фторидами озона», поскольку они содержат связь О–О. Выделены многочисленные оксифториды галогенов (например, ClОF₃).

Существуют также реакции, где фтор выступает как бы восстановителем.

Рассмотрим, например, фторирование оксидов переходных металлов VI–VIII групп. Для триоксида хрома последовательность превращений может быть такой:

Цепочку превращений можно записать следующим образом: CrO₃ ® CrO₂F₂ ® CrOF₄ ® CrF₅.

Для марганца это выглядит так: Mn₂O₇ ® MnO₃F ® MnOF₄ ® MnF₄ ® MnF₃, для осмия: OsO₄ ® OsO₃F₂ ® OsOF₅ ® OsF₆. Уравнения реакций несколько условны, поскольку помимо кислорода могут выделяться фториды кислорода и озон, а металлы могут образовывать и другие промежуточные оксифториды. Однако несомненно, что при фторировании степень окисления металлов понижается

Кажущийся парадокс разрешается просто: высшие фториды всех трех рассмотренных металлов неустойчивы (например, CrF₆ разлагается уже при температуре –100 °С), поэтому приведенные последовательные реакции фторирования необходимо дополнить реакциями образования неустойчивых соединений и их термического разложения (например, CrOF₄ ® [CrF₆] ® CrF₅). Фтор, замещая кислород, не отдает свой электрон (как восстановители), а принимает его, т. е. проявляет себя вполне типичным и сильным окислителем.

Фтор – двухвалентен? Валентность – способность атома замещать или присоединять определенное число других атомов или атомных групп. Согласно определению водород – одновалентен, кислород – двухвалентен. Во многих соединениях фтор, легко заметить, одновалентен: НF, CaF₂ (два атома фтора замещают один атом кислорода в CaO), TiF₄ (четыре атома фтора замещают два атома кислорода в TiO₂).

Нетрудно ответить на вопрос о валентности фтора при рассмотрении уже упомянутых фторидов галогенов: логично допускать, что в ClF₃ хлор трехвалентен, в СlF₅ хлор пятивалентен, в IF₇ йод семивалентен, а фтор в каждом из них гордо сохраняет одновалентное состояние.

А фториды кислорода? Допустим, что кислород в ОF₂ приобрел заряд 2+, тогда валентность фтора не отклонится от законной единицы; вспомним, что в O₂F₂ имеются связи О–О, тогда и здесь с валентностью фтора удастся сохранить разумный компромисс. С молекулами О₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂ дело сложнее: приходится допускать наличие кислородных цепочек, на концах которых находятся одновалентные атомы фтора.

Когда появилось понятие валентности, никто не знал, каково же строение молекул, как размещаются в пространстве друг относительно друга отдельные атомы. Но в нашем веке структурная химия сделала гигантский скачок: расстояния между отдельными атомами в молекуле удается определять с точностью до долей процента, хотя расстояния составляют всего 1–3 ангстрема, а ангстрем – одна десятимиллиардная доля метра.

И что же увидели ученые? Обнаружено множество соединений (гидрофторидов), в которых атом водорода имеет по соседству два атома фтора и находится точно на середине прямой, соединяющей эти два атома. Но если, как говорилось выше, водород по определению одновалентен, значит, фтор «полувалентен»?

Пример другой типичной ситуации: атом самого фтора находится на равном расстоянии от двух ближайших к нему атомов металла, т. е. формально он двухвалентен.

Образование так называемых «мостиковых» связей (а в них могут быть задействованы атомы кислорода, серы, фтора, причем атомы фтора могут заменять атомы кислорода) не укладывается в рамки классической теории валентности, которую уже давно «подкрепляют» иным понятием – степени окисления. А с ней все в порядке: степень окисления фтора в соединениях всегда отрицательна и равна единице.

Соединения фтора реакционноспособней, чем сам фтор? Понятие реакционной способности вещества довольно часто употребляется в учебной и справочной литературе, причем оно трактуется как относительная глубина протекания (выход продукта) и интенсивность (скорость) реакции этого вещества в сравнении с подобными реакциями аналогичных веществ.

Принято считать, что реакционная способность фтора превосходит реакционную способность других галогенов. Однако реальная ситуация может быть обратной: полнота и скорость реакций галогенов с металлами зависят прежде всего от свойств образующихся галогенидов металлов (их температуры плавления и кипения, способности образовывать на поверхности металлов плотную пленку).

Логично предполагать (так многие и делают), что фториды не могут иметь большую реакционную способность, чем сам фтор. Наглядный пример – кислород и вода. Разве не видно резкого отличия в их реакционной способности?

Но НF – в какой-то мере аналог воды, продукт взаимодействия фтора с водородом – во многих реакциях ведет себя значительно активнее фтора: оксиды многих металлов реагируют с безводным газообразным НF уже при комнатной температуре, в то время как для инициирования их реакции c F₂ требуется повышение температуры до 300–400 °С. Относительно легко при существенно более низких температурах реагирует газообразный НF с танталом и ниобием.

Галогенфториды – продукты взаимодействия F₂ с другими галогенами – ведут себя так же. Означает ли это, что производные фтора реакционноспособнее его самого? Скорее всего нет. Причина здесь в том, что каждую реакцию нужно активировать и для активации НF и галогенфторидов требуется меньше энергии, чем для F₂, их можно проводить при более низкой температуре. Повышение температуры все ставит на свое место: фтор реагирует полнее и быстрее.

Примерами более яркими, но несколько иного характера могут быть реакции F₂ в сравнении с реакциями PtF₆ и KrF₂. Гексафторид платины, как известно, способен реагировать даже с ксеноном (благодаря чему были открыты фториды благородных газов), а фтор с ксеноном реагирует только под давлением или при использовании различных методов активации. Дифторид криптона – вообще уникальное по реакционной способности соединение, поскольку уже при комнатной температуре разлагается с выделением атомарного фтора, который реагирует почти без активации со всеми простыми и многими сложными веществами.

Здесь причина «отставания» реакционной способности молекулярного фтора иная: и гексафторид платины, и дифторид криптона могут быть синтезированы только с помощью атомарного фтора и, следовательно, не являются продуктами реакций молекулярного фтора.

Что сильнее самых сильных кислот? Кислота в классическом понимании – вещество, отщепляющее при диссоциации протоны. Самые сильные кислоты – азотная и серная. Сила 100%-й H₂SO₄, выраженная в особых единицах (функция Гаммета), составляет –11,93. Раньше считалось, что это и есть предел, который природа не позволяет превзойти. Но так полагали пока не были изучены свойства некоторых производных фтора.

Выяснилось, что некоторые фторсодержащие анионы настолько слабо взаимодействуют с протоном, что как бы отталкивают протоны от себя, протонируя другие вещества. Такая ситуация возникает при растворении в безводном НF или HSO₃F некоторых неорганических фторидов – AsF₅, SbF₅, BF₃. Функция Гаммета HSO₃F равна –15,07, а если добавить 4 или 20% молярных SbF₅, увеличивается соответственно до –18,2 и –20,0. Сравним –12 и –20: разница на 8 порядков, поскольку шкала функции Гаммета логарифмическая. В кислотах такой силы (их называют «сверхкислотами», «суперкислотами») протонируются даже инертные к обычным кислотам углеводороды, недаром эквимолярную смесь НSО₃F и SbF₅ называют «магической кислотой». Это открывает широкие возможности для использования сверхкислот как катализаторов многих органических реакций.

Самым последним достижением химиков в области изучения подобных систем стал синтез вещества, содержащего катион (Xe2) + , связанный с анионом (SbF₆) – или (Sb₂F₁₁) – . Два атома ксенона оказалось возможным связать друг с другом!

Фтор наконец получен химическим путем? Элементный фтор, как известно, из-за его уникальной окислительной способности не может быть получен химическим путем: не существует окислителя, способного вытеснить его из фторидов. С того времени, когда выдающийся французский химик А.Муассан впервые получил свободный фтор (1886), и до сегодняшнего дня фтор синтезируют исключительно с помощью электролитического разложения HF.

Однако в 1987 г. в США известному специалисту по сильнейшим окислителям, содержащим фтор, О.Кристи был выдан патент на изобретение способа, который, казалось, способен совершить революцию в производстве фтора. В основе его лежат реакции:

Возможность протекания первой из них бесспорна: на несколько лет раньше американского исследователя наши отечественные ученые также запатентовали аналогичный способ выделения фтора. А вот проведение второй реакции наверняка вызовет трудности: K₂MnF₆ – соединение, весьма чувствительное к влаге, поэтому выделить его таким путем с приличным выходом не удастся, и вместо него будут образовываться оксифтороманганаты.

Фтор из его соединений (если они сами не были получены с помощью молекулярного фтора) химическим путем выделить все же невозможно.

А это как объяснить? Со фтором и его соединениями в лаборатории фторидов Менделеевского университета я работаю без малого четыре десятилетия. Надо признаться, что, когда лаборатория была в старом корпусе, системы улавливания фтора из отходящих газов лабораторных вытяжных шкафов (а работали со фтором мы только под тягой) не всегда были заправлены свежим поглотителем и фтор иногда все же попадал из вентиляционной трубы в атмосферу. Казалось бы, реакционноспособный газ, сильный окислитель, легко взаимодействующий с водой, он должен сразу же прореагировать с атмосферной влагой.

Но ничего подобного! Малейшие утечки фтора четко ощущались (особенно зимой) на входе в корпус по характерному запаху. Почему так происходило – объяснений нет.

Единственное, что можно добавить: фтор имеет уникальную способность обнаруживаться по запаху при концентрации 0,02 мг/м3, которая в 7,5 раза ниже принятой предельно допустимой.