ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Кислород – элемент второго периода VIA группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 8. Символ – О.
Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О 2
Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F 2 O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O 2 и озон O 3 .
Химические свойства кислорода
Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.
Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ;
K + O 2 = KO 2 ;
2Ca + O 2 = 2CaO;
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;
2Cu + O 2 = 2CuO;
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .
Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
С + O 2 = СО 2 ;
2Н 2 + O 2 = 2Н 2 О;
N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.
Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);
2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).
Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:
2CO + O 2 = 2CO 2 (t);
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);
2NO + O 2 = 2NO 2 ;
4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).
Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.
Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:
Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.
Физические свойства кислорода
Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.
В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).
Получение кислорода
Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
2KClO 3 = 2KCl +3 O 2
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При разложении 95 г оксида ртути (II) образовалось 4,48 л кислорода (н.у.). Вычислите долю разложившегося оксида ртути (II) (в мас. %). |
| Решение |
Запишем уравнение реакции разложения оксида ртути (II):
2HgO = 2Hg + O 2 . Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества:
Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O 2) = 2:1, следовательно, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 моль. Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением: Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна: m (HgO) = n (HgO) ×M (HgO) = 0,4×217 = 86,8 г. Определим массовую долю разложившегося оксида: |
моль.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 (см. также АТОМА СТРОЕНИЕ) . Молекулярный кислород. Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 12 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 OO настолько высока, что при 2300 ° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N 2 прочность связи NN 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 (см. также ВОЗДУХ) . 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. | |
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 MO . 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).| Реакции | Энтальпии образования, кДж/моль |
| 4Na + O 2 ® 2Na 2 O a | |
| 2Mg + O 2 ® 2MgO | |
| 4Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3 | |
| Si + O 2 ® SiO 2 | |
| 4P + 5O 2 ® P 4 O 10 | |
| S + O 2 ® SO 2 | |
| 2Cl 2 + 7O 2 ® 2Cl 2 O 7 | |
| 2Hg + O 2 ® 2HgO | |
| 2Cr + 3O 2 ® 2CrO 3 | |
| 3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4 | |
| a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na 2 O 2 . | |
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 (IAIIIA 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 IVAVIIA 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 энергияб) 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 энергияг) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):
2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия 2CO + O 2 ® 2CO 2 + тепловая энергияГорению 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 . См. также ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ.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 (см. также
ВОДОРОД;
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 HOH равен 104
°
30
ў
. 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
HO
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 + :
Молекулы воды связываются друг с другом в большие агрегаты (H 2 O) x
слабыми водородными связями (энергия связи
~
21 кДж)
Вода в такой системе водородных связей подвергается диссоциации в очень слабой степени, достигающей концентрации 10
7
моль/л. Очевидно, расщепление связи, показанное квадратными скобками, приводит к образованию гидроксид-иона
OH
и иона гидроксония
H 3 O + :
Пероксид водорода.
Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода
,
является пероксид водорода
H 2 O 2
. Название «пероксид» принято для соединений, содержащих связь
OO
. Пероксид водорода имеет строение асимметрично изогнутой цепи:
Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла с кислотой
BaO 2 + H 2 SO 4
®
BaSO 4 + H 2 O 2
либо разложением пероксодисерной кислоты
H 2 S 2 O 8
, которую получают электролитически:
Концентрированный раствор
H 2 O 2
может быть получен специальными методами дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками, отбеливателями и мягкими окислителями.
H 2 O 2
добавляют ко многим кислотам и оксидам для получения соединений, аналогичных гидратам. В присутствии сильного окислителя (например, MnO
2
или MnO
4 )
H 2 O 2
окисляется, выделяя кислород и воду.
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 + + 2OH + H 2
или
®
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:
Озон.
Кроме атомарного кислорода
O
и двухатомной молекулы
O 2
существует третья форма кислорода озон
O 3
, содержащий три
кислородных атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O
2
2O 3 .
При этом образуется несколько процентов озона. Реакция катализируется ионами металлов. Озон имеет острый резкий запах, который можно обнаружить вблизи работающих электрических машин или в окрестности атмосферного электрического разряда. Газ имеет голубоватый цвет и конденсируется при 112
°
С в темноголубую жидкость, а при 193
°
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.
ЛИТЕРАТУРА
Разумовский С.Д. Кислород элементарные формы и свойства
. М., 1979
Термодинамические свойства кислорода . М., 1981
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Кислород - восьмой элемент Периодической таблицы. Обозначение - О от латинского «oxygenium». Расположен во втором периоде, VIА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 8.
Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе, в связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47%.
В виде простого вещества кислород представляет собой бесцветный газ, не имеющий запаха. Он немного тяжелее воздуха: масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г, а 1 л воздуха 1,293г. Кислород растворяется в воде, хотя и в небольших количествах: 100 объемов воды при 0 o С растворяют 4,9, а при 20 o С - 3,1 объема кислорода.
Атомная и молекулярная масса кислорода
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Относительная атомная масса A r - это молярная масса атома вещества, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода-12 (12 С).
Относительная атомная масса атомарного кислорода равна 15,999 а.е.м.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Относительная молекулярная масса M r - это молярная масса молекулы, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода-12 (12 С).
Это безразмерная величина.Известно, что молекула кислорода двухатомна - О 2 . Относительная молекулярная масса молекулы кислорода будет равна:
M r (О 2) = 15,999 × 2 ≈32.
Аллотропия и аллотропные модификации кислорода
Кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций - кислорода О 2 и озона О 3 (физические свойства кислорода описаны выше).
При обычных условиях озон - газ. От кислорода его можно отделить сильным охлаждением; озон конденсируется в синюю жидкость, кипящую при (-111,9 o С).
Растворимость озона в воде значительно больше, чем кислорода: 100 объемов воды при 0 o С растворяют 49 объемов озона.
Образование озона из кислорода можно выразить уравнением:
3O 2 = 2O 3 - 285 кДж.
Изотопы кислорода
Известно, что в природе кислород может находиться в виде трех изотопов 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) и 18 O (0,2%). Их массовые числа равны 16, 17 и 18 соответственно. Ядро атома изотопа кислорода 16 O содержит восемь протонов и восемь нейтронов, а изотопов 17 O и 18 O- такое же количество протонов,девять и десять нейтронов соответственно.
Существует двенадцать радиоактивных изотопов кислорода с массовыми числами от 12-ти до 24-х, из которых наиболее стабильным является изотоп 15 О с периодом полураспада равным 120 с.
Ионы кислорода
На внешнем энергетическом уровне атома кислорода имеется шесть электронов, которые являются валентными:
1s 2 2s 2 2p 4 .
Схема строения атома кислорода представлена ниже:
В результате химического взаимодействия кислород может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:
О 0 +2e → О 2- ;
О 0 -1e → О 1+ .
Молекула и атом кислорода
Молекула кислорода состоит из двух атомов - О 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу кислорода:
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Кислород поддерживает процессы дыхания и горения. В кислороде горят многие неметаллы. Например, уголь горит на воздухе, взаимодействуя при этом с кислородом. В результате этой реакции образуется углекислый газ и выделяется теплота. Известно, что теплота обозначается буквой «Q». Если в результате реакции теплота выделяется, то в уравнении пишут « Q», если поглощается – то «-Q».
Теплота, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции , называется тепловым эффектом химической реакции.
Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими .
Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими .
Взаимодействие кислорода с неметаллами
Уравнение реакции горения угля на воздухе:
С О 2 = СО 2 Q
Если сжечь уголь в сосуде с кислородом, то в этом случае уголь сгорит быстрее, чем на воздухе. То есть, скорость горения угля в кислороде выше, чем на воздухе.
Сера тоже горит на воздухе, при этом также выделяется теплота. Значит, реакцию взаимодействия серы с кислородом можно назвать экзотермической. В чистом кислороде сера сгорает быстрее, чем на воздухе.
Уравнение реакции горения серы в кислороде, если при этом образуется оксид серы (IV):
S O 2 = SO 2 Q
Аналогично, можно провести реакцию горения фосфора на воздухе или в кислороде. Эта реакция также является экзотермической. Ее уравнение, если в результате образуется оксид фосфора (V):
4Р 5О 2 = 2Р 2 О 5 Q
Взаимодействие кислорода с металлами
В атмосфере кислорода могут гореть некоторые металлы. Например, железо сгорает в кислороде с образованием железной окалины:
3Fe 2O 2 = Fe 3 O 4 Q
А вот медь не горит в кислороде, а окисляется кислородом при нагревании. При этом образуется оксид меди (II):
2Cu O 2 = 2CuO
Взаимодействие кислорода со сложными веществами
Кислород способен реагировать не только с простыми, но и со сложными веществами.
Природный газ метан сгорает в кислороде с образованием оксида углерода (IV) и воды:
CH 4 2O 2 = CO 2 2H 2 O Q
При неполном сгорании метана (в условиях недостаточного количества кислорода) образуется не углекислый, а угарный газ СО. Угарный газ – ядовитое вещество, чрезвычайно опасное для человека, т.к. человек не ощущает его отравляющего действия, а медленно засыпает с потерей сознания.
Реакции простых и сложных веществ с кислородом называют окислением. При взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом, как правило, образуются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Эти вещества называются оксидами.
1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й кл.: к учеб. П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006. (с.70-74)
2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.68-70)
3. Химия. 8 класс. Учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.:Астрель, 2012. (§21)
4. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§28)
5. Химия: неорган. химия: учеб. для 8кл. общеобр. учрежд. /Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§20)
6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта, 2003.
Среди всех веществ на Земле особое место занимает то, что обеспечивает жизнь, - газ кислород. Именно его наличие делает нашу планету уникальной среди всех других, особенной. Благодаря этому веществу в мире живет столько прекрасных созданий: растения, животные, люди. Кислород - это совершенно незаменимое, уникальное и чрезвычайно важное соединение. Поэтому постараемся узнать, что он собой представляет, какими характеристиками обладает.
Особенно часто применяется первый метод. Ведь из воздуха можно выделить очень много этого газа. Однако он будет не совсем чистым. Если же необходим продукт более высокого качества, тогда в ход пускают электролизные процессы. Сырьем для этого является либо вода, либо щелочь. Гидроксид натрия или калия используют для того, чтобы увеличить силу электропроводности раствора. В целом же суть процесса сводится к разложению воды.
Получение в лаборатории
Среди лабораторных методов широкое распространение получил метод термической обработки:
- пероксидов;
- солей кислородсодержащих кислот.
При высоких температурах они разлагаются с выделением газообразного кислорода. Катализируют процесс чаще всего оксидом марганца (IV). Собирают кислород вытеснением воды, а обнаруживают - тлеющей лучинкой. Как известно, в атмосфере кислорода пламя разгорается очень ярко.
Еще одно вещество, используемое для получения кислорода на школьных уроках химии, - перекись водорода. Даже 3 % раствор под действием катализатора мгновенно разлагается с высвобождением чистого газа. Его нужно лишь успеть собрать. Катализатор тот же - оксид марганца MnO 2 .
Среди солей чаще всего используются:
- бертолетова соль, или хлорат калия;
- перманганат калия, или марганцовка.
Чтобы описать процесс, можно привести уравнение. Кислорода выделяется достаточно для лабораторных и исследовательских нужд:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .
Аллотропные модификации кислорода
Существует одна аллотропная модификация, которую имеет кислород. Формула этого соединения О 3 , называется оно озоном. Это газ, который образуется в природных условиях при воздействии ультрафиолета и грозовых разрядов на кислород воздуха. В отличие от самого О 2 , озон имеет приятный запах свежести, который ощущается в воздухе после дождя с молнией и громом.
Отличие кислорода и озона заключается не только в количестве атомов в молекуле, но и в строении кристаллической решетки. В химическом отношении озон - еще более сильный окислитель.
Кислород - это компонент воздуха
Распространение оксигена в природе очень широко. Кислород встречается в:
- горных породах и минералах;
- воде соленой и пресной;
- почве;
- растительных и животных организмах;
- воздухе, включая верхние слои атмосферы.
Очевидно, что им заняты все оболочки Земли - литосфера, гидросфера, атмосфера и биосфера. Особенно важным является содержание его в составе воздуха. Ведь именно этот фактор позволяет существовать на нашей планете жизненным формам, в том числе и человеку.
Состав воздуха, которым мы дышим, чрезвычайно неоднороден. Он включает в себя как постоянные компоненты, так и переменные. К неизменным и всегда присутствующим относятся:
- углекислый газ;
- кислород;
- азот;
- благородные газы.
К переменным можно отнести пары воды, частицы пыли, посторонние газы (выхлопные, продукты горения, гниения и прочие), растительная пыльца, бактерии, грибки и прочие.
Значение кислорода в природе
Очень важно, сколько кислорода содержится в природе. Ведь известно, что на некоторых спутниках больших планет (Юпитер, Сатурн) были обнаружены следовые количества этого газа, однако очевидной жизни там нет. Наша Земля имеет достаточное его количество, которое в сочетании с водой дает возможность существовать всем живым организмам.
Помимо того, что он является активным участником дыхания, кислород еще проводит бесчисленное количество реакций окисления, в результате которых высвобождается энергия для жизни.
Основными поставщиками этого уникального газа в природе являются зеленые растения и некоторые виды бактерий. Благодаря им поддерживается постоянный баланс кислорода и углекислого газа. Кроме того, озон выстраивает защитный экран над всей Землей, который не позволяет проникать большому количеству уничтожающего ультрафиолетового излучения.
Лишь некоторые виды анаэробных организмов (бактерии, грибки) способны жить вне атмосферы кислорода. Однако их гораздо меньше, чем тех, кто очень в нем нуждается.
Использование кислорода и озона в промышленности
Основные области использования аллотропных модификаций кислорода в промышленности следующие.
- Металлургия (для сварки и вырезки металлов).
- Медицина.
- Сельское хозяйство.
- В качестве ракетного топлива.
- Синтез многих химических соединений, в том числе взрывчатых веществ.
- Очищение и обеззараживание воды.
Сложно назвать хотя бы один процесс, в котором не принимает участие этот великий газ, уникальное вещество - кислород.
