Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s — и p -орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF 2 и O 2 F 2 .

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км 3 (н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

Открыт шведом К. Шееле (1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли (1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» - «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

1. Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Суммарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение. Горение — б ыстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s 2 2p 4 находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Мелкий порошок железа (так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe 2 O 3 , а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O 2 → SO 2 ,

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 , и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O 2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 o C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (избыток кислорода),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недостаток кислорода),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пирит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O 2 + , например, O 2 + — (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O 2 . Так, озон окисляет иодид - ионы I — в растворе Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O 2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О 3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

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

Ком в горле — это кислород . Выяснено, что в состоянии стресса у расширяется голосовая щель. Она находится посредине гортани, ограничена 2-мя мышечными складками.

Они-то и давят на близлежащие ткани, создавая ощущение кома в горле. Расширение щели – следствие повышенного потребления кислорода. Он помогает справиться со стрессом. Так что, пресловутый ком в горле можно назвать кислородным.

8-ой элемент таблицы привычен в форме . Но, бывает и жидкий кислород. Элемент в таком состоянии магнитится. Впрочем, о свойствах кислорода и плюсах, которые из них можно извлечь, поговорим в основной части .

Свойства кислорода

За счет магнитных свойств кислород перемещают с помощью мощных . Если же говорить об элементе в привычном состоянии, он сам способен перемещать, в частности, электроны.

Собственно, на окислительно-восстановительном потенциале вещества строится система дыхания . Кислород в ней – конечный акцептор, то есть принимающий агент.

Донорами выступают ферменты. Вещества, окисленные кислородом, выделяются во внешнюю среду. Это углекислый . В час его вырабатывается от 5-ти до 18-ти литров.

Еще 50 граммов выходит воды. Так что обильное питье – обоснованная рекомендация медиков. Плюсом, побочными продуктами дыхания служат около 400-от веществ. Среди них есть ацетон. Его выделение усиливается при ряде заболеваний, к примеру, диабете.

В процессе дыхания участвует обычная модификация кислорода – О 2 . Это двухатомная молекула. В ней 2 неспаренных электрона. Оба находятся на разрыхляющих орбиталях.

На них больший энергетический заряд чем на связывающих. Поэтому, молекула кислорода легко распадается на атомы. Энергия диссоциации доходит почти до 500-от килоджоулей на моль.

В естественных условиях кислород – газ с почти инертными молекулами. В них сильная межатомная связь. Процессы окисления протекают едва заметно. Для ускорения реакций нужны катализаторы. В организме ими выступают ферменты. Они провоцируют образование радикалов, которые и возбуждают цепной процесс.

Катализатором химических реакций с кислородом может стать температура. 8-ой элемент реагирует даже на небольшой нагрев. Жар дает реакции с водородом, метаном и прочими горючими газами.

Взаимодействия протекают со взрывами. Не зря же взорвался один из первых в истории человечества дирижаблей. Он наполнялся водородом. Воздушное судно звалось «Гинденбург», крушение потерпело в 1937-ом.

Нагрев позволяет кислороду создавать связи со всеми элементами таблицы Менделеева, кроме инертных газов, то есть аргона, неона и гелия. Кстати, гелий стал заменой для наполнения дирижаблей.

В реакции газ не вступает, только вот стоит дорого. Но, вернемся к герою статьи. Кислород – химический элемент , взаимодействующий с металлами уже при комнатной температуре.

Ее же достаточно для контакта с некоторыми сложными соединениями. К последним относятся оксиды азота. А вот с простым азотом химический элемент кислород реагирует лишь при 1 200-от градусах Цельсия.

Для реакций героя статьи с неметаллами нужен нагрев хотя бы до 60-ти градусов Цельсия. Этого достаточно, к примеру, для контакта с фосфором. С серой герой статьи взаимодействует уже при 250-ти градусах. Кстати, сера входит в элементы подгруппы кислорода . Она главная в 6-ой группе таблицы Менделеева.

С углеродом кислород взаимодействует при 700-800-от градусах Цельсия. Имеется в виду окисление графита. Этот минерал – одна из кристаллических форм углерода.

Кстати, окисление – роль кислорода в любых реакциях. Большинство из них протекает с выделением света и тепла. Попросту говоря, взаимодействие веществ приводит к горению.

Биологическая активность кислорода обусловлена растворимостью в воде. При комнатной температуре в ней диссоциируют 3 миллилитра 8-го вещества. Расчет ведется на 100 миллилитров воды.

Большие показатели элемент показывает в этаноле и ацетоне. В них растворяются 22 грамма кислорода. Максимальная же диссоциация наблюдается в жидкостях, содержащих фтор, к примеру, перфторбутитетрагидрофуране. На 100 его миллилитров растворяются почти 50 граммов 8-го элемента.

Говоря о растворенном кислороде, упомянем его изотопы. Атмосферному причислен 160-ый номер. Его в воздухе 99,7%. 0,3% приходятся на изотопы 170 и 180. Их молекулы тяжелее.

Связываясь с ними, вода с трудом переходит в парообразное состояние. Вот в воздух и поднимается лишь 160-я модификация 8-го элемента. Тяжелые изотопы остаются в морях и океанах.

Интересно, что кроме газообразного и жидкого состояний, кислород бывает твердым. Он, как и жидкая версия, образуется при минусовых температурах. Для водянистого кислорода нужны -182 градуса, а для каменного минимум-223.

Последняя температура дает кубическую решетку кристаллов. От -229-ти до -249-ти градусов Цельсия кристаллическая структура кислорода уже гексагональная. Искусственно получены и прочие модификации. Но, для них кроме пониженных температур требуется повышенное давление.

В привычном состоянии кислород относится к элементам с 2-мя атомами, не имеет цвета и запаха. Однако, существует 3-атомная разновидность героя статьи. Это озон.

У него появляется выражено свежий аромат. Он приятен, но токсичен. Отличием от обычного кислорода является, так же, большая масса молекул. Атомы сходятся воедино при грозовых разрядах.

Поэтому, запах озона чувствуется после ливней. Чувствуется аромат и на больших высотах в 10-30 километров. Там образование озона провоцирует ультрафиолет. Атомы кислорода захватывают излучение солнца, соединяясь в крупные молекулы. Это, собственно, уберегает человечество от радиации.

Добыча кислорода

Промышленники добывают героя статьи из воздуха. Его очищают от паров воды, угарного газа и пыли. Затем, воздух сжижают. После очистки остается лишь азот и кислород. Первый испаряется при -192-ух градусах.

Кислород остается. Но, российские ученые обнаружили кладезь уже сжиженного элемента. Находится он в мантии Земли. Ее еще называют геосферой. Расположен слой под твердой корой планеты и над ее ядром.

Установить там знак элемента кислород помог лазерный пресс. Работали с ним в синхротронном центре DESY. Он находится в Германии. Изыскания проводились совместно с немецкими учеными. Вместе же подсчитали, что содержание кислорода в предполагаемой прослойке мании в 8-10 раз больше, чем в атмосфере.

Уточним практику вычисления глубинных рек кислорода. Физики работали с оксидом железа. Сдавливая и нагревая его, ученые получали все новые оксиды металла, неизвестные ранее.

Когда дело дошло до тысячеградусных температур и давления, превышающего атмосферное в 670 000 раз, получилось соединение Fe 25 O 32 . Описаны условия срединных слоев геосферы.

Реакция преобразования оксидов идет с глобальным выбросом кислорода. Следует предполагать, что тоже происходит внутри планеты. Железо – типичный для мантии элемент.

Соединение элемента с кислородом тоже типично. Нетипична версия, что атмосферный газ – просочившийся за миллионы лет из-под земли и накопившийся у ее поверхности.

Грубо говоря, ученые поставили под сомнение главенствующую роль растений в образовании кислорода. Зелень может давать лишь часть газа. В этом случае бояться нужно не только уничтожения флоры, но и остывания ядра планеты.

Снижение температуры мантии может блокировать процесс образования кислорода. Массовая доля его в атмосфере тоже пойдет на спад, а вместе с тем и жизнь на планете.

Вопрос, как добывать кислород из мании, не стоит. Пробурить землю на глубину свыше 7 000-8 000 километров невозможно. Остается ждать пока герой статьи просочиться к поверхности сам и извлекать его из атмосферы.

Применение кислорода

Активно применять кислород в промышленности начали с изобретением турбодетандеров. Они появились в середине прошлого века. Устройства сжижают воздух и разделяют его. Собственно, это установки для добычи кислорода.

Какими элементами образован круг «общения» героя статьи? Во-первых, это металлы. Речь не о прямом взаимодействии, а о расплавлении элементов. Кислород добавляют в горелки для максимально эффективного сжигания топлива.

В итоге, металлы быстрее размягчаются, смешиваясь в сплавы. Без кислорода, к примеру, не обходится конвекторный способ производства стали. Обычный воздух в качестве розжига малоэффективен. Не обходится без сжиженного газа в баллонах и резка металлов.

Кислород как химический элемент был открыт и фермерами. В сжиженном виде вещество попадает в коктейли для животных. Они активно прибавляют в весе. Связь между кислородом и массой животных прослеживается в Каменноугольном периоде развития Земли.

Эра отмечена жарким климатом, обилием растений, а следовательно, и 8-го газа. В итоге, по планете ползали сороконожки под 3 метра длиной. Найдены окаменелости насекомых. Схема работает и в современности. Дай животному постоянную добавку к привычной порции кислорода, получишь наращивание биологической массы.

Медики запасаются кислородом в баллонах для купирования, то есть остановки приступов астмы. Газ нужен и при устранении гипоксии. Так именуют кислородное голодание. Помогает 8-ой элемент, так же, при недугах желудочно-кишечного тракта.

В этом случае лекарством становятся кислородные коктейли. В остальных случаях вещество подают пациентам в прорезиненных подушках, или через специальные трубки и маски.

В химической промышленности герой статьи – окислитель. О реакциях, в кторых может участвовать 8-ой элемент, уже говорилось. Характеристика кислорода положительно рассмотрена, к примеру, в ракетостроении.

Героя статьи выбрали окислителем топлива кораблей. Самой мощной окислительной смесью признано соединение обеих модификаций 8-го элемента. То есть, ракетное топливо взаимодействует с обычным кислородом и озоном.

Цена кислорода

Героя статьи продают в баллонах. Они обеспечивают связь элемента. С кислородом можно приобрести баллоны в 5, 10, 20, 40, 50 литров. В общем, стандартен шаг между объемами тар в 5-10 литров. Разброс цен на 40-литровый вариант, к примеру, от 3 000 до 8 500 рублей.

Рядом с высокими ценниками, как правило, стоит указание соблюденного ГОСТа. Его номер – «949-73». В объявлениях с бюджетной стоимостью баллонов ГОСТ прописан редко, что настораживает.

Транспортировка кислорода в баллонах

Если же говорить в философском плане, кислород бесценен. Элемент является основой жизни. По организму человека кислород транспортирует железо. Связка элементов зовется гемоглобином. Его нехватка – анемия.

Заболевание имеет серьезные последствия. Первое из них – снижение иммунитета. Интересно, что у некоторых животных кислород крови переносится не железом. У мечехвостов, к примеру, доставку 8-го элемента к органам осуществляет медь.

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.

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.