Skābekļa fizikālās un ķīmiskās īpašības. Skābeklis: fizikālās un ķīmiskās īpašības

Skābekļa atomā ir 8 elektroni, bet iekšējā līmenī ir 2 elektroni un 6 elektroni

Tiek izmantotas arī nitrātu termiskās sadalīšanās metodes:

Skābekļa elektroniskā struktūra (1s

1. Sārmu metālu oksīdu kušanas temperatūras samazinās, palielinoties metāla atomu rādiusam; Tātad,

a) koksne (celuloze):

b) eļļa vai gāze (benzīns C

d) ogleklis (akmens vai kokogles, kokss):

Degšanai ir pakļauti arī vairāki C, H, N, O saturoši savienojumi ar augstu enerģijas rezervi. Skābekli oksidēšanai var izmantot ne tikai no atmosfēras (kā iepriekšējās reakcijās), bet arī no pašas vielas. Lai uzsāktu reakciju, pietiek ar nelielu reakcijas aktivizēšanu, piemēram, sitienu vai kratīšanu. Šajās reakcijās oksīdi ir arī sadegšanas produkti, taču tie visi ir gāzveida un strauji izplešas augstā procesa beigu temperatūrā. Tāpēc šādas vielas ir sprādzienbīstamas. Sprāgstvielu piemēri ir trinitroglicerīns (vai nitroglicerīns) C

Skābeklis ir ķīmiskais elements, kura īpašības tiks apspriestas dažās nākamajās rindkopās. Pievērsīsimies D.I. ķīmisko elementu periodiskajai sistēmai. Mendeļejevs. Elements skābeklis atrodas 2. perioda VI grupā, galvenajā apakšgrupā.

Tajā arī teikts, ka skābekļa relatīvā atomu masa ir 16.

Autors sērijas numurs skābeklis Periodiskajā sistēmā, jūs varat viegli noteikt elektronu skaitu, kas atrodas tā atomā, skābekļa atoma kodollādiņu, protonu skaitu.

Skābekļa valence lielākajā daļā savienojumu ir II. Skābekļa atoms var pievienot divus elektronus un pārvērsties par jonu: O0 + 2ē = O−2.

Ir vērts atzīmēt, ka skābeklis ir visizplatītākais elements uz mūsu planētas. Skābeklis ir daļa no ūdens. Jūras un saldūdeņos ir 89% skābekļa masas. Skābeklis ir atrodams daudzos minerālos un klintis. Masas daļa skābekļa zemes garozā ir aptuveni 47%. Gaiss satur apmēram 23% skābekļa pēc masas.

Skābekļa fizikālās īpašības

Diviem skābekļa atomiem mijiedarbojoties, veidojas vienkāršas skābekļa vielas O2 stabila molekula. Šo vienkāršo vielu, tāpat kā elementu, sauc par skābekli. Nejauciet skābekli kā elementu un skābekli kā vienkāršu vielu!

Skābekļa fizikālās īpašības Tā ir gāze bez krāsas, smaržas un garšas. Ūdenī praktiski nešķīst (istabas temperatūrā un normālā atmosfēras spiedienā skābekļa šķīdība ir aptuveni 8 mg uz litru ūdens).

Skābeklis šķīst ūdenī - 31 ml skābekļa (0,004% pēc masas) izšķīst 1 litrā ūdens 20 ° C temperatūrā. Taču šis daudzums ir pietiekams ūdenstilpēs mītošo zivju elpošanai. Gāzveida skābeklis ir nedaudz smagāks par gaisu: 1 litrs gaisa 0°C un normālā spiedienā sver 1,29 g, bet 1 litrs skābekļa sver 1,43 g.

Spēcīgi atdzesēts skābeklis uzrāda interesantas īpašības. Tātad temperatūrā -183°C skābeklis kondensējas dzidrā kustīgā šķidrumā gaiši zilā krāsā.

Ja šķidro skābekli atdzesē vēl vairāk, tad temperatūrā -218°C skābeklis "sasalst" zilu kristālu veidā. Ja temperatūra tiek pakāpeniski paaugstināta, tad -218°С, cietais skābeklis sāks kust, un kad -183°C- vāra. Tāpēc viršanas un kondensācijas temperatūra, kā arī vielu sasalšanas un kušanas temperatūra ir vienāda.

Djūāra kuģus izmanto šķidrā skābekļa uzglabāšanai un transportēšanai.. Šķidrumu uzglabāšanai un transportēšanai izmanto Djūāra traukus, kuru temperatūrai ilgstoši jāpaliek nemainīgai. Uz Djūāra kuģa ir tā izgudrotāja, skotu fiziķa un ķīmiķa Džeimsa Devara vārds.

Vienkāršākais Dewar trauks ir mājsaimniecības termoss. Kuģa ierīce ir diezgan vienkārša: tā ir kolba, kas ievietota lielā kolbā. Gaiss tiek izvadīts no noslēgtās telpas starp kolbām. Tā kā starp kolbu sienām nav gaisa, iekšējā kolbā ielietais šķidrums ilgstoši neatdziest un nesasilst.

Skābeklis ir paramagnētiska viela, tas ir, šķidrā un cietā stāvoklī to pievelk magnēts.

Dabā ir vēl viena vienkārša viela, kas sastāv no skābekļa atomiem. Tas ir ozons. Ķīmiskā formula ozons O3. Ozons, tāpat kā skābeklis, normālos apstākļos ir gāze. Ozons veidojas atmosfērā zibens izlādes laikā. Raksturīgā svaiguma smarža pēc pērkona negaisa ir ozona smarža.

Ja ozonu iegūst laboratorijā un savāc ievērojamu daudzumu tā, tad lielās koncentrācijās ozonam būs asa nepatīkama smaka. Ozons tiek iegūts laboratorijā īpašās ierīcēs - ozonatori. Ozonators- stikla caurule, kurā tiek ievadīta skābekļa strāva un tiek izveidota elektriskā izlāde. Elektriskā izlāde pārvērš skābekli ozonā:

Atšķirībā no bezkrāsainā skābekļa, ozons ir zila gāze. Ozona šķīdība ūdenī ir aptuveni 0,5 litri gāzes uz 1 litru ūdens, kas ir daudz augstāka nekā skābekļa. Ņemot vērā šo īpašību, ozonu izmanto dezinfekcijai dzeramais ūdens, jo tam ir kaitīga ietekme uz patogēniem.

Zemā temperatūrā ozons uzvedas līdzīgi kā skābeklis. Pie -112°C tas kondensējas šķidrumā violets, un –197°C temperatūrā tas kristalizējas tumši violetu, gandrīz melnu kristālu veidā

Tādējādi varam secināt, ka viena ķīmiskā elementa atomi var veidot dažādas vienkāršas vielas.

Tiek saukta parādība, ka pastāv ķīmiskais elements vairāku vienkāršu vielu veidā allotropija.

Tiek sauktas vienkāršas vielas, ko veido viens un tas pats elements allotropās modifikācijas

nozīmē, skābeklis un ozons ir ķīmiskā elementa skābekļa alotropās modifikācijas. Ir pierādījumi, ka ļoti zemā temperatūrā šķidrā vai cietā stāvoklī skābeklis var pastāvēt O4 un O8 molekulu veidā.

Skābekļa cikls dabā

Skābekļa daudzums atmosfērā ir nemainīgs. Līdz ar to izlietotais skābeklis pastāvīgi tiek papildināts ar jaunu.

Nozīmīgākie skābekļa avoti dabā ir oglekļa dioksīds un ūdens. Skābeklis atmosfērā nonāk galvenokārt fotosintēzes procesa rezultātā, kas notiek augos, saskaņā ar reakcijas shēmu:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Skābeklis var veidoties arī Zemes atmosfēras augšējos slāņos: saules starojuma ietekmē ūdens tvaiki daļēji sadalās, veidojot skābekli.

Skābeklis tiek patērēts elpošanas, degvielas sadegšanas, dažādu vielu oksidēšanās laikā dzīvos organismos, oksidēšanās nenotiek. organisko vielu satur dabā. Liels skābekļa daudzums tiek patērēts tehnoloģiskajos procesos, piemēram, tērauda kausēšanā.

Skābekļa ciklu dabā var attēlot kā diagrammu:

• Skābeklis- VI grupas elements, galvenā apakšgrupa, 2 periodiskās D.I. sistēmas periodi. Mendeļejevs
• Elements skābeklis dabā veido divas alotropiskas modifikācijas: skābeklis O2 un ozons O3
• Ķīmiskā elementa pastāvēšanas parādību vairāku vienkāršu vielu veidā sauc par alotropiju
• Vienkāršas vielas sauc par alotropiskām modifikācijām
• Skābeklis un ozons atšķiras fizikālās īpašības
• Skābeklis- bezkrāsaina gāze, bez smaržas, garšas, praktiski nešķīst ūdenī, -183 ° C temperatūrā kondensējas gaiši zilā šķidrumā. –218°C temperatūrā tas kristalizējas kristālu veidā zilā krāsā
• Ozons- zila gāze ar asu smaku. Labi izšķīdinām ūdenī. Pie -112°С tas kondensējas violetā šķidrumā, kristalizējas kā tumši violeti, gandrīz melni kristāli, pie -197°С
• Šķidrais skābeklis, ozons un citas gāzes tiek uzglabātas Dewar kolbās

DEFINĪCIJA

Skābeklis- Periodiskās tabulas astotais elements. Apzīmējums - O no latīņu valodas "oxygenium". Atrodas otrajā periodā, VIA grupa. Attiecas uz nemetāliem. Kodollādiņš ir 8.

Skābeklis ir visizplatītākais elements zemes garozā. Atmosfēras gaisā tas atrodas brīvā stāvoklī. iesieta forma ir daļa no ūdens, minerāliem, iežiem un visām vielām, no kurām veidojas augu un dzīvnieku organismi. Skābekļa masas daļa zemes garozā ir aptuveni 47%.

Kā vienkārša viela skābeklis ir bezkrāsaina gāze bez smaržas. Tas ir nedaudz smagāks par gaisu: 1 litra skābekļa masa normālos apstākļos ir 1,43 g, bet 1 litra gaisa - 1,293 g. Skābeklis ūdenī izšķīst, lai gan nelielos daudzumos: 100 tilpumos ūdens 0 o C temperatūrā izšķīst 4,9, bet 20 o C - 3,1 tilpumu skābekļa.

Skābekļa atomu un molekulmasa

DEFINĪCIJA

Relatīvā atommasa A r ir vielas atoma molārā masa, dalīta ar 1/12 molārā masa oglekļa atoms-12 (12 C).

Atomu skābekļa relatīvā atomu masa ir 15,999 amu.

DEFINĪCIJA

Relatīvā molekulmasa M r ir molekulas molārā masa, kas attiecas uz 1/12 no oglekļa-12 atoma molārās masas (12 C).

Tas ir bezizmēra lielums.Ir zināms, ka skābekļa molekula ir divatomiskā - O 2 . Skābekļa molekulas relatīvā molekulmasa būs vienāda ar:

M r (O 2) \u003d 15,999 × 2 ≈32.

Skābekļa allotropija un alotropās modifikācijas

Skābeklis var pastāvēt divu allotropu modifikāciju veidā - skābekļa O 2 un ozona O 3 (skābekļa fizikālās īpašības ir aprakstītas iepriekš).

Normālos apstākļos ozons ir gāze. To var atdalīt no skābekļa ar spēcīgu dzesēšanu; ozons kondensējas zilā šķidrumā, kas vārās (-111,9 o C).

Ozona šķīdība ūdenī ir daudz lielāka nekā skābekļa: 100 tilpumi ūdens 0 o C temperatūrā izšķīdina 49 tilpumus ozona.

Ozona veidošanos no skābekļa var izteikt ar vienādojumu:

3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ.

Skābekļa izotopi

Ir zināms, ka dabā skābeklis var būt trīs izotopu formā: 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) un 18 O (0,2%). To masas skaitļi ir attiecīgi 16, 17 un 18. Skābekļa izotopa 16 O atoma kodols satur astoņus protonus un astoņus neitronus, un izotopos 17 O un 18 O ir vienāds protonu skaits, attiecīgi deviņi un desmit neitroni.

Ir divpadsmit radioaktīvie skābekļa izotopi ar masas skaitu no 12 līdz 24, no kuriem stabilākais izotops ir 15 O ar pussabrukšanas periodu 120 s.

skābekļa joni

Skābekļa atoma ārējā enerģijas līmenī ir seši elektroni, kas ir valences:

1s 2 2s 2 2p 4.

Skābekļa atoma struktūra ir parādīta zemāk:

Ķīmiskās mijiedarbības rezultātā skābeklis var zaudēt savus valences elektronus, t.i. būt to donoram, un pārvērsties par pozitīvi lādētiem joniem vai pieņemt elektronus no cita atoma, t.i. būt par to akceptoru un pārvērsties negatīvi lādētos jonos:

O 0 +2e → O 2-;

Apmēram 0 -1e → Aptuveni 1+.

Skābekļa molekula un atoms

Skābekļa molekula sastāv no diviem atomiem - O 2 . Šeit ir dažas īpašības, kas raksturo skābekļa atomu un molekulu:

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Skābeklis ir 16. grupas elements (pēc novecojušās klasifikācijas - VI grupas galvenā apakšgrupa), D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas otrā perioda elements ar atomskaitli 8. To apzīmē ar simbolu O. Skābeklis ir reaktīvs nemetāls un ir vieglākais halkogēna grupas elements. Vienkārša viela skābeklis normālos apstākļos ir bezkrāsaina, bez garšas un smaržas gāze, kuras molekula sastāv no diviem skābekļa atomiem (formula O2), saistībā ar kuriem to sauc arī par dioksīdu]. Šķidrajam skābeklim ir gaiši zila krāsa, bet cietajam skābeklim ir gaiši zili kristāli.

Ir arī citas skābekļa alotropās formas, piemēram, normālos apstākļos zila gāze ar specifisku smaku, kuras molekula sastāv no trim skābekļa atomiem (formula O3).

Meklēšana dabā.Dabiskais skābeklis sastāv no 3 stabiliem izotopiem o16, o17, o18.

Skābeklis vienkāršas vielas veidā o2 ir daļa no atmosfēras gaisa = 21% Saistītā veidā skābekļa elements ir daudzu organisko vielu dažādu minerālu ūdens neatņemama sastāvdaļa.

SAŅEMŠANA. Pašlaik rūpniecībā skābekli iegūst no gaisa. Galvenā rūpnieciskā metode skābekļa iegūšanai ir kriogēnā destilācija. Skābekļa iekārtas, kuru pamatā ir membrānas tehnoloģija, ir arī labi zināmas un veiksmīgi izmantotas rūpniecībā.

Laboratorijās tiek izmantots rūpnieciskais skābeklis, kas tiek piegādāts tērauda cilindros ar spiedienu aptuveni 15 MPa.

Karsējot kālija permanganātu KMnO4, var iegūt nelielu daudzumu skābekļa:

2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Tiek izmantota arī ūdeņraža peroksīda H2O2 katalītiskās sadalīšanās reakcija mangāna(IV) oksīda klātbūtnē:

2H2O2 =MnO2=2H2O + O2

Skābekli var iegūt, katalītiski sadalot kālija hlorātu (bertoleta sāls) KClO3:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Laboratorijas metodes skābekļa iegūšanai ietver sārmu ūdens šķīdumu elektrolīzes metodi, kā arī dzīvsudraba (II) oksīda sadalīšanos (pie t = 100 ° C):

Uz zemūdenēm to parasti iegūst, reaģējot nātrija peroksīdam un oglekļa dioksīds cilvēks izelpo:

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

ĶĪMISKĀ ST_VA. Spēcīgs oksidētājs, mijiedarbojas ar gandrīz visiem elementiem, veidojot oksīdus. Oksidācijas pakāpe ir –2. Parasti oksidācijas reakcija notiek, izdalot siltumu, un paātrinās, palielinoties temperatūrai (skatīt sadedzināšanu). Reakciju piemērs, kas notiek istabas temperatūrā:

4Li + O2 = 2Li2O

Oksidē savienojumus, kas satur elementus ar ne maksimālo oksidācijas pakāpi:

Oksidē lielāko daļu organisko savienojumu:

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

Noteiktos apstākļos ir iespējams veikt vieglu organiskā savienojuma oksidēšanu:

CH3CH2OH +O2 = CH3COOH + H2O

Skābeklis tieši (normālos apstākļos, karsējot un/vai katalizatoru klātbūtnē) reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot Au un inertās gāzes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcijas ar halogēniem notiek elektriskās izlādes vai ultravioletā starojuma ietekmē. Netiešā veidā iegūti zelta oksīdi un smago inerto gāzu (Xe, Rn). Visos divu elementu skābekļa savienojumos ar citiem elementiem skābeklis spēlē oksidētāja lomu, izņemot savienojumus ar fluoru (skatīt zemāk #skābekļa fluorīdi).

Skābeklis veido peroksīdus, kuru skābekļa atoma oksidācijas pakāpe formāli ir vienāda ar –1.

Piemēram, peroksīdus iegūst, sadedzinot sārmu metālus skābeklī:

2Na + O2 = Na2O2

Daži oksīdi absorbē skābekli:

2BaO + O2 = 2BaO2

Saskaņā ar A. N. Baha un K. O. Englera izstrādāto degšanas teoriju oksidēšanās notiek divos posmos, veidojoties starpposma peroksīda savienojumam. Šo starpsavienojumu var izolēt, piemēram, kad degoša ūdeņraža liesmu atdzesē ar ledu, kopā ar ūdeni veidojas ūdeņraža peroksīds:

Superoksīdos skābekļa oksidācijas pakāpe formāli ir −½, tas ir, viens elektrons uz diviem skābekļa atomiem (O−2 jons). Iegūst, mijiedarbojoties peroksīdiem ar skābekli paaugstinātā spiedienā un temperatūrā:

Na2O2 + O2 = 2NaO2

Kālijs K, rubīdijs Rb un cēzijs Cs reaģē ar skābekli, veidojot superoksīdus:

Neorganiskie ozonīdi satur O–3 jonu ar skābekļa oksidācijas pakāpi, kas formāli ir vienāda ar –1/3. Iegūst, ozonam iedarbojoties uz sārmu metālu hidroksīdiem:

2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2

Dioksigeniljonā O2+ skābekļa oksidācijas pakāpe formāli ir +½. Iegūstiet pēc reakcijas:

PtF6 +O2 = O2PtF6

Skābekļa fluorīdi Skābekļa difluorīdu, OF2 skābekļa oksidācijas pakāpe +2, iegūst, laižot fluoru caur sārma šķīdumu:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2

Skābekļa monofluorīds (dioksidifluorīds), O2F2, ir nestabils, skābekļa oksidācijas pakāpe ir +1. Iegūts no fluora un skābekļa maisījuma kvēlizlādei –196 C temperatūrā:

Izlaižot svelmes izlādi caur fluora un skābekļa maisījumu noteiktā spiedienā un temperatūrā, tiek iegūti augstāku skābekļa fluorīdu O3F2, O4F2, O5F2 un O6F2 maisījumi.

Kvantu mehāniskie aprēķini paredz trifluorhidroksonija jona (angļu val.) OF3+ stabilu eksistenci. Ja šis jons patiešām pastāv, tad skābekļa oksidācijas pakāpe tajā būs +4.

Skābeklis atbalsta elpošanas, sadegšanas un sabrukšanas procesus.

Brīvā formā elements pastāv divās allotropās modifikācijās: O2 un O3 (ozons). Kā Pjērs Kirī un Marija Sklodovska-Kirī izveidoja 1899. gadā, reibumā jonizējošā radiācija O2 nonāk O3 OZONĀ. Ozons ir skābekļa alotropa modifikācija, kas sastāv no triatomiskām O3 molekulām. Normālos apstākļos - zilā gāze. Sašķidrināts tas pārvēršas par indigo šķidrumu. Cietā veidā tie ir tumši zili, gandrīz melni kristāli.

CHEM.CB-VA Ozons ir spēcīgs oksidētājs, daudz reaktīvāks nekā divatomiskais skābeklis. Oksidē gandrīz visus metālus (izņemot zeltu, platīnu un irīdiju) līdz augstākajam oksidācijas līmenim. Oksidē daudzus nemetālus. Reakcijas produkts galvenokārt ir skābeklis.

2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2

Ozons palielina oksīdu oksidācijas pakāpi:

NO + O3 = NO2 + O2

Šo reakciju pavada hemiluminiscence. Slāpekļa dioksīdu var oksidēt par slāpekļa anhidrīdu:

2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Ozons reaģē ar oglekli normālā temperatūrā, veidojot oglekļa dioksīdu:

2C +2O3 = 2CO2 + O2

Ozons nereaģē ar amonija sāļiem, bet reaģē ar amonjaku, veidojot amonija nitrātu:

2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O

Ozons reaģē ar ūdeņradi, veidojot ūdeni un skābekli:

O3 + H2 = O2 + H2O

Ozons reaģē ar sulfīdiem, veidojot sulfātus:

PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2

Ozonu var izmantot, lai sērskābe gan no elementārā sēra, gan sēra dioksīda:

S + H2O + O3 = H2SO4

3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4

Visi trīs skābekļa atomi ozonā var individuāli reaģēt alvas hlorīda reakcijā ar sālsskābe un ozons:

3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O

Gāzes fāzē ozons reaģē ar sērūdeņradi, veidojot sēra dioksīdu:

H2S + O3 = SO2 + H2O

V ūdens šķīdums ar sērūdeņradi notiek divas konkurējošas reakcijas, viena ar elementārā sēra veidošanos, otra ar sērskābes veidošanos:

H2S + O3 = S + O2 + H2O

3H2S + 4O3 = 3H2SO4

Apstrādājot ar ozonu joda šķīdumu aukstā bezūdens perhlorskābē, var iegūt joda (III) perhlorātu:

I2 + 6HClO4 + O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O

Cietu nitrila perhlorātu var iegūt gāzveida NO2, ClO2 un O3 reakcijā:

2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2

Ozons var piedalīties degšanas reakcijās, savukārt degšanas temperatūra ir augstāka nekā ar divatomu skābekli:

3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2

Ozons var iesaistīties ķīmiskās reakcijās zemā temperatūrā. 77 K (-196 °C) temperatūrā atomu ūdeņradis reaģē ar ozonu, veidojot superoksīda radikāli ar ozona dimerizāciju:

H + O3 = HO2. + O

2HO2 . = H2O2 +O2

Ozons var veidot neorganiskus ozonīdus, kas satur O3-anjonu. Šie savienojumi ir sprādzienbīstami, un tos var uzglabāt tikai zemā temperatūrā. Ir zināmi visu sārmu metālu ozonīdi (izņemot Franciju). KO3, RbO3 un CsO3 var iegūt no atbilstošajiem superoksīdiem:

KO2 + O3 = KO3 + O2

Kālija ozonīdu var iegūt citā veidā no kālija hidroksīda:

2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O

NaO3 un LiO3 var iegūt, CsO3 iedarbojoties šķidrā amonjakā NH3 uz jonu apmaiņas sveķiem, kas satur Na+ vai Li+ jonus:

CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3

Kalcija šķīduma amonjakā apstrāde ar ozonu noved pie amonija ozonīda, nevis kalcija veidošanās:

3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O

Ozonu var izmantot mangāna atdalīšanai no ūdens, veidojot nogulsnes, kuras var atdalīt filtrējot:

2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+

Ozons pārvērš toksiskos cianīdus mazāk bīstamos cianātos:

CN- + O3 = CNO- + O2

Ozons var pilnībā sadalīt urīnvielu:

(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O

Ozona mijiedarbība ar organiskiem savienojumiem ar aktivētu vai terciāro oglekļa atomu zemā temperatūrā rada atbilstošus hidrotrioksīdus.

SAŅEMŠANA. Ozons veidojas daudzos procesos, ko pavada atomu skābekļa izdalīšanās, piemēram, sadaloties peroksīdiem, oksidējoties fosforam utt.

Rūpniecībā to iegūst no gaisa vai skābekļa ozonizatoros, iedarbojoties ar elektrisko izlādi. O3 sašķidrinās vieglāk nekā O2, tāpēc to ir viegli atdalīt. Ozonu ozona terapijai medicīnā iegūst tikai no tīra skābekļa. Apstarojot gaisu ar cieto ultravioleto starojumu, veidojas ozons. Tas pats process notiek atmosfēras augšējos slāņos, kur saules starojuma ietekmē veidojas un uztur ozona slāni.

Laboratorijā ozonu var iegūt, atdzesētu koncentrētu sērskābi reaģējot ar bārija peroksīdu:

3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O

Peroksīdi ir sarežģītas vielas, kurās skābekļa atomi ir saistīti viens ar otru. Peroksīdi viegli atbrīvo skābekli. Priekš neorganiskās vielas ieteicams lietot terminu peroksīds, organiskām vielām un mūsdienās krievu valodā bieži lieto terminu peroksīds. Daudzu organisko vielu peroksīdi ir sprādzienbīstami (acetona peroksīds), jo īpaši tie viegli veidojas fotoķīmiski, ilgstoši izgaismojot ēteri skābekļa klātbūtnē. Tāpēc pirms destilācijas daudziem ēteriem (dietilēterim, tetrahidrofurānam) ir jāpārbauda peroksīdu neesamība.

Peroksīdi palēnina olbaltumvielu sintēzi šūnā.

Atkarībā no struktūras izšķir īstos peroksīdus, superoksīdus un neorganiskos ozonīdus. Neorganiskie peroksīdi bināru vai kompleksu savienojumu veidā ir zināmi gandrīz visiem elementiem. Sārmu un sārmzemju metālu peroksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošu hidroksīdu un ūdeņraža peroksīdu.

Organiskos peroksīdus iedala dialkilperoksīdos, alkilhidroperoksīdos, diacilperoksīdos, acilhidroperoksīdos (peroksokarbonskābes) un cikliskajos peroksīdos. Organiskie peroksīdi ir termiski nestabili un bieži vien ir sprādzienbīstami. Izmanto kā brīvo radikāļu avotu organiskajā sintēzē un rūpniecībā

Halogenīdi (halogenīdi) - halogēnu savienojumi ar citiem ķīmiskie elementi vai radikāļi. Šajā gadījumā savienojumā iekļautajam halogēnam jābūt elektronnegatīvam; Tādējādi broma oksīds nav halogenīds.

Saskaņā ar savienojumā iesaistīto halogēnu halogenīdus sauc arī par fluorīdiem, hlorīdiem, bromīdiem, jodīdiem un astatīdiem. Sudraba halogenīdus vislabāk pazīst ar šo nosaukumu, jo sudraba halogenīdu fotografējot ar filmu masveida izplatību.

Halogēnu savienojumus savā starpā sauc par interhalogēniem savienojumiem vai starphalogēnu savienojumiem (piemēram, joda pentafluorīds IF5).

Halogenīdos halogēnam ir negatīvs oksidācijas stāvoklis, bet elementam ir pozitīvs.

Halogenīdu jons ir negatīvi lādēts halogēna atoms.