velikol.ru
1

СОВРЕМЕННЫЕ ВОПРОСЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОЗОНА О3 -2О+4О-2] [1]
КОЧКАРОВ Ж.А.
Кабардино-Балкарский государственный университет, Нальчик
Озон - газ синего цвета с характерным запахом свежести, молекула диамагнитна и имеет угловое строение. Для центральной атомной частицы характерна sp2 – гибридизация, валентный угол 117 о, π-связь делаколизуется между тремя атомными частицами кислорода. Растворимость его больше, чем кислорода, сильный окислитель, ядовит.

Сероуглерод СS2 растворяет озон, при этом раствор окрашивается в синий цвет, самым лучшим растворителем озона является четыреххлористый углерод ССI4, один объем которого поглощает три объема озона, в этом случае растворение также сопровождается окрашиванием жидкости в синий цвет.

+4О ↔ +4О

-2О О-2 -2О О-2
^

Окислительно-восстановительные свойства озона

Озон обычно представляют как очень сильный окислитель. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием озона обычным методом электронного баланса не представляется возможным. Однако легко реализуется метод протонно-кислородного баланса [1-6].

Обратим внимание еще раз на строение молекулы озона. Между двумя атомными частицами кислорода образуются две ковалентные неполярные связи по обменному механизму за счет двух неспаренных электронов от каждой атомной частицы. Присоединение еще одного атома кислорода происходит по донорно-акцепторному механизму, при котором донором электронов выступает центральная атомная частица (в схеме указана стрелкой), а акцептором электронов –соседняя атомная частица, у которой возникает свободная орбиталь (вакансия) за счет внутриатомного спаривания двух неспаренных электронов. При этом центральной атомной частице приписывают степень окисления (+4), а двум соседним – степень окисления (-2) [1]. Теперь понятно, что озон сильный окислитель за счет атомной частицы кислорода О+4:


О+4 + 2ē = О+2 , О+4 + 4ē = Оо , О+4 + 6ē = О-2 (2)

Однако может проявлять и восстановительные свойства за счет атомных частиц кислорода О-2:

-2 - 4ē = О2о или О-2 - 2ē = Оо (3)

Ниже нами представлены следующие возможные электронные схемы внутримолекулярного окисления-восстановления и восстановления озона:
Схема 1: 2О-2 + О+4 + 2ē = О2о + О-2 , внутримолекулярная ОВР

О3

Схема 2: 2О-2 + О+4 -2ē = О2о + О+2 , внутримолекулярная ОВР

О3

Схема 3: 2О-2 + О+4 = О2о + Оо , внутримолекулярная конмутация

О3

Схема 4: 2О-2 + О+4 + 6ē = 3О-2, проявляет только окислительные

свойства
Схема 5: 2О-2 + О+4 + 2ē = 2О-2 + О+3, проявляет только окислительные

свойства

Как мы сказали выше, озон сильный окислитель за счет атомной частицы кислорода О+4, который в соответствии с полуреакцией (2) и схемой 3 дает атомарный кислород:

О3 = О2о + Оо

О+4 + 4ē = Оо 1

-2 - 4ē = О2о 1

Поэтому большинство окислительно-восстановительных реакций с участием озона можно представить как реакцию с атомарным кислородом, проявляющим сильные окислительные свойства в соответствии с полуреакцией Оо + 2ē = О-2, в связи с чем схемы (3) и (1) можно считать сопряженными, т.е. в начале реализуется схема (3), а затем - (1).

Еще раз обращаем внимание читателя на то, что обычным электронным балансом эти реакции уравнять не представляется возможным, поэтому мы будем пользоваться представленными схемами 1-5 и методом протонно-кислородного баланса [1-6].

NH3(г) + 4О3(г) + КОН = КNО3 + 2H2O + 4О2↑:

N-3 - 8ē = N+5 1

-2 + О+4 + 2ē = О2о + О-2 4, схема 1

или

N-3 - 8ē = N+5 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 4

В полуреакции восстановления озон переходит в кислород, недостаток кислородных частиц в правой части восполняем за счет атомных частиц О-2 что соответствует схеме 1.

Реакция обнаружения озона в воздухе по посинению бумажки, смоченной водным раствором KI в присутствии крахмала:

2KI(р) + O3 + H2O = 2KOH + I2↓ + O2↑:

2I- - 2ē = I2о 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 1 , схема 1

Синяя окраска иодкрахмальной бумаги постепенно исчезает, поскольку между иодом и щелочью протекает реакция:

3I2 + 6КОН = КIO3 + 5KI + 3H2O

В присутствии избытка озона свободный иод окисляется:

I2 + 5O3 + Н2O = 2НIO3 + 5О2

I2о - 10ē = 2I+5 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 5 , схема 1

Или:

2I2 + 9O3 = I(IO3)3 + 9O2

2I2о + 9О-2 - 18ē = I(IO3)3 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 9 , схема 1

В первой полуреакции окисления недостаток кислородных частиц в левой части восполняем за счет частиц О-2, а в полуреакции восстановления недостаток кислородных частиц в правой части восполняем также за счет атомных частиц О-2.

Одной из реакцией на озон является взаимодействия с раствором хлорида марганца (П):

MnCl2 + O3 + 3H2O = Mn(ОН)4 + 2HCl + O2

Мn+2 - 2ē = Мn+4 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 1, схема 1

1% -ный раствор индиго в концентрированной Н2SO4 изменяет цвет от синего до бледно-желтого из-за окисления в изатин по уравнению:

С16Н10О2N2 1% индиго,синий + 2O3 = 2С8Н5O2Nизатин,желтый + 2O2:

С16Н10О2N2 + 2О-2 - 4ē = 2С8Н5O2N 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 2, схема 1

В присутствии озона бесцветный раствор сульфата титанила переходит в желто-оранжевый раствор пертитановой кислоты:

ТіOSO4 + O3 + 2Н2O = Н2ТiO4 + O2 + Н2SO4

Ті+4 - 2ē = Ті+6 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 1 , схема 1

Раствор желтой кровяной соли окрашивается в красно-коричневый:

4[Fе(СN)6]желтый + Н2O + O3 = 2К3[Fе(СN)6]красно-корич + 2КОН + O2

+2 + 1ē = Fе+3 2

О3 + 2ē = О2о + О-2 1

Предлагаем аналогичным образом проанализировать представленные реакции:

МnО2(т) + О3(г) + 2NаОН = Nа2МnО4 + H2O + О2↑:

Мn+4 - 2ē = Мn+6 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 1, схема 1
4МnSO4(p) + 4О3(г) + 12KОН = 4KМnО4 + 4К2SO4 + 6H2O + О2

Мn+2 - 5ē = Мn+7 2

О3 + 2ē = О2о + О-2 5, схема 1

2CrCl3(p) + 3О3(г) + 10КОН = 2К2CrO4 + 6KCl + 5H2O + 3О2↑:

Cr+3 - 3ē = Cr+6 2

О3 + 2ē = О2о + О-2 3, схема 1

О3(г) + Pb(NO3)2(p) + H2O = РbО2 + О2↑ + 2HNO3, схема 1

О3(г) + 3SnCl2(p) + 6HCl(p) = 3SnCl4 + 3H2O:

Sn+2 - 2ē = Sn+4 3

О3 + 6ē = 3О-2 1, схема 1

3(г) + РbS(т) = РbSO4 + 4О2↑:

S-2 - 8ē = S+6 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 4, схема 1

3(г) + 4KОН(т) = 4KО3 + 2H2O + О2↑:

окислитель восстановитель

-2 - 4ē = О2о , 1 щелочь окисляется

О3+ 1ē = -2 + О+3, 4 О3 восстанавливается, схема 5

озонид-ион

или электронный баланс можно записать проще:

4ОН-- 4ē = О2о + 2H2O 1, окисление щелочи

О3 + 1ē = О3- 4, восстановление озона, схема 5

Из первой полуреакции видно, что 2 моль щелочи окисляется, а 2 моль щелочи трансформируется в воду.

С учетом строения озона и озонида электронный баланс можно записать так:

-2 - 4ē = О2о , щелочь окисляется 1

О+4 + 1ē = О+3 , восстановление озона 4
+3О -

-2О О-2

В озонид-ионе О3- центральная атомная частица зарактеризуется sp3 –гибридизацией, валентный угол 108о.

2NH3(г) + 4О3(г) = NH43 + H2O + 4О2

N-3 - 8ē = N+5 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 4, схема 1

NH3(г) + 4О3(г) + КОН = КNО3 + 2H2O + 4О2 :

N-3 - 8ē = N+5 1

О3 + 2ē = О2о + О-2 4, схема 1

Доказательством того, что озон все же проявляет одновременно и восстановительные свойства является реакция с фтороводородом и фтором:

3 + 2НF = ОF2 + 2О2 + H2O:

О3 -2ē = О2о + О+2 1, схема 2

О3 +2ē = О2о + О-2 1, схема 1

О3(г) + F2(г) = ОF2 + О2↑:

F2 + 2ē = 2F- 1

О3 - 2ē = О2о + О+2 1, схема 2

Таким образом, в соответствии со схемами 4 и 5 озон проявляет только окислительные свойства, в остальных случаях- окислительно-восстановительные свойства.

Предлагаем аналогичным образом проанализировать представленные реакции:

О3(г) + 2CuCl2(p) + 2HCl(p) = 2CuCl3 + О2↑ + H2O

О3(г) + KCN(p) = KCNO + О2

О3(г) + (NH2)2CO(т) = N2↑ + CО2 + 2H2O

3(г) + 4МеОН(т) = 4МеО3(т, красн.) + 2H2O + О2↑ (Ме = K, Rb, Cs) или

3(г) + 2МеОН(т) = 2МеО3(т, красн., озониды) + H2O + 5О2↑ (Ме = K, Rb,Cs)

O3 + Рb(ОН)2 = РbО(ОН)2 + O2

3(г) + MeS(т) = MeSO4 + 4О2 (Ме = металлы)

О3(г) + H2S(г) = S↓ + О2 + H2O или 4О3(г) + 3H2S(г) = 3H2SO4

О3(г) + NO(г) = 2 + О2↑; О3(г) + 2NО2(г) = N2О5 + О2

3(г) + C(т) = 2 + 2О2 ; 2О3(г) + S(т) + H2O = H2SO4

О3(г) + 3SО2(г) + 3H2O = 3H2SO4; О3(г) + 2(г) = 3 + О2

3(г) + 2NО2(г) + 2ClО2(г) = 2NО2ClО4 + О2

О3(г) + 6HClО4(безвод) + I2(р) = 2I(ClО4)3 + 3H2O (на холоду)

3(г) + 4N2(г) = 12СО↑ + 3N2

2KI(р) + O3 + H2SO4 = K2SO4 + I2↓ + O2↑+ H2O

Me + О3 = MeO + O2↑ (Me = кроме Au, Pt, Ir)

4Аg + 2O3 = 2Аg2O + 2O2

О3(г) + KO2(т) супероксид = KO3(т) озонид + O2↑,

^ Способы получение озона

- из кислорода (тепловая, электрическая, излучение):

2 ↔ 2O3 - Q

С точки зрения представленных схем (1-5) попробуем проанализировать данную реакцию. Интересно, к какому типу ОВР она относится? Очевидно, реализуется схема, обратная схеме (3). Разделим эту схему на две полуреакций и запишем полуреакции восстановления и окисления раздельно:

Тогда для прямой реакции можно записать следующий электронный баланс:

О2о - 8ē = 2О+4 1

О2о + 4ē = -2 2

Таким образом, прямая реакция является окислительно-восстановительной и относится к межмолекулярной дисмутации [1-6].

Рассмотрим теперь обратную реакцию. Она соответствует схеме (3). Разделим эту схему на две полуреакций и запишем полуреакции восстановления и окисления раздельно:

О+4 + 4ē = Оо 1 2О+4 + 8ē = О2о 1

-2 - 4ē = О2о 1 или 2О-2 - 4ē = О2о 2

Таким образом, данная реакция является окислительно-восстановительной и относится к внутримолекулярной конмутации.

-окислением терпена:

С10Н16 терпен + 56O2 = 10CO2 + 28О3 + 8Н2О

С10Н16 + 20О-2 -56ē = 10CO2 + 16Н+ 1

2O2 + 2ē = О-2 + О3 28 ͦ

-из концентрированной серной кислоты и перманганат калия:

1) 2KMnO4 + H2SO4 = 2НMnO4 + К2SO4 (реакция обмена),

2) 2НMnO42SO4 = Мn2O7 + Н2O + Н2SO4 (реакция дегидратации),

3) Мn2O7 = 2МnO2 + 3O, Мn2O7 = 2МnО + 5O

4) 3O + 3O2 = 3O3 (реакция образования озона)

∑ 6KMnO4 + 9H2SO4 = 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O + 5O3:

Mn+7 +5ē = Mn+2 6

-2 - 6ē = О3 5 или:

Mn+7 +5ē = Mn+2 6

О-2 - 6ē = О+4 5

-получение озона действием концентрированной азотной кислоты

на персульфат аммония:

1) (NH4)2S2O8 персульфат + 2HNO3 = H2S2O8надсерная + 2NH4NO3,

2) H2S2O8 + H2O = 2H2SO4 + О, 3) 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O (t)

4) O + O2 = O3

∑3(NH4)2S2O8 персульфат + 6HNO3 + 3H2O = 6H2SO4 + 6NH4NO3 + O3:

S2O82- +2ē = 2SO42- 3

-2 - 6ē = О3 1

-получение озона при самоокислении влажного белого фосфора:

1) Р4 белый + 12O2 = Р4О6 + 6O3, медленное окисление кислородом воздуха

Р4о - 12ē = +3 1

2O2 + 2ē = О-2 + О3 6

2) 5Р4О6 + 5O2 = 4Р5О10

-получение озона электролизом 50%-ной серной кислоты:

1) Н2SO4 = НSO4- + Н+ (диссоциация),

2) электродные процессы:

катод: 2Н+ + 2e- = Н2 (выделяется водород).

анод: 2НSO4- - 2е- = Н2S2O8 , надсерная

3) Н2S2O8 + 2Н2O = 2Н2SO4 + Н2O + O (выделяется кислород).

4) O + O2 = O3.

ЛИТЕРАТУРА

1.Кочкаров Ж.А. Неорганическая химия в уравнениях реакций. Учебное пособие «Допущено УМО по классическому университетскому образованию» для студентов химических факультетов. Изд-во «Принт-центр», Нальчик, 2011 г. 400с.

2.Кочкаров Ж.А. Химия в уравнениях реакций. Учебное пособие для школьников. Изд-во «Принт-центр», Нальчик, 2011 г. 302с.

3. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных

реакций в неорганической химии. //Материалы международной науч-прак.

конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании»

Грозный, 2010 г. с. 35-40

4. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:

Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

5. Кочкаров Ж.А. Современные проблемы неорганической химии: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом протонно-кислородного баланса// Ш Всероссийская научно-методическая конференция «Иновационные технологии в профессиональном образовании» ГГНТУ, г.Грозный, 2012. С. 33-38.

6. Кочкаров Ж.А. Современные вопросы неорганической химии: Классификация Окислительно-восстановительных реакций // Ш Всероссийская научно-методическая конференция «Иновационные технологии в профессиональном образовании» ГГНТУ, г.Грозный, 2012. С. 233-240.