Как кислородът реагира при реакция? Кислород – характеристики на елемента, разпространение в природата, физични и химични свойства, получаване

Химичният елемент кислород може да съществува под формата на две алотропни модификации, т.е. образува две прости вещества. И двете вещества имат молекулярна структура. Един от тях има формула O 2 и се нарича кислород, т.е. същото като името на химичния елемент, от който се образува.

Друго просто вещество, образувано от кислород, се нарича озон. Озонът, за разлика от кислорода, се състои от триатомни молекули, т.е. има формула O 3 .
Тъй като основната и най-разпространена форма на кислород е молекулярният кислород O 2, първо ще разгледаме неговите химични свойства.

Химичният елемент кислород е на второ място по електроотрицателност сред всички елементи и отстъпва само на флуора. В тази връзка е логично да се предположи високата активност на кислорода и наличието на почти само окислителни свойства. Наистина, списъкът от прости и сложни вещества, с които кислородът може да реагира, е огромен. Все пак трябва да се отбележи, че тъй като молекулата на кислорода има силна двойна връзка, повечето реакции с кислород изискват нагряване, за да се осъществи. Най-често е необходимо силно нагряване в самото начало на реакцията (запалване), след което много реакции продължават независимо без подаване на топлина отвън.

Сред простите вещества само благородните метали (Ag, Pt, Au), халогените и инертните газове не се окисляват от кислород.

Сярата изгаря в кислород, за да образува серен диоксид:

Фосфорът, в зависимост от излишъка или липсата на кислород, може да образува както фосфорен оксид (V), така и фосфорен оксид (III):

Взаимодействието на кислорода с азота се осъществява при изключително тежки условия, тъй като енергиите на свързване в молекулите на кислорода и особено на азота са много високи. Високата електроотрицателност на двата елемента също допринася за сложността на реакцията. Реакцията започва само при температури над 2000 o C и е обратима:

Не всички прости вещества реагират с кислорода, за да образуват оксиди. Например, натрият, когато се изгаря в кислород, образува пероксид:

и калият е супероксид:

Най-често, когато сложни вещества изгарят в кислород, се образува смес от оксиди на елементите, образували първоначалното вещество. Например:

Въпреки това, когато азотсъдържащите органични вещества изгарят в кислород, вместо азотен оксид се образува молекулярен азот N2. Например:

Когато хлорните производни изгарят в кислород, вместо хлорни оксиди се образува хлороводород:

Химични свойства на сярата

Сярата като химичен елемент може да съществува в няколко алотропни модификации. Има ромбична, моноклинна и пластична сяра. Моноклинната сяра може да се получи чрез бавно охлаждане на стопилка от орторомбична сяра, докато пластмасовата сяра, напротив, се получава чрез рязко охлаждане на стопилка от сяра, която преди това е била доведена до кипене. Пластмасовата сяра има рядко свойство на еластичност за неорганичните вещества - тя е способна да се разтяга обратимо под въздействието на външна сила, връщайки се в първоначалната си форма, когато това влияние престане. Орторомбичната сяра е най-стабилна при нормални условия и всички други алотропни модификации се трансформират в нея с течение на времето.

Орторомбичните серни молекули се състоят от осем атома, т.е. неговата формула може да бъде записана като S 8. Въпреки това, тъй като химичните свойства на всички модификации са достатъчно сходни, за да не затрудняват писането на реакционни уравнения, всяка сяра просто се обозначава със символа S.

Сярата може да взаимодейства както с прости, така и със сложни вещества. При химични реакции той ще проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.

Окислителните свойства на сярата се проявяват, когато тя взаимодейства с метали, както и с неметали, образувани от атоми на по-малко електроотрицателен елемент (водород, въглерод, фосфор):

Сярата действа като редуциращ агент при взаимодействие с неметали, образувани от повече електроотрицателни елементи (кислород, халогени), както и сложни вещества с изразена окислителна функция, например сярна и концентрирана азотна киселина:

Сярата също реагира при кипене с концентрирани водни разтвори на основи. Взаимодействието протича според типа диспропорционалност, т.е. сярата едновременно понижава и повишава степента на окисление.

Кислород (лат. Oxygenium), O, химичен елемент от VI група на периодичната система на Менделеев; атомен номер 8, атомна маса 15,9994. При нормални условия кислородът е газ без цвят, мирис и вкус. Трудно е да се назове друг елемент, който би играл толкова важна роля на нашата планета като кислорода.

Историческа справка. Процесите на горене и дишане отдавна привличат вниманието на учените. Първите указания, че не целият въздух, а само „активната“ му част поддържа горенето, са открити в китайски ръкописи от 8 век. Много по-късно Леонардо да Винчи (1452-1519) разглежда въздуха като смес от два газа, само единият от които се изразходва при горене и дишане. Окончателното откритие на двата основни компонента на въздуха - азот и кислород, което прави епоха в науката, се случва едва в края на 18 век. Кислородът е получен почти едновременно от K. Scheele (1769-70) чрез калциниране на селитра (KNO3, NaNO3), манганов диоксид MnO2 и други вещества и J. Priestley (1774) чрез нагряване на червено олово Pb3O4 и живачен оксид HgO. През 1772 г. Д. Ръдърфорд открива азота. През 1775 г. А. Лавоазие, след като извърши количествен анализ на въздуха, установи, че той „се състои от два (газа) с различна и, така да се каже, противоположна природа“, т.е. от кислород и азот. Въз основа на обширни експериментални изследвания Лавоазие правилно обяснява горенето и дишането като процеси на взаимодействие на веществата с кислорода. Тъй като кислородът е част от киселините, Лавоазие го нарече оксиген, тоест „образуващи киселини“ (от гръцки oxys - кисел и gennao - раждам; оттук и руското име „кислород“).

Разпределение на кислорода в природата. Кислородът е най-често срещаният химичен елемент на Земята. Свързаният кислород съставлява около 6/7 от масата на водната обвивка на Земята - хидросферата (85,82% от масата), почти половината от литосферата (47% от масата) и само в атмосферата, където Кислородът е в свободна състояние, заема ли второ място (23 ,15% тегловни) след азота.

Кислородът също е на първо място по брой минерали, които образува (1364); Сред минералите, съдържащи кислород, преобладават силикати (фелдшпати, слюди и други), кварц, железни оксиди, карбонати и сулфати. Живите организми съдържат средно около 70% кислород; влиза в състава на повечето от най-важните органични съединения (протеини, мазнини, въглехидрати и др.) и в състава на неорганичните съединения на скелета. Ролята на свободния кислород е изключително важна в биохимичните и физиологичните процеси, особено в дишането. С изключение на някои анаеробни микроорганизми, всички животни и растения получават необходимата за живота енергия чрез биологично окисляване на различни вещества с помощта на кислород.

Цялата маса свободен кислород на Земята е възникнала и се съхранява благодарение на жизнената дейност на зелените растения на сушата и Световния океан, които отделят кислород в процеса на фотосинтеза. На земната повърхност, където протича фотосинтеза и преобладава свободен кислород, се образуват рязко окислителни условия. Напротив, в магмата, както и в дълбоките хоризонти на подземните води, в тинята на морета и езера, в блатата, където липсва свободен кислород, се образува редуцираща среда. Редокс процесите с участието на Кислород определят концентрацията на много елементи и образуването на минерални находища – въглища, нефт, сяра, железни руди, мед и др. Промените в цикъла на кислорода се дължат и на икономическата дейност на човека. В някои индустриализирани страни изгарянето на гориво изразходва повече кислород, отколкото се произвежда от растенията по време на фотосинтеза. Общо около 9·109 тона кислород се консумират годишно в света за изгаряне на гориво.

Изотопи, атом и молекула на кислорода. Кислородът има три стабилни изотопа: 16O, 17O и 18O, чието средно съдържание е съответно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общия брой кислородни атоми на Земята. Рязкото преобладаване на най-лекия от тях, 16O, в сместа от изотопи се дължи на факта, че ядрото на атома 16O се състои от 8 протона и 8 неутрона. И такива ядра, както следва от теорията на атомното ядро, са особено стабилни.

В съответствие с позицията на кислорода в периодичната таблица на елементите на Менделеев, електроните на кислородния атом са разположени в две обвивки: 2 във вътрешната и 6 във външната (конфигурация 1s22s22p4). Тъй като външната обвивка на кислородния атом е незапълнена и йонизационният потенциал и електронен афинитет са съответно 13,61 и 1,46 eV, кислородният атом в химичните съединения обикновено придобива електрони и има отрицателен ефективен заряд. Напротив, съединенията, в които електроните се отделят (по-точно изтеглят) от кислородния атом, са изключително редки (като например F2O, F2O3). Преди това, въз основа единствено на позицията на кислорода в периодичната таблица, на кислородния атом в оксидите и в повечето други съединения се приписваше отрицателен заряд (-2). Въпреки това, както показват експерименталните данни, йонът O2 не съществува нито в свободно състояние, нито в съединения, а отрицателният ефективен заряд на кислородния атом почти никога не надвишава значително единицата.

При нормални условия молекулата на кислорода е двуатомна (O2); при тих електрически разряд се образува и триатомна молекула О3 - озон; при високи налягания се намират молекули O4 в малки количества. Електронната структура на O2 представлява голям теоретичен интерес. В основно състояние молекулата O2 има два несдвоени електрона; за него не е приложима “обичайната” класическа структурна формула O=O с две двуелектронни връзки. Цялостно обяснение на този факт е дадено в рамките на теорията за молекулярните орбитали. Енергията на йонизация на молекулата на кислорода (O2 - e > O2+) е 12,2 eV, а афинитетът към електрона (O2 + e > O2-) е 0,94 eV. Дисоциацията на молекулярния кислород на атоми при обикновена температура е незначителна, става забележима едва при 1500°C; при 5000°C молекулите на кислорода са почти напълно дисоциирани на атоми.

Физични свойства на кислорода. Кислородът е безцветен газ, който кондензира при -182,9°C и нормално налягане в бледосиня течност, която се втвърдява при -218,7°C, образувайки сини кристали. Плътността на кислородния газ (при 0°C и нормално налягане) е 1,42897 g/l. Критичната температура на кислорода е доста ниска (Tcrit = -118,84°C), тоест по-ниска от тази на Cl2, CO2, SO2 и някои други газове; Tcrit = 4,97 Mn/m2 (49,71 at). Топлопроводимост (при 0°C) 23,86·10-3 W/(m·K). Моларен топлинен капацитет (при 0°C) в J/(mol K) Сp = 28.9, Сv = 20.5, Сp/Сv = 1.403. Диелектричната константа на газообразния кислород е 1,000547 (0°C), на течния 1,491. Вискозитет 189 ppm (0°C). Кислородът е слабо разтворим във вода: при 20°C и 1 atm в 1 m3 се разтварят 0,031 m3 вода, а при 0°C - 0,049 m3 кислород. Добрите абсорбери на твърд кислород са платинено черно и активен въглен.

Химични свойства на кислорода. Кислородът образува химични съединения с всички елементи, с изключение на леките инертни газове. Като най-активният (след флуора) неметал, кислородът взаимодейства директно с повечето елементи; изключение правят тежки инертни газове, халогени, злато и платина; техните връзки с кислорода се получават индиректно. Почти всички реакции на кислорода с други вещества - реакции на окисление - са екзотермични, т.е. те са придружени от освобождаване на енергия. Кислородът реагира изключително бавно с водорода при нормални температури; над 550°C тази реакция протича с експлозия 2H2 + O2 = 2H2O.

Кислородът реагира много бавно със сярата, въглерода, азота и фосфора при нормални условия. С повишаване на температурата скоростта на реакцията се увеличава и при определена температура на запалване, характерна за всеки елемент, започва горенето. Реакцията на азота с кислорода, поради специалната сила на молекулата на N2, е ендотермична и се забелязва едва над 1200°C или при електрически разряд: N2 + O2 = 2NO. Кислородът активно окислява почти всички метали, особено алкалните и алкалоземните метали. Активността на взаимодействие между метал и кислород зависи от много фактори - състоянието на металната повърхност, степента на смилане и наличието на примеси.

В процеса на взаимодействие на веществото с кислорода ролята на водата е изключително важна. Например, дори такъв активен метал като калия не реагира с напълно свободен от влага кислород, но се запалва в кислород при обикновени температури в присъствието дори на малки количества водна пара. Изчислено е, че до 10% от всички произведени метали се губят годишно в резултат на корозия.

Оксидите на някои метали, добавяйки кислород, образуват пероксидни съединения, съдържащи 2 или повече свързани помежду си кислородни атома. Така пероксидите Na2O2 и BaO2 включват пероксидния йон O22-, супероксидите NaO2 и СО2 - O2- йона, а озонидите NaO3, СО3, RbO3 и CsO3 - O3- йона.Кислородът взаимодейства екзотермично с много сложни вещества. И така, амонякът гори в кислород в отсъствието на катализатори, реакцията протича съгласно уравнението: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O. Окисляването на амоняка с кислород в присъствието на катализатор произвежда NO (този процес се използва при производството на азотна киселина). От особено значение е изгарянето на въглеводороди (природен газ, бензин, керосин) - най-важният източник на топлина в бита и промишлеността, например CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Взаимодействието на въглеводородите с кислорода е в основата на много важни производствени процеси - като например така нареченото преобразуване на метан, извършвано за получаване на водород: 2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2. Много органични съединения (въглеводороди с двойни или тройни връзки, алдехиди, феноли, както и терпентин, изсушаващи масла и други) енергично добавят кислород. Окисляването на хранителните вещества в клетките от кислород служи като източник на енергия за живите организми.

Получаване на кислород. Има 3 основни начина за получаване на кислород: химически, електролиза (електролиза на вода) и физичен (отделяне на въздух).

Химическият метод е изобретен по-рано от други. Кислородът може да се получи например от бертолетовата сол KClO3, която се разлага при нагряване, освобождавайки O2 в количество от 0,27 m 3 на 1 kg сол. Бариевият оксид BaO, когато се нагрява до 540°C, първо абсорбира кислород от въздуха, образувайки BaO2 пероксид, а при последващо нагряване до 870°C, BaO2 се разлага, освобождавайки чист кислород. Може да се получи и от KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 и други вещества чрез нагряване и добавяне на катализатори. Химическият метод за получаване на кислород е нископроизводителен и скъп, няма промишлено значение и се използва само в лабораторната практика.

Методът на електролиза се състои в пропускане на постоянен електрически ток през вода, към която е добавен разтвор на натриев хидроксид NaOH, за да се увеличи нейната електропроводимост. В този случай водата се разлага на кислород и водород. Кислородът се събира близо до положителния електрод на електролизера, а водородът се събира близо до отрицателния електрод. По този начин кислородът се произвежда като страничен продукт при производството на водород. За получаването на 2 m3 водород и 1 m3 кислород се изразходват 12-15 kWh електроенергия.

Разделянето на въздуха е основният метод за получаване на кислород в съвременните технологии. Много е трудно да се отдели въздух в нормалното му газообразно състояние, така че въздухът първо се втечнява и след това се разделя на съставните си части. Този метод за получаване на кислород се нарича разделяне на въздуха чрез метода на дълбоко охлаждане. Първо, въздухът се компресира от компресор, след това, след преминаване през топлообменници, той се разширява в разширителна машина или дроселна клапа, в резултат на което се охлажда до температура от 93 K (-180 ° C) и се превръща в течен въздух. По-нататъшното разделяне на течен въздух, състоящ се главно от течен азот и течен кислород, се основава на разликата в точката на кипене на неговите компоненти [т.к. O2 90,18 К (-182,9 ° С), т.к. N2 77,36 К (-195,8 ° С)]. При постепенното изпаряване на течния въздух първо се изпарява азотът, а останалата течност все повече се обогатява с кислород. Чрез многократно повтаряне на подобен процес върху дестилационните тарелки на колоните за разделяне на въздуха се получава течен кислород с необходимата чистота (концентрация). СССР произвежда малки (няколко литра) и най-големите в света инсталации за разделяне на кислород (35 000 m 3 /h кислород). Тези инсталации произвеждат технологичен кислород с концентрация 95-98,5%, технически кислород с концентрация 99,2-99,9% и по-чист, медицински кислород, произвеждайки продукти в течна и газообразна форма. Консумацията на електроенергия варира от 0,41 до 1,6 kWh/m3.

Кислородът може да се получи и чрез разделяне на въздуха чрез метода на селективно проникване (дифузия) през мембранни прегради. Въздухът под високо налягане преминава през флуоропластични, стъклени или пластмасови прегради, чиято структурна решетка е в състояние да пропуска молекули на някои компоненти и да задържа други.

Газообразният кислород се съхранява и транспортира в стоманени бутилки и приемници при налягане 15 и 42 Mn/m2 (съответно 150 и 420 bar или 150 и 420 atm), течният кислород в метални съдове на Дюар или в специални резервоари. Използват се и специални тръбопроводи за транспортиране на течен и газообразен кислород. Кислородните бутилки са боядисани в синьо и имат думата „кислород“, написана в черно.

Приложение на кислорода. Техническият кислород се използва в процесите на газопламъчна обработка на метали, при заваряване, кислородно рязане, повърхностно закаляване, метализация и други, както и в авиацията, на подводници и др. Технологичният кислород се използва в химическата промишленост за производството на изкуствени течни горива, смазочни масла, азотна и сярна киселини, метанол, амоняк и амонячни торове, метални пероксиди и други химически продукти. Течният кислород се използва при взривни операции, в реактивни двигатели и в лабораторната практика като охладител.

Чистият кислород, затворен в цилиндри, се използва за дишане на голяма надморска височина, по време на космически полети, при гмуркане и др. В медицината Кислородът се дава за инхалация на тежко болни пациенти, използва се за приготвяне на кислород, вода и въздух (в кислородни палатки ) вани, за интрамускулно приложение и др. .P.

Кислородът се използва широко в металургията за интензифициране на редица пирометалургични процеси. Пълната или частична подмяна на въздуха, постъпващ в металургичните агрегати с кислород, промени химията на процесите, техните топлинни параметри и технико-икономически показатели. Кислородният взрив направи възможно намаляването на топлинните загуби с отработените газове, значителна част от които беше азот по време на въздушен взрив. Без да участва значително в химичните процеси, азотът забавя хода на реакциите, намалявайки концентрацията на активни реагенти в редокс средата. При прочистване с кислород се намалява разходът на гориво, подобрява се качеството на метала, в металургичните агрегати е възможно да се получат нови видове продукти (например шлаки и газове с необичаен състав за даден процес, които намират специални технически приложение) и др.

Първите опити за използване на обогатен с кислород взрив в доменното производство за топене на чугун и фероманган са проведени едновременно в СССР и Германия през 1932-33 г. Повишеното съдържание на кислород в доменната пещ е придружено от значително намаляване на потреблението на последния, докато съдържанието на въглероден оксид в доменния газ се увеличава и топлината му на изгаряне се увеличава. Обогатяването на взрива с кислород позволява да се увеличи производителността на доменната пещ, а в комбинация с газообразно и течно гориво, подавано към огнището, води до намаляване на потреблението на кокс. В този случай, за всеки допълнителен процент кислород във взрива, производителността се увеличава с приблизително 2,5%, а консумацията на кокс намалява с 1%.

Кислородът в откритото производство в СССР за първи път е използван за интензифициране на изгарянето на гориво (в промишлен мащаб кислородът е използван за тази цел за първи път в заводите Серп и Молот и Красное Сормово през 1932-33 г.). През 1933 г. те започват да инжектират кислород директно в течната вана, за да окислят примесите по време на финалния период. С увеличаване на интензивността на издухване на стопилката с 1 m 3 /t за 1 час, производителността на пещта се увеличава с 5-10%, разходът на гориво се намалява с 4-5%. При продухване обаче загубите на метал се увеличават. Когато консумацията на кислород е до 10 m 3 /t за 1 час, добивът на стомана намалява леко (до 1%). Кислородът става все по-разпространен в производството на открити огнища. Така че, ако през 1965 г. 52,1% от стоманата се топи с помощта на кислород в пещи с отворен огнище, то през 1970 г. вече е 71%.

Експериментите за използване на кислород в електрически пещи в СССР започват през 1946 г. в завода Електростал. Въвеждането на кислородно взривяване позволи да се увеличи производителността на пещите с 25-30%, да се намали специфичната консумация на енергия с 20-30%, да се подобри качеството на стоманата и да се намали консумацията на електроди и някои оскъдни легиращи добавки. Доставянето на кислород към електрическите пещи се оказа особено ефективно при производството на неръждаеми стомани с ниско съдържание на въглерод, чието топене е много трудно поради карбуризиращия ефект на електродите. Делът на електростоманата, произведена в СССР с помощта на кислород, непрекъснато нараства и през 1970 г. възлиза на 74,6% от общото производство на стомана.

При куполно топене обогатената с кислород струя се използва главно за високо прегряване на чугуна, което е необходимо при производството на висококачествени, по-специално високолегирани отливки (силиций, хром и др.). В зависимост от степента на обогатяване на ваграта с кислород, разходът на гориво се намалява с 30-50%, съдържанието на сяра в метала се намалява с 30-40%, производителността на ваграта се увеличава с 80-100%, а температурата на чугуна, произведен от него, се увеличава значително (до 1500°C).

Кислородът стана широко разпространен в цветната металургия малко по-късно, отколкото в черната металургия. Обогатеното с кислород взривяване се използва при преобразуване на щейни, в процесите на дестилация на шлака, велцинг, агломерация и при отразяващо топене на медни концентрати. При производството на олово, мед и никел, кислородният взрив интензифицира процесите на топене на шахта, намали потреблението на кокс с 10-20%, увеличи проникването с 15-20% и намали количеството на потоците в някои случаи с 2-3 пъти. Обогатяването на въздушния взрив с кислород до 30% по време на печене на концентрати от цинков сулфид увеличи производителността на процеса със 70% и намали обема на отработените газове с 30%.

изотопно свойство на кислородния елемент

>>

Химични свойства на кислорода. Оксиди

Този параграф говори за:

> за реакциите на кислорода с прости и сложни вещества;
> относно реакциите на съединенията;
> за съединения, наречени оксиди.

Химичните свойства на всяко вещество се проявяват в химична реакцияс негово участие.

Кислородът е един от най-активните неметали. Но при нормални условия той реагира с малко вещества. Неговата реактивност нараства значително с повишаване на температурата.

Реакции на кислород с прости вещества.

Кислородреагира, като правило, при нагряване с повечето неметали и почти всички метали.

Реакция с въглища (въглерод). Известно е, че въглищата, нагрети на въздух до висока температура, се запалват. Това показва химическа реакция на веществото с кислорода. Отделената при този процес топлина се използва например за отопление на къщи в селските райони.

Основният продукт от изгарянето на въглища е въглеродният диоксид. Неговата химична формула- CO 2 . Въглищата са смес от много вещества. Масовата част на въглерода в него надвишава 80%. Ако приемем, че въглищата се състоят само от въглеродни атоми, записваме съответното химично уравнение:

T
C + O 2 = CO 2.

Въглеродът образува прости вещества - графит и диамант. Те имат общо наименование - въглерод - и реагират с кислорода при нагряване съгласно даденото химично уравнение 1.

Реакциите, при които едно вещество се образува от няколко вещества, се наричат ​​съединения.

Реакция със сяра.

Тази химическа трансформация се случва, когато всеки запали кибрит; сярата е част от главата му. В лабораторията реакцията на сяра с кислород се извършва в абсорбатор. Малко количество сяра (светложълт прах или кристали) се нагрява в желязна лъжица. веществопърво се топи, след това се запалва в резултат на взаимодействие с кислорода във въздуха и гори с едва забележим син пламък (фиг. 56, b). Появява се остра миризма на реакционния продукт - серен диоксид (ние усещаме тази миризма в момента, в който запали кибрит). Химичната формула на серния диоксид е SO 2, а уравнението на реакцията е
T
S + O 2 = SO 2.

Ориз. 56. Сяра (а) и нейното изгаряне във въздух (б) и в кислород (в)

1 В случай на недостатъчно количество кислород се образува друго въглеродно съединение с Кислород- въглероден окис
T
CO: 2C + O 2 = 2CO.

Ориз. 57. Червен фосфор (а) и изгарянето му във въздух (б) и в кислород (в)

Ако лъжица с горяща сяра се постави в съд с кислород, тогава сярата ще гори с по-ярък пламък, отколкото във въздуха (фиг. 56, c). Това може да се обясни с факта, че има повече O 2 молекули в чистия кислород, отколкото във въздуха.

Реакция с фосфор. Фосфорът, подобно на сярата, гори по-интензивно в кислород, отколкото във въздух (фиг. 57). Продуктът от реакцията е бяло твърдо вещество - фосфорен (\/) оксид (малките му частици образуват дим):
T
P + O 2 -> P 2 0 5 .

Преобразувайте диаграмата на реакцията в химическо уравнение.

Реакция с магнезий.

По-рано тази реакция беше използвана фотографиза създаване на ярко осветление („магнезиева светкавица“) при правене на снимки. В химическа лаборатория съответният експеримент се провежда по следния начин. С метални пинсети вземете магнезиевата лента и я подпалете във въздуха. Магнезият гори с ослепително бял пламък (фиг. 58, b); Не можеш да го гледаш! Реакцията произвежда бяло твърдо вещество. Това е съединение на магнезий с кислород; името му е магнезиев оксид.

Ориз. 58. Магнезий (а) и изгарянето му във въздуха (б)

Напишете уравнение за реакцията на магнезий с кислород.

Реакции на кислород със сложни вещества. Кислородът може да взаимодейства с някои кислородсъдържащи съединения. Например, въглеродният оксид CO изгаря във въздуха, за да образува въглероден диоксид:

T
2CO + O 2 = 2C0 2.

Ние извършваме много реакции на кислорода със сложни вещества в ежедневието, изгаряйки природен газ (метан), алкохол, дърво, хартия, керосин и др. При изгарянето им се образуват въглероден диоксид и водни пари:
T
CH4 + 20 2 = CO 2 + 2H 2 O;
метан
T
C 2 H 5 OH + 30 2 = 2C0 2 + 3H 2 O.
алкохол

Оксиди.

Продуктите на всички реакции, разгледани в параграфа, са бинарни съединения на елементи с кислород.

Съединение, образувано от два елемента, единият от които е кислород, се нарича оксид.

Общата формула на оксидите е EnOm.

Всеки оксид има химично име, а някои също имат традиционни или тривиални 1 имена (Таблица 4). Химичното наименование на оксида се състои от две думи. Първата дума е името на съответния елемент, а втората е думата „оксид“. Ако даден елемент има променлива валентност, той може да образува няколко оксида. Имената им трябва да са различни. За да направите това, след името на елемента, посочете (без отстъп) с римски цифри в скоби стойността на неговата валентност в оксида. Пример за такова наименование на съединение е купрум(II) оксид (произнася се купрум-двуоксид).

Таблица 4

1 Терминът идва от латинската дума trivialis – обикновен.

заключения

Кислородът е химически активно вещество. Той взаимодейства с повечето прости вещества, както и със сложни вещества. Продуктите на такива реакции са съединения на елементи с кислород - оксиди.

Реакциите, при които едно вещество се образува от няколко вещества, се наричат ​​съединения.

?
135. Как се различават реакциите на съединение и разлагане?

136. Преобразувайте реакционни схеми в химични уравнения:

а) Li + O 2 -> Li 2 O;
N2 + O 2 -> NO;

b) SO 2 + O 2 -> SO 3;
CrO + O 2 -> Cr 2 O 3.

137. Изберете от дадените формули тези, които отговарят на оксиди:

O 2, NaOH, H 2 O, HCI, I 2 O 5, FeO.

138. Дайте химични имена на оксиди със следните формули:

NO, Ti 2 O 3, Cu 2 O, MnO 2, CI 2 O 7, V 2 O 5, CrO 3.

Моля, обърнете внимание, че елементите, които образуват тези оксиди, имат променлива валентност.

139. Запишете формулите: а) свинцов (I\/) оксид; б) хром(III) оксид;
в) хлор(I) оксид; г) азотен (I\/) оксид; д) осмиев(\/III) оксид.

140. Попълнете формулите на простите вещества в реакционните схеми и съставете химични уравнения:

а) ... + ... -> CaO;

б) NO + ... -> NO 2; ... + ... -> As 2 O 3 ; Mn 2 O 3 + ... -> MnO 2.

141. Напишете уравненията на реакцията, с помощта на които можете да извършите такива „вериги“ от трансформации, т.е. да получите второ от първото вещество и трето от второто:

а) C -> CO -> CO 2;
b) P -> P 2 0 3 -> P 2 0 5 ;
в) Cu -> Cu 2 O -> CuO.

142.. Напишете уравнения за реакциите, протичащи при изгаряне на ацетон (CH 3) 2 CO и етер (C 2 H 5) 2 O. Продуктите на всяка реакция са въглероден диоксид и вода.

143. Масовата част на кислорода в EO 2 оксид е 26%. Идентифицирайте елемент E.

144. Две колби се пълнят с кислород. След като бяха запечатани, излишният магнезий беше изгорен в едната колба, а излишната сяра в другата. В коя колба се е образувал вакуум? Обяснете отговора си.

Попел П. П., Крикля Л. С., Химия: Пидруч. за 7 клас общосвит. навч. затваряне - К.: ВК "Академия", 2008. - 136 с.: ил.

Съдържанието на статията

КИСЛОРОД, O (оксигений), химичен елемент от VIA подгрупа на периодичната таблица на елементите: O, S, Se, Te, Po - член на семейството на халкогените. Това е най-често срещаният елемент в природата, съдържанието му в земната атмосфера е 21% (об.), В земната кора под формата на съединения от ок. 50% (тегл.) и в хидросферата 88,8% (тегл.).

Кислородът е необходим за съществуването на живот на земята: животните и растенията консумират кислород по време на дишането, а растенията освобождават кислород чрез фотосинтеза. Живата материя съдържа свързан кислород не само в телесните течности (в кръвните клетки и др.), но и във въглехидратите (захар, целулоза, нишесте, гликоген), мазнините и протеините. Глините, скалите, се състоят от силикати и други кислородсъдържащи неорганични съединения като оксиди, хидроксиди, карбонати, сулфати и нитрати.

Историческа справка.

Първата информация за кислорода стана известна в Европа от китайски ръкописи от 8 век. В началото на 16в. Леонардо да Винчи публикува данни, свързани с химията на кислорода, без все още да знае, че кислородът е елемент. Реакциите на добавяне на кислород са описани в научните трудове на S. Geils (1731) и P. Bayen (1774). Специално внимание заслужават изследванията на К. Шееле през 1771–1773 г. върху взаимодействието на металите и фосфора с кислорода. Дж. Пристли съобщава за откриването на кислорода като елемент през 1774 г., няколко месеца след доклада на Байен за реакциите с въздуха. Името оксигений („кислород“) е дадено на този елемент малко след откриването му от Пристли и произлиза от гръцките думи, означаващи „произвеждащ киселина“; това се дължи на погрешното схващане, че кислородът присъства във всички киселини. Обяснението на ролята на кислорода в процесите на дишане и горене обаче принадлежи на А. Лавоазие (1777).

Структурата на атома.

Всеки естествено срещащ се кислороден атом съдържа 8 протона в ядрото, но броят на неутроните може да бъде 8, 9 или 10. Най-често срещаният от трите изотопа на кислорода (99,76%) е 16 8 O (8 протона и 8 неутрона) . Съдържанието на друг изотоп, 18 8 O (8 протона и 10 неутрона), е само 0,2%. Този изотоп се използва като етикет или за идентифициране на определени молекули, както и за провеждане на биохимични и медико-химични изследвания (метод за изследване на нерадиоактивни следи). Третият нерадиоактивен изотоп на кислорода, 17 8 O (0,04%), съдържа 9 неутрона и има масово число 17. След като масата на въглеродния изотоп 12 6 C беше приета за стандартна атомна маса от Международната комисия през г. 1961 г. среднопретеглената атомна маса на кислорода стана 15.9994. До 1961 г. химиците смятаха, че стандартната единица за атомна маса е атомната маса на кислорода, за която се приема, че е 16 000 за смес от три естествено срещащи се изотопа на кислорода. Физиците взеха масовото число на кислородния изотоп 16 8 O като стандартна единица за атомна маса, така че във физическата скала средната атомна маса на кислорода беше 16,0044.

Кислородният атом има 8 електрона, с 2 електрона на вътрешно ниво и 6 електрона на външно ниво. Следователно при химически реакции кислородът може да приеме до два електрона от донори, изграждайки външната си обвивка до 8 електрона и образувайки излишен отрицателен заряд.

Молекулен кислород.

Подобно на повечето други елементи, на атомите на които липсват 1–2 електрона, за да завършат външната обвивка от 8 електрона, кислородът образува двуатомна молекула. При този процес се отделя много енергия (~490 kJ/mol) и съответно същото количество енергия трябва да се изразходва за обратния процес на дисоциация на молекулата на атоми. Силата на O–O връзката е толкова висока, че при 2300°C само 1% от кислородните молекули се дисоциират на атоми. (Забележително е, че по време на образуването на азотната молекула N2 силата на връзката N–N е дори по-висока, ~710 kJ/mol.)

Електронна структура.

В електронната структура на кислородната молекула, както може да се очаква, разпределението на електроните в октет около всеки атом не се реализира, но има несдвоени електрони и кислородът проявява свойства, типични за такава структура (например, той взаимодейства с магнитно поле, което е парамагнитно).

Реакции.

При подходящи условия молекулярният кислород реагира с почти всеки елемент, с изключение на благородните газове. Но при стайни условия само най-активните елементи реагират достатъчно бързо с кислорода. Вероятно повечето реакции се случват само след дисоциацията на кислорода на атоми, а дисоциацията се случва само при много високи температури. Въпреки това, катализатори или други вещества в реагиращата система могат да насърчат дисоциацията на O 2 . Известно е, че алкалните (Li, Na, K) и алкалоземните (Ca, Sr, Ba) метали реагират с молекулярен кислород, за да образуват пероксиди:

Получаване и приложение.

Поради наличието на свободен кислород в атмосферата, най-ефективният метод за извличането му е втечняването на въздуха, от който се отстраняват примеси, CO 2, прах и др. химични и физични методи. Цикличният процес включва компресия, охлаждане и разширение, което води до втечняване на въздуха. При бавно повишаване на температурата (метод на фракционна дестилация) първо благородните газове (най-трудните за втечняване) се изпаряват от течния въздух, след това азотът и остава течният кислород. В резултат на това течният кислород съдържа следи от благородни газове и относително голям процент азот. За много приложения тези примеси не са проблем. Въпреки това, за да се получи кислород с изключителна чистота, процесът на дестилация трябва да се повтори. Кислородът се съхранява в резервоари и бутилки. Използва се в големи количества като окислител за керосин и други горива в ракети и космически кораби. Стоманодобивната промишленост използва кислороден газ, за ​​да продуха разтопеното желязо, използвайки метода на Bessemer за бързо и ефективно отстраняване на примесите C, S и P. Кислородното взривяване произвежда стомана по-бързо и с по-високо качество от въздушното взривяване. Кислородът се използва и за заваряване и рязане на метали (окси-ацетиленов пламък). Кислородът се използва и в медицината, например за обогатяване на дихателната среда на пациенти със затруднено дишане. Кислородът може да бъде произведен чрез различни химични методи, като някои от тях се използват за получаване на малки количества чист кислород в лабораторната практика.

Електролиза.

Един от методите за получаване на кислород е електролизата на вода, съдържаща малки добавки от NaOH или H 2 SO 4 като катализатор: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. В този случай се образуват малки водородни примеси. С помощта на разрядно устройство следите от водород в газовата смес отново се превръщат във вода, чиито пари се отстраняват чрез замразяване или адсорбция.

Термична дисоциация.

Важен лабораторен метод за получаване на кислород, предложен от J. Priestley, е термичното разлагане на оксиди на тежки метали: 2HgO ® 2Hg + O 2 . За да направи това, Пристли фокусира слънчевите лъчи върху прах от живачен оксид. Добре известен лабораторен метод е и термичната дисоциация на оксо соли, например калиев хлорат в присъствието на катализатор - манганов диоксид:

Мангановият диоксид, добавен в малки количества преди калциниране, позволява поддържане на необходимата температура и скорост на дисоциация, а самият MnO 2 не се променя по време на процеса.

Използват се и методи за термично разлагане на нитрати:

както и пероксиди на някои активни метали, например:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Последният метод навремето беше широко използван за извличане на кислород от атмосферата и се състоеше в нагряване на BaO във въздуха до образуването на BaO 2, последвано от термично разлагане на пероксида. Методът на термично разлагане остава важен за производството на водороден пероксид.

Физични свойства.

Кислородът при нормални условия е газ без цвят, мирис и вкус. Течният кислород има бледо син цвят. Твърдият кислород съществува в поне три кристални модификации. Кислородният газ е разтворим във вода и вероятно образува слаби съединения като O2HH2O и вероятно O2H2H2O.

Химични свойства.

Както вече беше споменато, химическата активност на кислорода се определя от способността му да се разпада на О атоми, които са силно реактивни. Само най-активните метали и минерали реагират с O 2 с висока скорост при ниски температури. Най-активните алкални (IA подгрупи) и някои алкалоземни (IIA подгрупи) метали образуват пероксиди като NaO 2 и BaO 2 с O 2 . Други елементи и съединения реагират само с продукта на дисоциация О2. При подходящи условия всички елементи, с изключение на благородните газове и металите Pt, Ag, Au, реагират с кислорода. Тези метали също образуват оксиди, но при специални условия.

Електронната структура на кислорода (1s 2 2s 2 2p 4) е такава, че O атомът приема два електрона на външното ниво, за да образува стабилна външна електронна обвивка, образувайки O 2– йон. В оксидите на алкални метали се образуват предимно йонни връзки. Може да се предположи, че електроните на тези метали са почти изцяло привлечени от кислорода. В оксиди на по-малко активни метали и неметали преносът на електрони е непълен и отрицателната плътност на заряда на кислорода е по-слабо изразена, така че връзката е по-малко йонна или по-ковалентна.

Когато металите се окисляват с кислород, се отделя топлина, чиято величина корелира със силата на връзката M–O. При окисляването на някои неметали се поглъща топлина, което показва по-слабите им връзки с кислорода. Такива оксиди са термично нестабилни (или по-малко стабилни от оксидите с йонни връзки) и често са силно реактивни. Таблицата показва за сравнение стойностите на енталпиите на образуване на оксиди на най-типичните метали, преходни метали и неметали, елементи от A- и B-подгрупи (знакът минус означава отделяне на топлина).

За свойствата на оксидите могат да се направят няколко общи извода:

1. Температурите на топене на оксидите на алкални метали намаляват с увеличаване на атомния радиус на метала; Така, T pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Оксидите, в които преобладава йонното свързване, имат по-високи точки на топене от точките на топене на ковалентните оксиди: T pl (Na 2 O) > T pl (SO 2).

2. Оксидите на реактивните метали (IA-IIIA подгрупи) са по-термично стабилни от оксидите на преходни метали и неметали. Оксиди на тежки метали в най-високо състояние на окисление при термична дисоциация образуват оксиди с по-ниски степени на окисление (например 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такива оксиди във високи степени на окисление могат да бъдат добри окислители.

3. Най-активните метали реагират с молекулярен кислород при повишени температури, за да образуват пероксиди:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксидите на активните метали образуват безцветни разтвори, докато оксидите на повечето преходни метали са оцветени и практически неразтворими. Водните разтвори на метални оксиди проявяват основни свойства и са хидроксиди, съдържащи ОН групи, а неметалните оксиди във водни разтвори образуват киселини, съдържащи Н + йон.

5. Металите и неметалите от А-подгрупи образуват оксиди със степен на окисление, съответстваща на номера на групата, например Na, Be и B образуват Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3, и не- метали IVA–VIIA от подгрупи C, N, S, Cl образуват C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Номерът на групата на даден елемент корелира само с максималното състояние на окисление, тъй като са възможни оксиди с по-ниски степени на окисление на елементите. В процесите на горене на съединения типичните продукти са оксиди, например:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Въглеродсъдържащите вещества и въглеводородите при леко нагряване се окисляват (изгарят) до CO 2 и H 2 O. Примери за такива вещества са горива - дървесина, масло, алкохоли (както и въглерод - въглища, кокс и дървени въглища). Топлината от горивния процес се използва за производство на пара (и след това електричество или отива в електроцентрали), както и за отопление на къщи. Типичните уравнения за процесите на горене са:

а) дърво (целулоза):

(C6H10O5) н + 6н O 2 ® 6 н CO2+5 н H 2 O + топлинна енергия

б) нефт или газ (бензин C 8 H 18 или природен газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + топлинна енергия

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + топлинна енергия

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + топлинна енергия

г) въглерод (въглища или дървени въглища, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + топлинна енергия

2CO + O 2 ® 2CO 2 + топлинна енергия

Редица C-, H-, N-, O-съдържащи съединения с висок енергиен резерв също са обект на изгаряне. Кислородът за окисляване може да се използва не само от атмосферата (както в предишните реакции), но и от самото вещество. За да започне реакция, е достатъчно леко активиране на реакцията, като например удар или разклащане. При тези реакции продуктите от горенето също са оксиди, но всички те са газообразни и се разширяват бързо при високата крайна температура на процеса. Следователно такива вещества са експлозивни. Примери за експлозиви са тринитроглицерин (или нитроглицерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуен (или TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Оксиди на метали или неметали с по-ниски степени на окисление на елемент реагират с кислород, за да образуват оксиди с високи степени на окисление на този елемент:

Естествените оксиди, получени от руди или синтезирани, служат като суровини за производството на много важни метали, например желязо от Fe 2 O 3 (хематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алуминий от Al 2 O 3 (алуминиев оксид ), магнезий от MgO (магнезий). Оксидите на леките метали се използват в химическата промишленост за производство на алкали или основи. Калиевият пероксид KO 2 има необичайно приложение, тъй като при наличие на влага и в резултат на реакция с нея освобождава кислород. Следователно KO 2 се използва в респираторите за производство на кислород. Влагата от издишания въздух освобождава кислород в респиратора, а КОН абсорбира CO2. Производство на CaO оксид и калциев хидроксид Ca(OH) 2 – мащабно производство в керамичната и циментовата технология.

Вода (водороден оксид).

Значението на водата H 2 O както в лабораторната практика за химичните реакции, така и в жизнените процеси изисква специално разглеждане на това вещество ВОДА, ЛЕД И ПАРА). Както вече беше споменато, по време на директното взаимодействие на кислород и водород при условия, например, възниква искров разряд, експлозия и образуване на вода и се отделят 143 kJ/(mol H 2 O).

Молекулата на водата има почти тетраедрична структура, ъгълът H–O–H е 104° 30°. Връзките в молекулата са частично йонни (30%) и частично ковалентни с висока плътност на отрицателния заряд на кислорода и съответно положителни заряди на водорода:

Поради високата здравина на H–O връзките, водородът трудно се отделя от кислорода и водата проявява много слаби киселинни свойства. Много свойства на водата се определят от разпределението на зарядите. Например водна молекула образува хидрат с метален йон:

Водата дава една електронна двойка на акцептор, който може да бъде H +:

Оксоаниони и оксокации

– кислородсъдържащи частици с остатъчен отрицателен (оксоаниони) или остатъчен положителен (оксокатиони) заряд. O 2– йонът има висок афинитет (висока реактивност) към положително заредени частици като H +. Най-простият представител на стабилните оксоаниони е хидроксидният йон OH –. Това обяснява нестабилността на атомите с висока плътност на заряда и частичната им стабилизация в резултат на добавянето на частица с положителен заряд. Следователно, когато активен метал (или неговият оксид) действа върху вода, се образува OH–, а не O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

По-сложни оксоаниони се образуват от кислород с метален йон или неметална частица, която има голям положителен заряд, което води до частица с нисък заряд, която е по-стабилна, например:

Откриването на кислорода се случи два пъти, през втората половина на 18 век, с няколко години разлика. През 1771 г. кислородът е получен от шведа Карл Шееле чрез нагряване на селитра и сярна киселина. Полученият газ беше наречен "огнен въздух". През 1774 г. английският химик Джоузеф Пристли извършва процеса на разлагане на живачен оксид в напълно затворен съд и открива кислорода, но го приема за съставка във въздуха. Едва след като Пристли споделил откритието си с французина Антоан Лавоазие, станало ясно, че е открит нов елемент (калоризатор). Пристли поема водеща роля в това откритие, защото Шееле публикува своя научен труд, описващ откритието едва през 1777 г.

Кислородът е елемент от група XVI от период II на периодичната таблица на химичните елементи от D.I. Менделеев, има атомен номер 8 и атомна маса 15,9994. Обичайно е кислородът да се обозначава със символа ОТНОСНО(от латински Oxygenium- генериране на киселина).На руски името кислородстана производно на киселини, термин, въведен от M.V. Ломоносов.

Да бъдеш сред природата

Кислородът е най-често срещаният елемент в земната кора и Световния океан. Кислородните съединения (главно силикати) съставляват най-малко 47% от масата на земната кора; кислородът се произвежда по време на фотосинтезата от горите и всички зелени растения, повечето от които идват от фитопланктона в морските и сладките води. Кислородът е основен компонент на всяка жива клетка и се намира и в повечето вещества от органичен произход.

Физични и химични свойства

Кислородът е лек неметал, принадлежи към групата на халкогените и има висока химична активност. Кислородът като просто вещество е газ без цвят, мирис и вкус, има течно състояние - светлосиня прозрачна течност и твърдо състояние - светлосини кристали. Състои се от два кислородни атома (означени с формулата O₂).

Кислородът участва в редокс реакциите. Живите същества дишат кислород от въздуха. Кислородът се използва широко в медицината. При сърдечно-съдови заболявания, за подобряване на метаболитните процеси, в стомаха се инжектира кислородна пяна („кислороден коктейл“). Подкожното приложение на кислород се използва при трофични язви, елефантиаза и гангрена. Изкуственото обогатяване с озон се използва за дезинфекция и дезодориране на въздуха и пречистване на питейната вода.

Кислородът е в основата на жизнената дейност на всички живи организми на Земята и е основният биогенен елемент. Намира се в молекулите на всички най-важни вещества, които отговарят за структурата и функциите на клетките (липиди, протеини, въглехидрати, нуклеинови киселини). Всеки жив организъм съдържа много повече кислород от всеки елемент (до 70%). Например, тялото на средностатистически възрастен човек с тегло 70 кг съдържа 43 кг кислород.

Кислородът навлиза в живите организми (растения, животни и хора) чрез дихателната система и приема на вода. Спомняйки си, че в човешкото тяло най-важният дихателен орган е кожата, става ясно колко кислород може да получи човек, особено през лятото на брега на язовир. Определянето на нуждата на човек от кислород е доста трудно, тъй като зависи от много фактори - възраст, пол, телесно тегло и повърхност, хранителна система, външна среда и др.

Използването на кислород в живота

Кислородът се използва почти навсякъде – от металургията до производството на ракетно гориво и експлозиви, използвани за пътни работи в планините; от медицината до хранително-вкусовата промишленост.

В хранително-вкусовата промишленост кислородът е регистриран като хранителна добавка, като пропелент и опаковъчен газ.