Oksigen adalah karakteristik suatu unsur, kelimpahannya di alam, sifat fisik dan kimia, produksi. Karakteristik komparatif fluor dan klorin Karakteristik umum elemen

Oksigen O memiliki nomor atom 8, terletak pada subgrup utama (subgrup a) VI kelompok, pada periode kedua. Dalam atom oksigen, elektron valensi terletak pada tingkat energi ke-2, yang hanya memiliki S- dan P-orbita. Ini mengecualikan kemungkinan transisi atom O ke keadaan tereksitasi, oleh karena itu, oksigen dalam semua senyawa menunjukkan valensi konstan yang sama dengan II. Memiliki elektronegativitas tinggi, atom oksigen selalu bermuatan negatif dalam senyawa (s.r. = -2 atau -1). Pengecualian adalah fluorida OF 2 dan O 2 F 2.

Untuk oksigen, bilangan oksidasinya adalah -2, -1, +1, +2

Karakteristik umum dari elemen

Oksigen adalah unsur yang paling melimpah di Bumi, terhitung sedikit kurang dari setengah, 49% dari total massa kerak bumi. Oksigen alami terdiri dari 3 isotop stabil 16 O, 17 O dan 18 O (16 O berlaku). Oksigen adalah bagian dari atmosfer (20,9% volume, 23,2% massa), air dan lebih dari 1400 mineral: silika, silikat dan aluminosilikat, kelereng, basal, hematit, serta mineral dan batuan lainnya. Oksigen membentuk 50-85% dari massa jaringan tumbuhan dan hewan, karena terkandung dalam protein, lemak, dan karbohidrat yang membentuk organisme hidup. Peran oksigen untuk respirasi dan untuk proses oksidasi sudah diketahui dengan baik.

Oksigen relatif sedikit larut dalam air - 5 volume dalam 100 volume air. Namun, jika semua oksigen terlarut dalam air masuk ke atmosfer, maka itu akan menempati volume yang sangat besar - 10 juta km 3 (n.u). Ini sama dengan sekitar 1% dari semua oksigen di atmosfer. Terbentuknya atmosfer oksigen di bumi disebabkan oleh proses fotosintesis.

Ditemukan oleh orang Swedia K. Scheele (1771 - 1772) dan orang Inggris J. Priestley (1774). Pemanasan nitrat yang pertama digunakan, yang kedua - merkuri oksida (+2). Nama itu diberikan oleh A. Lavoisier ("oksigenium" - "melahirkan asam").

Dalam bentuk bebas, ia ada dalam dua modifikasi alotropik - oksigen "biasa" O2 dan ozon O3.

Struktur molekul ozon

3O 2 = 2O 3 - 285 kJ
Ozon di stratosfer membentuk lapisan tipis yang menyerap sebagian besar radiasi ultraviolet yang berbahaya secara biologis.
Selama penyimpanan, ozon secara spontan berubah menjadi oksigen. Oksigen O 2 secara kimiawi kurang aktif dibandingkan ozon. Keelektronegatifan oksigen adalah 3,5.

Sifat fisik oksigen

O 2 - gas tanpa warna, bau dan rasa, jadi pl. –218,7 ° , b.p. -182,96 ° C, paramagnetik.

Cairan O 2 berwarna biru, padatan berwarna biru. O 2 larut dalam air (lebih baik dari nitrogen dan hidrogen).

Produksi oksigen

1. Metode industri - distilasi udara cair dan elektrolisis air:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. Di laboratorium, oksigen diperoleh:
1. Elektrolisis larutan berair alkali atau larutan berair garam yang mengandung oksigen (Na 2 SO 4, dll.)

2. Dekomposisi termal kalium permanganat KMnO 4:
2KMnO 4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2,

Garam Berthollet KClO 3 :
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (katalis MnO 2)

Mangan oksida (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Barium peroksida BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Dengan dekomposisi hidrogen peroksida:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (katalis MnO 2)

4. Dekomposisi nitrat:
2KNO3 → 2KNO2 + O2

Pada pesawat luar angkasa dan kapal selam, oksigen diperoleh dari campuran K 2 O 2 dan K 2 O 4 :
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Secara keseluruhan:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Saat menggunakan K 2 O 2, reaksi keseluruhan terlihat seperti ini:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Jika Anda mencampur K 2 O 2 dan K 2 O 4 dalam jumlah molar yang sama (yaitu equimolar), maka satu mol O 2 akan dilepaskan per 1 mol CO 2 yang diserap.

Sifat kimia oksigen

Oksigen mendukung pembakaran. Pembakaran - b Proses oksidasi cepat suatu zat, disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas dan cahaya. Untuk membuktikan bahwa botol itu mengandung oksigen, dan bukan gas lain, serpihan yang membara harus dicelupkan ke dalam botol. Dalam oksigen, serpihan yang membara menyala terang. Pembakaran berbagai zat di udara adalah proses redoks di mana oksigen adalah agen pengoksidasi. Oksidator adalah zat yang "mengambil" elektron dari zat pereduksi. Sifat pengoksidasi yang baik dari oksigen dapat dengan mudah dijelaskan oleh struktur kulit elektron terluarnya.

Cangkang valensi oksigen terletak di tingkat 2 - relatif dekat dengan nukleus. Oleh karena itu, inti sangat menarik elektron ke dirinya sendiri. Pada kulit valensi oksigen 2s 2 2p 4 ada 6 elektron. Akibatnya, dua elektron hilang ke oktet, yang oksigen berusaha untuk mengambil dari kulit elektron elemen lain, masuk ke dalam reaksi dengan mereka sebagai agen pengoksidasi.

Oksigen memiliki elektronegativitas kedua (setelah fluorin) dalam skala Pauling. Oleh karena itu, di sebagian besar senyawanya dengan unsur lain, oksigen memiliki negatif keadaan oksidasi. Oksidan yang lebih kuat dari oksigen hanya tetangganya pada periode itu - fluor. Oleh karena itu, senyawa oksigen dengan fluor adalah satu-satunya di mana oksigen memiliki keadaan oksidasi positif.

Jadi, oksigen adalah oksidator paling kuat kedua di antara semua elemen Tabel Periodik. Sebagian besar sifat kimia terpentingnya terkait dengan ini.
Semua unsur bereaksi dengan oksigen, kecuali Au, Pt, He, Ne dan Ar, dalam semua reaksi (kecuali interaksi dengan fluor) oksigen adalah oksidator.

Oksigen mudah bereaksi dengan logam alkali dan alkali tanah:

4Li + O2 → 2Li2O,

2K + O2 → K2O2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Serbuk besi halus (disebut besi piroforik) menyala secara spontan di udara, membentuk Fe 2 O 3, dan kawat baja terbakar dalam oksigen jika dipanaskan terlebih dahulu:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Oksigen bereaksi dengan non-logam (sulfur, grafit, hidrogen, fosfor, dll.) ketika dipanaskan:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2, dll.

Hampir semua reaksi yang melibatkan oksigen O2 bersifat eksotermik, dengan pengecualian yang jarang, misalnya:

N2 + O2 → 2TIDAK - Q

Reaksi ini berlangsung pada suhu di atas 1200 o C atau dalam pelepasan listrik.

Oksigen mampu mengoksidasi zat-zat kompleks, misalnya:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (oksigen berlebih),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (kekurangan oksigen),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (tanpa katalis),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (dengan adanya katalis Pt),

CH 4 (metana) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (pirit) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Senyawa yang diketahui mengandung kation dioksigenil O 2 +, misalnya, O 2 + - (keberhasilan sintesis senyawa ini mendorong N. Bartlett untuk mencoba memperoleh senyawa gas inert).

Ozon

Ozon secara kimiawi lebih reaktif daripada oksigen O2. Jadi, ozon mengoksidasi iodida - ion I - dalam larutan Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Ozon sangat beracun, sifat beracunnya lebih kuat daripada, misalnya, hidrogen sulfida. Namun, di alam, ozon yang terkandung di lapisan atmosfer yang tinggi berperan sebagai pelindung semua kehidupan di Bumi dari radiasi ultraviolet matahari yang berbahaya. Lapisan ozon tipis menyerap radiasi ini dan tidak mencapai permukaan bumi. Ada fluktuasi yang signifikan dalam ketebalan dan panjang lapisan ini dari waktu ke waktu (yang disebut lubang ozon), alasan fluktuasi tersebut belum diklarifikasi.

Aplikasi oksigen O 2: untuk mengintensifkan proses memperoleh besi dan baja, saat peleburan logam non-ferrous, sebagai oksidator di berbagai industri kimia, untuk penyangga kehidupan di kapal selam, sebagai oksidator untuk bahan bakar roket (oksigen cair), dalam kedokteran, saat pengelasan dan memotong logam.

Aplikasi Ozon O 3: untuk desinfeksi air minum, air limbah, udara, untuk pemutihan kain.

Tes kimia kelas 9

Ujian akhir kimia kelas 9

Varian disiapkan oleh G.R. Subkhanova

Pilihan 1

Unsur-unsur nitrogen dan fluor memiliki kesamaan

1) jumlah total elektron

2) jumlah tingkat energi yang diselesaikan

3) jumlah elektron pada tingkat terluar

4) jumlah proton dalam inti

Menjawab:

Dalam deret unsur kimia B → C → N

1) muatan inti atom berkurang

2) sifat asam dari hidroksida yang terbentuk meningkat

3) jumlah level elektronik meningkat

4) elektronegativitas meningkat

5) jari-jari atom bertambah

Menjawab:

Jenis ikatan kimia yang sama memiliki

1) kalium sulfat dan oksida nitrat (I)

2) hidrogen bromida dan aluminium oksida

3) tembaga dan natrium klorida

4) oksigen dan silikon

Menjawab:

Ketika berinteraksi dengan zat yang ditunjukkan, hidrogen merupakan zat pengoksidasi?

1) oksigen

Menjawab:

Interaksi aluminium dengan besi (III) oksida mengacu pada reaksi

1) senyawa, redoks

2) pertukaran, eksotermik

3) redoks, substitusi

4) netralisasi, endotermik

Menjawab:

Jumlah terbesar kation terbentuk pada disosiasi lengkap 1 mol

1) kalium fosfat

2) natrium nitrat

3) tembaga (II) sulfat

4) besi (III) klorida

Menjawab:

Baik larutan natrium sulfat dan larutan natrium karbonat berinteraksi dengan

1) aluminium fosfat

2) seng hidroksida

3) barium klorida

4) asam nitrat

Menjawab:

Besi (III) oksida bereaksi dengan

1) aluminium hidroksida

2) magnesium klorida

3) asam nitrat

4) aluminium oksida

Menjawab:

Untuk asetilena, pernyataan berikut ini benar:

1) molekul terdiri dari dua atom karbon dan dua atom hidrogen

2) adalah hidrokarbon jenuh

3) atom karbon dalam molekul dihubungkan oleh ikatan rangkap

4) bereaksi dengan klorin

5) selama dekomposisi, karbon dioksida dan hidrogen terbentuk

Menjawab:

Menetapkan korespondensi antara rumus zat dan reagen, yang masing-masing dapat berinteraksi.

FORMULA BAHAN REAGEN

A) H 2 1) CuO, N 2

B) HBr 2) NO 2, Na 2 SO 4

B) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Menjawab:

Skema transformasi diberikan: AlCl 3 → Al (OH) 3 → X → NaAlO 2

Tulis persamaan reaksi molekuler yang dapat digunakan untuk melakukan transformasi yang ditunjukkan

Larutan:

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl

2Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO2

Setelah melewati larutan kalium hidroksida 2,24 liter sulfur dioksida (NU), diperoleh 252,8 g larutan kalium sulfit. Hitung fraksi massa garam dalam larutan yang dihasilkan.

Larutan:

2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O

2) Hitung massa dan jumlah zat kalium sulfit yang diperoleh dari reaksi:

Menurut persamaan reaksin(JADI 2 ) = n(K 2 JADI 3 ) = 0,1 mol

m (K 2 SO 3) = n (K 2 SO 3) * M (K 2 SO 3) = 0,1tahi lalat * 158 G/ tahi lalat = 15.8 G

3) Tentukan fraksi massa kalium sulfit dalam larutan:

Jawaban: 6,25%

pilihan 2

Dalam atom suatu unsur, dua tingkat energi diisi dengan elektron, dan yang ketiga berisi 6 elektron. Elemen apa itu?

1) silikon

2) karbon

3) oksigen

Menjawab

Dalam deret unsur kimia Be → Mg → Ca

1) bilangan oksidasi tertinggi menurun

2) jari-jari atom bertambah

3) nilai keelektronegatifan meningkat

4) sifat utama dari hidroksida yang terbentuk ditingkatkan

5) jumlah elektron di tingkat terluar berkurang

Menjawab:

Ikatan kimia dalam molekul amonium klorida

1) kovalen non-polar

2) kutub kovalen

4) hidrogen

Menjawab:

Karbon masuk ke dalam reaksi substitusi dengan

1) besi (III) oksida

2) oksigen

4) asam sulfat

Menjawab:

Larutan:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 + K 2 JADI 4 terbentuknya endapan biru

Menjawab:

Larutan:

Asam nitrat adalah asam kuat. oleh karena itu, dalam larutan berair, ia benar-benar terdisosiasi menjadi ion.

Menjawab:

Larutan:
Logam aktif bereaksi dengan air pada suhu kamar

Menjawab:

Larutan:

Amonium klorida dan barium sulfat bereaksi dengan perak nitrat, di mana hanya amonium klorida dengan kalsium hidroksida.

Menjawab:

Larutan:

Etilen merupakan hidrokarbon tak jenuh (alkena) yang mengandung ikatan rangkap, sehingga dapat mengalami reaksi polimerisasi.C 2 H 4 M = 28g / mol

Larutan:

Magnesium:Mg + I2 = MgI2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Oksida sulfur(VI) -AC id oksida:SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + Na2O = Na2SO4

ZnBr 2 -garam:ZnBr 2 + Cl 2 = ZnCl 2 + Br 2

ZnBr2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KBr

A	B	V
1	2	4

Menetapkan korespondensi antara zat gas dan metode laboratorium untuk pengenalannya. Untuk setiap elemen di kolom pertama, cocokkan elemen yang sesuai dari kolom kedua.

Tuliskan angka-angka dalam jawaban, atur dalam urutan yang sesuai dengan huruf:

Skema transformasi diberikan: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Tuliskan persamaan reaksi molekuler yang dapat digunakan untuk melakukan transformasi yang ditunjukkan.

Larutan:

FeCl 2 + 2KOH → Fe (OH) 2 + 2 KCl

Fe (OH) 2 + H 2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

Ketika kelebihan larutan kalium karbonat berinteraksi dengan larutan barium nitrat 10%, 1,97 g endapan jatuh. Tentukan massa larutan barium nitrat yang diambil untuk percobaan.

Larutan:

1) Mari kita buat persamaan reaksi:

K 2 BERSAMA 3 + ba(TIDAK 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 TAHU 3

2) Hitung jumlah zat barium karbonat yang diperoleh dari reaksi:

Menurut persamaan reaksin(BaCO 3 ) = n(ba(TIDAK 3 ) 2 = 0,01 mol

m (Ba (NO 3) 2) = n (Ba (NO 3) 2) * M ((Ba (NO 3) 2) = 0,01tahi lalat * 261 G/ tahi lalat = 2.61 G

3) Tentukan massa larutan (ba(TIDAK 3 ) 2):

Jawaban: 26.1g

Semua unsur kimia, tergantung pada struktur dan sifat atom, dibagi menjadi logam, non-logam, dan gas mulia. Juga, zat sederhana yang dibentuk oleh unsur-unsur diklasifikasikan menjadi logam dan non-logam, berdasarkan sifat fisik dan kimianya. Anda belajar tentang logam di bab sebelumnya. Sekarang mari kita beralih ke pembahasan non-logam.

Kata "non-logam" itu sendiri menunjukkan bahwa sifat-sifat unsur non-logam dan zat sederhana yang sesuai berlawanan dengan sifat-sifat logam.

Jika atom logam dicirikan oleh jari-jari yang relatif besar dan sejumlah kecil elektron (1-3) di tingkat eksternal, atom bukan logam, sebaliknya, dicirikan oleh jari-jari atom yang kecil dan jumlah elektron pada tingkat energi eksternal dari 4 sampai 8 (boron memiliki 3 elektron, tetapi atom unsur ini memiliki jari-jari kecil). Oleh karena itu kecenderungan atom logam untuk melepaskan elektron eksternal, yaitu, sifat pereduksi, dan untuk atom nonlogam - keinginan untuk menerima elektron yang hilang ke delapan yang didambakan, yaitu sifat pengoksidasi. Sifat-sifat ini dicirikan oleh posisi non-logam dalam deret keelektronegatifan. Jadi, fluor hanya menunjukkan sifat pengoksidasi, dan oksigen menunjukkan sifat pereduksi secara eksklusif dalam kaitannya dengan fluor, dll.

Di antara 114 unsur kimia yang dikenal saat ini (92 di antaranya ditemukan di alam), 22 unsur diklasifikasikan sebagai non-logam. Kita telah membicarakan tentang susunan logam dan nonlogam dalam Tabel Periodik D. I. Mendeleev pada bab sebelumnya. Di sini kami mencatat sekali lagi bahwa dalam Tabel Periodik D.I.

Beras. 71.
Posisi unsur kimia-non-logam (ditandai dengan warna merah) dalam Tabel Periodik D.I.Mendeleev

Sifat-sifat zat sederhana yang dibentuk oleh nonlogam sangat beragam. Meskipun ada lebih sedikit non-logam dibandingkan dengan logam, sulit untuk membedakan karakteristik umum mereka.

Nilai sendiri: hidrogen H 2, oksigen O 2 dan ozon O 2, fluor F 2, klorin Cl 2, nitrogen N 2 adalah gas dalam kondisi normal, bromin Br 2 adalah cairan, dan boron, karbon (berlian dan grafit), silikon, fosfor (merah dan putih), belerang (plastik dan belah ketupat), selenium, telurium, yodium I 2, astatin adalah padatan.

Jika sebagian besar logam dicirikan oleh warna putih keperakan, maka warna non-logam - zat sederhana mencakup semua warna spektrum: merah (fosfor merah, brom cair merah-coklat), kuning (sulfur), hijau (klorin adalah gas kuning-hijau), ungu (uap yodium).

Titik leleh non-logam berada dalam kisaran yang sangat luas: dari 3800 ° C untuk grafit hingga -259 ° C untuk hidrogen. Fitur sifat-sifat non-logam ini adalah konsekuensi dari pembentukan dua jenis kisi kristal oleh mereka: molekul (O 2, O 2, N 2, halogen, fosfor putih, dll.) Dan atom (berlian, grafit, silikon, boron, dll). Struktur kisi kristal yang berbeda juga menjelaskan fenomena alotropi (ingat apa itu). Misalnya, unsur fosfor membentuk zat sederhana dengan kisi kristal molekul - fosfor putih, yang molekulnya memiliki komposisi P 4, dan zat sederhana dengan kisi kristal atom - fosfor merah R.

Alasan kedua untuk alotropi dikaitkan dengan jumlah atom yang berbeda dalam molekul zat sederhana. Contoh tipikal adalah zat sederhana yang dibentuk oleh oksigen: oksigen O2 dan ozon O3.

Tidak seperti oksigen O 2 yang tidak berwarna dan tidak berbau, ozon adalah gas berwarna biru muda dengan bau yang menyengat.

Anda sudah tahu dari tahun lalu bahwa campuran ozon di udara, yang muncul setelah badai petir, memberikan perasaan kesegaran yang menyenangkan; mengandung ozon di udara hutan pinus dan pantai laut.

Di alam, ozon dibentuk oleh pelepasan listrik atau oksidasi zat resin organik, serta oleh aksi sinar ultraviolet pada oksigen. Di laboratorium, itu diperoleh dalam perangkat khusus - ozonizer (Gbr. 72) dengan bekerja pada oksigen dengan pelepasan listrik yang tenang (tanpa percikan).

Beras. 72.
Ozonizer

Ozon adalah zat pengoksidasi yang jauh lebih kuat daripada oksigen. Penerapannya didasarkan pada kemampuan pengoksidasi ozon yang kuat: pemutihan kain, penghilang bau (penghilangan bau) lemak dan minyak, desinfeksi udara dan air minum.

Ozon sangat penting untuk pelestarian semua kehidupan di planet kita. Mari kita ingat bahwa lapisan ozon Bumi (Gbr. 73), yang terletak di ketinggian 20-25 km, memerangkap radiasi ultraviolet, yang memiliki efek merusak pada sel-sel organisme hidup. Oleh karena itu, dapat dimengerti betapa pentingnya menjaga “pelindung ozon” planet ini, yang sangat sensitif terhadap aksi berbagai bahan kimia, dari kehancuran.

Beras. 73.
Lapisan ozon bumi

Ozon diklasifikasikan sebagai komponen variabel udara. Bahkan pada akhir abad ke-18. A. Lavoisier menetapkan bahwa udara bukanlah zat sederhana, tetapi campuran gas non-logam: nitrogen N 2 (menyumbang 4/5 volume udara) dan oksigen O 2 (dengan fraksi volume 1/5 ). Selanjutnya, konsep komposisi udara disempurnakan. Saat ini, ada komponen udara konstan, variabel dan acak.

Konstituen permanen udara adalah nitrogen, oksigen, dan gas mulia (argon, helium, neon, dll.). Kandungan mereka di troposfer adalah sama (Tabel 6).

Tabel 6
Komposisi udara

Konstituen variabel udara adalah karbon dioksida (sekitar 0,03% volume), uap air dan ozon (sekitar 0,00004% volume). Konten mereka dapat sangat bervariasi tergantung pada kondisi alam dan industri.

Konstituen acak udara termasuk debu, mikroorganisme, serbuk sari tanaman, beberapa gas, termasuk yang membentuk hujan asam: oksida belerang, nitrogen, dll.

Udara, bebas dari konstituen variabel dan acak, transparan, tanpa warna, rasa dan bau, 1 liter di n. pada. memiliki massa 1,29 g. Massa molar udara dengan volume 22,4 liter (1 mol) adalah 29 g / mol.

Udara adalah lautan gas, di mana manusia, hewan, dan tumbuhan hidup di dasarnya. Sangat penting untuk respirasi dan fotosintesis. Oksigen udara yang terlarut dalam air berfungsi untuk pernapasan penghuni lingkungan perairan (ikan, tumbuhan air).

Peran udara dalam proses pelapukan (penghancuran) batuan dan pembentukan tanah sangat besar (Gbr. 74). Di bawah pengaruh udara dan bakteri, residu organik termineralisasi - zat organik usang diubah menjadi senyawa mineral dan diserap kembali oleh tanaman.

Beras. 74.
Sebagai hasil dari pelapukan, batuan dengan bentuk yang aneh terbentuk.

Nitrogen, argon dan oksigen diperoleh dari udara cair menggunakan titik didih yang berbeda (Gbr. 75). Saat menyuling udara cair, nitrogen adalah yang pertama menguap.

Beras. 75.
Distilasi udara cair:
a - diagram proses; c - instalasi industri

Kata dan konsep baru

Unsur-logam dan unsur-non-logam. Struktur atom nonlogam.
Zat sederhana - logam dan zat sederhana - non-logam.
Alotropi. Oksigen dan ozon.
Komposisi udara.

Tugas belajar mandiri

Tentukan berapa kali lebih berat (lebih ringan) daripada oksigen udara, karbon dioksida, hidrogen, yaitu, tentukan kerapatan relatif gas-gas ini di udara (D udara).
Mengetahui komposisi volumetrik udara, temukan jumlah zat masing-masing gas: nitrogen dan oksigen dalam 100 liter udara pada n. pada.
Tentukan jumlah molekul: a) oksigen; b) nitrogen yang terkandung dalam 22,4 liter udara pada n. pada.
Hitung volume udara (n.u.) yang akan diperlukan untuk membakar 20 m 3 hidrogen sulfida, jika ini menghasilkan air dan sulfur oksida (IV). Hitung massa udara ini.
Siapkan pesan tentang penggunaan oksigen.
Apa itu lubang ozon? Bagaimana mencegah penampilan mereka?

Unsur-unsur fluor, klor, brom, yodium dan astatin yang termasuk dalam subkelompok utama kelompok VII disebut halogen. Nama ini, yang secara harfiah berarti "mengandung garam", unsur-unsur yang diterima karena kemampuannya berinteraksi dengan logam untuk membentuk garam khas, seperti natrium klorida NaCl.

Kulit elektron terluar atom halogen mengandung tujuh elektron - dua untuk s- dan lima untuk orbital p (ns2np5). Halogen memiliki afinitas elektron yang signifikan. atom mereka dengan mudah melampirkan elektron, membentuk ion negatif bermuatan tunggal, yang memiliki struktur elektronik dari gas mulia yang sesuai (ns2np6). Kecenderungan untuk melampirkan elektron mencirikan halogen sebagai non-logam yang khas. Struktur serupa dari kulit elektron terluar menentukan kesamaan besar halogen satu sama lain, yang memanifestasikan dirinya baik dalam sifat kimianya maupun dalam jenis dan sifat senyawa yang mereka bentuk. Tetapi, seperti yang ditunjukkan oleh perbandingan sifat-sifat halogen, ada juga perbedaan yang signifikan di antara mereka.

Dengan peningkatan jumlah ordinal elemen dalam seri F - At, jari-jari atom meningkat, keelektronegatifan berkurang, dan sifat non-logam dan kemampuan mengoksidasi elemen melemah.

Tidak seperti halogen lainnya, fluor dalam senyawanya selalu dalam keadaan oksidasi -1, karena memiliki elektronegativitas tertinggi di antara semua unsur. Sisa halogen menunjukkan berbagai keadaan oksidasi dari -1 hingga +7.

Dengan pengecualian beberapa oksida, yang akan dibahas di bawah, semua senyawa halogen sesuai dengan bilangan oksidasi ganjil. Pola ini disebabkan oleh kemungkinan eksitasi berurutan elektron berpasangan pada atom Cl, Br, I, dan At ke sublevel d, yang menyebabkan peningkatan jumlah elektron yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kovalen menjadi 3, 5 , atau 7.

Molekul zat sederhana yang dibentuk oleh atom halogen adalah diatomik. Ketika jari-jari atom meningkat dalam deret F, Cl, Br, I, At, polarisasi molekul meningkat. Akibatnya, interaksi dispersi antarmolekul ditingkatkan, yang mengarah pada peningkatan titik leleh dan titik didih halogen.

Pada deret Cl 2 - Br 2 -I 2, kekuatan ikatan antar atom dalam molekul berangsur-angsur berkurang. Penurunan kekuatan ikatan dalam molekul halogen dimanifestasikan dalam penurunan ketahanannya terhadap pemanasan. Fluor keluar dari pola umum: kekuatan ikatan antara atom dalam molekulnya lebih kecil, dan derajatnya disosiasi termal molekul lebih tinggi daripada klorin... Sifat anomali fluor dapat dijelaskan dengan tidak adanya subkulit d di kulit elektron terluar atomnya. Ada orbital d bebas dalam klorin dan molekul halogen lainnya, dan oleh karena itu ada interaksi donor-akseptor tambahan antara atom, yang memperkuat ikatan.

Ketika molekul F2 terbentuk, penurunan energi elektron dicapai karena interaksi 2p-AO dengan elektron atom fluor yang tidak berpasangan (sistem 1 + 1). Sisa p-AO dari pasangan elektron bebas dapat dianggap tidak berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Ikatan kimia dalam molekul Cl2, selain interaksi analog dari valensi 3p-AO atom klorin (sistem 1 + 1), juga terbentuk karena interaksi 3p-AO dari pasangan elektron bebas satu atom klorin dengan 3d-AO kosong lainnya (2 + 0 sistem). Akibatnya, orde ikatan pada molekul C1 2 lebih besar dari pada molekul F 2, dan ikatan kimianya lebih kuat.

Halogen, karena aktivitas kimianya yang tinggi, ditemukan di alam secara eksklusif dalam keadaan terikat - terutama dalam bentuk garam asam hidrohalat.

Fluor terjadi di alam paling sering dalam bentuk mineral fluorspar CaF 2.

Senyawa alami yang paling penting klorin adalah natrium klorida (garam meja) NaCl, yang berfungsi sebagai bahan baku utama untuk produksi senyawa klorin lainnya.

Semua halogen memiliki bau yang sangat menyengat. Menghirupnya, bahkan dalam jumlah kecil, menyebabkan iritasi parah pada saluran pernapasan dan radang selaput lendir. Tingkat halogen yang lebih tinggi dapat menyebabkan toksisitas yang parah.

Halogen relatif sedikit larut dalam air. Satu volume air melarutkan sekitar 2,5 volume pada suhu kamar klorin ... Larutan ini disebut air klorin.

Fluor tidak dapat dilarutkan dalam air, karena terurai dengan kuat:

2F 2 + 2H 2 0 = 4HF + 0 2

Fluor dan klorin mereka bereaksi secara intensif dengan banyak pelarut organik: karbon disulfida, etil alkohol, dietil eter, kloroform, benzena.

Sifat kimia halogen

Halogen bebas sangat reaktif. Mereka berinteraksi dengan hampir semua zat sederhana. Reaksi kombinasi halogen dengan logam berlangsung sangat cepat dan dengan pelepasan sejumlah besar panas.

2Na + C1 2 = 2NaCl.

Tembaga, timah, dan banyak logam lainnya terbakar dalam klorin membentuk garam yang sesuai. Dalam semua kasus ini, atom logam menyumbangkan elektron, yaitu, mereka teroksidasi, dan atom halogen menambahkan elektron, yaitu, mereka direduksi. Kemampuan untuk melampirkan elektron, diucapkan dalam atom halogen, adalah sifat kimia karakteristiknya. Akibatnya, halogen adalah oksidan yang sangat energik.

Sifat pengoksidasi halogen juga dimanifestasikan ketika mereka berinteraksi dengan zat kompleks. Berikut adalah beberapa contoh.

1. Ketika klorin dilewatkan melalui larutan besi (II) klorida, yang terakhir dioksidasi menjadi besi (III) klorida, akibatnya larutan berubah dari hijau pucat menjadi kuning:

2FeCl2 + C1 2 = 2FeCl3

Aktivitas kimia fluor sangat tinggi. Logam alkali, timbal, besi menyala dalam atmosfer fluor pada suhu kamar. Pada beberapa logam (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) fluor tidak bekerja dalam cuaca dingin, karena lapisan pelindung fluorida terbentuk di permukaannya. Namun, ketika dipanaskan, fluor bereaksi dengan semua logam, termasuk emas dan platinum.

Fluor berinteraksi dengan banyak non-logam (hidrogen, yodium, brom, belerang, fosfor, arsenik, antimon, karbon, silikon, boron) dalam cuaca dingin: reaksi berlanjut dengan ledakan atau dengan pembentukan nyala api:

H 2 (g) + F 2 (g) = 2HF (g)

Si (K) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r)

S (K) + 3F 2 (r) = SF 6 (r)

Ketika dipanaskan, klorin, kripton dan xenon digabungkan dengan fluor, contoh: Xe (g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluor tidak langsung bereaksi hanya dengan oksigen, nitrogen dan karbon (dalam bentuk berlian).

Interaksi fluor dengan zat kompleks berlangsung sangat kuat. Zat stabil seperti kaca (dalam bentuk kapas) dan uap air terbakar di atmosfernya:

Si0 2 (k) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r) + 0 2 (g)

2H 2 0 (g) + 2F 2 (r) = 4HF (r) + 0 2 (g)

Klorin bebas juga menunjukkan aktivitas kimia yang sangat tinggi, meskipun kurang dari fluor. Ia berinteraksi langsung dengan semua zat sederhana, kecuali oksigen, nitrogen, dan gas mulia. Non-logam seperti fosfor, arsenik, antimon dan silikon bereaksi dengan klorin bahkan pada suhu rendah; dalam hal ini, sejumlah besar panas dilepaskan. Interaksi klorin dengan logam aktif natrium berlangsung dengan kuat, kalium, magnesium, dll. Pada suhu kamar tanpa penerangan, klorin praktis tidak berinteraksi dengan hidrogen, tetapi ketika dipanaskan atau di bawah sinar matahari yang cerah, reaksi berlangsung dengan mekanisme rantai dengan ledakan.

Menerima.

Fluor, karena elektronegativitasnya yang tinggi, dapat diisolasi dari senyawa hanya dengan elektrolisis (leburan komposisi KF + 2HF dikenai elektrolisis. Elektrolisis dilakukan dalam bejana nikel, yang merupakan katoda, dan anoda adalah batubara).

Klorin saat ini diperoleh dalam jumlah besar dengan elektrolisis larutan natrium atau kalium klorida.

Di laboratorium, klorin diproduksi oleh aksi berbagai zat pengoksidasi pada asam klorida.

Mn0 2 + 4HC1 = MnC1 2 + C1 2 + 2H 2 0.

Senyawa halogen dengan hidrogen.

Ikatan kimia dalam molekul hidrogen halida adalah kovalen polar: pasangan elektron total dipindahkan ke atom halogen karena lebih elektronegatif. Kekuatan ikatan kimia dalam molekul hidrogen halida secara alami berkurang pada deret HF - HC1 - HBr - HI: ini diwujudkan dalam perubahan entalpi disosiasi molekul menjadi atom.

Ketika pergi, misalnya, dari HF ke HI, tingkat tumpang tindih awan elektron atom hidrogen dan halogen berkurang, dan wilayah tumpang tindih terletak pada jarak yang lebih jauh dari inti atom halogen dan lebih disaring oleh peningkatan jumlah. lapisan elektronik menengah. Selain itu, pada deret F - Cl - Br - I, keelektronegatifan atom halogen menurun. Oleh karena itu, dalam molekul HF, awan elektron atom hidrogen paling banyak bergeser ke arah atom halogen, dan dalam molekul HCl, HBr dan HI - semakin sedikit. Hal ini juga menyebabkan penurunan tumpang tindih awan elektron yang berinteraksi dan, dengan demikian, melemahnya ikatan antar atom.

Hidrogen halida sangat larut dalam air. Pada 0 ° C, satu volume air melarutkan sekitar 500 volume HC1, 600 volume HBr dan sekitar 425 volume HI (pada 10 ° C); hidrogen fluorida larut dengan air dalam perbandingan berapa pun.

Pembubaran hidrogen halida disertai dengan disosiasinya menurut jenis asamnya, dan hanya hidrogen fluorida terdisosiasi relatif lemah, sisanya adalah di antara asam yang paling kuat.

Ion negatif hidrogen halida, tidak termasuk phgorid-ion, memiliki sifat pereduksi, naik dalam deret Cl-, Br_, I-.

Ion klorida dioksidasi oleh f torus, kalium permanganat, mangan dioksida dan oksidan kuat lainnya, misalnya:

16HC1 + 2KMn0 4 = 5C1 2 + 2KC1 + 2MnC1 2 + 8H 2 0.

Larutan hidrogen fluorida dalam air disebut asam fluorida.... Nama ini berasal dari fluorspar, dari mana hidrogen fluorida biasanya diperoleh dengan aksi asam sulfat pekat:

CaF2 + H2S0 4 = CaS0 4 + 2HF.

Hidrogen fluorida bereaksi dengan sebagian besar logam. Namun, dalam banyak kasus, garam yang dihasilkan sedikit larut, akibatnya lapisan pelindung muncul di permukaan logam.

Sifat yang luar biasa dari hidrogen fluorida dan asam fluorida adalah kemampuannya untuk berinteraksi dengan silikon dioksida SiO2, yang merupakan bagian dari kaca; sebagai hasilnya, silikon fluorida gas SiF 4 terbentuk:

Si0 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 0.

Asam hidroklorik diperoleh dengan melarutkan hidrogen klorida dalam air. Saat ini, metode utama untuk produksi industri hidrogen klorida adalah proses mensintesisnya dari hidrogen dan klorin:

H2 (g) + C1 2 (G) = 2HC1 (G),

Sejumlah besar HCl juga diperoleh sebagai produk sampingan dari klorinasi senyawa organik sesuai dengan skema

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogen membentuk sejumlah senyawa dengan oksigen. Namun, semua senyawa ini tidak stabil, mereka tidak diperoleh melalui interaksi langsung halogen dengan oksigen, tetapi hanya secara tidak langsung. Ciri-ciri senyawa oksigen halogen seperti itu konsisten dengan fakta bahwa hampir semuanya dicirikan oleh nilai-nilai positif dari energi pembentukan Gibbs standar.

Dari senyawa halogen yang mengandung oksigen, garam dari asam oksigen adalah yang paling stabil, dan oksida dan asam adalah yang paling tidak stabil. Dalam semua senyawa yang mengandung oksigen, halogen, kecuali fluor, menunjukkan bilangan oksidasi positif hingga tujuh.

Oksigen fluorida OF 2 dapat diperoleh dengan melewatkan fluor ke dalam larutan NaOH 2% yang didinginkan. Reaksi berlangsung menurut persamaan:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2 0 + OF 2

Seperti yang telah ditunjukkan, senyawa oksigen klorin hanya dapat diperoleh dengan metode tidak langsung. Kami akan memulai pertimbangan cara pembentukannya dengan proses hidrolisis klorin, yaitu dengan reaksi reversibel antara klorin dan air.

C1 2 (p) + H 2 0 (F)<->HC1 (P) + HClO (p)

sebagai akibatnya asam klorida dan asam hipoklorit HOC1 terbentuk.

Tiket 16

Kimia hidrogen

Hidrogen memiliki tiga isotop: protium, deuterium, atau D, dan tritium, atau T. Nomor massanya sama dengan 1, 2 dan 3. Protium dan deuterium stabil, tritium bersifat radioaktif.

Sebuah molekul hidrogen terdiri dari dua atom.

Hidrogen bebas ditemukan di Bumi hanya dalam jumlah kecil. Kadang-kadang dilepaskan bersama dengan gas lain selama letusan gunung berapi, serta dari lubang bor selama produksi minyak. Tetapi hidrogen sangat umum dalam bentuk senyawa.

Dalam industri, hidrogen diperoleh terutama dari gas alam. Gas ini, terutama terdiri dari metana, dicampur dengan uap dan oksigen. Ketika campuran gas dipanaskan hingga 800-900 ° C dengan adanya katalis, reaksi terjadi, yang secara skematis dapat diwakili oleh persamaan:

2СН 4 + 0 2 + 2Н 2 0 = 2С0 2 + 6Н 2.

Di laboratorium, hidrogen sebagian besar diperoleh dengan elektrolisis larutan berair NaOH atau KOH, konsentrasi larutan ini dipilih sedemikian rupa sehingga sesuai dengan konduktivitas listrik maksimumnya. Elektroda biasanya terbuat dari lembaran nikel. Logam ini tidak menimbulkan korosi dalam larutan alkali, bahkan sebagai anoda. Jika perlu, hidrogen yang dihasilkan dimurnikan dari uap air dan jejak oksigen. Di antara metode laboratorium lainnya, metode yang paling luas adalah ekstraksi hidrogen dari larutan asam sulfat atau asam klorida dengan aksi seng pada mereka.

Sifat dan aplikasi hidrogen.

Hidrogen adalah gas yang tidak berwarna dan tidak berbau. Hidrogen sangat sedikit larut dalam air, tetapi dalam beberapa logam, misalnya, dalam nikel, paladium, platinum, larut dalam jumlah yang signifikan.

Kelarutan hidrogen dalam logam terkait dengan kemampuannya untuk berdifusi melalui logam. Selain itu, sebagai gas paling ringan, hidrogen memiliki tingkat difusi tertinggi: molekulnya menyebar lebih cepat daripada molekul semua gas lain dalam medium zat lain dan melewati berbagai jenis partisi. Kemampuannya untuk berdifusi pada tekanan tinggi dan suhu tinggi sangat hebat.

Sifat kimia hidrogen sangat ditentukan oleh kemampuan atomnya untuk menyumbangkan satu-satunya elektron yang dimilikinya dan berubah menjadi ion bermuatan positif. Dalam hal ini, fitur atom hidrogen dimanifestasikan, yang membedakannya dari atom semua elemen lain: tidak adanya elektron perantara antara elektron valensi dan nukleus.

Ion hidrogen, yang terbentuk sebagai akibat dari hilangnya elektron oleh atom hidrogen, adalah proton, yang ukurannya beberapa kali lipat lebih kecil daripada ukuran kation semua unsur lainnya. Oleh karena itu, efek polarisasi proton sangat kuat, akibatnya hidrogen tidak dapat membentuk senyawa ionik yang akan bertindak sebagai kation. Senyawanya bahkan dengan non-logam paling aktif, seperti fluor, adalah zat dengan ikatan kovalen polar.

Atom hidrogen tidak hanya mampu menyumbang, tetapi juga mengikat satu elektron. Ini membentuk ion hidrogen bermuatan negatif dengan kulit elektron atom helium. Dalam bentuk ion seperti itu, hidrogen berada dalam senyawa dengan beberapa logam aktif. Dengan demikian, hidrogen memiliki sifat kimia ganda, menunjukkan sifat pengoksidasi dan pereduksi. Dalam sebagian besar reaksi, ia bertindak sebagai zat pereduksi, membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi +1. Tetapi dalam reaksi dengan logam aktif, ia bertindak sebagai zat pengoksidasi: keadaan oksidasinya dalam senyawa dengan logam adalah -1.

Jadi, dengan menyumbangkan satu elektron, hidrogen menunjukkan kesamaan dengan logam dari golongan pertama sistem periodik, dan dengan melampirkan elektron. - dengan non-logam dari kelompok ketujuh. Oleh karena itu, hidrogen dalam sistem periodik biasanya ditempatkan baik dalam kelompok pertama dan pada saat yang sama dalam tanda kurung di kelompok ketujuh atau ketujuh dan dalam tanda kurung di yang pertama.

Senyawa hidrogen dengan logam disebut hidrida.

Hidrida logam alkali dan alkali tanah adalah garam. yaitu, ikatan kimia antara logam dan hidrogen di dalamnya adalah ionik. Ketika air bekerja pada mereka, reaksi redoks terjadi, di mana ion hidrida H - bertindak sebagai zat pereduksi, dan hidrogen air bertindak sebagai zat pengoksidasi:

H - - e ~ = H 0; H20 + e - = H ° + OH -.

Reaksi menghasilkan hidrogen dan basa. Misalnya, kalsium hidrida bereaksi dengan air menurut persamaan:

CaH2 + 2H2 0 = 2H2 + Ca(OH) 2.

Jika Anda membawa korek api yang menyala ke aliran hidrogen yang keluar dari lubang sempit, maka hidrogen menyala dan terbakar dengan nyala api yang tidak bercahaya, membentuk air:

2H 2 + 0 2 = 2H 2 0.

Pada suhu rendah, hidrogen dan oksigen praktis tidak berinteraksi. Jika Anda mencampur kedua gas dan meninggalkan campuran, maka bahkan setelah beberapa tahun tidak ada tanda-tanda air dapat ditemukan di dalamnya.

Rendahnya tingkat interaksi hidrogen dengan oksigen pada suhu rendah disebabkan oleh energi aktivasi yang tinggi dari reaksi ini. Molekul hidrogen dan oksigen sangat kuat; sebagian besar tumbukan di antara mereka pada suhu kamar tidak efektif. Hanya pada suhu tinggi, ketika energi kinetik molekul yang bertabrakan menjadi besar, beberapa tumbukan molekul menjadi efektif dan mengarah pada pembentukan pusat aktif.

Pada suhu tinggi, hidrogen dapat mengais oksigen dari banyak senyawa, termasuk sebagian besar oksida logam. Misalnya, jika hidrogen dilewatkan pada oksida tembaga yang dipanaskan, maka tembaga tereduksi:

CuO + H2 = Cu + H2 0.

Hidrogen atom: Pada suhu tinggi, molekul hidrogen terdisosiasi menjadi atom:

H2<=>2H.

Reaksi ini dapat dilakukan, misalnya, dengan memanaskan kawat tungsten dengan arus dalam atmosfer hidrogen yang sangat murni. Reaksi reversibel, dan semakin tinggi suhu, semakin kesetimbangan bergeser ke kanan.

Hidrogen atomik juga diperoleh dengan aksi pelepasan listrik yang tenang pada molekul hidrogen pada tekanan sekitar 70 Pa. Atom hidrogen yang terbentuk dalam kondisi ini tidak segera bergabung menjadi molekul, yang memungkinkan untuk mempelajari sifat-sifatnya.

Ketika hidrogen terurai menjadi atom, sejumlah besar panas diserap:

H2 (g) = 2H (G)

Oleh karena itu jelas bahwa atom hidrogen harus jauh lebih aktif daripada molekulnya. Agar hidrogen molekuler masuk ke dalam reaksi apa pun, molekul harus hancur menjadi atom, di mana sejumlah besar energi harus dikeluarkan. Dalam kasus reaksi atom hidrogen, konsumsi energi ini tidak diperlukan.

Memang, atom hidrogen yang sudah pada suhu kamar mereduksi banyak oksida logam, bergabung langsung dengan belerang, nitrogen, dan fosfor; dengan oksigen membentuk hidrogen peroksida.

Hidrogen peroksida.

Hidrogen peroksida (peroksida) adalah cairan sirup yang tidak berwarna. Ini adalah zat yang sangat rapuh yang dapat terurai dengan ledakan menjadi air dan oksigen, dan sejumlah besar panas dilepaskan:

2H 2 0 2 (L) - 2H 2 O (g) + 0 2 (G)

Larutan hidrogen peroksida dalam air lebih stabil; di tempat yang sejuk, mereka bisa bertahan lama.

Hidrogen peroksida terbentuk sebagai produk antara dalam pembakaran hidrogen, tetapi karena suhu nyala hidrogen yang tinggi, ia segera terurai menjadi air dan oksigen. Namun, jika Anda mengarahkan nyala hidrogen pada sepotong es, maka jejak hidrogen peroksida dapat ditemukan di air yang dihasilkan.

Hidrogen peroksida juga diproduksi oleh aksi atom hidrogen pada oksigen.

Dalam hidrogen peroksida, atom hidrogen terikat secara kovalen dengan atom oksigen, di mana ikatan sederhana juga dilakukan. Struktur hidrogen peroksida dapat dinyatakan dengan rumus struktur berikut: H - O - O - H.

Molekul H 2 0 2 memiliki polaritas yang signifikan, yang merupakan konsekuensi dari struktur spasial mereka.

Dengan beberapa basa, hidrogen peroksida bereaksi langsung membentuk garam. Jadi, ketika hidrogen peroksida bekerja pada larutan berair barium hidroksida, endapan garam barium hidrogen peroksida mengendap:

Ba(OH)2 + H2 0 2 = Ba0 2 + 2H2 0.

Garam hidrogen peroksida disebut peroksida atau peroksida. Mereka terdiri dari ion logam bermuatan positif dan ion O2- bermuatan negatif. Keadaan oksidasi oksigen dalam hidrogen peroksida adalah - 1, oleh karena itu, hidrogen peroksida memiliki sifat sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi, yaitu menunjukkan dualitas redoks. Namun demikian, sifat pengoksidasi lebih merupakan karakteristiknya, karena potensial standar dari sistem elektrokimia

H 2 0 2 + 2H + + 2e ~ = 2H 2 0,

Contoh reaksi di mana H2O2 berfungsi sebagai zat pengoksidasi termasuk oksidasi kalium nitrit

KNO 2 + H 2 0 2 = KN0 3 + H 2 O

dan pelepasan yodium dari kalium iodida:

2KI + H 2 0 2 = I 2 + 2KON.

Sebagai contoh kemampuan reduksi hidrogen peroksida, mari kita tunjukkan reaksi interaksi H2O2 dengan perak (I) oksida

Ag 2 0 + H 2 0 2 = 2Ag + H 2 0 + 0 2,