Кислород металл или нет

Обновлено: 28.03.2024

Кислород — химический элемент с атомным номером 8, обозначающийся символом О, а также простое вещество (газ при нормальных условиях), молекула которого состоит из двух атомов кислорода (O2). Кислород является самым лёгким элементом из группы халькогенов (6 группа периодической системы).

Содержание

История открытия

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771-м) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. [Лавуазье провел опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теории флогистона.]

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке обязано М. В. Ломоносову — это калька термина «оксиген» (фр. l'oxygène ), предложенного А. Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4 % массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объёму) в воздухе массовая доля кислорода составляет 23,12 % . Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.

Получение

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и азотной технологий.При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно также получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

Катализатором также выступает MnO2.


Физические свойства

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объема O2 в 1 объеме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C – 0,03%, при 2600 °C – 1%, 4000 °C – 59%, 6000 °C – 99,5%.

Жидкий кислород (темп. кипения -182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.


Твердый кислород (темп. плавления -218,79 °C) – синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых 3 существуют при давлении в 1 атм.:

  • α-О2 температура ниже -249,35 °C, ярко-синие кристаллы, ромбическая сингония, параметры ячейки a=5,50Å, b=3,82Å, c=3,44Å;
  • β-О2 температура от -249,35 до -229,35°C, бледно-синие кристаллы, при повышении давления цвет переходит в розовый, ромбоэдрическая сингония, a=6,19Å, α=99°6΄;
  • γ-О2 температура от -229.35 до -218,79°C, бледно-синие кристаллы, кубическая сингония, a=6,83Å;

Еще три фазы образуются при высоких давлениях:

  • δ-О2 интервал температур до 300 К и давление 6-10 GPa, оранжевые кристаллы;
  • ε-О2 давление от 10 и до 96 GPa, цвет кристаллов от темно красного до черного, моноклинная сингония;
  • ζ-О2 давление более 96 GPa, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

  • Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления -2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:
  • окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
  • окисляет большинство органических соединений:
  • при определенных условиях можно провести «нежное» окисление органического соединения:
  • Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
  • Кислород образует пероксиды со степенью окисления -1.
    • например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
      • по теории горения, разработанной А. Н. Бахом и Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:
      • Надпероксиды имеют степень окисления -1/2, т.е. один электрон на два атома кислорода (ион O2 - ). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:
      • Озониды содержат ион O3 - со степенью окисления -1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
      • Ион диоксигенил O2 + имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:
      • Фториды кислорода
        • Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
          • Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре -196°С.
          • Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.
          • поддерживает процессы дыхания, горения, гниения
          • существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (Озон)

          Применение

          Широкое промышленное применение кислорода началось в середине ХХ века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

          В металлургии

          Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.

          Сварка и резка металлов

          Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

          Ракетное топливо

          В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

          В медицине

          Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей (аэронетики) при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.

          В пищевой промышленности

          Биологическая роль кислорода

          Токсические производные кислорода

          Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, перекись водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

          Изотопы

          Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, 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 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

          Имеются радиоактивные изотопы 11 О, 13 О, 14 О (период полураспада 74 сек), 15 О (Т1/2=2,1 мин), 19 О (Т1/2=29,4 сек), 20 О (противоречивые данные по периоду полураспада от 10 мин до 150 лет).

          КИСЛОРОД



          Получение и применение. Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO2, 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 H2SO4 в качестве катализатора: 2H2O (r) 2H2 + O2. 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 (r) 2Hg + O2. 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 MnO2 в процессе не изменяется. Используются также способы термического разложения нитратов:



          а также пероксидов некоторых активных металлов, например: 2BaO2 -> 2BaO + O2 Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO2 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/см3 (при tпл) 1,27 жидкий г/см3 (при tкип) 1,14 газообразный, г/дм3 (при 0° С) 1,429 относительная по воздуху 1,105 критическая а, г/см3 0,430


          Критическая температураа, ° С -118,8 Критическое давлениеа, атм 49,7 Растворимость, см3/100 мл растворителя


          Электроотрицательность (F = 4) 3,5 а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы.
          Физические свойства. Кислород при нормальных условиях - бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O2*H2O, а возможно, и O2*2H2O.
          Химические свойства. Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O2 пероксиды типа NaO2 и BaO2. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O2. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях. Электронная структура кислорода (1s22s22p4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O2-. В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная. При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M-O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла). Реакции Энтальпии образования, кДж/моль 4Na + O2 -> 2Na2O a -208 2Mg + O2 -> 2MgO -297 4Al + 3O2 -> 2Al2O3 -273 Si + O2 -> SiO2 -215 4P + 5O2 -> P4O10 -151 S + O2 -> SO2 -74 2Cl2 + 7O2 -> 2Cl2O7 +19 2Hg + O2 -> 2HgO -45 2Cr + 3O2 -> 2CrO3 -97 3Fe + 2O2 -> Fe3O4 -140 a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na2O2. О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов: 1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, tпл (Cs2O) tпл (SO2). 2. Оксиды химически активных металлов (IA-IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg2+O (r) (Hg+)2O + 0,5O2 (r) 2Hg0 + O2). 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 + O2 -> SrO2 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 Na12O, BeIIO и B2IIIO3, а неметаллы IVA-VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют CIVO2, NV2O5, SVIO3, ClVII2O7. 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: 2H2S + 3O2 -> 2SO2 + 2H2O Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO2 и H2O. 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): (C6H10O5)n + 6nO2 -> 6nCO2 + 5nH2O + тепловая энергия б) нефть или газ (бензин C8H18 или природный газ CH4): 2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O + тепловая энергия CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O + тепловая энергия в) спирт: C2H5OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O + тепловая энергия г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс): 2C + O2 -> 2CO + тепловая энергия 2CO + O2 -> 2CO2 + тепловая энергия Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C3H5(NO3)3 и тринитротолуол (или ТНТ) C7H5(NO2)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 Fe2O3 (гематит) и Fe3O4 (магнетит), алюминия из Al2O3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO2. Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH)2 - многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.
          Вода (оксид водорода). Важность воды H2O 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 H2O). Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H-O-H равен 104°30ў. Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

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



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



          Молекулы воды связываются друг с другом в большие агрегаты (H2O)x слабыми водородными связями (энергия связи КИСЛОРОД21 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 H3O+:



          Пероксид водорода. Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода, является пероксид водорода H2O2. Название "пероксид" принято для соединений, содержащих связь -O-O-. Пероксид водорода имеет строение асимметрично изогнутой цепи:

          Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла с кислотой BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 + H2O2 либо разложением пероксодисерной кислоты H2S2O8, которую получают электролитически:



          Концентрированный раствор H2O2 может быть получен специальными методами дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками, отбеливателями и мягкими окислителями. H2O2 добавляют ко многим кислотам и оксидам для получения соединений, аналогичных гидратам. В присутствии сильного окислителя (например, MnO2 или MnO4-) H2O2 окисляется, выделяя кислород и воду. Оксоанионы и оксокатионы - кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O2- 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 O2-: 2Na + 2H2O -> 2Na+ + 2OH- + H2 или Na2O + H2O -> 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 O2 существует третья форма кислорода - озон O3, содержащий три кислородных атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O2 2O3. 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 см3 O3. По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F2 и OF2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O2. При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K+O3-. 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

          Кислород: химия кислорода

          Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

          Электронное строение кислорода

          Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :

          +8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2p

          Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

          Физические свойства и нахождение в природе

          Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.

          Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

          Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.

          В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

          Способы получения кислорода

          В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

          Лабораторные способы получения кислорода:

          • Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

          Разложение перманганата калия:

          Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2 :

          2KClO3 → 2KCl + 3O2

          Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

          2HgO → 2Hg + O2

          Соединения кислорода

          Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

          Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др.

          Соли кислородсодержащих кислот

          Кислородсодержащие органические вещества

          Химические свойства

          При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

          1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

          1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

          С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

          1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

          1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

          При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

          Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

          1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

          N2 + O2→ 2NO

          1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

          2Ca + O2 → 2CaO

          Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

          2Na + O2→ Na2O2

          А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

          K + O2→ KO2

          Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

          Цинк окисляется до оксида цинка (II):

          2Zn + O2→ 2ZnO

          Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

          2Fe + O2→ 2FeO

          4Fe + 3O2→ 2Fe2O3

          3Fe + 2O2→ Fe3O4

          1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):

          при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

          2C + O2 → 2CO

          Алмаз горит при высоких температурах:

          Горение алмаза в жидком кислороде:

          Графит также горит:


          Графит также горит, например, в жидком кислороде:

          Графитовые стержни под напряжением:

          2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

          2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:

          4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2

          Ca3P2 + 4O2→ 3CaO + P2O5

          2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

          • летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:

          2H2S + 3O2→ 2H2O + 2SO2

          Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

          4NH3 + 3O2→ 2N2 + 6H2O

          Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

          4NH3 + 5O2→ 4NO + 6H2O

          • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

          CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2

          • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

          2CO + O2→ 2CO2

          2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

          Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):

          Кислород окисляет азотистую кислоту :

          2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

          CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O

          2CH4 + 3O2→ 2CO + 4H2O

          CH4 + O2→ C + 2H2O

          Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

          Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений


          Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

          Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

          Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

          Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

          В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .


          Физические свойства

          Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.


          Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.


          Нахождение в природе

          Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

          Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия


          Сильвин KCl — хлорид калия


          Сильвинит NaCl · KCl


          Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия


          Едкое кали KOH — гидроксид калия

          Поташ K2CO3 – карбонат калия

          Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:


          Способы получения

          Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

          2LiCl = 2Li + Cl2

          Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

          2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

          Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

          Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

          KCl + Na = K↑ + NaCl

          KOH + Na = K↑ + NaOH

          Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

          Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

          В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

          Качественные реакции

          Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .


          Цвет пламени:
          Li — карминно-красный
          Na — жѐлтый
          K — фиолетовый
          Rb — буро-красный
          Cs — фиолетово-красный

          1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

          1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

          2K + I2 = 2KI

          1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

          2Na + S = Na2S

          1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

          3K + P = K3P

          2Na + H2 = 2NaH

          1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

          Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

          1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

          1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

          Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

          2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

          2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

          Например , калий реагирует с водой очень бурно:

          2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0


          Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

          2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

          Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

          2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

          2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

          Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

          2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

          С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

          При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

          2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

          Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

          Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

          Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2

          Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

          Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

          Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

          2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2

          Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

          Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

          2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

          Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

          3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

          Оксиды щелочных металлов

          Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

          1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

          2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

          3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

          2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2

          4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

          2LiOН → Li2O + Н2O

          Химические свойства

          Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

          1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

          Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

          Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

          2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

          Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

          K2O + 2HCl → 2KCl + H2O

          3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

          Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

          Li2O + H2O → 2LiOH

          4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

          Пероксиды щелочных металлов

          Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

          1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

          При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

          2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

          Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

          3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

          При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

          4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

          5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

          Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

          Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

          6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

          Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

          Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

          1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

          2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

          2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

          Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

          2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

          Na2O + H2O → 2NaOH

          2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2

          3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

          Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

          1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

          Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

          2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

          Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

          Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

          А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

          3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

          Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

          в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

          Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

          4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

          Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

          5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

          При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

          Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

          Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

          Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

          6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

          В растворе образуются комплексная соль и водород:

          2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

          7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

          С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

          Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

          2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

          Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

          Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

          NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

          8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

          2LiOH → Li2O + H2O

          9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

          NaOH ↔ Na + + OH —

          10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

          4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

          Соли щелочных металлов

          Нитраты и нитриты щелочных металлов

          Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

          Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

          Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

          Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

          В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

          Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

          Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

          Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

          Читайте также: