Содержание статьи

КИСЛОРОД, O (oxygenium), химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po – член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8% (масс.).

Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков. Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты и нитраты.

Историческая справка.

Первые сведения о кислороде стали известны в Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что кислород – элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания исследования К.Шееле в 1771–1773 взаимодействия металлов и фосфора с кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774, спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом. Название oxygenium («кислород») дано этому элементу вскоре после его открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих «рождающий кислоту»; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах дыхания и горения, однако, принадлежит А.Лавуазье (1777).

Строение атома.

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 16 8 O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 18 8 O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%. Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 17 8 O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 12 6 C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000. Физики за стандартную единицу атомной массы принимали массовое число изотопа кислорода 16 8 O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 .

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд .

Молекулярный кислород.

Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N 2 прочность связи N–N еще выше, ~710 кДж/моль.)

Электронная структура.

В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

Реакции.

В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в реагирующей системе могут способствовать диссоциации O 2 . Известно, что щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с молекулярным кислородом с образованием пероксидов:

Получение и применение.

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO 2 , пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота. Для многих областей применения эти примеси не мешают. Однако для получения кислорода особой чистоты процесс дистилляции необходимо повторять. Кислород хранят в танках и баллонах. Он используется в больших количествах как окислитель керосина и других горючих в ракетах и космических аппаратах. Сталелитейная промышленность потребляет газообразный кислород для продувки через расплав чугуна по методу Бессемера для быстрого и эффективного удаления примесей C, S и P. Сталь при кислородном дутье получается быстрее и качественнее, чем при воздушном. Кислород используется также для сварки и резки металлов (кислородно-ацетиленовое пламя). Применяют кислород и в медицине, например, для обогащения дыхательной среды пациентов с затрудненном дыханием. Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.

Электролиз.

Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H 2 SO 4 в качестве катализатора: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

Термическая диссоциация.

Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO 2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO 2 с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.

Физические свойства.

Кислород при нормальных условиях – бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O 2 Ч H 2 O, а возможно, и O 2 Ч 2H 2 O.

Химические свойства.

Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O 2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O 2 пероксиды типа NaO 2 и BaO 2 . Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O 2 . В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s 2 2s 2 2p 4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O 2– . В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t пл (Na 2 O) > t пл (SO 2).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H + .

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3 , а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO 2 и H 2 O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6n CO 2 + 5n H 2 O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C 8 H 18 или природный газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + тепловая энергия

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + тепловая энергия

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия

2CO + O 2 ® 2CO 2 + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуол (или ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe 2 O 3 (гематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алюминия из Al 2 O 3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO 2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO 2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO 2 . Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH) 2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

Вода (оксид водорода).

Важность воды H 2 O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества ВОДА, ЛЕД И ПАР) . Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104° 30ў . Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой прочности связей H–O водород с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H + :

Оксоанионы и оксокатионы

– кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O 2– имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к положительно заряженным частицам типа H + . Простейшим представителем стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH – . Это объясняет неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом. Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей стабильностью, например:

Физические свойства. При обычных условиях кислород — газ без цвета и запаха, слаборастворимый в воде (в 1 объеме воды при 0 град. С растворяется 5, а при 20 град. С — 3 объема кислорода). В других растворителях его растворимость также незначительна.

При атмосферном давлении кислород сжижается при -183 град. С, а затвердевает при -219 град. С. В жидком и твердом состояниях кислород окрашен в голубой цвет, он обладает магнитными свойствами.

Химические свойства. Кислород относится к активным неметаллам. Во всех соединениях, кроме соединений с фтором и пероксидов, он имеет степень окисления -2, (в соединениях с фтором кислород проявляет степень окисления +2, а в пероксидных соединениях степень его окисления равна -1 или даже дробному числу. Это объясняется тем, что в пероксидах 2 или несколько атомов кислорода соединены друг с другом).

Кислород взаимодействует со всеми металлами, за исключением золота и платиновых металлов (кроме осмия), образуя оксиды:

2 Мg + О 2 = 2 MgО (оксид магния);

4 Аl + 3 О 2 = 2 Аl 2 O 3 (оксид алюминия).

Ряд металлов, кроме основных оксидов, образует амфотерные (ZnО, Сr 2 О 3 , Аl 2 О 3 и др.) и даже кислотные (СrО 3 , Мn 2 О 7 и др.) оксиды.

Он взаимодействует также со всеми, кроме галогенов, неметаллами, образуя кислотные или несолеобразующие (индифферентные) оксиды:

S + О 2 = SО 2 (оксид серы (IV));

4 Р + 5 O 2 = 2 Р 2 О 5 (оксид фосфора (V));

N 2 + О 2 = 2 NО (оксид азота (II)).

Оксиды золота и платиновых металлов получают разложением их (гидроксидов, а кислородные соединения галогенов — осторожным обезвоживанием их кислородсодержащих кислот).

В кислороде и на воздухе легко окисляются (сгорают или тлеют) многие неорганические и органические вещества. Из неорганических веществ, кроме металлов и неметаллов, с кислородом реагируют все соединения металлов с неметаллами, за исключением хлоридов и бромидов:

СаН 2 + O 2 = СаО + Н 2 О;

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnО + 2 SO 2 ;

Мg 3 Р 2 + 4 O 2 = Мg 3 (РО 4) 2 ;

Са 2 Si + 2 O 2 = Са 2 SiО 4 ;

4 КI + O 2 + 2 Н 2 О = 4 КОН + I 2 .

Из органических соединений с кислородом взаимодействуют почти все, кроме полностью фторированных углеводородов (фреонов), а также хлор- и бромпроизводных с большим содержанием хлора или брома (хлороформ, тетрахлорид углерода, полихлорэтаны и аналогичные бромпроизводные):

С 3 Н 8 + 5 O 2 = 3 СО 2 + 4 Н 2 О;

2 С 2 Н 5 ОН + O 2 = 2 СН 3 СНО + 2 Н 2 О;

2 СН 3 СНО + О 2 = 2 СН 3 СООН;

C 6 Н 12 О 6 + 6 O 2 = 6 СО 2 + 6 Н 2 О;

2 C 6 H 6 + 15 O 2 = 12 СО 2 + 6 Н 2 О.

В атомарном состоянии кислород более активен, чем в молекулярном. Это свойство используют для отбеливания различных материалов (легче разрушаются окрашивающие органические вещества). В молекулярном состоянии кислород может существовать в виде кислорода (O 2) и озона (O 3), т. е. для него характерно явление аллотропии.

Введение

Каждый день мы вдыхаем такой необходимый нам воздух. А вы никогда не задумывались о том, из чего, точнее из каких веществ, состоит воздух? Больше всего в нем азота (78%), далее идет кислород (21%) и инертные газы (1%). Хоть кислород и не составляет самую основную часть воздуха, но без него атмосфера была бы непригодной для жизни. Благодаря ему на Земле существует жизнь, ведь азот и вместе и по отдельности губительны для человека. Давайте рассмотрим свойства кислорода.

Физические свойства кислорода

В воздухе кислород просто так не различишь, так как в обычных условиях он является газом без вкуса, цвета и запаха. Но кислород можно искусственным путем перевести в другие агрегатные состояния. Так, при -183 о С он становится жидким, а при -219 о С твердеет. Но твердый и жидкий кислород может получить только человек, а в природе он существует лишь в газообразном состоянии. выглядит так (фото). А твердый похож на лед.

Физические свойства кислорода - это еще и строение молекулы простого вещества. Атомы кислорода образуют два таких вещества: кислород (О 2) и озон (О 3). Ниже показана модель молекулы кислорода.

Кислород. Химические свойства

Первое, с чего начинается химическая характеристика элемента - его положение в периодической системе Д. И. Менделеева. Итак, кислород находится во 2 периоде 6 группе главной подгруппе под номером 8. Его атомная масса - 16 а.е.м, он является неметаллом.

В неорганической химии его бинарные соединения с другими элементами объединили в отдельный - оксиды. Кислород может образовывать химические соединения как с металлами, так и с неметаллами.

Поговорим о его получении в лабораториях.

Химическим путем кислород можно получить с помощью разложения перманганата калия, пероксида водорода, бертолетовой соли, нитратов активных металлов и оксидов тяжелых металлов. Рассмотрим уравнения реакций при применении каждого из этих способов.

1. Электролиз воды:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

5. Разложение оксидов тяжелых металлов (например, оксида ртути):

2HgO = 2Hg + O 2

6. Разложение нитратов активных металлов (например, нитрата натрия):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Применение кислорода

С химическими свойствами мы закончили. Теперь пора поговорить о применении кислорода в жизни человека. Он нужен для сжигания топлива в электрических и тепловых станциях. Его используют для получения стали из чугуна и металлолома, для сварки и резки металла. Кислород нужен для масок пожарных, для баллонов водолазов, применяется в черной и цветной металлурги и даже в изготовлении взрывчатых веществ. Также в пищевой промышленности кислород известен как пищевая добавка Е948. Кажется, нет отрасли, где бы он не использовался, но самую важную роль он играет в медицине. Там он так и называется - "кислород медицинский". Для того чтобы кислород был пригоден для использования, его предварительно сжимают. Физические свойства кислорода способствуют тому, что его можно сжать. В подобном виде он хранится внутри баллонов, похожих на такие.

Его используют в реанимации и на операциях в аппаратуре для поддержания жизненных процессов в организме больного пациента, а также при лечении некоторых болезней: декомпрессионной, патологий желудочно-кишечного тракта. С его помощью врачи каждый день спасают множество жизней. Химические и физические свойства кислорода способствуют тому, что его используют так широко.

Элементы, расположенные в главной подгруппе VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева.

Рассмотрение атомных структур элементов главной подгруппы VI группы показывает, что все они имеют шестиэлектронную структуру внешнего слоя (табл. 13) и в связи с этим обладают сравнительно высокими значениями электроотрицательности. Наибольшей электроотрицательностью обладает , наименьшей - , что объясняется изменением величины атомного радиуса. Особое место кислорода в этой группе подчеркивается тем, что , и теллур могут непосредственно соединяться с кислородом, но не могут соединяться между собой.

Элементы группы кислорода также принадлежат к числу р -элементов, так как у них достраивается р -оболочка. Для всех элементов семейства, кроме самого кислорода, валентными являются 6 электронов внешнего слоя.
В окислительно-восстановительных реакциях элементы группы кислорода часто проявляют окислительные свойства. Наиболее сильно окислительные свойства выражены у кислорода.
Для всех элементов главной подгруппы VI группы характерна отрицательная степень окисления -2. Однако для серы, селена и теллура наряду с этим возможны и положительные степени окисления (максимальная +6).
Молекула кислорода, как всякого простого газа, двухатомна, построена по типу ковалентной связи, образованной посредством двух электронных пар. Следовательно, кислород двухвалентен при образовании простого .
Сера - твердое вещество. В состав молекулы входит 8 атомов серы (S8), но они соединены в своеобразное кольцо, в котором каждый атом серы соединен лишь с двумя соседними атомами ковалентной связью

Таким образом, каждый атом серы, имея с двумя соседними атомами по одной общей электронной паре, сам по себе является двухвалентным. Сходные молекулы образуют селен (Se8) и теллур (Te8).

■ 1. Составьте рассказ о группе кислорода по следующему плану: а) положение в периодической системе; б) заряды ядер и. число нейтронов в ядре; в) электронные конфигурации; г) структура кристаллической решетки; д) возможные степени окисления кислорода и всех остальных элементов этой группы.
2. В чем сходство и различие атомных структур и электронных конфигураций атомов элементов главных подгрупп VI и VII групп?
3. Сколько валентных электронов имеется у элементов главной подгруппы VI группы?
4. Как должны себя вести элементы главной подгруппы VI группы в окислительно-восстановительных реакциях?
5. Какой из элементов главной подгруппы VI группы является наиболее электроотрицательным?

При рассмотрении элементов главной подгруппы VI группы мы впервые встречаемся с явлением аллотропии. Один и тот же элемент в свободном состоянии может образовывать два или несколько простых веществ. Такое явление называется аллотропией, а сами называются аллотропными видоизменениями.

Запишите эту формулировку в тетрадь.

Например, элемент кислород способен образовывать два простых - кислород и озон.
Формула простого кислорода O2, формула простого вещества озона O3. Построены их молекулы по разному:

Кислород и озон - аллотропные видоизменения элемента кислорода.
Сера также может образовывать несколько аллотропных видоизменений (модификаций). Известна ромбическая (октаэдрическая), пластическая и моноклиническая сера. Селен и теллур также образуют несколько аллотропных видоизменений. Следует заметить, что явление аллотропии характерно для многих элементов. Различия в свойствах разных аллотропных видоизменений мы рассмотрим при изучении элементов.

■ 6. В чем отличие структуры молекулы кислорода от структуры молекулы озона?

7. Какого типа связь в молекулах кислорода и озона?

Кислород. Физические свойства, физиологическое действие, значение кислорода в природе

Кислород - наиболее легкий элемент главной подгруппы VI группы. Атомный вес кислорода 15,994. 31,988. Атом кислорода имеет самый малый радиус из элементов этой подгруппы (0,6 Å). Электронная конфигурация атома кислорода: ls 2 2s 2 2p 4 .

Распределение электронов по орбиталям второго слоя указывает на , что кислород имеет на р-орбиталях два непарных электрона, которые могут быть легко использованы на образование химической связи между атомами. Характерная степень окисления кислорода.
Кислород представляет собой газ, не имеющий цвета и запаха. Он тяжелее воздуха, при температуре -183° превращается в жидкость голубого цвета, а при температуре -219° затвердевает.

Плотность кислорода равна 1,43 г/л. Кислород плохо растворим в воде: в 100 объемах воды при 0° растворяются 3 объема кислорода. Поэтому кислород можно держать в газометре (рис. 34) - приборе для хранения газов, нерастворимых и малорастворимых в воде. Чаще всего в газометре хранят кислород.
Газометр состоит из двух главных частей: сосуда 1, служащего для хранения газа, и большой воронки 2 с краном и с длинной трубкой, доходящей почти до дна сосуда 1 и служащей для подачи воды в прибор. Сосуд 1 имеет три тубуса: в тубус 3 с притертой внутренней поверхностью вставляют, воронку 2 с краном, в тубус 4 вставляют газоотводную трубку, снабженную краном; тубус 5 внизу служит для выпуска воды из прибора при его зарядке и разрядке. В заряженном газометре сосуд 1 заполнен кислородом. На дне сосуда находится , в которую опущен конец трубки воронки 2.

Рис. 34.
1 - сосуд для хранения газа; 2 - воронка для подачи воды; 3 - тубус с притертой поверхностью; 4 - тубус для выведения газа; 5 - тубус для выпуска воды при зарядке аппарата.

Если нужно получить из газометра кислород, сначала открывают кран воронки, и слегка сжимает кислород, находящийся в газометре. Затем открывают кран на газоотводной трубке, через который выходит кислород, вытесняемый водой.

В промышленности кислород хранят в стальных баллонах в сжатом состоянии (рис. 35, а), или в жидком виде в кислородных «танках» (рис. 36).

Рис. 35. Кислородный баллон

Выпишите из текста названия приборов, предназначенных для хранения кислорода.
Кислород является наиболее распространенным элементом. Он составляет почти 50% веса всей земной коры (рис. 37). Человеческий организм содержит 65% кислорода, входящего в состав различных органических веществ, из которых построены ткани и органы. В воде около 89% кислорода. В атмосфере на кислород приходится 23% по весу и 21% по объему. Кислород входит в состав самых разнообразных горных пород (например, известняка, мела, мрамора CaCO3, песка SiO2), руд различных металлов (магнитного железняка Fe3O4, бурого железняка 2Fe2O3 · nH2O, красного железняка Fe2O3, боксита Аl2O3 · nН2O и т. д.). Кислород входит в состав большинства органических веществ.

Физиологическое значение кислорода огромно. Это единственный газ, который живые организмы могут использовать для дыхания. Отсутствие кислорода вызывает остановку жизненных процессов и гибель организма. Без кислорода человек может прожить всего несколько минут. При дыхании поглощается кислород, который принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, происходящих в организме, а выделяются продукты окисления органических веществ - , двуокись углерода и другие вещества. Как наземные, так и водные живые организмы дышат кислородом: наземные - свободным кислородом атмосферы, а водные - кислородом, растворенным в воде.
В природе происходит своеобразный круговорот кислорода. Кислород из атмосферы поглощается животными, растениями, человеком, расходуется на процессы горения топлива, гниение и прочие окислительные процессы. Двуокись углерода и вода, образующиеся в процессе окисления, потребляются зелеными растениями, в которых с помощью хлорофилла листьев и солнечной энергии осуществляется процесс фотосинтеза, т. е. синтеза органических веществ из двуокиси углерода и воды, сопровождающегося выделением кислорода.
Для обеспечения кислородом одного человека нужны кроны двух больших деревьев. Зеленые растения поддерживают постоянный состав атмосферы.

■ 8. Каково значение кислорода в жизни живых организмов?
9. Как пополняется запас кислорода в атмосфере?

Химические свойства кислорода

Свободный кислород, вступая в реакции с простыми и сложными веществами, ведет себя обычно как .

Рис. 37.

Степень окисления, которую он приобретает при этом, всегда -2. В непосредственное взаимодействие с кислородом вступают многие элементы, за исключением благородных металлов, элементов с близкими к кислороду значениями электроотрицательности () и инертных элементов.
В результате соединения кислорода с простыми и сложными веществами образуются . Многие горят в кислороде, хотя на воздухе либо не горят, либо горят очень слабо. сгорает в кислороде ярко-желтым пламенем; при этом образуется перекись натрия (рис. 38):
2Na + O2 =Na2O2,
Сера горит в кислороде ярко-голубым пламенем с образованием сернистого ангидрида:
S + O2 = SO2
Древесный уголь на воздухе едва тлеет, а в кислороде сильно раскаляется и сгорает с образованием двуокиси углерода (рис. 39):
С + O2 = СO2

Рис. 36.

Горит в кислороде белым, ослепительно ярким пламенем, причем образуется твердая белая пятиокись фосфора:
4Р + 5O2 = 2Р2O5
горит в кислороде, разбрасывая искры и образуя железную окалину (рис. 40).
Горят в кислороде и органические вещества, например метан СН4, входящий состав природного газа: СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Горение в чистом кислороде происходит гораздо интенсивнее, чем на воздухе, и позволяет получить Значительно более высокие температурь. Это явление используют для интенсификации ряда химических процессов и более эффективного сжигания топлива.
В процессе дыхания кислород, соединяясь с гемоглобином крови, образует оксигемоглобин, который, являясь весьма нестойким соединением, легко разлагается в тканях с образованием свободного кислорода, идущего на окисление. Гниение, также являются окислительными процессами, протекающими с участием кислорода.
Распознают чистый кислород, внося в сосуд, где предполагается его наличие, тлеющую лучинку. Она ярко вспыхивает - это и является качественной пробой на кислород.

■ 10. Каким образом, имея в своем распоряжении лучинку, можно распознать находящиеся в разных сосудах кислород, двуокись углерода? 11. Какой объем кислорода пойдет на сжигание 2 кг каменного угля, содержащего в сечем составе 70% углерода, 5% водорода, 7% , кислорода, остальное- негорючие компоненты?

Рис. 38. Горение натрия Рис. 39. Горение угля Рис. 40. Горение железа в кислороде.

12. Хватит ли 10 л кислорода для сжигания 5 г фосфора?
13. 1 м3 газовой смеси, содержащей 40% окиси углерода, 20% азота, 30% водорода н 10% двуокиси углерода сожгли в кислороде. Какой объем кислорода был израсходован?
14. Можно ли сушить кислород, пропуская его через: а) серную кислоту, б) хлорид кальция, в) фосфорный ангидрид, г) металлический ?
15. Как освободить двуокись углерода от примеси кислорода и наоборот, как освободить кислород от примеси двуокиси углерода?
16. 20 л кислорода, содержащего примесь двуокиси углерода пропустили через 200 мл 0,1 н. раствора бария. В результате катион Ва 2+ был полностью осажден. Сколько двуокиси углерода (в процентах) содержал исходный кислород?

Получение кислорода

Получают кислород несколькими способами. В лаборатории кислород получают из Кислородсодержащих веществ, которые могут легко его отщеплять, например из перманганата калия КМnO4 (рис. 41) или из бертолетовой соли КСlO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КСlO3 = 2КСl + O2
При получении кислорода из бертолетовой соли для ускорения реакции должен присутствовать катализатор - двуокись марганца. Катализатор ускоряет разложение и делает его более равномерным. Без катализатора может

Рис. 41. Прибор для получения кислорода лабораторный способом из перманганата калия. 1 - перманганат калия; 2 - кислород; 3 - вата; 4 - цилиндр - сборник.

произойти взрыв, если бертолетова соль взята в большом количестве и особенно если она загрязнена органическими веществами.
Из перекиси водорода кислород получают также в присутствии катализатора - двуокиси марганца МnО2 по уравнению:
2Н2O2[МnО2] = 2Н2O + О2

■ 17. Зачем при разложении бертолетовой соли добавляют МnО2?
18. Образующийся при разложении КМnO4 кислород можно собирать над водой. Отразите это в схеме прибора.
19. Иногда при отсутствии в лаборатории двуокиси марганца вместо нее в бертолетову соль добавляют немного остатка после прокаливания перманганата калия. Почему возможна такая замена?
20. Какой объем кислорода выделится при разложении 5 молей бертолетовой соли?

Кислород может быть получен также разложением Нитратов при нагревании выше температуры плавления:
2KNO3 = 2KNO2 + О2
В промышленности кислород получают в основном из жидкого воздуха. Переведенный в жидкое состояние воздух подвергают испарению. Сначала улетучивается (его температура кипения - 195,8°), а кислород остается (его температура кипения -183°). Этим способом кислород получается почти в чистом виде.
Иногда при наличии дешевой электроэнергии кислород получают электролизом воды:
Н2O ⇄ Н + + OН —
Н + + е — → Н 0
на катоде
2ОН — — е — → H2O + О; 2О = О2
на аноде

■ 21. Перечислите известные вам лабораторные и промышленные способы получения кислорода. Запищите их в тетрадь, сопровождая каждый способ уравнением реакции.
22. Являются ли реакции, используемые для получения кислорода, окислительно-восстановительными? Дайте обоснованный ответ.
23. Взято по 10 г следующих веществ; перманганата калия, бертолетовой соли, нитрата калия. В каком случае удастся получить наибольший объем кислорода?
24. В кислороде, полученном при нагревании 20 г перманганата калия, сожгли 1 г угля. Какой процент перманганата подвергся разложению?

Кислород - самый распространенный элемент в природе. Он широко применяется в медицине, химии, промышленности и т. д. (рис. 42).

Рис. 42. Применение кислорода.

Летчики на больших высотах, люди, работающие в атмосфере вредных газов, занятые на подземных и подводных работах, пользуются кислородными приборами (рис. 43).

В тех случаях, когда затруднено вследствие того или иного заболевания, человеку дают дышать чистым кислородом из кислородной подушки или помещают его в кислородную палатку.
В настоящее время для интенсификации металлургических процессов широко применяют воздух, обогащенный кислородом, или чистый кислород. Кислородно-водородная и кислородно-ацетиленовая горелки применяются для сварки и резки металлов. Пропитывая жидким кислородом горючие вещества: древесные опилки, угольный порошок и пр., получают взрывчатые смеси, называемые оксиликвитами.

■ 25. Начертите таблицу в тетради и заполните её.

Озон О3

Как уже говорилось, элемент кислород может образовывать еще одно аллотропное видоизменение - озон О3. Озон кипит при -111°, а затвердевает при -250°. В газообразном состоянии он голубого цвета, в жидком - синего. озона в воде гораздо выше, чем кислорода: в 100 объемах воды растворяется 45 объемов озона.

Озон отличается от кислорода тем, что его молекула состоит из трех, а не двух атомов. В связи с этим молекула кислорода намного более стойкая, чем молекула озона. Озон легко распадается по уравнению:
О3 = О2 + [O]

Выделение атомарного кислорода при распаде озона делает его гораздо более сильным окислителем, чем кислород. Озон имеет запах-свежести («озон» в переводе значит «пахучий»). В природе он образуется под действием тихого электрического разряда и в сосновых лесах. Больным с заболеванием легких рекомендуется больше бывать в сосновых лесах. Однако продолжительное пребывание в атмосфере, сильно обогащенной озоном, может оказать отравляющее действие на организм. Отравление сопровождается головокружением, тошнотой, кровотечением из носа. При хрони-ческих отравлениях могут возникнуть сердечные заболевания.
В лаборатории озон получают из кислорода в озонаторах (рис. 44). В стеклянную трубку 1, обмотанную сна- ружи проволокой 2, пропускают кислород. Внутри трубки проходит проволока 3. Обе эти проволоки: соединены с полюсами источника тока, создающего на указанных электродах высокое напряжение. Между электродами происходит тихий электрический разряд, благодаря чему из кислорода образуется озон.

Рис 44; Озонатор. 1 - стеклянный баллон; 2 - наружная обмотка; 3 -проволока внутри трубки; 4 - раствор йодида калия с крахмалом

3О2 = 2О3
Озон является очень сильным окислителем. Он значительно энергичнее, чем кислород, вступает в реакции и вообще намного активнее кислорода. Например, в отличие от кислорода он может вытеснить из йодистого водорода или йодистых солей:
2KI + О3 + Н2О = 2КОН + I2 + O2

Озона в атмосфере очень мало (около одной миллионной доли процента), но он играет существенную, роль в поглощении ультрафиолетовых солнечных лучей, по-этому они попадают на землю в меньшем количестве и не оказывают губительного действия на живые организмы.
Применяется озон в небольшом количестве главным образом для кондиционирования воздуха, а также в химии.

■ 26. Что такое аллотропные видоизменения?
27. Почему йодкрахмальная бумага синеет под действием озона? Дайте обоснованный ответ.
28. Почему молекула кислорода значительно устойчивее молекулы озона? Обоснуйте свой ответ с точки зрения внутримолекулярной структуры.

8 О 1s 2 2s 2 2p 4 ; А r = 15,999 Изотопы: 16 O (99,759 %); 17 О (0,037 %); 18 О (0,204 %); ЭО - 3,5

Кларк в земной коре 47% по массе; в гидросфере 85,82% по массе; в атмосфере 20,95% по объему.

Самый распространенный элемент.

Формы нахождения элемента: а) в свободном виде - О 2 , О 3 ;

б) в связанном виде: анионы О 2- (преимущественно)

Кислород - типичный неметалл, p-элемент. Валентность = II; степень окисления -2 (за исключением Н 2 О 2 , OF 2 , O 2 F 2)

Физические свойства O 2

Молекулярный кислород O 2 при обычных условиях находится в газообразном состоянии, не имеет цвета, запаха и вкуса, малорастворим в воде. При глубоком охлаждении под давлением конденсируется в бледно - голубую жидкость (Тkип - 183°С), которая при -219°С превращается в кристаллы сине - голубого цвета.

Способы получения

1. Кислород образуется в природе в поцессе фотосинтеза mCО 2 + nH 2 O → mO 2 + Сm(H 2 O)n

2. Промышленное получение

а) ректификация жидкого воздуха (отделение от N 2);

б) электролиз воды: 2H 2 O → 2Н 2 + О 2

3. В лаборатории получают термическим окислительно-восстановительным разложением солей:

а) 2КСlO 3 = 3О 2 + 2KCI

б) 2КМпO 4 = О 2 + МпО 2 + К 2 МпО 4

в) 2KNO 3 = О 2 + 2KNО 2

г) 2Cu(NO 3)O 2 = О 2 + 4NО 2 + 2CuO

д) 2AgNO 3 = О 2 + 2NО 2 +2Ag

4. В герметически замкнутых помещениях и в аппаратах для автономного дыхания кислород получают реакцией:

2Na 2 O 2 + 2СO 2 = О 2 + 2Na 2 CO 3

Химические свойства кислорода

Кислород - сильный окислитель. По химической активности уступает только фтору. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Аг. Непосредственно реагирует с большинством простых веществ при обычных условиях или при нагревании, а также в присутствии катализаторов (исключение - Au, Pt, Hal 2 , благородные газы). Реакции с участием О 2 в большинстве случаев экзотермичны, часто протекают в режиме горения, иногда - взрыва. В результате реакций образуются соединения, в которых атомы кислорода, как правило, имеют С.О. -2:

Окисление щелочных металлов

4Li + О 2 = 2Li 2 O оксид лития

2Na + О 2 = Na 2 О 2 пероксид натрия

К + О 2 = КО 2 супероксид калия

Окисление всех металлов, кроме Au, Pt

Me + О 2 = Ме x O y оксиды

Окисление неметаллов, кроме галогенов и благородных газов

N 2 +О 2 = 2NO - Q

S + О 2 = SО 2 ;

C + О 2 = CО 2 ;

4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5

Si + О 2 = SiО 2

Окисление водородных соединений неметаллов и металлов

4HI + О 2 = 2I 2 + 2Н 2 O

2H 2 S + 3О 2 =2SО 2 + 2Н 2 O

4NH 3 + 3О 2 =2N 2 + 6Н 2 O

4NH 3 + 5О 2 = 4NO + 6Н 2 O

2PH 3 + 4О 2 = P 2 О 5 + 3Н 2 O

SiH 4 + 2О 2 = SiО 2 + 2Н 2 O

C x H y + О 2 = CО 2 + Н 2 O

MeH x + 3О 2 = Me x O y + Н 2 O

Окисление низших оксидов и гидроксидов поливалентных металлов и неметаллов

4FeO + О 2 = 2Fe 2 О 3

4Fe(OH) 2 +О 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2SО 2 + О 2 = 2SО 3

4NО 2 + О 2 + 2H 2 O = 4HNО 3

Окисление сульфидов металлов

4FeS 2 + 11О 2 = 8SО 2 + 2Fe 2 О 3

Окисление органических веществ

Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха.

Продуктами окисления различных элементов, входящих в их молекулы, являются:

Кроме реакций полного окисления (горения) возможны также реакции неполного окисления.

Примеры реакций неполного окисления органических веществ:

1) каталитическое окисление алканов

2) каталитическое окисление алкенов

3) окисление спиртов

2R-CH 2 OH + O 2 → 2RCOH + 2Н 2 O

4) окисление альдегидов

Озон

Озон О 3 - более сильный окислитель, чем O 2 , так как в процессе реакции его молекулы распадаются с образованием атомарного кислорода.

Чистый О 3 - газ синего цвета, очень ядовит.

К + О 3 = КО 3 озонид калия, красного цвета.

PbS + 2О 3 = PbSО 4 + О 2

2KI + О 3 + Н 2 O = I 2 + 2КОН + О 2

Последняя реакция используется для качественного и количественного определения озона.