Кислород – химический элемент, свойства которого будут рассмотрены в следующих нескольких параграфах. Обратимся к Периодической Системе химических элементов Д.И. Менделеева. Элемент кислород расположен во 2 периоде, VI группе, главной подгруппе.
Там же указано, что относительная атомная масса кислорода равна 16.
По порядковому номеру кислорода в Периодической Системе можно легко определить количество электронов, содержащихся в его атоме, заряд ядра атома кислорода, количество протонов.
Валентность кислорода в большинстве соединений равна II. Атом кислорода может присоединять два электрона и превращаться в ион: O0 + 2ē = O−2.
Стоит отметить, что кислород – самый распространенный элемент на нашей планете. Кислород входит в состав воды. Морские и пресные воды на 89% по массе состоят из кислорода. Кислород входит в состав множества минералов и горных пород. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47%. В воздухе кислорода содержится около 23% по массе.
Физические свойства кислорода
При взаимодействии двух атомов кислорода образуется устойчивая молекула простого вещества кислорода O2. Данное простое вещество, как и элемент, называется кислородом. Не путайте кислород-элемент, и кислород – простое вещество!
По физическим свойствам кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Практически нерастворим в воде (при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении растворимость кислорода составляет около 8 мг на один литр воды).
Кислород растворим в воде – в 1 л воды при температуре 20°С растворяется 31 мл кислорода (0,004% по массе). Однако этого количества достаточно для дыхания рыб, живущих в водоемах. Газообразный кислород немного тяжелее воздуха: 1 л воздуха при температуре 0°С и обычном давлении весит 1,29 г, а 1 л кислорода – 1,43 г.
Кислород проявляет интересные свойства при сильном охлаждении. Так, при температуре –183°С кислород конденсируется в прозрачную подвижную жидкость бледно- голубого цвета.
Если жидкий кислород охладить еще сильнее, то при температуре –218°С кислород «замерзает» в виде синих кристаллов. Если температуру постепенно повышать, то при –218°С, твердый кислород начнет плавится, а при –183°С – закипит. Следовательно, температуры кипения и конденсации, а также температуры замерзания и плавления для веществ являются одинаковыми.
Для хранения и транспортировки жидкого кислорода используют так называемые сосуды Дьюара . Сосуды Дьюара используют для хранения и транспортировки жидкостей, температура которых должна длительное время оставаться постоянной. Сосуд Дьюара носит имя его изобретателя, шотландского физика и химика Джеймса Дьюара.
Простейшим сосудом Дьюара является бытовой термос. Устройство сосуда довольно простое: это колба, помещенная в большую колбу. Из герметичного пространства между колбами откачивается воздух. Благодаря отсутствию воздуха между стенками колб, жидкость, налитая во внутреннюю колбу, долгое время не остывает или не нагревается.
Кислород — парамагнитное вещество, то есть в жидком и твердом состояниях он притягивается магнитом
В природе существует еще одно простое вещество, состоящее из атомов кислорода. Это озон. Химическая формула озона О3. Озон, так же как и кислород, в обычных условиях – газ. Озон образуется в атмосфере во время грозовых разрядов. Характерный запах свежести после грозы является запахом озона.
Если озон получить в лаборатории и собрать значительное количество его, то в больших концентрациях озон будет иметь резкий неприятный запах. Получают озон в лаборатории в специальных приборах – озонаторах . Озонатор – стеклянная трубка, в которую подают ток кислорода, и создают электрический разряд. Электрический разряд превращает кислород в озон:
В отличие от бесцветного кислорода, озон – газ голубого цвета. Растворимость озона в воде составляет около 0,5 л газа на 1 литр воды, что значительно больше, чем у кислорода. С учетом этого свойства озон применяется для обеззараживания питьевой воды, так как оказывает губительное действие на болезнетворные микроорганизмы.
При низких температурах, озон ведет себя аналогично кислороду. При температуре –112°С он конденсируется в жидкость фиолетового цвета, а при температуре –197°С кристаллизуется в виде темно-фиолетовых, почти черных кристаллов
Таким образом, можно сделать вывод, что атомы одного и того же химического элемента могут образовывать разные простые вещества.
Явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией.
Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называют аллотропными модификациями
Значит, кислород и озон – аллотропные модификации химического элемента кислорода. Существуют данные, что при сверхнизких температурах, в жидком или твердом состоянии кислород может существовать в виде молекул О4 и О8.
Круговорот кислорода в природе
Количество кислорода в атмосфере постоянно. Следовательно, расходующийся кислород постоянно пополняется новым.
Важнейшими источниками кислорода в природе является углекислый газ и вода. Кислород попадает в атмосферу главным образом в результате процесса фотосинтеза, протекающего в растениях, согласно схеме реакции:
CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.
Кислород может образовываться и в верхних слоях атмосферы Земли: вследствие воздействия солнечного излучения, водяные пары частично разлагаются с образованием кислорода.
Кислород расходуется при дыхании, сжигании топлива, окислении различных веществ в живых организмах, окислении неорганических веществ, содержащихся в природе. Большое количество кислорода расходуется в технологических процессах, таких как, например, выплавка стали.
Круговорот кислорода в природе можно представить в виде схемы:
- Кислород – элемент VI группы, главной подгруппы, 2 периода Периодической Системы Д.И. Менделеева
- Элемент кислород образует в природе две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3
- Явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией
- Простые вещества называют аллотропными модификациями
- Кислород и озон имеют различные физические свойства
- Кислород – бесцветный газ без запаха, вкуса, практически не растворим в воде, при температуре –183°С конденсируется в бледно-голубую жидкость. При температуре –218°С кристаллизуется в виде кристаллов синего цвета
- Озон – газ синего цвета с резким неприятным запахом. Хорошо растворим в воде. При температуре –112°С конденсируется в фиолетовую жидкость, кристаллизуется в виде темно-фиолетовых, почти черных кристаллов, при температуре –197°С
- Жидкий кислород, озон и другие газы хранят в сосудах Дьюара
Урок по химии 8 класс
Тема: Кислород, его общая характеристика. Нахождение в природе. Получение кислорода и его физические свойства.
Цель урока: продолжить формирование понятий «химический элемент», «простое вещество», «химическая реакция». Сформировать представления о способах получения кислорода в лаборатории. Ввести понятие о катализаторе, физических свойствах, характеризовать элемент по таблице Д.И. Менделеева. Совершенствовать навыки владения интерактивной доской.
Основные понятия . Катализаторы.
Планируемые результаты обучения
Предметные. Уметь различать понятия «химический элемент», «простое вещество» на примере кислорода. Уметь характеризовать физические свойства и способы собирания кислорода.
Метапредметные . Развивать умения работать по плану, формулировать, аргументировать, организовывать учебное сотрудничество и совместную деятельность с учителем и сверстниками.
Личностные. Формировать ответственное отношение к учению, готовность к самообразованию.
Основные виды деятельности учащихся. Описывать химический элемент по предложенному плану. Описывать химические реакции, наблюдаемые в ходе демонстрационного эксперимента. Участвовать в совместном обсуждении результатов. Делать выводы из результатов опытов.
Демонстрации . Получение кислорода из пероксида водорода.
Ход урока
Изучение нового материала.
1. Фронтальная беседа:
Какой газ поддерживает дыхание и горение?
Какие сведения о кислороде вам уже известны из курсов природоведения, ботаники?
В состав каких веществ входит кислород? (вода, песок, горные породы, минералы, белки, жиры, углеводы).
Общая характеристика химического элемента кислорода:
Химический знак (О).
Относительная атомная масса (16).
Валентность (II).
Химическая формула простого вещества (О2).
Относительная молекулярная масса простого вещества (32).
Дайте характеристику элементу №8, исходя из его положения в периодической таблице химических элементов Д.И. Менделеева. (порядковый номер – 8, атомная масса – 16, IV – номер группы, номер периода - 2).
Нахождение в природе .
Кислород – самый распространенный химический элемент в земной коре (49%). Воздух содержит 21% газа кислорода. Кислород является важной частью органических соединений, имеющих большое значение для живых организмов.
Физические свойства : кислород – бесцветный газ, без вкуса и запаха, малорастворим в воде (в 100 объемах воды – 3,1 объем кислорода). Кислород немного тяжелее воздуха (Мr (О2)=2х16=32, p воздуха=29).
2. Опыты по получению кислорода.
Получение в лаборатории .
Впервые газ кислород был получен в 1774 году англ. ученым Джозефом Пристли. При прокаливании оксида ртути (II) Пристли получил «воздух»:
Ученый решил исследовать действие полученного газа на пламя свечи: под действием этого газа пламя свечи стало ослепительно ярким, в струе полученного газа сгорела железная проволока. Мыши, помещенные в сосуд с этим газом, дышали легко, сам ученый попробовал вдыхать этот газ и отметил, что дышать легко.
В школьной лаборатории этот газ мы получим из перекиси водорода. Для наблюдения физических свойств кислорода повторяем правила техники безопасности.
В пробирку с раствором пероксида водорода помещаем немного оксида марганца (IV) МnO2 , начинается бурная реакция с выделением кислорода. Выделение кислорода подтверждаем тлеющей лучинкой (она вспыхивает и горит). По окончании реакции оксид марганца (IV) оседает на дно, его можно использовать вновь. Следовательно, оксид марганца (IV) ускоряет реакцию разложения пероксида водорода, но сам при этом не расходуется.
Определение:
Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются и не входят в состав продуктов реакции, называют катализаторами.
2Н2О2 MnO2 2Н2О+О2
В школьной лаборатории кислород получают еще одним способом:
Нагреванием перманганата калия
2КМnO4=К2MnO4+MnO2+О2
Оксид марганца (IV) ускоряет еще одну реакцию получения кислорода – реакцию разложения при нагревании хлората калия КСlO3 (бертолетовой соли): 2КСlO3 MnO2 2КСl+3О2
3. Работа с учебником:
На с. 75 прочитайте о применении катализаторов в промышленности.
На рис. 25 и рис. 26 показаны способы собирания кислорода. На каких известных вам физических свойствах основаны способы собирания кислорода методом вытеснения воздуха? (кислород тяжелее воздуха: 32 29), методом вытеснения воды? (кислород малорастворим в воде). Как правильно собрать прибор для собирания кислорода методом вытеснения воздуха? (рис. 25) Ответ: пробирка для собирания кислорода должна быть расположена донышком вниз. Как можно обнаружить или доказать наличие в сосуде кислорода? (по вспыхиванию тлеющей лучинки).
с. 75 прочитайте статью учебника «получение в промышленности». На каком физическом свойстве кислорода основан такой метод его получения? (жидкий кислород имеет температуру кипения выше, чем жидкий азот, поэтому азот испарится, а кислород останется).
II. Закрепление знаний, умений.
Какие вещества называют катализаторами?
с. 76 тестовые задания.
Работа в парах. Выберите два правильных ответа:
Химический элемент кислород:
1. бесцветный газ
2. имеет порядковый номер 8 (+)
3. входит в состав воздуха
4. входит в состав воды (+)
5. немного тяжелее воздуха.
4. Простое вещество кислород:
1. имеет атомную массу 16
2. входит в состав воды
3. поддерживает дыхание и горение (+)
4. образуется при разложении пероксида водорода (+).
5. Заполнить таблицу:
| Общая характеристика кислорода | |
| Нахождение в природе | |
| Получение а) в лаборатории б) в промышленности | |
| Физические свойства |
Вычислить массовую долю химического элемента кислорода в оксиде серы (VI). SO3
W= (nхAr):Mr х 100%
W (О)= (3х16): 80х100%=60%
Как распознать, в какой колбе находится углекислый газ и кислород? (с помощью тлеющей лучинки: в кислороде она ярко вспыхивает, в углекислом газе - гаснет).
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.
| НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА | |
| Атомный номер | 8 |
| Атомная масса | 15,9994 |
| Температура плавления, °С | –218,4 |
| Температура кипения, °С | –183,0 |
| Плотность | |
| твердый, г/см 3 (при t пл) | 1,27 |
| жидкий г/см 3 (при t кип) | 1,14 |
| газообразный, г/дм 3 (при 0° С) | 1,429 |
| относительная по воздуху | 1,105 |
| критическая а, г/см 3 | 0,430 |
| Критическая температура а, °С | –118,8 |
| Критическое давление а, атм | 49,7 |
| Растворимость, см 3 /100 мл растворителя | |
| в воде (0° С) | 4,89 |
| в воде (100° С) | 1,7 |
| в спирте (25° С) | 2,78 |
| Радиус, Å | 0,74 |
| ковалентный | 0,66 |
| ионный (О 2–) | 1,40 |
| Потенциал ионизации, В | |
| первый | 13,614 |
| второй | 35,146 |
| Электроотрицательность (F = 4) | 3,5 |
| а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы. | |
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:
° С образуется темнопурпуровая твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г воды при 0° С растворяется 49 см 3 O 3 . По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F 2 и OF 2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O 2 . При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K + O 3 – . Озон получают в промышленности для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий, если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.§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.
Одним из важнейших элементов на нашей планете является кислород. Химические свойства этого вещества позволяют ему участвовать в биологических процессах, а повышенная активность делает кислород значимым участником всех известных химических реакций. В свободном состоянии это вещество имеется в атмосфере. В связанном состоянии кислород входит в состав минералов, горных пород, сложных веществ, из которых состоят различные живые организмы. Общее количество кислорода на Земле оценивается в 47% общей массы нашей планеты.
Обозначение кислорода
В периодической системе кислород занимает восьмую ячейку этой таблицы. Его международное название oxigenium. В химических записях он обозначается латинской литерой «О». В естественной среде атомарный кислород не встречается, его частички соединяются, образуя парные молекулы газа, молекулярная масса которого равна 32 г/моль.
Воздух и кислород
Воздух представляет смесь нескольких распространенных на Земле газов. Больше всего в воздушной массе азота - 78,2% по объему и 75,5 % по массе. Кислород занимает лишь второе место по объему - 20,9%, а по массе - 23,2%. Третье место закреплено за благородными газами. Остальные примеси - углекислый газ, водяной пар, пыль и прочее - занимают лишь доли процента в общей воздушной массе.
Вся масса естественного кислорода является смесью трех изотопов - 16 О, 17 О, 18 О. Процентное содержание этих изотопов в общей массе кислорода равно 99,76%, 0,04% и 0,2% соответственно.
Физические и химические свойства кислорода
Один литр воздуха при нормальных условиях весит 1,293 г. При понижении температуры до -140⁰С воздух становится бесцветной прозрачной жидкостью. Несмотря на низкую температуру кипения воздух можно сохранять в жидком состоянии даже при комнатной температуре. Для этого жидкость нужно поместить в так называемый сосуд Дьюара. Погружение в жидкий кислород коренным образом меняет обычные свойства предметов.
Кислород растворяется в воде, хотя и в небольших количествах - морская вода содержит 3-5% кислорода. Но даже такое небольшое количество этого газа положило начало существованию рыб, моллюсков и различных морских организмов, которые получают кислород из воды для поддержания процессов собственного жизнеобеспечения.
Строение атома кислорода
Описанные свойства кислорода в первую очередь объясняются внутренним строением этого элемента.
Кислород относится к главной подгруппе шестой группы элементов периодической системы. Во внешнем электронном облаке элемента находятся шесть электронов, четыре из которых занимают p-орбитали, а оставшиеся два располагаются на s-орбиталях. Такое внутреннее строение обуславливает большие энергетические затраты, направленные на разрывание электронных связей - атому кислорода проще заимствовать два недостающих электрона на внешнюю орбиталь, чем отдать свои шесть. Поэтому ковалентность кислорода в большинстве случаев равна двум. Благодаря двум свободным электронам кислород легко образует двухатомные молекулы, которые характеризуются высокой прочностью связи. Лишь при прилагаемой энергии свыше 498 Дж/моль молекулы распадаются, и образуется атомарный кислород. Химические свойства этого элемента позволяют ему вступать в реакции со всеми известными веществами, исключая гелий, неон и аргон. Скорость взаимодействия зависит от температуры реакции и от природы вещества.
Химические свойства кислорода
С различными веществами кислород вступает в реакции образования оксидов, причем эти реакции характерны и для металлов, и для неметаллов. Соединения кислорода с металлами называют основными оксидами - классическим примером служит оксид магния и оксид кальция. Взаимодействие оксидов металлов с водой приводит к образованию гидроксидов, подтверждающих активные химические свойства кислорода. С неметаллами это вещество образует кислотные оксиды - например, триоксид серы SO 3. При взаимодействии этого элемента с водой получается серная кислота.
Химическая активность
С подавляющим большинством элементов кислород взаимодействует непосредственно. Исключение составляют золото, галогены и платина. Взаимодействие кислорода с некоторыми веществами значительно ускоряется при наличии катализаторов. Например, смесь водорода и кислорода в присутствии платины вступает в реакцию даже при комнатной температуре. С оглушительным взрывом смесь превращается в обычную воду, важной составной частью которой является кислород. Химические свойства и высокая активность элемента объясняют выделение большого количества света и теплоты, поэтому химические реакции с кислородом часто называются горением.
Горение в чистом кислороде происходит гораздо интенсивнее, чем в воздухе, хотя количество теплоты, выделяемой при реакции, будет приблизительно одинаковым, но процесс из-за отсутствия азота протекает гораздо быстрее, а температура горения становится выше.
Получение кислорода
В 1774 году английский ученый Д. Пристли выделил неизвестный газ из реакции разложения оксида ртути. Но ученый не связал выделенный газ с уже известным веществом, входящим в состав воздуха. Лишь несколько лет спустя великий Лавуазье изучил физико-химические свойства кислорода, полученного в данной реакции, и доказал его идентичность с газом, входящим в состав воздуха. В современном мире кислород получают из воздуха. В лабораториях использую промышленный кислород, который поставляется баллонами под давлением около 15 Мпа. Чистый кислород можно получить и в лабораторных условиях, стандартным способом его получения является термическое разложение перманганата калия, которое протекает по формуле:
Получение озона
Если через кислород или воздух пропустить электричество, то в атмосфере появится характерный запах, предвещающий появление нового вещества - озона. Озон можно получить и из химически чистого кислорода. Образование этого вещества можно выразить формулой:
Данная реакция самостоятельно протекать не может - для ее успешного завершения необходима внешняя энергия. Зато обратное превращение озона в кислород происходит самопроизвольно. Химические свойства кислорода и озона разнятся во многом. Озон отличается от кислорода плотностью, температурой плавления и кипения. При нормальных условиях этот газ имеет голубой цвет и обладает характерным запахом. Озон обладает большей электропроводностью и лучше растворяется в воде, чем кислород. Химические свойства озона объясняются процессом его распада - при разложении молекулы этого вещества образуется двухатомная молекула кислорода плюс один свободный атом этого элемента, который агрессивно реагирует с другими веществами. Например, известна реакция взаимодействия озона и кислорода: 6Ag+O 3 =3Ag 2 O
А вот обычный кислород не соединяется с серебром даже при высокой температуре.
В природе активный распад озона чреват образованием так называемых озоновых дыр, которые подвергают угрозе жизненные процессы на нашей планете.
