Кислород свойства получение применение. Кислород — самый распространенный элемент
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Кислород – элемент второго периода VIA группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 8. Символ – О.
Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О 2
Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F 2 O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O 2 и озон O 3 .
Химические свойства кислорода
Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.
Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ;
K + O 2 = KO 2 ;
2Ca + O 2 = 2CaO;
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;
2Cu + O 2 = 2CuO;
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .
Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
С + O 2 = СО 2 ;
2Н 2 + O 2 = 2Н 2 О;
N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.
Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);
2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).
Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:
2CO + O 2 = 2CO 2 (t);
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);
2NO + O 2 = 2NO 2 ;
4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).
Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.
Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:
Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.
Физические свойства кислорода
Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.
В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).
Получение кислорода
Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
2KClO 3 = 2KCl +3 O 2
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При разложении 95 г оксида ртути (II) образовалось 4,48 л кислорода (н.у.). Вычислите долю разложившегося оксида ртути (II) (в мас. %). |
| Решение |
Запишем уравнение реакции разложения оксида ртути (II):
2HgO = 2Hg + O 2 . Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества:
Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O 2) = 2:1, следовательно, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 моль. Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением: Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна: m (HgO) = n (HgO) ×M (HgO) = 0,4×217 = 86,8 г. Определим массовую долю разложившегося оксида: |
моль.Министерство образования и науки РФ
«КИСЛОРОД»
Выполнил:
Проверил:
Общая характеристика кислорода.
КИСЛОРОД (лат. Oxygenium), O (читается «о»), химический элемент с атомным номером 8, атомная масса 15,9994. В периодической системе элементов Менделеева кислород расположен во втором периоде в группе VIA.
Природный кислород состоит из смеси трех стабильных нуклидов с массовыми числами 16 (доминирует в смеси, его в ней 99,759 % по массе), 17 (0,037%) и 18 (0,204%). Радиус нейтрального атома кислорода 0,066 нм. Конфигурация внешнего электронного слоя нейтрального невозбужденного атома кислорода 2s2р4. Энергии последовательной ионизации атома кислорода 13,61819 и 35,118 эВ, сродство к электрону 1,467 эВ. Радиус иона О 2 – при разных координационных числах от 0,121 нм (координационное число 2) до 0,128 нм (координационное число 8). В соединениях проявляет степень окисления –2 (валентность II) и, реже, –1 (валентность I). По шкале Полинга электроотрицательность кислорода 3,5 (второе место среди неметаллов после фтора).
В свободном виде кислород - газ без цвета, запаха и вкуса.
Особенности строения молекулы О 2: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О 2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) - парамагнитное вещество, в каждой молекуле О 2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.
Энергия диссоциации молекулы О 2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.
Физические и химические свойства
Физические и химические свойства: в свободном виде встречается в виде двух модификаций О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха. При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/м 3 . Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) равна –182,9°C. При температурах от –218,7°C до –229,4°C существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от –229,4°C до –249,3°C - -модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже –249,3°C - кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.
При 20°C растворимость газа О 2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2 приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови (точнее с железом II гема), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.
Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, со щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li 2 O, CaO и др., пероксиды типа Na 2 O2, BaO 2 и др. и супероксиды типа КО 2 , RbO 2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.
При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует с взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:
S+O 2 = SO 2 ; С + O 2 = СО 2
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ; 2Cu + O 2 = 2CuO
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
Если смесь кислорода и водорода хранить в стеклянном сосуде при комнатной температуре, то экзотермическая реакция образования воды
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж
протекает крайне медленно; по расчету, первые капельки воды должны появиться в сосуде примерно через миллион лет. Но при внесении в сосуд со смесью этих газов платины или палладия (играющих роль катализатора), а также при поджигании реакция протекает с взрывом.
С азотом N 2 кислород реагирует или при высокой температуре (около 1500-2000°C), или при пропускании через смесь азота и кислорода электрического разряда. При этих условиях обратимо образуется оксид азота (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Возникший NO затем реагирует с кислородом с образованием бурого газа (диоксида азота):
2NO + О 2 = 2NO2
Из неметаллов кислород напрямую ни при каких условиях не взаимодействует с галогенами, из металлов - с благородными металлами серебром, золотом, платиной и др.
Бинарные соединения кислорода, в которых степень окисления атомов кислорода равна –2, называют оксидами (прежнее название - окислы). Примеры оксидов: оксид углерода (IV) CO 2 ,оксид серы (VI) SO 3 , оксид меди (I) Cu 2 O, оксид алюминия Al 2 O 3 , оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 .
Кислород образует также соединения, в которых его степень окисления равна –1. Это - пероксиды (старое название - перекиси), например, пероксид водорода Н 2 О 2 , пероксид бария ВаО 2 , пероксид натрия Na 2 O 2 и другие. В этих соединениях содержится пероксидная группировка - О - О -. С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО 2 (супероксид калия), RbO 2 (супероксид рубидия). В супероксидах степень окисления кислорода –1/2. Можно отметить, что часто формулы супероксидов записывают как К 2 О 4 , Rb 2 O 4 и т.д.
С самым активным неметаллом фтором кислород образует соединения в положительных степенях окисления. Так, в соединении O 2 F 2 степень окисления кислорода +1, а в соединении O 2 F - +2. Эти соединения принадлежат не к оксидам, а к фторидам. Фториды кислорода можно синтезировать только косвенным путем, например, действуя фтором F 2 на разбавленные водные растворы КОН.
История открытия
История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая - нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе - Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. О том, что воздух содержит элемент, поддерживающий жизнь, в 18 веке было известно многим химикам. Шведский аптекарь и химик Карл Шееле начал изучать состав воздуха в 1768. В течение трех лет он разлагал нагреванием селитры (KNO 3 , NaNO 3) и другие вещества и получал «огненный воздух», поддерживающий дыхание и горение. Но результаты своих опытов Шееле обнародовал только в 1777 году в книге «Химический трактат о воздухе и огне». В 1774 английский священник и натуралист Дж. Пристли нагреванием «жженой ртути» (оксида ртути HgO) получил газ, поддерживающий горение. Будучи в Париже, Пристли, не знавший, что полученный им газ входит в состав воздуха, сообщил о своем открытии А. Лавуазье и другим ученым. К этому времени был открыт и азот. В 1775 Лавуазье пришел к выводу, что обычный воздух состоит из двух газов - газа, необходимого для дыхания и поддерживающего горение, и газа «противоположного характера» - азота. Лавуазье назвал поддерживающий горение газ oxygene - «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название «кислород»), так как он тогда считал, что все кислоты содержат кислород. Давно уже известно, что кислоты бывают как кислородсодержащими, так и бескислородными, но название, данное элементу Лавуазье, осталось неизменным. На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).
Нахождение в природе: кислород - самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода - 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.
Получение:
В настоящее время кислород в промышленности получают за счет разделения воздуха при низких температурах. Сначала воздух сжимают компрессором, при этом воздух разогревается. Сжатому газу дают охладиться до комнатной температуры, а затем обеспечивают его свободное расширение. При расширении температура газа резко понижается. Охлажденный воздух, температура которого на несколько десятков градусов ниже температуры окружающей среды, вновь подвергают сжатию до 10-15 МПа. Затем снова отбирают выделившуюся теплоту. Через несколько циклов «сжатие-расширение» температура падает ниже температуры кипения и кислорода, и азота. Образуется жидкий воздух, который затем подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения кислорода (–182,9°C) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (–195,8°C). Поэтому из жидкости азот испаряется первым, а в остатке накапливается кислород. За счет медленной (фракционной) дистилляции удается получить чистый кислород, в котором содержание примеси азота составляет менее 0,1 объемного процента.
Кислород образует
пероксиды
со степенью окисления −1.
— Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
2Na + O 2 → Na 2 O 2
— Некоторые окислы поглощают кислород:
2BaO + O 2 → 2BaO 2
— По принципам горения, разработанным А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:
H 2 + O 2 → H 2 O 2
Надпероксиды
имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O 2 -). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2
Озониды
содержат ион O 3 - со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
КОН(тв.) + О 3 → КО 3 + КОН + O 2
Ион диоксигенил
O 2 + имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6
Фториды кислорода
Дифторид кислорода
, OF 2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O
Монофторид кислорода (Диоксидифторид ), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C.
Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения. В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O 2 и O 3 (озон).
Применение кислорода
Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.
В металлургии
Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.
Сварка и резка металлов
Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.
Ракетное топливо
В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).
В медицине
Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.
В пищевой промышленности
В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948 , как пропеллент и упаковочный газ.
Биологическая роль кислорода
Живые существа дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.
Токсические производные кислорода
Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, перекись водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.
Изотопы кислорода
Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.
Имеются радиоактивные изотопы 11 О, 13 О, 14 О (период полураспада 74 сек), 15 О (Т 1/2 =2,1 мин), 19 О (Т 1/2 =29,4 сек), 20 О (противоречивые данные по периоду полураспада от 10 мин до 150 лет).
Дополнительная информация
Соединения кислорода
Жидкий кислород
Озон
Кислород, Oxygenium, O (8)
Открытие кислорода (Oxygen, франц. Oxygene, нем. Sauerstoff) ознаменовало начало современного периода развития химии. С глубокой древности было известно, что для горения необходим воздух, однако многие века процесс горения оставался непонятным. Лишь в XVII в. Майов и Бойль независимо друг от друга высказали мысль, что в воздухе содержится некоторая субстанция, которая поддерживает горение, но эта вполне рациональная гипотеза не получила тогда развития, так как представление о горении, как о процессе соединения горящего тела с некой составной частью воздуха, казалось в то время противоречащим столь очевидному акту, как то, что при горении имеет место разложение горящего тела на элементарные составные части. Именно на этой основе на рубеже XVII в. возникла теория флогистона, созданная Бехером и Шталем. С наступлением химико-аналитического периода развития химии (вторая половина XVIII в.) и возникновением «пневматической химии» — одной из главных ветвей химико-аналитического направления — горение, а также дыхание вновь привлекли к себе внимание исследователей. Открытие различных газов и установление их важной роли в химических процессах явилось одним из главных стимулов для систематических исследований процессов горения веществ, предпринятых Лавуазье. Кислород был открыт в начале 70-х годов XVIII в.
Первое сообщение об этом открытии было сделано Пристлеем на заседании Английского королевского общества в 1775 г. Пристлей, нагревая красную окись ртути большим зажигательным стеклом, получил газ, в котором свеча горела более ярко, чем в обычном воздухе, а тлеющая лучина вспыхивала. Пристлей определил некоторые свойства нового газа и назвал его дефлогистированным воздухом (daphlogisticated air). Однако двумя годами ранее Пристлея (1772) Шееле тоже получал кислород разложением окиси ртути и другими способами. Шееле назвал этот газ огненным воздухом (Feuerluft). Сообщение же о своем открытии Шееле смог сделать лишь в 1777 г.
В 1775 г. Лавуазье выступил перед Парижской академией наук с сообщением, что ему удалось получить «наиболее чистую часть воздуха, который нас окружает», и описал свойства этой части воздуха. Вначале Лавуазье называл этот «воздух» эмпирейным, жизненным (Air empireal, Air vital) основанием жизненного воздуха (Base де l"air vital). Почти одновременное открытие кислорода несколькими учеными в разных странах вызвало споры о приоритете. Особенно настойчиво признания себя первооткрывателем добивался Пристлей. По существу споры эти не окончились до сих пор. Подробное изучение свойств кислорода и его роли в процессах горения и образования окислов привело Лавуазье к неправильному выводу о том, что этот газ представляет собой кислотообразующее начало. В 1779 г. Лавуазье в соответствии с этим выводом ввел для кислорода новое название — кислото образующий принцип (principe acidifiant ou principe oxygine). Фигурирующее в этом сложном названии слово oxygine Лавуазье произвел от греч.- кислота и «я произвожу».
§8 Элементы VI А группы.
Кислород, сера, селен, теллур, полоний.
Общие сведения элементов VI А группы:
Элементы VI А группы (кроме полония) называются халькогенидами. На внешнем электронном уровня этих элементов находятся шесть валентных электронов (ns 2 np 4),поэтому они в нормальном состоянии проявляют валентность 2, а в возбужденном -4 или 6 (кроме кислорода). Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое, что обуславливает большие энергетические затраты на «распаривание» его электронов, некомпенсируемые энергией образования новых ковалентных связей. Поэтому ковалентность кислорода равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.
Электроотрицательность этих элементов постепенно уменьшается в порядке О-S-Se-Те-Ро. Cтепень окисления от -2,+2,+4,+6 . Увеличивается радиус атома, что ослабляет неметаллические свойства элементов.
Элементы этой подгруппы образуют с водородом соединения вида H 2 R (H 2 О,H 2 S,H 2 Se,H 2 Те,H 2 Ро).Эти соединения растворяясь в воде, образуют кислоты. Кислотные свойства увеличиваются в направлении H 2 О→H 2 S→H 2 Se→H 2 Те→H 2 Ро. S,Se и Те образуют с кислородом соединения типа RO 2 и RO 3. Из этих оксидов образуются кислоты типа H 2 RO 3 и H 2 RO 4. С увеличением порядкового номера,силы кислот уменьшаются. Все они имеют окислительные свойства. Кислоты типа H 2 RO 3 проявляют и восстановительные свойства.
Кислород
Природные соединения и получения: Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе (21%); в связанном виде входит в состав воды (88,9%), минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Атмосферный воздух представляет собой смесь многих газов, основную часть которой составляют азот и кислород, и небольшое количество благородные газы, углекислый газ и водяные пары. Углекислый газ образуется в природе при горении дерева, угля и других видов топлива, дыхании животных, гниении. В некоторых местах земного шара CO 2 выделяется в воздух вследствие вулканической деятельности, а также из подземных источников.
Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 8 16 О(99,75%), 8 17 О(0,04), 8 18 О(0,20). Искусственным путем были также получены изотопы 8 14 О, 8 15 О, 8 19 О.
Кислород был получен впервые в чистом виде К.В.Шееле в 1772 г., а затем в 1774 г. Д.Ю.Пристли, который выделил его из HgO. Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье,подробно изучивший свойства этого газа, установил, что он является основной частью воздуха.
В лаборатории кислород получается следующими методами:
Э
лектролизом воды.
Чтобы увеличить электропроводность воды в нее добавляют раствор щелочи (обычно 30%-ый KOH) или сульфаты щелочных металлов:
В общем виде: 2H 2 О →2H 2 +О 2
На катоде: 4H 2 О+4e¯→ 2H 2 +4OH¯
На аноде: 4OH−4е→2H 2 О+О 2
- Разложением кислородосодержащих соединений:
Термическое разложение Бертолетовой соли под действием катализатора MnO 2.
KClO 3 →2KCl+3О 2
Термическое разложение перманганата калия
KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +О 2.
Термическое разложение нитратов щелочных металлов:
2KNO 3 →2KNO 2 +О 2.
Разложением пероксидов:
2H 2 О 2 →2H 2 О+О 2.
2ВаО 2 →2ВаО+О 2.
Термическим разложением оксида ртути (II):
2HgO→2HgO+О 2.
Взаимодействием пероксидов щелочных металлов с оксидом углерода (IV):
2Na 2 О 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +О 2.
Термическим разложением хлорной извести в присутствии катализатора - солей кобальта:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +О 2.
Окислением пероксида водорода перманганатом калия в кислой среде:
2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 О 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 О+5О 2.
В промышленности: В настоящее время в промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При слабом нагревании жидкого воздуха из него сначала отделяется азот (t кип (N 2)=-196ºC), затем выделяется кислород (t кип (О 2)=-183ºС).
Кислород полученный этим способом содержит примеси азота. Поэтому для получения чистого кислорода полученную смесь заново дистиллируют и в конечном итоге получается 99,5% кислород. Кроме того некоторое количество кислорода получают электролизом воды. Электролитом служит 30% раствор KOH.
Кислород обычно хранят в баллонах синего цвета под давлением 15МПа.
Физико-химические свойства: Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде. Кислород при давлении 0,1 МПа и температуре -183ºС переходит в жидкое состояние, при -219ºС замерзает. В жидком и твердом состоянии притягивается магнитом.
Согласно методу валентных связей строение молекулы кислорода, представленное схемой -:Ö::Ö:, не объясняет большую прочность молекулы, имеющей паромагнитные свойства, то есть неспаренные электроны в нормальном состоянии.
В результате связи электронов двух атомов образуется одна общая электронная пара, после этого неспаренный электрон в каждом атоме образует взаимную связь с неразделенной парой другого атома и между ними образуется трех электронная связь. В возбужденном состоянии молекула кислорода проявляет диамагнитные свойства, которым соответствует строение по схеме:Ö=Ö:,
Для заполнения электронного уровня в атоме кислорода не хватает двух электронов. Поэтому кислород в химических реакциях может легко присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Кислород только в соединениях с более электроотрицательным элементом фтором проявляет степень окисления +1 и +2: О 2 F 2 ,ОF 2.
Кислород - сильный окислитель. Он не взаимодействует только с тяжелыми инертными газами (Kr,Xe,He,Rn), с золотом и платиной. Оксиды этих элементов образуются другими путями. Кислород входит в реакции горения, окисления как с простыми веществами так и со сложными. При взаимодействии неметаллов с кислородом образуются кислотные или соленеобразующие оксиды, а при взаимодействии металлов образуются амфотерные или смешанные оксиды Так, с фосфором кислород реагирует при температуре ~ 60 °С,
4P+5О 2 → 2Р 2 О 5
С металлами- оксиды соответствующих металлов
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
при нагревании щелочных металлов в сухом воздухе только литии образует оксид Li 2 O, а остальные-пероксиды и супероксиды:
2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2
С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О.
При взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:
O 2 + F 2 = F 2 O 2 (в электрическом разряде),
с серой - при температуре около 250 °С:
S + О 2 = SO 2 .
С графитом кислород реагирует при 700 °С
С + О 2 = СО 2 .
Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде.
Кислород находится во втором периоде VI-ой главной группы устаревшего короткого варианта периодической таблицы. По новым стандартам нумерации — это 16-я группа. Соответствующее решение принято ИЮПАК в 1988 году. Формула кислорода как простого вещества — О 2 . Рассмотрим его основные свойства, роль в природе и хозяйстве. Начнем с характеристики всей группы периодической системы, которую возглавляет кислород. Элемент отличается от родственных ему халькогенов, а вода отличается от водородных селена и теллура. Объяснение всем отличительным чертам можно найти, только узнав о строении и свойствах атома.
Халькогены — родственные кислороду элементы
Сходные по свойствам атомы образуют одну группу в периодической системе. Кислород возглавляет семейство халькогенов, но отличается от них по ряду свойств.
Атомная масса кислорода — родоначальника группы — составляет 16 а. е. м. Халькогены при образовании соединений с водородом и металлами проявляют свою обычную степень окисления: -2. Например, в составе воды (Н 2 О) окислительное число кислорода равно -2.
Состав типичных водородных соединений халькогенов отвечает общей формуле: Н 2 R. При растворении этих веществ образуются кислоты. Только водородное соединение кислорода — вода — обладает особыми свойствами. Согласно выводам ученых, это необычное вещество является и очень слабой кислотой, и очень слабым основанием.
Сера, селен и теллур имеют типичные положительные степени окисления (+4, +6) в соединениях с кислородом и другими неметаллами, обладающими высокой электроотрицательностью (ЭО). Состав оксидов халькогенов отражают общие формулы: RO 2 , RO 3 . Соответствующие им кислоты имеют состав: H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .
Элементам соответствуют простые вещества: кислород, сера, селен, теллур и полоний. Первые три представителя проявляют неметаллические свойства. Формула кислорода — О 2 . Аллотропное видоизменение того же элемента - озон (О 3) . Обе модификации являются газами. Сера и селен — твердые неметаллы. Теллур — металлоидное вещество, проводник электрического тока, полоний — металл.
Кислород — самый распространенный элемент
Мы уже знаем, что есть другая разновидность существования того же самого химического элемента в форме простого вещества. Это озон — газ, образующий на высоте около 30 км от поверхности земли слой, часто называемый озоновым экраном. Связанный кислород входит в молекулы воды, в состав многих горных пород и минералов, органических соединений.
Строение атома кислорода
Периодическая таблица Менделеева содержит полную информацию о кислороде:
- Порядковый номер элемента — 8.
- Заряд ядра — +8.
- Общее число электронов — 8.
- Электронная формула кислорода — 1s 2 2s 2 2p 4 .
В природе встречаются три стабильных изотопа, которые имеют одинаковый порядковый номер в таблице Менделеева, идентичный состав протонов и электронов, но разное число нейтронов. Обозначаются изотопы одним и тем же символом — О. Для сравнения приведем схему, отражающую состав трех изотопов кислорода:
Свойства кислорода — химического элемента
На 2р-подуровне атома имеются два неспаренных электрона, что объясняет появление степеней окисления -2 и +2. Два спаренных электрона не могут разъединиться, чтобы степень окисления возросла до +4, как у серы и других халькогенов. Причина — отсутствие свободного подуровня. Поэтому в соединениях химический элемент кислород не проявляет валентность и степень окисления, равные номеру группы в коротком варианте периодической системы (6). Обычное для него окислительное число равно -2.
Только в соединениях с фтором кислород проявляет нехарактерную для него положительную степень окисления +2. Значение ЭО двух сильных неметаллов отличается: ЭО (О) = 3,5; ЭО (F) = 4. Как более электроотрицательный химический элемент, фтор сильнее удерживает свои электроны и притягивает валентные частицы на атома кислорода. Поэтому в реакции с фтором кислород является восстановителем, отдает электроны.
Кислород — простое вещество
Английский исследователь Д. Пристли в 1774 году в ходе опытов выделил газ при разложении оксида ртути. Двумя годами ранее это же вещество в чистом виде получил К. Шееле. Лишь спустя несколько лет французский химик А. Лавуазье установил, что за газ входит в состав воздуха, изучил свойства. Химическая формула кислорода — О 2 . Отразим в записи состава вещества электроны, участвующие в образовании неполярной ковалентной связи — О::О. Заменим каждую связывающую электронную пару одной чертой: О=О. Такая формула кислорода наглядно показывает, что атомы в молекуле связаны между двумя общими парами электронов.
Выполним несложные расчеты и определим, чему равна относительная молекулярная масса кислорода: Mr(O 2) = Ar(O) х 2 = 16 х 2 = 32. Для сравнения: Mr(возд.) = 29. Химическая формула кислорода отличается от на один атом кислорода. Значит, Mr(O 3) = Ar(O) х 3 = 48. Озон в 1,5 раза тяжелее кислорода.
Физические свойства
Кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха (при обычной температуре и давлении, равном атмосферному). Вещество немного тяжелее воздуха; растворяется в воде, но в небольших количествах. Температура плавления кислорода является отрицательной величиной и составляет -218,3 °C. Точка, в которой жидкий кислород вновь превращается в газообразный, — это его температура кипения. Для молекул О 2 значение этой физической величины достигает -182,96 °C. В жидком и твердом состоянии кислород приобретает светло-синюю окраску.
Получение кислорода в лаборатории
При нагревании кислородосодержащих веществ, например перманганата калия, выделяется бесцветный газ, который можно собрать в колбу или пробирку. Если внести в чистый кислород зажженную лучину, то она горит более ярко, чем в воздухе. Два других лабораторных способа получения кислорода - разложение пероксида водорода и хлората калия (бертолетовой соли). Рассмотрим схему прибора, который применяется для термического разложения.
В пробирку или круглодонную колбу надо насыпать немного бертолетовой соли, закрыть пробкой с газоотводной трубочкой. Ее противоположный конец следует направить (под водой) в опрокинутую вверх дном колбу. Горлышко должно быть опущено в широкий стакан или кристаллизатор, наполненный водой. При нагревании пробирки с бертолетовой солью выделяется кислород. По газоотводной трубке он поступает в колбу, вытесняя из нее воду. Когда колба наполнится газом, ее закрывают под водой пробкой и переворачивают. Полученный в этом лабораторном опыте кислород можно использовать для изучения химических свойств простого вещества.
Горение
Если в лаборатории проводится сжигание веществ в кислороде, то нужно знать и соблюдать противопожарные правила. Водород мгновенно сгорает в воздухе, а смешанный с кислородом в соотношении 2:1, он взрывоопасен. Горение веществ в чистом кислороде происходит намного интенсивнее, чем в воздухе. Объясняется это явление составом воздуха. Кислород в атмосфере составляет чуть больше 1/5 части (21%). Горение — это реакция веществ с кислородом, в результате которой образуются разные продукты, в основном оксиды металлов и неметаллов. Пожароопасны смеси О 2 с горючими веществами, кроме того, получившиеся соединения могут быть токсичными.
Горение обычной свечки (или спички) сопровождается образованием диоксида углерода. Следующий опыт можно провести в домашних условиях. Если сжигать вещество под стеклянной банкой или большим стаканом, то горение прекратится, как только израсходуется весь кислород. Азот не поддерживает дыхание и горение. Углекислый газ — продукт окисления — больше не вступает в реакцию с кислородом. Прозрачная позволяет обнаружить присутствие после горения свечи. Если пропускать продукты горения через гидроксид кальция, то раствор мутнеет. Происходит химическая реакция между известковой водой и углекислым газом, получается нерастворимый карбонат кальция.
Получение кислорода в промышленных масштабах
Самый дешевый процесс, в результате которого получаются свободные от воздуха молекулы О 2 , не связан с проведением химических реакций. В промышленности, скажем, на металлургических комбинатах, воздух при низкой температуре и высоком давлении сжижают. Такие важнейшие компоненты атмосферы, как азот и кислород, кипят при разных температурах. Разделяют воздушную смесь при постепенном нагревании до обычной температуры. Сначала выделяются молекулы азота, затем кислорода. Способ разделения основан на разных физических свойствах простых веществ. Формула простого вещества кислорода такая же, как была до охлаждения и сжижения воздуха, — О 2 .
В результате некоторых реакций электролиза тоже выделяется кислород, его собирают над соответствующим электродом. Газ нужен промышленным, строительным предприятиям в больших объемах. Потребности в кислороде постоянно растут, особенно нуждается в нем химическая промышленность. Хранят полученный газ для производственных и медицинских целей в стальных баллонах, снабженных маркировкой. Емкости с кислородом окрашивают в синий или голубой цвет, чтобы отличать от других сжиженных газов — азота, метана, аммиака.
Химические расчеты по формуле и уравнениям реакций с участием молекул О 2
Численное значение молярной массы кислорода совпадает с другой величиной — относительной молекулярной массой. Только в первом случае присутствуют единицы измерения. Коротко формула вещества кислорода и его молярной массы должна быть записана так: М(О 2) = 32 г/моль. При нормальных условиях молю любого газа соответствует объем 22,4 л. Значит, 1 моль О 2 — это 22,4 л вещества, 2 моль О 2 — 44,8 л. По уравнению реакции между кислородом и водородом можно заметить, что взаимодействуют 2 моля водорода и 1 моль кислорода:
Если в реакции участвует 1 моль водорода, то объем кислорода составит 0,5 моль. 22,4 л/моль = 11,2 л.
Роль молекул О 2 в природе и жизни человека
Кислород потребляется живыми организмами на Земле и участвует в круговороте веществ свыше 3 млрд лет. Это главное вещество для дыхания и метаболизма, с его помощью происходит разложение молекул питательных веществ, синтезируется необходимая для организмов энергия. Кислород постоянно расходуется на Земле, но его запасы пополняются благодаря фотосинтезу. Русский ученый К. Тимирязев считал, что благодаря именно этому процессу до сих пор существует жизнь на нашей планете.
Велика роль кислорода в природе и хозяйстве:
- поглощается в процессе дыхания живыми организмами;
- участвует в реакциях фотосинтеза в растениях;
- входит в состав органических молекул;
- процессы гниения, брожения, ржавления протекают при участии кислорода, выступающего в качестве окислителя;
- используется для получения ценных продуктов органического синтеза.
Сжиженный кислород в баллонах используют для резки и сварки металлов при высоких температурах. Эти процессы проводят на машиностроительных заводах, на транспортных и строительных предприятиях. Для проведения работ под водой, под землей, на большой высоте в безвоздушном пространстве люди тоже нуждаются в молекулах О 2 . применяются в медицине для обогащения состава воздуха, вдыхаемого больными людьми. Газ для медицинских целей отличается от технического практически полным отсутствием посторонних примесей, запаха.
Кислород — идеальный окислитель
Известны соединения кислорода со всеми химическими элементами таблицы Менделеева, кроме первых представителей семейства благородных газов. Многие вещества непосредственно вступают в реакции с атомами О, исключая галогены, золото и платину. Большое значение имеют явления с участием кислорода, которые сопровождаются выделением света и тепла. Такие процессы широко используются в быту, промышленности. В металлургии взаимодействие руд с кислородом называют обжигом. Предварительно измельченную руду смешивают с воздухом, обогащенным кислородом. При высоких температурах происходит восстановление металлов из сульфидов до простых веществ. Так получают железо и некоторые цветные металлы. Присутствие чистого кислорода повышает скорость технологических процессов в разных отраслях химии, технике и металлургии.
Появление дешевого способа получения кислорода из воздуха методом разделения на компоненты при низкой температуре стимулировало развитие многих направлений промышленного производства. Химики считают молекулы О 2 и атомы О идеальными окислительными агентами. Это естественные материалы, они постоянно возобновляются в природе, не загрязняют окружающую среду. Кроме того, химические реакции с участием кислорода чаще всего завершаются синтезом еще одного натурального и безопасного продукта — воды. Велика роль О 2 в обезвреживании токсичных производственных отходов, очистке воды от загрязнений. Кроме кислорода, для обеззараживания используется его аллотропная модификация — озон. Это простое вещество обладает высокой окислительной активностью. При озонировании воды разлагаются загрязняющие вещества. Озон также губительно действует на болезнетворную микрофлору.
