Кисень властивості отримання застосування. Кисень - найпоширеніший елемент
ВИЗНАЧЕННЯ
Кисень- Елемент другого періоду VIA групи Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва, з атомним номером 8. Символ – О.
Атомна маса - 16 а. Молекула кисню двоатомна і має формулу - 2
Кисень відноситься до сімейства p-елементів. Електронна конфігурація атома кисню 1s 2 2s 2 2p 4 . У своїх сполуках кисень здатний виявляти кілька ступенів окиснення: -2, -1 (у пероксидах), +2 (F 2 O). Для кисню характерним є прояв явища алотропії – існування у вигляді кількох простих речовин – алотропних модифікацій. Алотропні модифікації кисню – кисень O2 та озон O3.
Хімічні властивості кисню
Кисень є сильним окисником, т.к. для завершення зовнішнього електронного рівня йому не вистачає всього 2-х електронів, і легко їх приєднує. За хімічною активністю кисень поступається лише фтору. Кисень утворює сполуки з усіма елементами, крім гелію, неону та аргону. Безпосередньо кисень її набуває реакції взаємодії з галогенами, сріблом, золотом і платиною (їх сполуки отримують непрямим шляхом). Майже всі реакції за участю кисню – екзотермічні. Характерна особливість багатьох реакцій з'єднання з киснем - виділення великої кількості теплоти та світла. Такі процеси називають горінням.
Взаємодія кисню із металами. З лужними металами (крім літію) кисень утворює пероксиди або надпероксиди, з рештою – оксиди. Наприклад:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2;
K + O 2 = KO 2;
2 Ca + O 2 = 2 CaO;
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3;
2Cu + O 2 = 2CuO;
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .
Взаємодія кисню з неметалами. Взаємодія кисню з неметалами протікає під час нагрівання; всі реакції екзотермічні, крім взаємодії з азотом (реакція ендотермічна, відбувається при 3000С електричної дузі, у природі – при грозовому розряді). Наприклад:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5;
З + O 2 = 2 ;
2Н2 + O2 = 2Н2О;
N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.
Взаємодія із складними неорганічними речовинами. При горінні складних речовин у надлишку кисню утворюються оксиди відповідних елементів:
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).
Кисень здатний окислювати оксиди та гідроксиди до сполук з більш високим ступенем окислення:
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).
Взаємодія із складними органічними речовинами. Практично всі органічні речовини горять, окислюючись киснем повітря до вуглекислого газу та води:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.
Крім реакцій горіння (повне окислення) можливі реакції неповного або каталітичного окислення, в цьому випадку продуктами реакції можуть бути спирти, альдегіди, кетони, карбонові кислоти та інші речовини:
Окислення вуглеводів, білків і жирів є джерелом енергії в живому організмі.
Фізичні властивості кисню
Кисень – найпоширеніший елемент землі (47% по масі). У повітрі вміст кисню становить 21% за обсягом. Кисень – складова частина води, мінералів, органічних речовин. У рослинних та тваринних тканинах міститься 50 -85 % кисню у вигляді різних сполук.
У вільному стані кисень є газом без кольору, смаку і запаху, погано розчинний у воді (в 100 л води при 20С розчиняється 3 л кисню. Рідкий кисень блакитного кольору, має парамагнітні властивості (втягується в магнітне поле).
Отримання кисню
Розрізняють промислові та лабораторні способи отримання кисню. Так, у промисловості кисень отримують перегонкою рідкого повітря, а до основних лабораторних способів одержання кисню відносять реакції термічного розкладання складних речовин:
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
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | При розкладанні 95 г оксиду ртуті (II) утворилося 4,48 л кисню (н.у.). Обчисліть частку оксиду ртуті (II), що розклався (в мас. %). |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції розкладання оксиду ртуті (II): 2HgO = 2Hg + O2. Знаючи обсяг кисню, що виділився, знайдемо його кількість речовини:
Відповідно до рівняння реакції n(HgO):n(O 2) = 2:1, отже, n(HgO) = 2×n(O 2 ) = 0,4 моль. Обчислимо масу оксиду, що розклався. Кількість речовини пов'язано з масою речовини співвідношенням: Молярна маса (молекулярна маса одного моль) оксиду ртуті (II), розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 217 г/моль. Тоді маса оксиду ртуті (II) дорівнює: m(HgO) = n(HgO) × M(HgO) = 0,4 217 = 86,8 р. Визначимо масову частку оксиду, що розклався: |
міль.Міністерство освіти та науки РФ
«КИСНЕД»
Виконав:
Перевірив:
Загальна характеристика кисню.
КИСНЕ (лат. Oxygenium), O (читається «о»), хімічний елемент з атомним номером 8, атомна маса 15,9994. У періодичній системі елементів Менделєєва кисень розташований у другому періоді групи VIA.
Природний кисень складається із суміші трьох стабільних нуклідів з масовими числами 16 (домінує в суміші, його в ній 99,759 % за масою), 17 (0,037%) та 18 (0,204%). Радіус нейтрального атома кисню 0,066 нм. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального збудженого атома кисню 2s2р4. Енергії послідовної іонізації атома кисню 13,61819 та 35,118 еВ, спорідненість до електрона 1,467 еВ. Радіус іона О 2 – за різних координаційних числах від 0,121 нм (координаційне число 2) до 0,128 нм (координаційне число 8). У сполуках виявляє ступінь окислення -2 (валентність II) і, рідше -1 (валентність I). За шкалою Полінга електронегативність кисню 3,5 (друге місце серед неметалів після фтору).
У вільному вигляді кисень - газ без кольору, запаху та смаку.
Особливості будови молекули О2: атмосферний кисень складається з двоатомних молекул. Межатомна відстань у молекулі 2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітна речовина, в кожній молекулі О 2 є по 2 неспарені електрони. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох орбіталей, що розпушують, знаходиться по одному неспареному електрону.
Енергія дисоціації молекули Про 2 на атоми є досить високою і становить 493,57 кДж/моль.
Фізичні та хімічні властивості
Фізичні та хімічні властивості: у вільному вигляді зустрічається у вигляді двох модифікацій О2 («звичайний» кисень) та О3 (озон). О 2 - газ без кольору та запаху. За нормальних умов щільність газу кисню 1,42897 кг/м 3 . Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) дорівнює –182,9°C. При температурах від -218,7°C до -229,4°C існує твердий кисень з кубічними гратами (-модифікація), при температурах від -229,4°C до -249,3°C - -модифікація з гексагональними гратами при температурах нижче -249,3 ° C - кубічна модифікація. При підвищеному тиску та низьких температурах отримані інші модифікації твердого кисню.
При 20°C розчинність газу 2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторвмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагідрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.
Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі О2 призводить до того, що при кімнатній температурі кисень газоподібний хімічно досить малоактивний. У природі він повільно входить у перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові (точніше із залізом II гему), що забезпечує перенесення кисню від органів дихання до інших органів.
З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними та лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li 2 O, CaO та ін., пероксиди типу Na 2 O2, BaO 2 та ін. та супероксиди типу КО 2 , RbO 2 та ін), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, деякими альдегідами та іншими органічними речовинами.
При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими горючими газами, з великою кількістю простих та складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню або на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:
S + O 2 = SO 2; З + O 2 = СО 2
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; 2Cu + O 2 = 2CuO
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
Якщо суміш кисню та водню зберігати у скляній посудині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж
протікає вкрай повільно; за розрахунком, перші крапельки води повинні з'явитися в посудині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в посудину з сумішшю цих газів платини або паладію (що грають роль каталізатора), а також при запаленні реакція протікає з вибухом.
З азотом N 2 кисень реагує або за високої температури (близько 1500-2000°C), або за пропускання через суміш азоту і кисню електричного розряду. За цих умов оборотно утворюється оксид азоту (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Виниклий NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (діоксиду азоту):
2NO + Про 2 = 2NO2
З неметалів кисень безпосередньо ні за яких умов взаємодіє з галогенами, з металів - з благородними металами сріблом, золотом, платиною та інших.
Бінарні сполуки кисню, у яких ступінь окиснення атомів кисню дорівнює –2, називають оксидами (колишня назва – оксиди). Приклади оксидів: оксид вуглецю (IV) CO 2 ,оксид сірки (VI) SO 3 , оксид міді (I) Cu 2 O, оксид алюмінію Al 2 O 3 , оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7 .
Кисень утворює також сполуки, у яких його ступінь окислення дорівнює -1. Це - пероксиди (стара назва - перекису), наприклад, пероксид водню Н 2 Про 2 пероксид барію ВаО 2 пероксид натрію Na 2 O 2 та інші. У цих сполуках міститься пероксидне угруповання - Про - Про -. З активними лужними металами, наприклад, калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, КО 2 (супероксид калію), RbO 2 (супероксид рубідія). У супероксидах ступінь окиснення кисню -1/2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як До 2 Про 4 Rb 2 O 4 і т.д.
З найактивнішим неметал фтором кисень утворює сполуки в позитивних ступенях окислення. Так, у поєднанні O 2 F 2 ступінь окислення кисню +1, а у поєднанні O 2 F - +2. Ці сполуки не належать до оксидів, а до фторидів. Фториди кисню можна синтезувати лише непрямим шляхом, наприклад, діючи фтором F 2 на розбавлені водні розчини КОН.
Історія відкриття
Історія відкриття кисню, як і азоту, пов'язана з вивченням атмосферного повітря, яке тривало кілька століть. Про те, що повітря за своєю природою не однорідне, а включає частини, одна з яких підтримує горіння та дихання, а інша – ні, знали ще у 8 столітті китайський алхімік Мао Хоа, а пізніше в Європі – Леонардо да Вінчі. У 1665 англійський дослідник Р. Гук писав, що повітря складається з газу, що міститься в селітрі, а також з неактивного газу, що становить більшу частину повітря. Про те, що повітря містить елемент, який підтримує життя, у 18 столітті було відомо багатьом хімікам. Шведський аптекар і хімік Карл Шееле почав вивчати склад повітря у 1768. Протягом трьох років він розкладав нагріванням селітри (KNO 3 , NaNO 3) та інші речовини та отримував «вогняне повітря», що підтримує дихання та горіння. Але результати своїх дослідів Шееле оприлюднив лише у 1777 році у книзі «Хімічний трактат про повітря та вогонь». У 1774 англійський священик і натураліст Дж. Прістлі нагріванням «паленої ртуті» (оксиду ртуті HgO) отримав газ, що підтримує горіння. Будучи в Парижі, Прістлі, який не знав, що отриманий ним газ входить до складу повітря, повідомив про своє відкриття А. Лавуазьє та інших вчених. На той час було відкрито і азот. У 1775 Лавуазьє дійшов висновку, що звичайне повітря складається з двох газів - газу, необхідного для дихання і підтримує горіння, і газу протилежного характеру - азоту. Лавуазьє назвав газ, що підтримує горіння, oxygene - «утворюючий кислоти» (від грец. oxys - кислий і gennao - народжую; звідси і російська назва «кисень»), оскільки він тоді вважав, що всі кислоти містять кисень. Давно вже відомо, що кислоти бувають як кисневмісними, так і безкисневими, але назва, дана елементу Лавуазьє, залишилася незмінною. Протягом майже півтора століття 1/16 частина маси атома кисню служила одиницею порівняння мас різних атомів між собою і використовувалася при чисельній характеристиці мас атомів різних елементів (так звана шкала кисню атомних мас).
Знаходження у природі: кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів), припадає близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські та прісні води містять велику кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% (за обсягом). Елемент кисень входить до складу понад 1500 з'єднань земної кори.
Отримання:
В даний час кисень у промисловості отримують за рахунок поділу повітря за низьких температур. Спочатку повітря стискають компресором, у своїй повітря розігрівається. Стисненому газу дають охолону до кімнатної температури, а потім забезпечують його вільне розширення. При розширенні температура газу різко знижується. Охолоджене повітря, температура якого на кілька десятків градусів нижче температури навколишнього середовища, знову стискають до 10-15 МПа. Потім знову відбирають теплоту, що виділилася. Через кілька циклів «стиснення-розширення» температура падає нижче за температуру кипіння і кисню, і азоту. Утворюється рідке повітря, яке потім піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння кисню (-182,9 ° C) більш ніж на 10 градусів вище, ніж температура кипіння азоту (-195,8 ° C). Тому з рідини азот випаровується першим, а в залишку накопичується кисень. За рахунок повільної (фракційної) дистиляції вдається отримати чистий кисень, у якому вміст домішки азоту становить менше 0,1 об'ємного відсотка.
Кисень утворюєпероксиди
зі ступенем окиснення −1.
— Наприклад, пероксиди виходять при згорянні лужних металів у кисні:
2Na + O 2 → Na 2 O 2
— Деякі оксиди поглинають кисень:
2BaO + O 2 → 2BaO 2
— За принципами горіння, розробленими А. Н. Бахом та К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я водню, що горить, льодом, поряд з водою, утворюється перекис водню:
H 2 + O 2 → H 2 O 2
Надпероксидимають ступінь окислення -1/2, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O 2 -). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищених тисках та температурі:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2
Озонідимістять іон O 3 - зі ступенем окиснення −1/3. Отримують дією озону на гідроксиди лужних металів:
КОН(тв.) + Про 3 → КО 3 + КОН + O 2
Іон діоксигеніл O 2 + має ступінь окиснення +1/2. Отримують за реакцією:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6
Фториди кисню
Дифторид кисню OF 2 ступінь окислення +2 отримують пропусканням фтору через розчин лугу:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O
Монофторид кисню (Діоксидифторид), O 2 F 2 нестабільний, ступінь окислення +1. Одержують із суміші фтору з киснем у тліючому розряді при температурі -196 °C.
Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем при певних тиску і температурі виходять суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2 , 4 F 2 , 5 F 2 і 6 F 2 .
Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття. У вільному вигляді елемент існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 та O 3 (озон).
Застосування кисню
Широке промислове застосування кисню почалося в середині XX століття, після винаходу турбодетандерів - пристроїв для зрідження та поділу рідкого повітря.
У металургії
Конвертерний спосіб виробництва сталі пов'язаний із застосуванням кисню.
Зварювання та різання металів
Кисень у балонах широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.
Ракетне паливо
Як окислювач для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислота та інші багаті киснем сполуки. Суміш рідкого кисню та рідкого озону — один із найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень — озон перевищує питомий імпульс для пари водень-фтор та водень-фторид кисню).
В медицині
Кисень використовується для збагачення дихальних газових сумішей при порушенні дихання, для лікування астми, у вигляді кисневих коктейлів, кисневих подушок і т.д.
У харчовій промисловості
У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчова добавка E948, як палива та пакувальний газ.
Біологічна роль кисню
Живі істоти дихають киснем повітря. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для поліпшення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної води застосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15 O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.
Токсичні похідні кисню
Деякі похідні кисню (т. зв. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, перекис водню, супероксид, озон та гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), перекис водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.
Ізотопи кисню
Кисень має три стійкі ізотопи: 16 Про, 17 Про і 18 Про, середній вміст яких становить відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загального числа атомів кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найбільш легкого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро атома 16 Про складається з 8 протонів та 8 нейтронів. А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, мають особливу стійкість.
Є радіоактивні ізотопи 11 О, 13 О, 14 О (період напіврозпаду 74 сек), 15 О (Т 1/2 = 2,1 хв), 19 О (Т 1/2 = 29,4 сек), 20 О (суперечливі дані про період напіврозпаду від 10 хв до 150 років).
додаткова інформація
З'єднання кисню
Рідкий кисень
Озон
Кисень, Oxygenium, O (8)
Відкриття кисню (Oxygen, франц. Oxygene, нім. Sauerstoff) ознаменувало початок сучасного періоду розвитку хімії. З давніх-давен було відомо, що для горіння необхідне повітря, проте багато століть процес горіння залишався незрозумілим. Лише XVII в. Майов і Бойль незалежно один від одного висловили думку, що в повітрі міститься деяка субстанція, яка підтримує горіння, але ця цілком раціональна гіпотеза не отримала тоді розвитку, оскільки уявлення про горіння, як про процес з'єднання тіла, що горить, з якоюсь складовою повітря, здавалося у той час таким, що суперечить настільки очевидному акту, як те, що при горінні має місце розкладання палаючого тіла на елементарні складові. Саме цій основі межі XVII в. виникла теорія флогістона, створена Бехером та Шталем. З настанням хіміко-аналітичного періоду розвитку хімії (друга половина XVIII ст.) та виникненням «пневматичної хімії» — однією з головних гілок хіміко-аналітичного спрямування — горіння, а також дихання знову привернули до себе увагу дослідників. Відкриття різних газів та встановлення їх важливої ролі в хімічних процесах стало одним із головних стимулів для систематичних досліджень процесів горіння речовин, вжитих Лавуазьє. Кисень був відкритий на початку 70-х XVIII ст.
Перше повідомлення про це відкриття було зроблено Прістлеєм на засіданні Англійського королівського товариства в 1775 р. Прістлей, нагріваючи червоний окис ртуті великим запальним склом, отримав газ, в якому свічка горіла яскравіше, ніж у звичайному повітрі, а тліюча лучина спалахувала. Прістлей визначив деякі властивості нового газу і назвав його дефлогістованим повітрям (daphlogisticated air). Однак двома роками раніше Прістлея (1772) Шееле теж отримував кисень розкладанням окису ртуті та іншими способами. Шееле назвав цей газ вогненним повітрям (Feuerluft). Повідомлення про своє відкриття Шееле зміг зробити лише в 1777 р.
У 1775 р. Лавуазьє виступив перед Паризькою академією наук із повідомленням, що йому вдалося отримати «найчистішу частину повітря, яке нас оточує», і описав властивості цієї частини повітря. Спочатку Лавуазьє називав це «повітря» емпірейною, життєвою (Air empireal, Air vital) підставою життєвого повітря (Base де l'air vital). Майже одночасне відкриття кисню кількома вченими в різних країнах викликало суперечки про пріоритет. По суті суперечки ці не закінчилися досі Докладне вивчення властивостей кисню та його ролі в процесах горіння та утворення оксидів призвело Лавуазьє до неправильного висновку про те, що цей газ є кислотоутворюючим початком. ввів для кисню нову назву — кислотоутворюючий принцип (principe acidifiant ou principe oxygine), що слово, що формує в цій складній назві, oxygine Лавуазьє зробив від грецьк.- кислота і «я виробляю».
§8 Елементи VI А групи.
Кисень, сірка, селен, телур, полоній.
Загальні відомості елементів VI А групи:
Елементи VI групи (крім полонію) називаються халькогенідами. На зовнішньому електронному рівні цих елементів перебувають шість валентних електронів (ns 2 np 4), тому вони у нормальному стані виявляють валентність 2, а збудженому -4 чи 6 (крім кисню). Атом кисню відрізняється від атомів інших елементів підгрупи відсутністю d-підрівня у зовнішньому електронному шарі, що зумовлює великі енергетичні витрати на «розпарювання» його електронів, які не компенсуються енергією утворення нових ковалентних зв'язків. Тому ковалентність кисню дорівнює двом. Однак у деяких випадках атом кисню, що володіє неподіленими електронними парами, може виступати в якості донора електронів і утворювати додаткові ковалентні зв'язки донорно-акцепторного механізму.
Електронегативність цих елементів поступово зменшується в порядку О-S-Se-Те-Ро. Ступінь окислення від -2+2+4+6. Збільшується радіус атома, що послаблює неметалеві властивості елементів.
Елементи цієї підгрупи утворюють з воднем сполуки виду H 2 R (H 2 О, H 2 S, H 2 Se, H 2 Ті, H 2 Ро). Ці сполуки розчиняючись у воді, утворюють кислоти. Кислотні властивості збільшуються в напрямку H 2 Про H 2 S H 2 Se H 2 Ті H 2 Ро. S,Se і Ті утворюють з киснем сполуки типу RO2 і RO3. З цих оксидів утворюються кислоти типу H2RO3 і H2RO4. Зі збільшенням порядкового номера, сили кислот зменшуються. Усі вони мають окисні властивості. Кислоти типу H2RO3 виявляють і відновлювальні властивості.
Кисень
Природні сполуки та отримання:Кисень - найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані він знаходиться у атмосферному повітрі (21%); у зв'язаному вигляді входить до складу води (88,9%), мінералів, гірських порід та всіх речовин, з яких побудовано організми рослин та тварин. Атмосферне повітря є сумішшю багатьох газів, основну частину якої складають азот і кисень, і невелика кількість благородні гази, вуглекислий газ і водяні пари. Вуглекислий газ утворюється в природі при горінні дерева, вугілля та інших видів палива, диханні тварин, гниття. У деяких місцях земної кулі CO 2 виділяється у повітря внаслідок вулканічної діяльності, а також із підземних джерел.
Природний кисень складається з трьох стабільних ізотопів: 816О(99,75%), 817О(0,04), 818О(0,20). Штучним шляхом були також отримані ізотопи 814О, 815О, 819О.
Кисень було отримано вперше у чистому вигляді К.В.Шееле в 1772 р., та був у 1774 р. Д.Ю.Пристли, який виділив його з HgO. Однак Прістлі не знав, що отриманий ним газ входить до складу повітря. Лише через кілька років Лавуазьє, який докладно вивчив властивості цього газу, встановив, що він є основною частиною повітря.
У лабораторії кисень виходить такими методами:
Е
електроліз води.Щоб збільшити електропровідність води до неї додають розчин лугу (зазвичай 30%-ний KOH) або сульфати лужних металів:
У загальному вигляді: 2H 2 Про →2H 2 +О 2
На катоді: 4H 2 Про+4e¯→ 2H 2 +4OH¯
На аноді: 4OH−4е→2H 2 Про+О 2
- Розкладанням кисневмісних сполук:
Термічне розкладання бертолетової солі під дією каталізатора MnO 2.
KClO 3 →2KCl+3О 2
Термічне розкладання перманганату калію
KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +О 2.
Термічне розкладання нітратів лужних металів:
2KNO 3 →2KNO 2 +О 2.
Розкладання пероксидів:
2H 2 Про 2 →2H 2 Про+О 2.
2ВаО 2 →2ВаО+О 2.
Термічним розкладанням оксиду ртуті (II):
2HgO→2HgO+Про 2.
Взаємодія пероксидів лужних металів з оксидом вуглецю (IV):
2Na 2 Про 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +О 2.
Термічним розкладанням хлорного вапна у присутності каталізатора - солей кобальту:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +О 2.
Окисленням пероксиду водню перманганатом калію в кислому середовищі:
2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 Про 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 Про+5О 2.
У промисловості:Нині у промисловості кисень отримують фракційною перегонкою рідкого повітря. При слабкому нагріванні рідкого повітря з нього спочатку відокремлюється азот (t кип (N 2) = -196 ° C), потім виділяється кисень (t кип (О 2) = -183 ° С).
Кисень, отриманий цим способом, містить домішки азоту. Тому для отримання чистого кисню отриману суміш знову дистилюють і в кінцевому підсумку виходить 99,5% кисень. Крім того, деяку кількість кисню отримують електролізом води. Електроліт служить 30% розчин KOH.
Кисень зазвичай зберігають у балонах синього кольору під тиском 15МПа.
Фізико-хімічні властивості:Кисень - газ без кольору, запаху, смаку, трохи важчий за повітря, слабо розчиняється у воді. Кисень при тиску 0,1 МПа та температурі -183ºС переходить у рідкий стан, при -219ºС замерзає. У рідкому та твердому стані притягується магнітом.
Відповідно до методу валентних зв'язків будова молекули кисню, представлена схемою -:Ö::Ö: , не пояснює велику міцність молекули, що має паромагнітні властивості, тобто неспарені електрони у нормальному стані.
В результаті зв'язку електронів двох атомів утворюється одна загальна електронна пара, після цього неспарений електрон у кожному атомі утворює взаємний зв'язок з нерозділеною парою іншого атома і між ними утворюється три електронний зв'язок. У збудженому стані молекула кисню виявляє діамагнітні властивості, яким відповідає будова за схемою: Ö=Ö: ,
Для заповнення електронного рівня атомі кисню не вистачає двох електронів. Тому кисень у хімічних реакціях може легко приєднувати два електрони та виявляти ступінь окислення -2. Кисень тільки в сполуках з більш електронегативним елементом фтором виявляє ступінь окислення +1 і +2: 2 F 2 ОФ 2 .
Кисень – сильний окислювач. Він не взаємодіє тільки з важкими інертними газами (Kr, Xe, He, Rn), із золотом та платиною. Оксиди цих елементів утворюються іншими шляхами. Кисень входить у реакції горіння, окислення як із простими речовинами і зі складними. При взаємодії неметалів з киснем утворюються кислотні або соленоутворюючі оксиди, а при взаємодії металів утворюються амфотерні або змішані оксиди.
4P+5О 2 → 2Р 2 Про 5
З металами-оксиди відповідних металів
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
при нагріванні лужних металів у сухому повітрі тільки літії утворює оксид Li 2 O, а інші пероксиди і супероксиди:
2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2
З воднем кисень взаємодіє при 300 °С:
2Н2 + О2 = 2Н2О.
При взаємодії з фтором він виявляє відновлювальні властивості:
O 2 + F 2 = F 2 O 2 (в електричному розряді),
із сіркою - при температурі близько 250 °С:
S + О2 = SO2.
З графітом кисень реагує за 700 °С
З + Про 2 = СО 2 .
Взаємодія кисню з азотом починається лише за 1200°З чи електричному розряді.
Кисень перебуває у другому періоді VI-ой головної групи застарілого короткого варіанта періодичної таблиці. За новими стандартами нумерації – це 16-та група. Відповідне рішення ухвалено ІЮПАК у 1988 році. Формула кисню як простої речовини - О2. Розглянемо його основні властивості, роль у природі та господарстві. Почнемо з характеристики всієї групи періодичної системи, яку очолює кисень. Елемент відрізняється від споріднених йому халькогенів, а вода відрізняється від водневих селену та телуру. Пояснення всім відмінним рисам можна знайти, лише дізнавшись про будову та властивості атома.
Халькогени - споріднені кисню елементи
Подібні за властивостями атоми утворюють одну групу у періодичній системі. Кисень очолює сімейство халькогенів, але відрізняється від них за низкою властивостей.
Атомна маса кисню - родоначальника групи - становить 16 а. е. м. Халькогени при утворенні сполук з воднем і металами виявляють свій звичайний ступінь окислення: -2. Наприклад, у складі води (Н 2 Про) окисне число кисню дорівнює -2.
Склад типових водневих сполук халькогенів відповідає загальній формулі: Н2R. При розчиненні цих речовин утворюються кислоти. Тільки водневе з'єднання кисню — вода — має особливі властивості. Згідно з висновками вчених, ця незвичайна речовина є і дуже слабкою кислотою, і дуже слабкою основою.
Сірка, селен і телур мають типові позитивні ступені окислення (+4, +6) у сполуках з киснем та іншими неметалами, що мають високу електронегативність (ЕО). Склад оксидів халькогенів відбивають загальні формули: RO 2 , RO 3 . Відповідні їм кислоти мають склад: H 2 RO 3 H 2 RO 4 .
Елементам відповідають прості речовини: кисень, сірка, селен, телур та полоній. Перші три представники виявляють неметалеві властивості. Формула кисню - Про 2 . Алотропна видозміна того ж елемента - озон (3). Обидві модифікації є газами. Сірка та селен - тверді неметали. Телур - металоїдна речовина, провідник електричного струму, полоній - метал.
Кисень - найпоширеніший елемент
Ми вже знаємо, що є інший різновид існування того ж самого хімічного елемента у формі простої речовини. Це озон - газ, що утворює на висоті близько 30 км від поверхні землі шар, який часто називають озоновим екраном. Пов'язаний кисень входить до молекул води, до складу багатьох гірських порід і мінералів, органічних сполук.
Будова атома кисню
Періодична таблиця Менделєєва містить повну інформацію про кисень:
- Порядковий номер елемента – 8.
- Заряд ядра - +8.
- Загальна кількість електронів - 8.
- Електронна формула кисню - 1s 2 2s 2 2p 4 .
У природі зустрічаються три стабільні ізотопи, які мають однаковий порядковий номер у таблиці Менделєєва, ідентичний склад протонів і електронів, але різне число нейтронів. Позначаються ізотопи одним і тим же символом - О. Для порівняння наведемо схему, що відображає склад трьох ізотопів кисню:
Властивості кисню – хімічного елемента
На 2р-підрівні атома є два неспарені електрони, що пояснює появу ступенів окислення -2 і +2. Два спарені електрони не можуть роз'єднатися, щоб ступінь окислення зросла до +4, як у сірки та інших халькогенів. Причина – відсутність вільного підрівня. Тому в сполуках хімічний елемент кисень не виявляє валентність та ступінь окислення, що дорівнює номеру групи в короткому варіанті періодичної системи (6). Звичайне йому окисне число дорівнює -2.
Тільки у сполуках з фтором кисень виявляє нехарактерну йому позитивну ступінь окислення +2. Значення ЕО двох сильних неметалів відрізняється: ЕО(О) = 3,5; ЕО (F) = 4. Як більш негативний хімічний елемент, фтор сильніше утримує свої електрони і притягує валентні частинки на атоми кисню. Тому реакції з фтором кисень є відновником, віддає електрони.
Кисень - проста речовина
Англійський дослідник Д. Прістлі в 1774 в ході дослідів виділив газ при розкладанні оксиду ртуті. Двома роками раніше цю речовину в чистому вигляді отримав К. Шееле. Лише кілька років тому французький хімік А. Лавуазьє встановив, що за газ входить до складу повітря, вивчив властивості. Хімічна формула кисню - О2. Відобразимо в записі складу речовини електрони, що беруть участь в утворенні неполярного ковалентного зв'язку - О:О. Замінимо кожну пов'язуючу електронну пару однією рисою: О=О. Така формула кисню наочно показує, що атоми у молекулі пов'язані між двома загальними парами електронів.
Виконаємо нескладні розрахунки і визначимо, чому дорівнює відносна молекулярна маса кисню: Mr(O 2) = Ar(O) х 2 = 16 х 2 = 32. Для порівняння: Mr(пов.) = 29. Хімічна формула кисню відрізняється від одного атом кисню. Отже, Mr(O 3 ) = Ar(O) х 3 = 48. Озон у 1,5 раза важчий за кисень.
Фізичні властивості
Кисень - це газ без кольору, смаку і запаху (при звичайній температурі і тиску, що дорівнює атмосферному). Речовина трохи важча за повітря; розчиняється у воді, але у невеликих кількостях. Температура плавлення кисню є негативною величиною та становить -218,3 °C. Точка, в якій рідкий кисень знову перетворюється на газоподібний, - це температура кипіння. Для молекул 2 значення цієї фізичної величини досягає -182,96 °C. У рідкому та твердому стані кисень набуває світло-синього забарвлення.
Отримання кисню у лабораторії
При нагріванні кисневмісних речовин, наприклад, перманганату калію, виділяється безбарвний газ, який можна зібрати в колбу або пробірку. Якщо внести в чистий кисень запалену скіпку, то вона горить яскравіше, ніж у повітрі. Два інші лабораторні способи одержання кисню - розкладання пероксиду водню та хлорату калію (бертолетової солі). Розглянемо схему пристрою, який застосовується для термічного розкладання.
У пробірку чи круглодонну колбу треба насипати трохи бертолетової солі, закрити пробкою із газовідвідною трубочкою. Її протилежний кінець слід направити (під водою) у перекинуту вгору дном колбу. Шийка повинна бути опущена в широку склянку або кристалізатор, наповнений водою. При нагріванні пробірки з бертолетової сіллю виділяється кисень. По газовідвідній трубці він надходить у колбу, витісняючи з неї воду. Коли колба наповниться газом, її закривають під водою пробкою та перевертають. Отриманий у цьому лабораторному досвіді кисень можна використовуватиме вивчення хімічних властивостей простої речовини.
Горіння
Якщо в лабораторії проводиться спалювання речовин у кисні, то потрібно знати та дотримуватись протипожежних правил. Водень миттєво згоряє в повітрі, а змішаний із киснем у співвідношенні 2:1, він вибухонебезпечний. Горіння речовин у чистому кисні відбувається набагато інтенсивніше, ніж у повітрі. Пояснюється це складом повітря. Кисень в атмосфері становить трохи більше 1/5 частини (21%). Горіння — це реакція речовин із киснем, у результаті якої утворюються різні продукти, переважно оксиди металів і неметалів. Пожежонебезпечні суміші Про 2 з горючими речовинами, крім того, сполуки, що виходять, можуть бути токсичними.
Горіння звичайної свічки (або сірника) супроводжується утворенням діоксиду вуглецю. Наступний досвід можна провести у домашніх умовах. Якщо спалювати речовину під скляною банкою або великою склянкою, горіння припиниться, як тільки витрачено весь кисень. Азот не підтримує дихання та горіння. Вуглекислий газ - продукт окиснення - більше не вступає в реакцію з киснем. Прозора дозволяє виявити присутність після горіння свічки. Якщо пропускати продукти горіння через гідроксид кальцію, розчин каламутніє. Відбувається хімічна реакція між вапняною водою та вуглекислим газом, виходить нерозчинний карбонат кальцію.
Отримання кисню у промислових масштабах
Найдешевший процес, в результаті якого виходять вільні від повітря молекули О 2 не пов'язаний з проведенням хімічних реакцій. У промисловості, скажімо, на металургійних комбінатах повітря при низькій температурі і високому тиску зріджують. Такі найважливіші компоненти атмосфери, як азот та кисень, киплять за різних температур. Поділяють повітряну суміш при поступовому нагріванні до нормальної температури. Спочатку виділяються молекули азоту, потім кисню. Спосіб поділу ґрунтується на різних фізичних властивостях простих речовин. Формула простої речовини кисню така сама, як була до охолодження та зрідження повітря, — Про 2 .
Внаслідок деяких реакцій електролізу теж виділяється кисень, його збирають над відповідним електродом. Газ потрібний промисловим, будівельним підприємствам у великих обсягах. Потреби в кисні постійно зростають, особливо потребує його хімічна промисловість. Зберігають отриманий газ для виробничих та медичних цілей у сталевих балонах, з маркуванням. Місткості з киснем забарвлюють у синій або блакитний колір, щоб відрізняти від інших зріджених газів - азоту, метану, аміаку.
Хімічні розрахунки за формулою та рівняннями реакцій за участю молекул О 2
Чисельне значення молярної маси кисню збігається з іншою величиною – відносною молекулярною масою. Тільки першому випадку присутні одиниці виміру. Коротко формула речовини кисню та її молярної маси має бути записана так: М(О 2) = 32 г/моль. За нормальних умов молю будь-якого газу відповідає обсяг 22,4 л. Значить, 1 моль 2 - це 22,4 л речовини, 2 моль 2 - 44,8 л. За рівнянням реакції між киснем і воднем можна помітити, що взаємодіють 2 моля водню та 1 моль кисню:
Якщо реакції бере участь 1 моль водню, то обсяг кисню складе 0,5 моль. 22,4 л/моль = 11,2 л.
Роль молекул Про 2 у природі та житті людини
Кисень споживається живими організмами на Землі та бере участь у кругообігу речовин понад 3 млрд років. Це головна речовина для дихання та метаболізму, за його допомогою відбувається розкладання молекул поживних речовин, синтезується необхідна для організмів енергія. Кисень постійно витрачається Землі, та його запаси поповнюються завдяки фотосинтезу. Російський вчений К. Тимірязєв вважав, що завдяки саме цьому процесу досі існує життя на нашій планеті.
Велика роль кисню в природі та господарстві:
- поглинається у процесі дихання живими організмами;
- бере участь у реакціях фотосинтезу у рослинах;
- входить до складу органічних молекул;
- процеси гниття, бродіння, іржавіння протікають за участю кисню, що виступає як окислювач;
- використовується отримання цінних продуктів органічного синтезу.
Зріджений кисень у балонах використовують для різання та зварювання металів за високих температур. Ці процеси проводять на машинобудівних заводах, на транспортних та будівельних підприємствах. Для проведення робіт під водою, під землею, на великій висоті безповітряного простору люди теж потребують молекул О 2 . застосовуються в медицині для збагачення складу повітря, що вдихається хворими людьми. Газ для медичних цілей відрізняється від технічного практично повною відсутністю сторонніх домішок, запаху.
Кисень - ідеальний окислювач
Відомі сполуки кисню з усіма хімічними елементами таблиці Менделєєва, крім перших представників сімейства шляхетних газів. Багато речовин безпосередньо вступають у реакції з атомами О, виключаючи галогени, золото і платину. Велике значення мають явища за участю кисню, які супроводжуються виділенням світла та тепла. Такі процеси широко використовуються у побуті, промисловості. У металургії взаємодію руд із киснем називають випалом. Попередньо подрібнену руду змішують із повітрям, збагаченим киснем. При високих температурах відбувається відновлення металів із сульфідів до простих речовин. Так отримують залізо та деякі кольорові метали. Присутність чистого кисню підвищує швидкість технологічних процесів у різних галузях хімії, техніки та металургії.
Поява дешевого способу одержання кисню з повітря методом поділу на компоненти за низької температури стимулювало розвиток багатьох напрямів промислового виробництва. Хіміки вважають молекули ПРО 2 і атоми ПРО ідеальними окисними агентами. Це природні матеріали, вони постійно відновлюються у природі, не забруднюють довкілля. Крім того, хімічні реакції за участю кисню найчастіше завершуються синтезом ще одного натурального та безпечного продукту – води. Велика роль О 2 у знешкодженні токсичних виробничих відходів, очищенні води від забруднень. Крім кисню, для знезараження використовується його алотропна модифікація – озон. Ця проста речовина має високу окисну активність. При озонуванні води розкладаються забруднюючі речовини. Озон також згубно діє хвороботворну мікрофлору.
