Кисень вступає у хімічні реакції с. Фізичні та хімічні властивості кисню. Отримання кисню у промислових масштабах

ВИЗНАЧЕННЯ

Залізо- Елемент восьмої групи четвертого періоду Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

А важкий номер - 26. Символ - Fe (лат. "ferrum"). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).

Фізичні властивості заліза

Залізо – метал сірого кольору. У чистому вигляді воно досить м'яке, ковке та тягуче. Електронна конфігураціязовнішнього енергетичного рівня- 3d 6 4s 2 . У своїх сполуках залізо виявляє ступеня окиснення «+2» та «+3». Температура плавлення заліза - 1539С. Залізо утворює дві кристалічні модифікації: α- та γ-залізо. Перша з них має кубічні об'ємноцентровані грати, друга - кубічні гранецентровані. α-Залізо термодинамічно стійке у двох інтервалах температур: нижче 912 і від 1394С до температури плавлення. Між 912 і 1394С стійке γ-залізо.

Механічні властивості заліза залежать від його чистоти - вмісту в ньому навіть дуже малої кількості інших елементів. Тверде залізо має здатність розчиняти у собі багато елементів.

Хімічні властивості заліза

У вологому повітрі залізо швидко іржавіє, тобто. покривається бурим нальотом гідратованого оксиду заліза, який внаслідок своєї пухкості не захищає залізо від подальшого окиснення. У воді залізо інтенсивно корродує; при рясному доступі кисню утворюються гідратні форми оксиду заліза (III):

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 ×H 2 O.

При нестачі кисню або утрудненому доступі утворюється змішаний оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Залізо розчиняється в соляній кислоті будь-якої концентрації:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

Аналогічно відбувається розчинення у розведеній сірчаній кислоті:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .

У концентрованих розчинахсірчаної кислоти залізо окислюється до заліза (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Однак у сірчаній кислоті, концентрація якої близька до 100%, залізо стає пасивним і взаємодії практично не відбувається. У розведених та помірно концентрованих розчинах азотної кислотизалізо розчиняється:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO +2H 2 O.

При високих концентраціях азотної кислоти розчинення сповільнюється та залізо стає пасивним.

Як і інші метали, залізо вступає в реакції з простими речовинами. Реакції взаємодії заліза з галогенами (незалежно від типу галогену) протікають під час нагрівання. Взаємодія заліза з бромом протікає при підвищеному тиску останньої пари:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8 .

Взаємодія заліза із сіркою (порошок), азотом та фосфором також відбувається при нагріванні:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Залізо здатне реагувати з такими неметалами, як вуглець та кремній:

3Fe + C = Fe 3 C;

Серед реакцій взаємодії заліза із складними речовинами особливу рольграють наступні реакції - залізо здатне відновлювати метали, що стоять у ряду активності правіше за нього, з розчинів солей (1), відновлювати сполуки заліза (III) (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Залізо, при підвищеному тиску, реагує з несолетворним оксидом – СО з утворенням речовин складного складу – карбонілів – Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 та Fe 3 (CO) 12 .

Залізо за відсутності домішок стійке у воді та у розведених розчинах лугів.

Отримання заліза

Основний спосіб отримання заліза – із залізняку (гематит, магнетит) чи електроліз розчинів його солей (у разі отримують «чисте» залізо, тобто. залізо без домішок).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання

Залізна окалина Fe 3 O 4 масою 10 г була спочатку оброблена 150 мл розчину соляної кислоти (щільність 1,1 г/мл) з масовою часткою хлороводню 20%, а потім отриманий розчин додали надлишок заліза. Визначте склад розчину (в % за масою).

Рішення

Запишемо рівняння реакцій відповідно до умови завдання: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 +2FeCl 3 + 4H 2 O(1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Знаючи щільність та об'єм розчину соляної кислоти, можна знайти його масу: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 г. Розрахуємо масу хлороводню: m(HCl) = sol (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 р. Молярна маса (маса одного моль) соляної кислоти, розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 36,5 г/моль. Знайдемо кількість речовини хлороводню: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 моль. Молярна маса (маса одного моль) окалини, розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 232 г/моль. Знайдемо кількість речовини окалини: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 моль. Відповідно до рівняння 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, отже, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 моль. Тоді кількість речовини хлоро- роду, розрахована за рівнянням (0,344 моль) буде меншою, ніж зазначена в умові завдання (0,904 моль). Отже, соляна кислотазнаходиться в надлишку і протікатиме ще одна реакція: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Визначимо кількість речовини хлоридів заліза, що утворюються внаслідок першої реакції (індексами позначимо конкретну реакцію): v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 моль; v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2×v (Fe 2 O 3) = 0,086 моль. Визначимо кількість хлороводню, яка не прореагувала в реакції 1 і кількість речовини хлориду заліза (II), що утворилася в ході реакції 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 моль; v 3 (FeCl 2): ​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль. Визначимо кількість речовини FeCl 2 , що утворилася в ході реакції 2, загальна кількість речовини FeCl 2 та її масу: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 моль; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 моль; v sum (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043+0,129+0,28 = 0,452 моль; m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) ×M(FeCl 2) = 0,452×127 = 57,404 р. Визначимо кількість речовини та масу заліза, що вступив у реакції 2 та 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 моль; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 +0,28 = 0,323 моль; m(Fe) = v sum(Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 р. Обчислимо кількість речовини та масу водню, що виділився в реакції 3: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 р. Визначаємо масу отриманого розчину m' sol масову частку FeCl 2 у ньому: m' sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) - m(H 2);

§ 27. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ. РЕАКЦІЯ ПОЄДНАННЯ

Вивчення параграфа допоможе вам:

· називати склад та наводити приклади оксидів;

· Характеризувати Хімічні властивостікисню;

· Складати рівняння реакцій за участю кисню;

· Розрізняти реакції розкладання та з'єднання;

· пояснювати сутність реакцій сполуки

Вам відомо, що хімічні властивості речовин-це їхня здатність взаємодіяти з іншими речовинами. Взаємодія завершується тим, що із структурних частинок, що входили до складу реагентів, утворюються структурні частинки продуктів реакції. За участю кисню такі процеси відбуваються з багатьма простими, а також складними речовинами. Це дає підстави для того, щоб назвати кисень активною речовиною.

ВЗАЄМОДІЯ КИСНЮ З ПРОСТИМИ РЕЧОВИНАМИ.

1. Взаємодія з вуглецем. Розжарити на полум'ї спиртівки куточок і внесемо в наповнену киснем колбу. Вугілля швидко згоряє, не утворюючи кіптяви та диму (рис. 87, а), а стінки колби нагріваються. Наллємо в колбу вапняної води, вона помутнішає. А це доводить, що у колбі, де раніше утримувався кисень, з'явився вуглекислий газ.

Виділення світла та тепла свідчать про те, що сталося горіння, яке відноситься до хімічних явищ:

С + О 2 = 2 - вуглекислий газ, або карбон(IV) оксид (1)

2. Взаємодія із воднем. До наповненої воднем сухої пробірки зведемо запалений сірник. Відразу почуємо приглушену бавовну. Це тому, що водень реагує з киснем миттєво – з вибухом. Поява на стінках сухої пробірки крапельок води - переконливий доказ утворення цієї речовини:

2H 2 + O 2 = 2H 2 Про - вода, або гідроген оксид (2)

3. Взаємодія із сіркою. Наповнимо ложечку для спалювання речовин на 1/3 сірої, внесемо в полум'я спиртування і потримайте, поки сірка не розплавиться і не почне горіти. Після цього внесемо ложечку до колби з киснем. Сірка відразу спалахує яскравим синім полум'ям, колба наповнюється сірчистим газом (рис. 87, б):

S + O 2 = SO 2 - сірчистий газ, або сульфур (IV) оксид (3)

Цю реакцію супроводжує поява різкого специфічного запаху сірчистого газу.

4. Взаємодія із магнієм. Підпалимо магнієву стрічку, і вона швидко згорить яскраво-сліпучим полум'ям:

2Mg + O 2 = 2MgO магній оксид (4)

Очевидною ознакою цієї хімічної реакції є поява світла.

5. Взаємодія із залізом. Спробуємо, подібно до магнію, спалити тоненьку залізну голку. Зробити це у повітрі нам не вдасться. Перевіримо, чи згорить голка в колбі, наповненій киснем. Для безпечного проведення досвіду дно колби покриємо шаром піску. Влаштуємо тоненьку голку тією її частиною, де розташоване вушко, в дерев'яну паличку і на вістря голки наколемо сірник. Відразу після запалювання сірника повільно внесемо голку в колбу з киснем. Залізо швидко спалахує, утворений продукт реакції яскравими іскрами, що нагадують новорічні бенгальські вогні, розлітається в різні боки (рис. 87, в). Від голки залишається маленька оплавлена ​​кулька у місці її закріплення. Стінки колби нагріваються. Це хімічне явище передається наступним рівнянням реакції:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 залізна окалина (б)

Реакція супроводжується виділенням світла та тепла.

6. Взаємодія із міддю. Мідну платівку потримаємо кілька хвилин над полум'ям спиртування. Спостерігатимемо, як замість червоно-мідного кольору з'являється чорний:

2Сі + O 2 = 2СіО - купрум(II) оксид (в)

Реакція супроводжується зміною кольору.

ПОНЯТТЯ ПРО ОКСИДИ. У всіх щойно розглянутих реакціях утворювалися бінарні сполуки елемента з Оксигеном – оксиди.

До простих або складних речовинвідносяться оксиди? Відповідь поясніть.

Мал. 87. Горіння в кисні вугілля (а), сірки (6) та заліза (в)

Ви вже знаєте, що оксидами називають бінарні сполуки елементів з Оксигеном та вмієте визначати валентність хімічного елемента в оксиді. Згадати це можна, звернувшись до параграфа 18.

Продукт взаємодії заліза з киснем - залізна окалина Fe 3 O 4 - особлива бінарна сполука Кисню. Вона утворена з двох оксидів - FeO та Fe 2 O 3 .

Визначте за формулами обох оксидів. у якому їх металевий елемент Ферум двовалентний, а якому - тривалентний.

РЕАКЦІЯ ПОЄДНАННЯ. У кожному із шести розглянутих прикладів загальним було те, що з двох речовин утворювалася одна. Такі реакції відносяться до реакцій сполуки.

Реакції, у яких з двох чи більше речовин утворюється одна речовина, називають реакціями сполуки.

Щоб після розглянутих прикладів у вас не склалося враження, що поєднуватись можуть лише прості речовини, наведемо приклади рівнянь реакцій поєднання складного і простої речовини; двох складних речовин:

2СО + Про 2 = 2СО 2 (7)

Na 2 O + ЅО 3 = Na 3 SO 4 - натрій сульфат (8)

Як бачимо, головним для реакцій поєднання є те, що утворюється один продукт реакції, а реагенти можуть бути складними, і простими речовинами, але їх неодмінно має бути два або більше.

Узагальним вивчене:

Взаємодія кислорода зі складними речовинами. Взаємодія із метаном. Щоразу, запалюючи газову плиту, люди здійснюють хімічну реакцію між метаном СН 4 (основна складова частинаприродного газу) та киснем:

Це хімічне явище супроводжується двома фізичними явищами світловим та тепловим. Під час його перебігу вміст кисню у приміщенні кухні зменшується, а вуглекислого газу навпаки збільшується. Тому правильно роблять ті, хто провітрює кухню, тримає відкриту кватирку, встановлює електричні витяжки.

Взаємодія кисню з гідроген сульфідом H 2 S. сульфід водню, або сірководень, також згоряє в кисні. За достатньої кількості кисню реакція супроводжується утворенням вже відомого вам сірчистого газу та води:

2Н 2 S + 3О 2 = 2 ЅО 2 + 2Н 2 О (10)

Повне окислення глюкози C6Н12О6. Вже одне те, що без дихання людина може прожити не більше 5-7 хвилин, наводить на думку про надзвичайну важливість кисню для організму. А чи думали ви над тим, які функції кисню в нашому організмі? Адже його добова норма не така вже й мала – близько 700 р.

Вчені досліджували, що з участю кисню у організмі відбувається багато реакцій. Зокрема, глюкоза, яка надходить в організм людини з продуктами харчування, теж реагує з киснем. Взаємодія відбувається у присутності ферментів (каталізаторів) та завершується утворенням вуглекислого газу та води. Це можна виразити наступним сумарним рівнянням реакції:

З 6 Н 12 О 6 + 6О 2 = 6СО 2 + 6Н 2 О (11)

У всіх розглянутих прикладах незалежно від того, проста чи складна речовина взаємодіє з киснем, утворюються оксиди тих елементів, які входили до складу реагентів. Однак при неповній взаємодії складної речовини з киснем може утворитися і проста речовина. Наприклад, розглянута вище взаємодія кисню з гідроген сульфідом Н 2 S може відбуватися з утворенням сірки та води, якщо кисню взято з нестачею:

2Н 2 S + O 2 = 2S + 2Н 2 О (12)

Кисень належить до активних речовин. Він легко вступає у взаємодію з простими та складними речовинами. Продуктами цих реакцій є оксиди.

Скарбничка ерудиту

На початку параграфа було сказано, більшість простих речовин взаємодіє з киснем. Прикладами металів, які не входять до цієї більшості, є золото Au, платина Pt, тому їх називають благородними металами. Серед неметалів «байдужість», або інертність, до кисню виявляють гелій Не, неон Ne, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе та радон Rn. Тому ці газоподібні речовини мають загальну назву інертні гази.

Довгий час у науці вважалося, що інертні гази не взаємодіють з жодними речовинами. Однак за останні півстоліття вдалося видобути деякі їх сполуки, у тому числі і з Оксигеном, щоправда, не за реакцією поєднання інертного газу з киснем, а іншими способами.

1. Із чого складаються оксиди? Наведіть приклади оксидів.

2. Охарактеризуйте хімічні властивості кисню.

3. Які реакції називають реакціями сполуки? Наведіть приклади.

4. У чому різниця між хімічними реакціями розкладання та сполуки?

5. Випишіть із тексту параграфа формули та назви речовин, які для вас є новими.

6. За формулами оксидів, які є в тексті параграфа, визначте, який з них має найменшу, а якою - найбільшу масову частку кисню.

7. За наведеними схемами напишіть рівняння реакцій:

а) + О 2 -> ОО

б) PbS + Про 2 -> РbО + SO 2

в) Сі + O 2 -> СіО

г) HgS + O 2 -> Hg + SO 2

8. Напишіть рівняння реакцій кисню з:

а) амоніаком NH3, якщо в оксиді, що утворився, валентність Азоту дорівнює 2;

6) цинк сульфідом ZnS, якщо в оксиді, що утворився, валентність Сірки дорівнює IV.

З'ясуйте розташування інертних газів у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Вступ

Щодня ми вдихаємо таке необхідне нам повітря. А ви ніколи не думали про те, з чого, точніше з яких речовин, складається повітря? Найбільше в ньому азоту (78%), далі йде кисень (21%) та інертні гази (1%). Хоча кисень і не становить найголовнішої частини повітря, але без нього атмосфера була б непридатною для життя. Завдяки йому на Землі існує життя, адже азот і разом і окремо згубні для людини. Давайте розглянемо властивості кисню.

Фізичні властивості кисню

У повітрі кисень просто так не розрізниш, тому що у звичайних умовах він є газом без смаку, кольору та запаху. Але кисень можна штучним шляхомперевести в інші агрегатні стани. Так, при -183 про З він стає рідким, а при -219 про З твердне. Але твердий і рідкий кисень може отримати тільки людина, а в природі вона існує лише в газоподібному стані. виглядає так (фото). А тверда схожа на лід.

Фізичні властивості кисню – це ще й будова молекули простої речовини. Атоми кисню утворюють дві такі речовини: кисень (О 2) та озон (О 3). Нижче показано модель молекули кисню.

Кисень. Хімічні властивості

Перше, з чого починається хімічна характеристикаелемента - його становище Д. І. Менделєєва. Отже, кисень знаходиться у 2 періоді 6 групі головній підгрупіпід номером 8. Його атомна маса- 16 а.е.м, він є неметал.

У неорганічної хіміїйого бінарні з'єднання з іншими елементами об'єднали в окремий оксиди. Кисень може утворювати хімічні сполукияк з металами, і з неметалами.

Поговоримо про його отримання у лабораторіях.

Хімічним шляхом кисень можна одержати за допомогою розкладання перманганату калію, пероксиду водню, бертолетової солі, нітратів активних металів та оксидів важких металів. Розглянемо рівняння реакцій при застосуванні кожного із цих способів.

1. Електроліз води:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

5. Розкладання оксидів важких металів (наприклад, оксиду ртуті):

2HgO = 2Hg + O 2

6. Розкладання нітратів активних металів (наприклад, нітрату натрію):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Застосування кисню

Із хімічними властивостями ми закінчили. Тепер настав час поговорити про застосування кисню в житті людини. Він потрібний для спалювання палива в електричних та теплових станціях. Його використовують для отримання сталі з чавуну та металобрухту, для зварювання та різання металу. Кисень потрібен для масок пожежних, для балонів водолазів, застосовується у чорній та кольоровій металургі та навіть у виготовленні вибухових речовин. Також у харчовій промисловості кисень відомий як харчова добавкаЕ948. Здається, немає галузі, де б він не використовувався, але найважливішу роль він відіграє в медицині. Там він так і називається – "кисень медичний". Для того, щоб кисень був придатний для використання, його попередньо стискають. Фізичні властивості кисню сприяють з того що його можна стиснути. У подібному вигляді він зберігається всередині балонів, подібних до таких.

Його використовують у реанімації та на операціях в апаратурі для підтримки життєвих процесів в організмі хворого пацієнта, а також при лікуванні деяких хвороб: декомпресійної, патології шлунково-кишкового тракту. З його допомогою лікарі щодня рятують багато життів. Хімічні та Фізичні властивостікисню сприяють тому, що його використовують так широко.

Одним із найважливіших елементів на нашій планеті є кисень. Хімічні властивості цієї речовини дозволяють йому брати участь у біологічних процесах, а підвищена активність робить кисень значним учасником усіх відомих хімічних реакцій. У вільному стані ця речовина є в атмосфері. У зв'язаному стані кисень входить до складу мінералів, гірських порід, складних речовин, у тому числі складаються різні живі організми. Загальна кількість кисню Землі оцінюється в 47% загальної маси нашої планети.

Позначення кисню

У періодичній системі кисень займає восьму осередок цієї таблиці. Його міжнародна назва oxigenium. У хімічних записах він позначається латинською літерою "О". У природному середовищі атомарний кисень немає, його частинки з'єднуються, утворюючи парні молекули газу, молекулярна маса якого дорівнює 32 г/моль.

Повітря та кисень

Повітря є сумішшю декількох поширених на Землі газів. Найбільше в повітряній масіазоту - 78,2% за обсягом та 75,5% за масою. Кисень займає лише друге місце за обсягом – 20,9%, а за масою – 23,2%. Третє місце закріплено за благородними газами. Інші домішки - вуглекислий газ, водяна пара, пил та інше - займають лише частки відсотка у загальній повітряній масі.

Вся маса природного кисню є сумішшю трьох ізотопів - 16 О, 17 О, 18 О. Відсотковий вміст цих ізотопів у загальній масі кисню дорівнює 99,76%, 0,04% та 0,2% відповідно.

Фізичні та хімічні властивості кисню

Один літр повітря за нормальних умов важить 1,293 г. При зниженні температури до -140⁰С повітря стає безбарвною прозорою рідиною. Незважаючи на низьку температуру кипіння, повітря можна зберігати в рідкому станінавіть за кімнатної температури. Для цього рідину потрібно помістити в так звану судину Дьюара. Занурення у рідкий кисень докорінно змінює звичайні властивості предметів.

Етиловий спирт і багато газів стають твердими предметами, ртуть набуває твердості та ковкості, а гумовий м'ячик втрачає свою пружність і розсипається при найменшому ударі.

Кисень розчиняється у воді, хоч і в невеликих кількостях - морська водамістить 3-5% кисню. Але навіть така невелика кількість цього газу започаткувала існування риб, молюсків та різних морських організмів, які отримують кисень із води для підтримки процесів власного життєзабезпечення.

Будова атома кисню

Описані властивості кисню насамперед пояснюються внутрішнім будовою цього елемента.

Кисень відноситься до головної підгрупи шостої групи елементів періодичної системи. У зовнішній електронній хмарі елемента знаходяться шість електронів, чотири з яких займають p-орбіталі, а два розташовуються на s-орбіталях. Таке внутрішня будоваобумовлює великі енергетичні витрати, спрямовані на розривання електронних зв'язків - атому кисню простіше запозичувати два електрони, що відсутні, на зовнішню орбіталь, ніж віддати свої шість. Тому ковалентність кисню здебільшого дорівнює двом. Завдяки двом вільним електронам кисень легко утворює двоатомні молекули, що характеризуються високою міцністю зв'язку. Лише при енергії, що додається, понад 498 Дж/моль молекули розпадаються, і утворюється атомарний кисень. Хімічні властивості цього елемента дозволяють йому вступати у реакції з усіма відомими речовинами, крім гелій, неон і аргон. Швидкість взаємодії залежить від температури реакції та від природи речовини.

Хімічні властивості кисню

З різними речовинами кисень вступає у реакції утворення оксидів, причому ці реакції характерні і для металів, і неметалів. З'єднання кисню з металами називають основними оксидами - класичним прикладомслужить оксид магнію та оксид кальцію. Взаємодія оксидів металів із водою призводить до утворення гідроксидів, що підтверджують активні хімічні властивості кисню. З неметалами ця речовина утворює кислотні оксиди- наприклад, триоксид сірки SO 3. При взаємодії цього елемента з водою виходить сірчана кислота.

Хімічна активність

З переважною більшістю елементів кисень взаємодіє безпосередньо. Виняток становлять золото, галогени та платина. Взаємодія кисню із деякими речовинами значно прискорюється за наявності каталізаторів. Наприклад, суміш водню та кисню у присутності платини вступає в реакцію навіть за кімнатної температури. З оглушливим вибухом суміш перетворюється на звичайну воду, важливою складовою якої є кисень. Хімічні властивості та висока активність елемента пояснюють виділення великої кількостісвітла та теплоти, тому хімічні реакціїз киснем часто називають горінням.

Горіння в чистому кисні відбувається набагато інтенсивніше, ніж у повітрі, хоча кількість теплоти, що виділяється при реакції, буде приблизно однаковим, але процес через відсутність азоту протікає набагато швидше, а температура горіння стає вищою.

Отримання кисню

У 1774 році англійський вчений Д. Прістлі виділив невідомий газ з реакції розкладання оксиду ртуті. Але вчений не пов'язав виділений газ із уже відомою речовиною, що входить до складу повітря. Лише через кілька років великий Лавуазьє вивчив фізико-хімічні властивості кисню, отриманого цієї реакції, і довів його ідентичність із газом, які входять до складу повітря. У сучасному світікисень одержують із повітря. У лабораторіях використовую промисловий кисень, що поставляється балонами під тиском близько 15 МПа. Чистий кисень можна отримати і в лабораторних умовах, стандартним способом його одержання є термічне розкладання перманганату калію, що протікає за формулою:

Отримання озону

Якщо через кисень або повітря пропустити електрику, то в атмосфері з'явиться характерний запах, що віщує появу нової речовини - озону. Озон можна отримати з хімічно чистого кисню. Утворення цієї речовини можна виразити формулою:

Дана реакція самостійно протікати не може - для її успішного завершення потрібна зовнішня енергія. Натомість зворотне перетворення озону на кисень відбувається мимоволі. Хімічні властивості кисню та озону різняться багато в чому. Озон відрізняється від кисню щільністю, температурою плавлення та кипіння. За нормальних умов цей газ має блакитний колір і має характерний запах. Озон має більшу електропровідність і краще розчиняється у воді, ніж кисень. Хімічні властивості озону пояснюються процесом його розпаду – при розкладанні молекули цієї речовини утворюється двоатомна молекула кисню плюс один вільний атом цього елемента, який агресивно реагує на інші речовини. Наприклад, відома реакція взаємодії озону та кисню: 6Ag+O 3 =3Ag 2 O

А ось звичайний кисень не сполучається зі сріблом навіть за високої температури.

У природі активний розпад озону загрожує утворенням так званих озонових дірок, які наражають на життєві процеси на нашій планеті.

Зміст статті

КИСНЕ, O (oxygenium), хімічний елемент VIA підгрупи періодичної системи елементів: O, S, Se, Te, Po – член сімейства халькогенів. Це найпоширеніший у природі елемент, його зміст становить атмосфері Землі 21% (про.), у земної корі як сполук ок. 50% (мас.) та в гідросфері 88,8% (мас.).

Кисень необхідний існування життя землі: тварини та рослини споживають кисень у процесі дихання, а рослини виділяють кисень у процесі фотосинтезу. Жива матерія містить зв'язаний кисень у складі рідин організму (у клітинах крові та інших.), а й у складі вуглеводів (цукор, целюлоза, крохмаль, глікоген), жирів і білків. Глини, гірські породи складаються з силікатів та інших кисневмісних неорганічних сполук, таких, як оксиди, гідроксиди, карбонати, сульфати та нітрати.

Історична довідка.

Перші відомості про кисень стали відомі в Європі з китайських рукописів 8 ст. На початку 16 ст. Леонардо да Вінчі опублікував дані, пов'язані з хімією кисню, ще не знаючи, що кисень – елемент. Реакції приєднання кисню описані в наукових працяхС.Гейлса (1731) та П.Байєна (1774). Заслуговують на особливу увагу дослідження К.Шееле в 1771–1773 взаємодії металів і фосфору з киснем. Дж.Прістлі повідомив про відкриття кисню як елемента в 1774, через кілька місяців після повідомлення Байєна про реакції з повітрям. Назва oxygenium («кисень») дано цьому елементу невдовзі після його відкриття Прістлі і походить від грецьких слів, що позначають «що породжує кислоту»; це пов'язано з помилковим уявленням про те, що кисень є у всіх кислотах. Пояснення ролі кисню у процесах дихання та горіння, проте, належить А.Лавуазьє (1777).

Будова атома.

Будь-який природний атом кисню містить 8 протонів у ядрі, але число нейтронів може дорівнювати 8, 9 або 10. Найбільш поширений із трьох ізотопів кисню (99,76%) – це 16 8 O (8 протонів та 8 нейтронів). Зміст іншого ізотопу, 18 8 O (8 протонів та 10 нейтронів), становить всього 0,2%. Цей ізотоп використовується як мітка або для ідентифікації деяких молекул, а також для біохімічних і медико-хімічних досліджень (метод вивчення нерадіоактивних слідів). Третій нерадіоактивний ізотоп кисню 17 8 O (0,04%) містить 9 нейтронів і має масове число 17. Після того як в 1961 маса ізотопу вуглецю 12 6 C була прийнята Міжнародною комісією за стандартну атомну масу, середньозважена атомна маса кисню 9994. До 1961 року стандартною одиницею атомної маси хіміки вважали атомну масу кисню, прийняту для суміші трьох природних ізотопів кисню, що дорівнює 16,000. Фізики за стандартну одиницю атомної маси приймали масове число ізотопу кисню 16 8 O, тому за фізичною шкалою середня атомна маса кисню становила 16,0044.

В атомі кисню 8 електронів, при цьому 2 електрони знаходяться на внутрішньому рівні, а 6 електронів – на зовнішньому. Тому в хімічних реакціях кисень може приймати від донорів до двох електронів, добудовуючи свою зовнішню оболонку до 8 електронів і утворюючи зайвий негативний заряд .

Молекулярний кисень.

Як і більшість інших елементів, у атомів яких для добудови зовнішньої оболонки з 8 електронів не вистачає 1–2 електронів, кисень утворює двоатомну молекулу. У цьому процесі виділяється багато енергії (~490 кДж/моль) і відповідно стільки енергії необхідно витратити для зворотного процесу дисоціації молекули на атоми. Міцність зв'язку O–O настільки висока, що з 2300° лише 1% молекул кисню дисоціює на атоми. (Примітно, що при утворенні молекули азоту N 2 міцність зв'язку N–N ще вища, ~710 кДж/моль.)

Електронна структура.

В електронній структурі молекули кисню не реалізується, як можна було очікувати, розподіл електронів октетом навколо кожного атома, а є неспарені електрони, і кисень виявляє властивості, типові для такої будови (наприклад, взаємодіє з магнітним полем, будучи парамагнетиком).

Реакція.

У відповідних умовах молекулярний кисень реагує практично з будь-яким елементом, окрім шляхетних газів. Однак за кімнатних умов лише найактивніші елементи реагують із киснем досить швидко. Ймовірно, більшість реакцій протікає лише після дисоціації кисню на атоми, а дисоціація відбувається лише за дуже високих температур. Однак каталізатори або інші речовини в системі, що реагує, можуть сприяти дисоціації O 2 . Відомо, що лужні (Li, Na, K) та лужноземельні (Ca, Sr, Ba) метали реагують з молекулярним киснем з утворенням пероксидів:

Отримання та застосування.

Завдяки наявності вільного кисню в атмосфері найбільше ефективним методомйого вилучення є зрідження повітря, з якого видаляють домішки, CO 2 пил і т.д. хімічними та фізичними методами. Циклічний процес включає стиснення, охолодження та розширення, що і призводить до зрідження повітря. При повільному підйомі температури (метод фракційної дистиляції) з рідкого повітря випаровуються спочатку благородні гази (найважче зріджувані), потім азот залишається рідкий кисень. В результаті рідкий кисень містить сліди благородних газів і відносно великий відсотоказоту. Для багатьох сфер застосування ці домішки не заважають. Однак, для отримання кисню особливої ​​чистоти процес дистиляції необхідно повторювати. Кисень зберігають у танках та балонах. Він використовується у великих кількостях як окислювач гасу та інших горючих у ракетах та космічних апаратах. Сталеливарна промисловість споживає газоподібний кисень для продування через розплав чавуну за методом Бессемера для швидкого та ефективного видалення домішок C, S і P. Сталь при кисневому дутті виходить швидше та якісніше, ніж при повітряному. Кисень використовується також для зварювання та різання металів (киснево-ацетиленове полум'я). Застосовують кисень і в медицині, наприклад, для збагачення дихального середовища пацієнтів із утрудненим диханням. Кисень можна отримувати різними хімічними методамиі деякі з них застосовують для отримання малих кількостей чистого кисню в лабораторній практиці.

Електроліз.

Один з методів отримання кисню – електроліз води, що містить невеликі добавки NaOH або H 2 SO 4 як каталізатор: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При цьому утворюються невеликі домішки водню. За допомогою розрядного пристрою сліди водню в газовій суміші знову перетворюють на воду, пари якої видаляють виморожуванням або адсорбцією.

Термічна дисоціація.

Важливий лабораторний метод отримання кисню, запропонований Дж.Прістлі, полягає в термічному розкладанні оксидів важких металів: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Прістлі для цього фокусували сонячні промені на порошок оксиду ртуті. Відомим лабораторним методом є також термічна дисоціація оксосолей, наприклад хлорату калію в присутності каталізатора - марганцю діоксиду:

Діоксид марганцю, що додається у невеликих кількостях перед прожарюванням, дозволяє підтримувати необхідну температуру та швидкість дисоціації, причому сам MnO 2 у процесі не змінюється.

Використовуються також методи термічного розкладаннянітратів:

а також пероксидів деяких активних металів, наприклад:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Останній спосіб у свій час широко використовувався для вилучення кисню з атмосфери і полягав у нагріванні BaO на повітрі до утворення BaO 2 з подальшим термічним розкладанням пероксиду. Спосіб термічного розкладання зберігає своє значення для одержання пероксиду водню.

ДЕЯКІ ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ
Атомний номер	8
Атомна маса	15,9994
Температура плавлення, °С	–218,4
Температура кипіння, °С	–183,0
щільність
твердий, г/см 3 (при tпл)	1,27
рідкий г/см 3 (при tкіп)	1,14
газоподібний, г/дм 3 (при 0 ° С)	1,429
відносна повітрям	1,105
критична а, г/см 3	0,430
Критична температура а, °С	–118,8
Критичний тиск а, атм	49,7
Розчинність, см 3 /100 мл розчинника
у воді (0 ° С)	4,89
у воді (100 ° С)	1,7
у спирті (25 ° С)	2,78
Радіус, Å	0,74
ковалентний	0,66
іонний (Про 2–)	1,40
Потенціал іонізації,
перший	13,614
другий	35,146
Електронегативність (F = 4)	3,5
а Температура та тиск, при яких щільність газу та рідини однакові.

Фізичні властивості.

Кисень за нормальних умов – безбарвний газбез запаху та смаку. Рідкий кисень має блідо-блакитний колір. Твердий кисень існує принаймні трьох кристалічних модифікаціях. Газоподібний кисень розчинний у воді і, ймовірно, утворює неміцні сполуки типу O 2 H 2 O, а можливо, і O 2 H 2H 2 O.

Хімічні властивості.

Як уже згадувалося, хімічна активність кисню визначається його здатністю дисоціювати на атоми O, які відрізняються високою реакційною здатністю. Тільки найбільш активні металиі мінерали реагують з O 2 c високою швидкістю при низьких температурах. Найбільш активні лужні (IA підгрупи) та деякі лужноземельні (IIA підгрупи) метали утворюють з O 2 пероксиди типу NaO 2 і BaO 2 . Інші елементи і сполуки реагують лише з продуктом дисоціації O 2 . У відповідних умовах всі елементи, за винятком благородних газів і металів Pt, Ag, Au, реагують з киснем. Ці метали також утворюють оксиди, але за особливих умов.

Електронна структура кисню (1s 2 2s 2 2p 4) така, що атом O приймає для утворення стійкої зовнішньої електронної оболонкидва електрони на зовнішній рівень, утворюючи іон O 2– . У оксидах лужних металів утворюється переважно іонний зв'язок. Можна вважати, що електрони цих металів майже повністю відтягнуті до кисню. В оксидах менш активних металів і неметалів перехід електронів неповний, і щільність негативного заряду на кисні менш виражена, тому зв'язок менш іонна або ковалентна.

При окисленні металів киснем відбувається виділення тепла, величина якого корелює із міцністю зв'язку M-O. При окисленні деяких неметалів відбувається поглинання тепла, що свідчить про їх менш міцні зв'язки з киснем. Такі оксиди термічно нестійкі (або менш стабільні, ніж оксиди з іонним зв'язком) і часто відрізняються високою хімічною активністю. У таблиці наведено для порівняння значення ентальпій утворення оксидів найбільш типових металів, перехідних металів та неметалів, елементів A- та B-підгруп (знак мінус означає виділення тепла).

Про властивості оксидів можна зробити кілька загальних висновків:

1. Температури плавлення оксидів лужних металів зменшуються із зростанням атомного радіусу металу; так, tпл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиди, в яких переважає іонний зв'язок, мають більше високі температуриплавлення, ніж температури плавлення ковалентних оксидів: tпл (Na 2 O) > tпл (SO 2).

2. Оксиди хімічно активних металів (IA-IIIA підгруп) більш термічно стабільні, ніж оксиди перехідних металів та неметалів. Оксиди важких металів у вищому ступені окислення при термічній дисоціації утворюють оксиди з нижчими ступенями окислення (наприклад, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такі оксиди у високих ступенях окиснення можуть бути хорошими окисниками.

3. Найбільш активні метали взаємодіють з молекулярним киснем за підвищених температур з утворенням пероксидів:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиди активних металів утворюють безбарвні розчини, тоді як оксиди більшості перехідних металів забарвлені та практично нерозчинні. Водні розчини оксидів металів виявляють основні властивості і є гідроксидами, що містять OH-групи, а оксиди неметалів водних розчинахутворюють кислоти, що містять іон H+.

5. Метали та неметали A-підгруп утворюють оксиди зі ступенем окислення, що відповідає номеру групи, наприклад, Na, Be та B утворюють Na 1 2 O, Be II O та B 2 III O 3 , а неметали IVA–VIIA підгруп C, N , S, Cl утворюють C IV O 2 , NV 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер групи елемента корелює тільки з максимальним ступенем окиснення, так як можливі оксиди і з нижчими ступенями окиснення елементів. У процесах горіння сполук типовими продуктами є оксиди, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Вуглецеві речовини та вуглеводні при слабкому нагріванні окислюються (згоряють) до CO 2 і H 2 O. Прикладами таких речовин є палива – деревина, нафта, спирти (а також вуглець – кам'яне вугілля, кокс та деревне вугілля). Тепло від процесу горіння утилізується на виробництво пари (а далі електрики або на силові установки), а також на опалення будинків. Типові рівняння для процесів горіння такі:

а) деревина (целюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6 n CO 2 + 5 n H 2 O + теплова енергія

б) нафту або газ (бензин C 8 H 18 або природний газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + теплова енергія

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + теплова енергія

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + теплова енергія

г) вуглець (кам'яне або деревне вугілля, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + теплова енергія

2CO + O 2 ® 2CO 2 + теплова енергія

Горінню схильні також ряд C-, H-, N-, O-з'єднань з високим запасом енергії. Кисень для окислення може використовуватися не тільки з атмосфери (як у попередніх реакціях), а й із самої речовини. Для ініціювання реакції досить невеликого активування реакції, наприклад, удару або струсу. При цих реакціях продуктами горіння також є оксиди, але вони газоподібні і швидко розширюються при високій кінцевій температурі процесу. Тому такі речовини є вибуховими. Прикладами вибухових речовин є тринітрогліцерин (або нітрогліцерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 і тринітротолуол (або ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиди металів або неметалів з нижчими ступенями окиснення елемента реагують з киснем з утворенням оксидів високих ступенів окиснення цього елемента:

Оксиди природні, отримані з руд або синтезовані, служать сировиною для отримання багатьох важливих металів, наприклад, заліза з Fe 2 O 3 (гематит) і Fe 3 O 4 (магнетит), алюмінію з Al 2 O 3 (глинозем), магнію з MgO (Магнезія). Оксиди легких металів використовуються в хімічній промисловості для одержання лугів або основ. Пероксид калію KO 2 знаходить незвичайне застосування, так як у присутності вологи та в результаті реакції з нею виділяє кисень. Тому KO 2 застосовують у респіраторах для одержання кисню. Волога з видихуваного повітря виділяє в респіраторі кисень, а KOH поглинає CO2. Отримання оксиду CaO та гідроксиду кальцію Ca(OH) 2 – багатотоннажне виробництво у технології кераміки та цементу.

Вода (оксид водню).

Важливість води H 2 O як у лабораторній практиці для хімічних реакцій, так і в процесах життєдіяльності потребує особливого розгляду цієї речовини (ВОДА, ЛІД І ПАР). Як уже згадувалося, при прямій взаємодії кисню та водню в умовах, наприклад, іскрового розряду відбуваються вибух та утворення води, при цьому виділяється 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула води має майже тетраедричну будову, кут H-O-H дорівнює 104 ° 30в. Зв'язки в молекулі частково іонні (30%) та частково ковалентні з високою щільністю негативного заряду у кисню та відповідно позитивних зарядів у водню:

Через високу міцність зв'язків H-O водень важко відщеплюється від кисню і вода виявляє дуже слабкі. кислотні властивості. Багато властивостей води визначаються розподілом зарядів. Наприклад, молекула води утворює з іоном металу гідрат:

Одну електронну пару вода віддає акцептору, яким може бути H + :

Оксоаніони та оксокатіони

– кисневмісні частинки, що мають залишковий негативний (оксоаніони) або залишковий позитивний (оксокатіони) заряд. Іон O 2 - має високу спорідненість (високу реакційну здатність) до позитивно заряджених частинок типу H + . Найпростішим представником стабільних оксоаніонів є гідроксид-іон OH – . Це пояснює нестійкість атомів з високою щільністю заряду і їх часткову стабілізацію в результаті приєднання частки з позитивним зарядом. Тому при дії активного металу (або його оксиду) на воду утворюється OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Більш складні оксоаніони утворюються з кисню з іоном металу або неметалевою часткою, що має великий позитивний заряд, в результаті виходить низькозаряджена частка, що має більшу стабільність, наприклад:

° С утворюється темно-пурпурова тверда фаза. Рідкий озон слаборозчинний в рідкому кисні, а в 100 г води при 0° розчиняється 49 см 3 O 3 . За хімічними властивостями озон набагато активніший за кисень і за окисних властивостейпоступається тільки O, F 2 та OF 2 (дифториду кисню). При звичайному окисленні утворюються оксид та молекулярний кисень O 2 . При дії озону на активні метали у особливих умовах утворюються озоніди складу K + O 3 – . Озон одержують у промисловості для спеціальних цілей, він є добрим дезінфікуючим засобом і використовується для очищення води і як відбілювач, покращує стан атмосфери у закритих системах, дезінфікує предмети та їжу, прискорює дозрівання зерна та фруктів. У хімічної лабораторіїчасто використовують озонатор для одержання озону, необхідного для деяких методів хімічного аналізу та синтезу. Каучук легко руйнується навіть під впливом малих концентрацій озону. У деяких промислових містах значна концентрація озону в повітрі призводить до швидкого псування гумових виробів, якщо вони не захищені антиоксидантами. Озон дуже токсичний. Постійне вдихання повітря навіть із дуже низькими концентраціями озону викликає головний біль, нудоту та інші неприємні стани.