Биографии Характеристики Анализ

Химические свойства кислорода реакции окисления. Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание

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.

Кислород находится во втором периоде VI-ой главной группы устаревшего короткого варианта периодической таблицы. По новым стандартам нумерации — это 16-я группа. Соответствующее решение принято ИЮПАК в 1988 году. Формула кислорода как простого вещества — О 2 . Рассмотрим его основные свойства, роль в природе и хозяйстве. Начнем с характеристики всей группы периодической системы, которую возглавляет кислород. Элемент отличается от родственных ему халькогенов, а вода отличается от водородных селена и теллура. Объяснение всем отличительным чертам можно найти, только узнав о строении и свойствах атома.

Халькогены — родственные кислороду элементы

Сходные по свойствам атомы образуют одну группу в периодической системе. Кислород возглавляет семейство халькогенов, но отличается от них по ряду свойств.

Атомная масса кислорода — родоначальника группы — составляет 16 а. е. м. Халькогены при образовании соединений с водородом и металлами проявляют свою обычную степень окисления: -2. Например, в составе воды (Н 2 О) окислительное число кислорода равно -2.

Состав типичных водородных соединений халькогенов отвечает общей формуле: Н 2 R. При растворении этих веществ образуются кислоты. Только водородное соединение кислорода — вода — обладает особыми свойствами. Согласно выводам ученых, это необычное вещество является и очень слабой кислотой, и очень слабым основанием.

Сера, селен и теллур имеют типичные положительные степени окисления (+4, +6) в соединениях с кислородом и другими неметаллами, обладающими высокой электроотрицательностью (ЭО). Состав оксидов халькогенов отражают общие формулы: RO 2 , RO 3 . Соответствующие им кислоты имеют состав: H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .

Элементам соответствуют простые вещества: кислород, сера, селен, теллур и полоний. Первые три представителя проявляют неметаллические свойства. Формула кислорода — О 2 . Аллотропное видоизменение того же элемента - озон (О 3) . Обе модификации являются газами. Сера и селен — твердые неметаллы. Теллур — металлоидное вещество, проводник электрического тока, полоний — металл.

Кислород — самый распространенный элемент

Мы уже знаем, что есть другая разновидность существования того же самого химического элемента в форме простого вещества. Это озон — газ, образующий на высоте около 30 км от поверхности земли слой, часто называемый озоновым экраном. Связанный кислород входит в молекулы воды, в состав многих горных пород и минералов, органических соединений.

Строение атома кислорода

Периодическая таблица Менделеева содержит полную информацию о кислороде:

  1. Порядковый номер элемента — 8.
  2. Заряд ядра — +8.
  3. Общее число электронов — 8.
  4. Электронная формула кислорода — 1s 2 2s 2 2p 4 .

В природе встречаются три стабильных изотопа, которые имеют одинаковый порядковый номер в таблице Менделеева, идентичный состав протонов и электронов, но разное число нейтронов. Обозначаются изотопы одним и тем же символом — О. Для сравнения приведем схему, отражающую состав трех изотопов кислорода:

Свойства кислорода — химического элемента

На 2р-подуровне атома имеются два неспаренных электрона, что объясняет появление степеней окисления -2 и +2. Два спаренных электрона не могут разъединиться, чтобы степень окисления возросла до +4, как у серы и других халькогенов. Причина — отсутствие свободного подуровня. Поэтому в соединениях химический элемент кислород не проявляет валентность и степень окисления, равные номеру группы в коротком варианте периодической системы (6). Обычное для него окислительное число равно -2.

Только в соединениях с фтором кислород проявляет нехарактерную для него положительную степень окисления +2. Значение ЭО двух сильных неметаллов отличается: ЭО (О) = 3,5; ЭО (F) = 4. Как более электроотрицательный химический элемент, фтор сильнее удерживает свои электроны и притягивает валентные частицы на атома кислорода. Поэтому в реакции с фтором кислород является восстановителем, отдает электроны.

Кислород — простое вещество

Английский исследователь Д. Пристли в 1774 году в ходе опытов выделил газ при разложении оксида ртути. Двумя годами ранее это же вещество в чистом виде получил К. Шееле. Лишь спустя несколько лет французский химик А. Лавуазье установил, что за газ входит в состав воздуха, изучил свойства. Химическая формула кислорода — О 2 . Отразим в записи состава вещества электроны, участвующие в образовании неполярной ковалентной связи — О::О. Заменим каждую связывающую электронную пару одной чертой: О=О. Такая формула кислорода наглядно показывает, что атомы в молекуле связаны между двумя общими парами электронов.

Выполним несложные расчеты и определим, чему равна относительная молекулярная масса кислорода: Mr(O 2) = Ar(O) х 2 = 16 х 2 = 32. Для сравнения: Mr(возд.) = 29. Химическая формула кислорода отличается от на один атом кислорода. Значит, Mr(O 3) = Ar(O) х 3 = 48. Озон в 1,5 раза тяжелее кислорода.

Физические свойства

Кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха (при обычной температуре и давлении, равном атмосферному). Вещество немного тяжелее воздуха; растворяется в воде, но в небольших количествах. Температура плавления кислорода является отрицательной величиной и составляет -218,3 °C. Точка, в которой жидкий кислород вновь превращается в газообразный, — это его температура кипения. Для молекул О 2 значение этой физической величины достигает -182,96 °C. В жидком и твердом состоянии кислород приобретает светло-синюю окраску.

Получение кислорода в лаборатории

При нагревании кислородосодержащих веществ, например перманганата калия, выделяется бесцветный газ, который можно собрать в колбу или пробирку. Если внести в чистый кислород зажженную лучину, то она горит более ярко, чем в воздухе. Два других лабораторных способа получения кислорода - разложение пероксида водорода и хлората калия (бертолетовой соли). Рассмотрим схему прибора, который применяется для термического разложения.

В пробирку или круглодонную колбу надо насыпать немного бертолетовой соли, закрыть пробкой с газоотводной трубочкой. Ее противоположный конец следует направить (под водой) в опрокинутую вверх дном колбу. Горлышко должно быть опущено в широкий стакан или кристаллизатор, наполненный водой. При нагревании пробирки с бертолетовой солью выделяется кислород. По газоотводной трубке он поступает в колбу, вытесняя из нее воду. Когда колба наполнится газом, ее закрывают под водой пробкой и переворачивают. Полученный в этом лабораторном опыте кислород можно использовать для изучения химических свойств простого вещества.

Горение

Если в лаборатории проводится сжигание веществ в кислороде, то нужно знать и соблюдать противопожарные правила. Водород мгновенно сгорает в воздухе, а смешанный с кислородом в соотношении 2:1, он взрывоопасен. Горение веществ в чистом кислороде происходит намного интенсивнее, чем в воздухе. Объясняется это явление составом воздуха. Кислород в атмосфере составляет чуть больше 1/5 части (21%). Горение — это реакция веществ с кислородом, в результате которой образуются разные продукты, в основном оксиды металлов и неметаллов. Пожароопасны смеси О 2 с горючими веществами, кроме того, получившиеся соединения могут быть токсичными.

Горение обычной свечки (или спички) сопровождается образованием диоксида углерода. Следующий опыт можно провести в домашних условиях. Если сжигать вещество под стеклянной банкой или большим стаканом, то горение прекратится, как только израсходуется весь кислород. Азот не поддерживает дыхание и горение. Углекислый газ — продукт окисления — больше не вступает в реакцию с кислородом. Прозрачная позволяет обнаружить присутствие после горения свечи. Если пропускать продукты горения через гидроксид кальция, то раствор мутнеет. Происходит химическая реакция между известковой водой и углекислым газом, получается нерастворимый карбонат кальция.

Получение кислорода в промышленных масштабах

Самый дешевый процесс, в результате которого получаются свободные от воздуха молекулы О 2 , не связан с проведением химических реакций. В промышленности, скажем, на металлургических комбинатах, воздух при низкой температуре и высоком давлении сжижают. Такие важнейшие компоненты атмосферы, как азот и кислород, кипят при разных температурах. Разделяют воздушную смесь при постепенном нагревании до обычной температуры. Сначала выделяются молекулы азота, затем кислорода. Способ разделения основан на разных физических свойствах простых веществ. Формула простого вещества кислорода такая же, как была до охлаждения и сжижения воздуха, — О 2 .

В результате некоторых реакций электролиза тоже выделяется кислород, его собирают над соответствующим электродом. Газ нужен промышленным, строительным предприятиям в больших объемах. Потребности в кислороде постоянно растут, особенно нуждается в нем химическая промышленность. Хранят полученный газ для производственных и медицинских целей в стальных баллонах, снабженных маркировкой. Емкости с кислородом окрашивают в синий или голубой цвет, чтобы отличать от других сжиженных газов — азота, метана, аммиака.

Химические расчеты по формуле и уравнениям реакций с участием молекул О 2

Численное значение молярной массы кислорода совпадает с другой величиной — относительной молекулярной массой. Только в первом случае присутствуют единицы измерения. Коротко формула вещества кислорода и его молярной массы должна быть записана так: М(О 2) = 32 г/моль. При нормальных условиях молю любого газа соответствует объем 22,4 л. Значит, 1 моль О 2 — это 22,4 л вещества, 2 моль О 2 — 44,8 л. По уравнению реакции между кислородом и водородом можно заметить, что взаимодействуют 2 моля водорода и 1 моль кислорода:

Если в реакции участвует 1 моль водорода, то объем кислорода составит 0,5 моль. 22,4 л/моль = 11,2 л.

Роль молекул О 2 в природе и жизни человека

Кислород потребляется живыми организмами на Земле и участвует в круговороте веществ свыше 3 млрд лет. Это главное вещество для дыхания и метаболизма, с его помощью происходит разложение молекул питательных веществ, синтезируется необходимая для организмов энергия. Кислород постоянно расходуется на Земле, но его запасы пополняются благодаря фотосинтезу. Русский ученый К. Тимирязев считал, что благодаря именно этому процессу до сих пор существует жизнь на нашей планете.

Велика роль кислорода в природе и хозяйстве:

  • поглощается в процессе дыхания живыми организмами;
  • участвует в реакциях фотосинтеза в растениях;
  • входит в состав органических молекул;
  • процессы гниения, брожения, ржавления протекают при участии кислорода, выступающего в качестве окислителя;
  • используется для получения ценных продуктов органического синтеза.

Сжиженный кислород в баллонах используют для резки и сварки металлов при высоких температурах. Эти процессы проводят на машиностроительных заводах, на транспортных и строительных предприятиях. Для проведения работ под водой, под землей, на большой высоте в безвоздушном пространстве люди тоже нуждаются в молекулах О 2 . применяются в медицине для обогащения состава воздуха, вдыхаемого больными людьми. Газ для медицинских целей отличается от технического практически полным отсутствием посторонних примесей, запаха.

Кислород — идеальный окислитель

Известны соединения кислорода со всеми химическими элементами таблицы Менделеева, кроме первых представителей семейства благородных газов. Многие вещества непосредственно вступают в реакции с атомами О, исключая галогены, золото и платину. Большое значение имеют явления с участием кислорода, которые сопровождаются выделением света и тепла. Такие процессы широко используются в быту, промышленности. В металлургии взаимодействие руд с кислородом называют обжигом. Предварительно измельченную руду смешивают с воздухом, обогащенным кислородом. При высоких температурах происходит восстановление металлов из сульфидов до простых веществ. Так получают железо и некоторые цветные металлы. Присутствие чистого кислорода повышает скорость технологических процессов в разных отраслях химии, технике и металлургии.

Появление дешевого способа получения кислорода из воздуха методом разделения на компоненты при низкой температуре стимулировало развитие многих направлений промышленного производства. Химики считают молекулы О 2 и атомы О идеальными окислительными агентами. Это естественные материалы, они постоянно возобновляются в природе, не загрязняют окружающую среду. Кроме того, химические реакции с участием кислорода чаще всего завершаются синтезом еще одного натурального и безопасного продукта — воды. Велика роль О 2 в обезвреживании токсичных производственных отходов, очистке воды от загрязнений. Кроме кислорода, для обеззараживания используется его аллотропная модификация — озон. Это простое вещество обладает высокой окислительной активностью. При озонировании воды разлагаются загрязняющие вещества. Озон также губительно действует на болезнетворную микрофлору.

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 – 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

Кислород (лат. Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях Кислород газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как Кислород.

Историческая справка. Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание ученых. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь «активная» его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях 8 века. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха - азота и Кислорода, сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 века. Кислород получили почти одновременно К. Шееле (1769-70) путем прокаливания селитр (KNO3, NaNO3), двуокиси марганца МnО2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Рb3О4 и оксида ртути HgO. В 1772 году Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 году А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашел, что он «состоит из двух (газов) различного и, так сказать, противоположного характера», то есть из Кислорода и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с Кислородом. Поскольку Кислород входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, то есть «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название «кислород»).

Распространение Кислорода в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент на Земле. Связанный Кислород составляет около 6/7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где Кислород находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.

Кислород стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих Кислород, преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и другие), кварц, оксиды железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% Кислорода; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т.д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного Кислород в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления различных веществ с помощью Кислорода.

Вся масса свободного Кислорода Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зеленых растений суши и Мирового океана, выделяющих Кислород в процессе фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный Кислород, формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный Кислород отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием Кислорода определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых - угля, нефти, серы, руд железа, меди и т.д. Изменения в круговороте Кислорода вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется Кислорода больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9·109 т Кислорода.

Изотопы, атом и молекула Кислорода. Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17О и 18О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов Кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них 16О связано с тем, что ядро атома 16О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s22s22p4). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислород (таковы, например, F2O, F2О3). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О2 - не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О2); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О4. Электронное строение О2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О2 имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима «обычная» классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О2 - е > О2+) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О2 + е > О2-) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы.

Физические свойства Кислорода. Кислород бесцветный газ, сгущающийся при -182,9°С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7°С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного Кислорода (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 г./л. Критическая температура Кислорода довольно низка (Ткрит = -118,84°С), то есть ниже, чем у Cl2, СО2, SO2 и некоторых других газов; Ткрит = 4,97 Мн/м2 (49,71 ат). Теплопроводность (при 0°С) 23,86·10-3 вт/(м·К). Молярная теплоемкость (при 0°С) в дж/(моль·К) Сp = 28,9, Сv = 20,5, Сp/Сv = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного Кислорода 1,000547 (0°С), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0°С). Кислород мало растворим в воде: при 20°С и 1 ат в 1 м 3 воды растворяется 0,031 м 3 , а при 0°С - 0,049 м 3 Кислорода. Хорошими твердыми поглотителями Кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом 2Н2+О2 = 2Н2О.

С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N2 + О2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.

В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na2O2 и ВаО2 включают пероксидный ион О22-, надпероксиды NaO2 и КО2 - ион О2-, а озониды NaO3, КО3, RbO3 и CsO3 - ион О3- Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов, реакция идет по уравнению: 4NH3 + ЗО2 = 2N2 + 6H2O. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН4 + 2О2 = CO2 + 2H2O. Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН4 + О2 + 2Н2О = 2СО2 + 6Н2. Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

Получение Кислорода. Существует 3 основных способа получения Кислорода: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).

Химический способ изобретен ранее других. Кислород можно получать, например, из бертолетовой соли КClОз, которая при нагревании разлагается, выделяя О2 в количестве 0,27 м 3 на 1 кг соли. Оксид бария ВаО при нагревании до 540°С сначала поглощает Кислород из воздуха, образуя пероксид ВаО2, а при последующем нагревании до 870°С ВаО2 разлагается, выделяя чистый Кислород. Его можно получать также из KMnO4, Ca2PbO4, К2Сг2О7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения Кислорода малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.

Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения ее электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на Кислород и водород. Кислород собирается около положительного электрода электролизера, а водород - около отрицательного. Этим способом Кислород добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м 3 водорода и 1 м3Кислорода затрачивается 12-15 кВт·ч электроэнергии.

Разделение воздуха является основным способом получения Кислорода в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а уже затем разделяют на составные части. Такой способ получения Кислорода называется разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180°С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого Кислород, основано на различии температуры кипения его компонентов [Ткип О2 90,18 К (-182,9°С), tкип N2 77,36 К (-195,8°С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость все более обогащается Кислородом. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн, получают жидкий Кислород нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько литров) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м 3 /ч Кислорода). Эти установки производят технологический Кислород с концентрацией 95-98,5%, технический - с концентрацией 99,2-99,9% и более чистый, медицинский Кислород, выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт·ч/м3.

Кислород можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решетка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие.

Газообразный Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 ат), жидкий Кислород в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного Кислорода используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют черную надпись «кислород».

Применение Кислорода. Технический Кислород используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке, кислородной резке, поверхностной закалке, металлизации и других, а также в авиации, на подводных судах и прочее. Технологический Кислород применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и других химических продуктов. Жидкий Кислород применяют при взрывных работах, в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.

Заключенный в баллоны чистый Кислород используют для дыхания на больших высотах, при космических полетах, при подводном плавании и других В медицине Кислород дают для вдыхания тяжело больным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т.п.

Кислород в металлургии широко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутье позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительная часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке Кислородом снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.

Первые опыты по применению дутья, обогащенного Кислородом, в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932-33. Повышенное содержание Кислорода в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе оксида углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья Кислородом позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент Кислорода в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.

Кислород в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе Кислород для этой цели впервые применили на заводах «Серп и молот» и «Красное Сормово» в 1932-33). В 1933 начали вдувать Кислород непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м 3 /т за 1 ч производительность печи возрастает на 5-10%, расход топлива сокращается на 4-5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе Кислорода до 10 м 3 /т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве Кислород находит все большее распространение. Так, если в 1965 году с применением Кислорода в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.

Опыты по применению Кислорода в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе «Электросталь». Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25-30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20-30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача Кислорода в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием Кислорода, непрерывно росла и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.

В ваграночной плавке обогащенное Кислородом дутье применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т.д.). В зависимости от степени обогащения Кислородом ваграночного дутья на 30-50% снижается расход топлива, на 30-40% уменьшается содержание серы в металле, на 80-100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500°С) повышается температура выпускаемого из нее чугуна.

Кислород в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в черной. Обогащенное Кислородом дутье используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания, агломерации и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутье интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10-20%, увеличить проплав на 15-20% и сократить количество флюсов в отдельных случаях в 2-3 раза. Обогащение Кислородом воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объем отходящих газов на 30%.

кислород элемент изотоп свойство