Отличителни черти на кислорода. Химични свойства на кислорода. Оксиди – Хипермаркет на знанието

Сред всички вещества на Земята специално място заема това, което осигурява живота - кислородният газ. Именно нейното присъствие прави нашата планета уникална сред всички останали, специална. Благодарение на това вещество в света живеят толкова много красиви същества: растения, животни, хора. Кислородът е абсолютно незаменимо, уникално и изключително важно съединение. Затова ще се опитаме да разберем какво е това, какви характеристики има.

Особено често се използва първият метод. В края на краищата голяма част от този газ може да се отдели от въздуха. Въпреки това няма да е напълно чисто. Ако е необходим продукт с по-високо качество, тогава се използват процеси на електролиза. Суровината за това е вода или основа. За повишаване на електропроводимостта на разтвора се използва натриев или калиев хидроксид. Като цяло същността на процеса се свежда до разграждането на водата.

Получава се в лаборатория

Сред лабораторните методи методът на топлинна обработка е широко разпространен:

• пероксиди;
• соли на кислородсъдържащи киселини.

При високи температури те се разлагат, освобождавайки кислород. Процесът най-често се катализира от манганов (IV) оксид. Кислородът се събира чрез изместване на водата и се открива от тлееща треска. Както знаете, в кислородна атмосфера пламъкът пламва много ярко.

Друго вещество, използвано за производство на кислород в уроците по химия в училище, е водородният пероксид. Дори 3% разтвор под въздействието на катализатор незабавно се разлага, освобождавайки чист газ. Просто трябва да имате време да го съберете. Катализаторът е същият - манганов оксид MnO 2.

Най-често използваните соли са:

• Бертолетова сол или калиев хлорат;
• калиев перманганат или калиев перманганат.

Уравнение може да се използва за описание на процеса. Отделя се достатъчно кислород за лабораторни и изследователски нужди:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.

Алотропни модификации на кислорода

Има една алотропна модификация, която има кислородът. Формулата на това съединение е O 3, нарича се озон. Това е газ, който се образува в естествени условия при излагане на ултравиолетово лъчение и мълниеотводи върху кислорода на въздуха. За разлика от самия O2, озонът има приятна миризма на свежест, която се усеща във въздуха след дъжд със светкавици и гръмотевици.

Разликата между кислорода и озона е не само в броя на атомите в молекулата, но и в структурата на кристалната решетка. Химически озонът е още по-силен окислител.

Кислородът е компонент на въздуха

Разпределението на кислорода в природата е много широко. Кислородът се намира в:

• скали и минерали;
• сол и прясна вода;
• почва;
• растителни и животински организми;
• въздух, включително горните слоеве на атмосферата.

Очевидно е, че всички черупки на Земята са заети от него - литосферата, хидросферата, атмосферата и биосферата. Особено важно е съдържанието му във въздуха. В края на краищата, именно този фактор позволява на формите на живот, включително хората, да съществуват на нашата планета.

Съставът на въздуха, който дишаме, е изключително разнороден. Той включва както постоянни компоненти, така и променливи. Неизменните и винаги присъстващи включват:

• въглероден двуокис;
• кислород;
• азот;
• благородни газове.

Променливите включват водна пара, прахови частици, чужди газове (отработени газове, продукти от горенето, гниещи и други), растителен прашец, бактерии, гъбички и други.

Значението на кислорода в природата

Много е важно колко кислород се намира в природата. В крайна сметка е известно, че следи от този газ са открити на някои спътници на големите планети (Юпитер, Сатурн), но там няма очевиден живот. Нашата Земя разполага с достатъчно количество от него, което в комбинация с водата прави възможно съществуването на всички живи организми.

Освен активен участник в дишането, кислородът извършва и безброй окислителни реакции, при които се освобождава енергия за цял живот.

Основните доставчици на този уникален газ в природата са зелените растения и някои видове бактерии. Благодарение на тях се поддържа постоянен баланс на кислород и въглероден диоксид. Освен това озонът изгражда защитен екран върху цялата Земя, който не позволява проникването на големи количества разрушителна ултравиолетова радиация.

Само някои видове анаеробни организми (бактерии, гъби) могат да живеят извън кислородна атмосфера. Те обаче са много по-малко от онези, които наистина имат нужда.

Използване на кислород и озон в промишлеността

Основните области на използване на алотропните модификации на кислорода в промишлеността са както следва.

1. Металургия (за заваряване и рязане на метали).
2. Лекарство.
3. Селско стопанство.
4. Като ракетно гориво.
5. Синтез на много химични съединения, включително експлозиви.
6. Пречистване и дезинфекция на вода.

Трудно е да се назове поне един процес, в който не участва този велик газ, уникално вещество - кислород.

Земната кора е 50% кислород. Елементът присъства и в минералите под формата на соли и оксиди. В състава е включен кислород в свързана форма (процентът на елемента е около 89%). Кислородът присъства и в клетките на всички живи организми и растения. Кислородът е във въздуха в свободно състояние под формата на O₂ и неговата алотропна модификация под формата на озон O3 и заема една пета от неговия състав,

Физични и химични свойства на кислорода

Кислородът O₂ е газ без цвят, вкус и мирис. Слабо разтворим във вода, кипи при температура (-183) °C. Кислородът в течна форма е син; в твърда форма елементът образува сини кристали. Кислородът се топи при температура (-218,7) °C.

При нагряване кислородът реагира с различни прости вещества (метали и неметали), в резултат на което се образуват оксиди - съединения на елементи с кислород. Взаимодействието на химичните елементи с кислорода се нарича реакция на окисление. Примери за реакционни уравнения:

4Na + О₂= 2Na₂O

S + O₂ = SO₂.

Някои сложни вещества също взаимодействат с кислорода, образувайки оксиди:

CH₄ + 2O₂= CO₂ + 2H2O

2СО + О₂ = 2СО₂

Кислородът като химичен елемент се получава в лаборатории и промишлени предприятия. в лабораторията има няколко начина:

• разлагане (калиев хлорат);
• разлагане на водороден пероксид при нагряване на веществото в присъствието на манганов оксид като катализатор;
• разлагане на калиев перманганат.

Химическа реакция на изгаряне на кислород

Чистият кислород няма специални свойства, каквито няма кислородът във въздуха, тоест има същите химични и физични свойства. Въздухът съдържа 5 пъти по-малко кислород от същия обем чист кислород. Във въздуха кислородът се смесва с големи количества азот – газ, който не гори сам и не поддържа горенето. Следователно, ако кислородът от въздуха вече е бил изразходван близо до пламъка, тогава следващата порция кислород ще си проправи път през азота и продуктите на горенето. Следователно по-енергичното изгаряне на кислород в атмосферата се обяснява с по-бързото подаване на кислород към мястото на горене. По време на реакцията процесът на свързване на кислорода с горящото вещество се извършва по-енергично и се отделя повече топлина. Колкото повече кислород се подава към горящото вещество за единица време, толкова по-ярко гори пламъкът, толкова по-висока е температурата и толкова по-силен е процесът на горене.

Как протича реакцията на изгаряне на кислорода? Това може да се провери експериментално. Трябва да вземете цилиндъра и да го обърнете с главата надолу, след което поставете тръба с водород под цилиндъра. Водородът, който е по-лек от въздуха, ще запълни напълно цилиндъра. Необходимо е да се запали водород в близост до отворената част на цилиндъра и да се постави в него стъклена тръба през пламъка, през който тече кислороден газ. В края на тръбата ще избухне огън, докато пламъкът ще гори тихо в пълния с водород цилиндър. По време на реакцията не гори кислород, а водород в присъствието на малко количество кислород, излизащ от тръбата.

Какво се получава при изгарянето на водород и какъв оксид се образува? Водородът се окислява до вода. По стените на цилиндъра постепенно се отлагат капчици кондензирана водна пара. Окисляването на две водородни молекули отнема една кислородна молекула и се образуват две водни молекули. Уравнение на реакцията:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Ако кислородът изтича бавно от тръбата, той изгаря напълно във водородната атмосфера и експериментът протича спокойно.

Веднага щом доставката на кислород се увеличи толкова много, че няма време да изгори напълно, част от него излиза извън пламъка, където се образуват джобове от смес от водород и кислород и се появяват отделни малки светкавици, подобни на експлозии. Смес от кислород и водород е експлозивен газ.

При запалване на детониращ газ възниква силна експлозия: когато кислородът се свърже с водорода, се образува вода и се развива висока температура. Водната пара с околните газове се разширява значително, създавайки високо налягане, при което не само крехък цилиндър, но и по-издръжлив съд може да се спука. Ето защо е необходимо да се работи с експлозивна смес с изключително внимание.

Консумация на кислород по време на горене

За експеримента стъклен кристализатор с обем 3 литра трябва да се напълни 2/3 с вода и да се добави една супена лъжица сода каустик или калий каустик. Оцветете водата с фенолфталеин или друга подходяща боя. Изсипете пясък в малка колба и поставете вертикално тел с памучна вата, прикрепена към края в нея. Колбата се поставя в кристализатор с вода. Памучната вата остава 10 см над повърхността на разтвора.

Леко навлажнете памучен тампон със спирт, масло, хексан или друга запалима течност и го подпалете. Внимателно покрийте горящата вата с 3-литрова бутилка и я спуснете под повърхността на разтвора на лугата. По време на процеса на горене кислородът преминава във водата и. В резултат на реакцията алкалният разтвор в бутилката се издига. Памучната вата скоро ще изгасне. Бутилката трябва внимателно да се постави на дъното на кристализатора. На теория бутилката трябва да е пълна на 1/5, тъй като въздухът съдържа 20,9% кислород. По време на горенето кислородът се превръща във вода и въглероден диоксид CO₂, който се абсорбира от основата. Уравнение на реакцията:

2NaOH + CO₂ = Na2CO3 + H2O

На практика горенето ще спре, преди целият кислород да бъде изразходван; част от кислорода се превръща във въглероден окис, който не се абсорбира от алкалите, а част от въздуха напуска бутилката в резултат на термично разширение.

внимание! Не се опитвайте сами да повтаряте тези експерименти!

Берилий, магнезий. Разпространение в природата. Физични и химични свойства. Биологична роля. Признаци на дефицит, токсичност на елемента. Приложение на съединенията в медицината и фармацията

Be е елемент от главната подгрупа на втората група, втория период на периодичната таблица, с атомен номер 4.

В природата: Разновидностите на берила се считат за скъпоценни камъни: аквамарин - син, зеленикаво-син, синкаво-зелен; изумрудено - плътно зелено, ярко зелено; хелиодор - жълт; Съдържанието на берилий в морската вода е изключително ниско - 6 10 −7 mg/l

Берилият е сравнително твърд, но чуплив сребристо-бял метал.Във въздуха той е активно покрит с устойчив оксиден филм на BeO.

Берилият има само една степен на окисление, +2. Съответният хидроксид е амфотерен, като както основните, така и киселинните свойства са слабо изразени.

Използва се за направата на прозорци за рентгенови апарати, добавя се към сплави за увеличаване на твърдостта и електропроводимостта.

Биологична роля: Намалява активността на имуноглобулина. Излишъкът води до заболяване - пневмония.

Mg е елемент от главната подгрупа на втора група, трети период с атомен номер 12.

В природата:Това е един от най-разпространените елементи в земната кора.Съдържанието му е 1,87%. Големи количества магнезий се съдържат в морската вода.

Физични свойства:Магнезият е сребристо-бял метал с шестоъгълна решетка и има метален блясък. При нормални условия повърхността на магнезия е покрита с устойчив защитен филм от магнезиев оксид MgO.

Химични свойства:Горещ магнезий реагира с вода:
Mg + H 2 O = MgO + H 2
Алкалите не влияят на магнезия, лесно се разтваря в киселини, освобождавайки водород:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
При нагряване на въздух магнезият изгаря, образувайки оксид и малко количество нитрид. Това освобождава голямо количество топлина и светлинна енергия:
2Mg + O 2 = 2MgO
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
Магнезият може да гори дори във въглероден диоксид:
2Mg + CO 2 = 2MgO + C

Био роля: вътреклетъчен йон, активира ензимите, участва в хидролизата, активира протеиновия синтез, участва в минерализацията на костите.

MgO е компонент на зъбните пасти и зъбните цименти.

Биологична роля:

Водородът като отделен елемент няма биологична стойност. Съдържащите се в него съединения са важни за организма, а именно вода, протеини, мазнини, въглехидрати, витамини, биологично активни вещества (с изключение на минерали) и др. Най-голяма стойност, разбира се, има комбинацията от водород и кислород – вода, която всъщност е средата за съществуване на всички клетки на тялото. Друга група важни водородни съединения са киселините - способността им да отделят водородни йони позволяват да се образува рН на околната среда. Важна функция на водорода е и способността му да образува водородни връзки, които например образуват активни форми на протеини и двуверижната структура на ДНК в космоса.

Признаци на дефицит:

дехидратация, чувство на жажда,

намален тургор на тъканите,

суха кожа и лигавици,

Повишена концентрация в кръвта

· артериална хипотония.

Токсичност:Водородът е нетоксичен. Смъртоносната доза за хора не е определена.

Приложение в меда и фармацията:Водородните съединения се използват в химическата промишленост за производство на метанол, амоняк и др.

В медицината един от изотопите на водорода (деутерий) се използва като етикет при изследвания на фармакокинетиката на лекарствата. Друг изотоп (тритий) се използва в радиоизотопната диагностика, при изследване на биохимичните реакции на ензимния метаболизъм и др.

Водородният прекис H 2 O 2 е средство за дезинфекция и стерилизация.

Биологична роля:

• участва в много биохимични реакции (регулира активността на редица ензими - аденилатциклаза, липази, естерази, лактатдехидрогенази и др.)
• участва в образуването на костната тъкан, както и в образуването на емайла и дентина на зъбната тъкан, като проявява изразено антикариесно действие поради потискане на киселинно образуващите бактерии в устната кухина

Признаци на дефицит:

• повишен риск от развитие на зъбен кариес
• повишен риск от развитие на остеопороза

Токсичност:Повечето органофлуорни съединения са силно токсични. Някои неорганични флуорни съединения (например HF) също са много токсични. Потенциално леталната доза на NaF при перорален прием е само 5-10 г. Въпреки това, редица наситени флуоровъглеродни съединения са абсолютно химически и биологично неутрални.

Токсична доза флуорид за човека: 20 mg. Смъртоносна доза за хора: 2 g.

Приложение в меда и фармацията:

Биологичната пасивност на флуоровъглеродните съединения, съчетана със свойствата за добро разтваряне на кислород и други газове, прави възможно използването им като изкуствен кръвен заместител с газотранспортна функция. Днес има редица лекарства, използвани като кръвни заместители, които съдържат перфлуоровъглеродни съединения.

Изкуствените кръвоносни съдове и клапи за сърцето се произвеждат на базата на биологично неутрални органофлуорни съединения.

Най-радикалният и ефективен метод за дезинфекция на водата е нейното флуориране (до концентрация 1 mg/l). Флуорирането на водата води до намаляване на кариеса с 30-50%, при лечението на кариес се използват и локални приложения на 1-2% разтвор на натриев флуорид или калаен флуорид.

В медицината флуорид-съдържащите лекарства се използват за лечение на хипофлуороза, произвеждат се под формата на таблетки, лекарствени филми, зъбни лакове, използват се като наркотици и др.

Радиоактивните изотопи на флуора се използват в биомедицинските изследвания.

Биологична роля:

• поради факта, че хлоридните йони могат да проникнат през клетъчната мембрана, те, заедно с натриеви и калиеви йони, поддържат осмотичното налягане и регулират водно-солевия метаболизъм
• създават благоприятна среда в стомаха за действието на протеолитичните ензими на стомашния сок
• Поради наличието на специални хлоридни канали в мембраните на клетките и митохондриите, хлоридните йони регулират обема на течността, трансепителния йонен транспорт, създават и стабилизират мембранния потенциал
• участват в създаването и поддържането на pH в клетките и биологичните течности на тялото

Признаци на дефицит:

• слабост, сънливост, летаргия, анорексия
• загуба на зъби и коса
• дерматит
• алкалоза
• запек

Токсичност:Хлорът е токсичен, задушаващ газ, който, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан и задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха около 0,006 mg/l (т.е. два пъти над прага за усещане на миризмата на хлор).

Приложение в мед и фармацевтични:

Хлорните съединения се използват при приготвянето на храни (NaCl), за дезинфекция на питейна вода (хлориране), дезинфекция, избелване на тъкани, като реагент за много химични процеси (HCl, HClO4), а също така се използват широко в химията и целулозата и хартиената промишленост в производството на органични материали.разтворители и полимери.

Хлорът се използва за производството на хербициди, пестициди и инсектициди.

Хлорният елемент е включен в стомашния сок, лекарства за лечение на редица стомашно-чревни заболявания. Бактерицидните свойства на хлорсъдържащите лекарства се използват широко в медицината.

Биологична роля:

• стимулира растежа и развитието на организма
• регулира растежа и диференциацията на тъканите
• повишава кръвното налягане, както и честотата и силата на сърдечните съкращения
• регулира (увеличава) скоростта на много биохимични реакции
• регулира енергийния метаболизъм, повишава телесната температура
• регулира метаболизма на витамините
• увеличава консумацията на кислород от тъканите

Признаци на дефицит:

• Увеличаване на щитовидната жлеза и образуване на ендемична гуша.
• Нарушено производство на хормони на щитовидната жлеза.
• Намален основен метаболизъм и телесна температура.
• При деца - развитие на кретинизъм, изоставане във физическото и умственото развитие.

Токсичност:Токсична доза за хора: 2-5 mg/ден.

Смъртоносна доза за хора: 35-350 мг.

Приложение в мед и ферма:Въпреки широкото използване на йодирана сол в развитите страни, йодният дефицит остава един от най-разпространените минерални дефицити в света. Според препоръките на СЗО в света се използват 4 метода за профилактика на йододефицитни заболявания: йодиране на сол, хляб, масло и прием на обогатени с йод хранителни добавки.

За медицински цели йодът се използва в лекарства, използвани по-специално при заболявания на щитовидната жлеза.

Йодът е включен в "домашната" тинктура от йод в алкохол, разтвор на Лугол и редица лекарства, като: Йокс, Йодид. Йодът се използва в гинекологичната практика за профилактика и лечение на инфекциозни заболявания като средство за локално приложение.

Радиоактивният йод се използва за диагностициране на заболявания на щитовидната жлеза.

Някои йодни препарати служат като рентгеноконтрастни средства при изследване на кръвоносните съдове и сърцето, матката и фалопиевите тръби, черния дроб и жлъчния мехур.

59. Биологична роля на сярата.

• придава на протеиновите молекули пространствената организация, необходима за тяхното функциониране, поради образуването на дисулфидни мостове
• е компонент на много ензими, хормони (особено инсулин) и съдържащи сяра аминокиселини
• е компонент на такива активни вещества като хистамин, витамин биотин, витаминоид липоева киселина и др.
• сулфхидрилните групи образуват активните центрове на редица ензими
• осигурява трансфер на енергия в клетката: серният атом приема един от кислородните електрони в свободната орбитала
• участва в преноса на метилови групи
• част от коензимите, включително коензим А

Роля на тиоловата група:Сулфхидрилни групи (тиолови групи,) SH групи на органични съединения. S. g. имат висока и разнообразна реактивност: лесно се окисляват до дисулфиди, сулфенова, сулфинова или сулфонова киселина; лесно влизат в реакции на алкилиране, ацилиране, обмен на тиол-дисулфид, образуват меркаптиди (при взаимодействие с йони на тежки метали), меркаптали, меркаптоли (при взаимодействие с алдехиди и кетони). S. g. играят важна роля в биохимичните процеси. S. g. коензим А (вижте коензим А), липоева киселина (вижте липоева киселина) и 41-фосфопантетеин участват в ензимни реакции на образуване и трансфер на ацилови остатъци, свързани с метаболизма на липиди и въглехидрати;

Признаци на дефицит:

• патологии на черния дроб, ставите, кожата
• метаболитни нарушения на съдържащи сяра съединения

Токсичност:Чистата сяра не е токсична за хората. Няма налични данни за токсичността на сярата в храните. Смъртоносната доза за хора не е определена.

Много серни съединения са токсични. Най-опасните серни съединения включват сероводород, серен оксид и серен диоксид.

Приложение в мед и фармацевтични:За медицински цели хората отдавна използват дезинфекционните свойства на сярата, която се използва при лечението на кожни заболявания, както и бактерицидния ефект на серния диоксид, образуван при изгаряне на сярата.

Когато се приема през устата, елементарната сяра действа като слабително. Пречистената сяра на прах се използва като противоглистно средство за ентеробиоза. Серните съединения под формата на сулфонамидни лекарства (бисептол, натриев сулфацил, сулгин и др.) Имат антимикробна активност.

Стерилен разтвор от 1-2% сяра в прасковено масло се използва за пирогенна терапия при лечение на сифилис.

Сярата и нейните неорганични съединения се използват при хронични артропатии, при заболявания на сърдечния мускул (кардиосклероза), при много хронични кожни и гинекологични заболявания, при професионални отравяния с тежки метали (живак, олово) - натриев тиосулфат.

Пречистената и утаена сяра се използва външно в мехлеми и прахове за кожни заболявания (себорея, сикоза); Селеновият дисулфид се използва при лечение на себорея на скалпа. Натриевият тиосулфат се използва и като външно средство при лечение на пациенти с краста и някои гъбични кожни заболявания.

60. Биологична роля на кислорода.

Кислородът влиза в състава на молекулите на много вещества – от най-простите до сложните полимери; Наличието и взаимодействието на тези вещества в организма осигурява съществуването на живот. Като неразделна част от водната молекула, кислородът участва в почти всички биохимични процеси, протичащи в тялото.

Кислородът е незаменим, при недостига му единственото ефективно средство може да бъде възстановяването на нормалното снабдяване на организма с кислород. Дори краткотрайното (няколко минути) спиране на подаването на кислород към тялото може да причини тежко увреждане на неговите функции и последваща смърт.

Основната функция на молекулярния кислород в тялото е окисляването на различни съединения. Заедно с водорода кислородът образува вода, чието съдържание в тялото на възрастен е средно около 55-65%.

Кислородът е част от протеините, нуклеиновите киселини и други жизненоважни компоненти на тялото. Кислородът е необходим за дишането, окисляването на мазнини, протеини, въглехидрати, аминокиселини, както и за много други биохимични процеси.

Алотропия:

Физични свойства на кислорода

Газ - без цвят, вкус и мирис; 3V O 2 (n.s.) се разтваря в 100 V H 2 O; t°кип= -183°С; t°pl = -219°C; D по въздух = 1,1, т.е. по-тежки от въздуха.

Методи за получаване

1. Индустриален метод(дестилация на течен въздух).

2. Лабораторен метод(разграждане на някои кислородсъдържащи вещества)

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (при нагряване)

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (при нагряване, в присъствието на катализатор MnO 2)

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (в присъствието на катализатор MnO 2)

Методи за събиране

Химични свойства

Взаимодействието на веществата с кислорода се нарича окисление.

Всички елементи реагират с кислород с изключение на Au, Pt, He, Ne и Ar; във всички реакции (с изключение на взаимодействието с флуор) кислородът е окислител.

С неметали

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

С метали

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO (при нагряване)

план:

История на откритието

Произход на името

Да бъдеш сред природата

Касова бележка

Физични свойства

Химични свойства

Приложение

10. Изотопи

Кислород

Кислород- елемент от 16-та група (според остарялата класификация - основната подгрупа на група VI), вторият период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 8. Означава се със символа O (лат. Oxygenium) . Кислородът е химически активен неметал и е най-лекият елемент от групата на халкогените. Просто вещество кислород(CAS номер: 7782-44-7) при нормални условия е газ без цвят, вкус и мирис, чиято молекула се състои от два кислородни атома (формула O 2), поради което се нарича още диоксиген. Течният кислород има лек син цвят, а твърдите кристали са светлосини на цвят.

Има и други алотропни форми на кислород, например озон (CAS номер: 10028-15-6) - при нормални условия син газ със специфична миризма, чиято молекула се състои от три кислородни атома (формула O 3).

История на откритието

Официално се смята, че кислородът е открит от английския химик Джоузеф Пристли на 1 август 1774 г. чрез разлагане на живачен оксид в херметически затворен съд (Пристли насочва слънчевата светлина към това съединение с помощта на мощна леща).

Първоначално обаче Пристли не осъзнава, че е открил ново просто вещество; той вярва, че е изолирал една от съставните части на въздуха (и нарича този газ „дефлогистиран въздух“). Пристли съобщава за откритието си на изключителния френски химик Антоан Лавоазие. През 1775 г. А. Лавоазие установява, че кислородът е съставна част на въздуха, киселините и се намира в много вещества.

Няколко години по-рано (през 1771 г.) кислородът е получен от шведския химик Карл Шееле. Той калцинира селитра със сярна киселина и след това разлага получения азотен оксид. Шееле нарича този газ „огнен въздух“ и описва откритието си в книга, публикувана през 1777 г. (именно защото книгата е публикувана по-късно, отколкото Пристли обявява откритието си, последният се смята за откривател на кислорода). Шееле също съобщава за своя опит на Лавоазие.

Важна стъпка, допринесла за откриването на кислорода, е работата на френския химик Пиер Байен, който публикува трудове за окисляването на живака и последващото разлагане на неговия оксид.

Накрая А. Лавоазие най-накрая разбра естеството на получения газ, използвайки информация от Пристли и Шеле. Работата му е от огромно значение, тъй като благодарение на нея е съборена теорията за флогистона, която е доминираща по това време и спъва развитието на химията. Лавоазие провежда експерименти върху изгарянето на различни вещества и опровергава теорията за флогистона, публикувайки резултати за теглото на изгорелите елементи. Теглото на пепелта надвишава първоначалното тегло на елемента, което дава право на Лавоазие да твърди, че по време на горенето настъпва химическа реакция (окисляване) на веществото и следователно масата на първоначалното вещество се увеличава, което опровергава теорията за флогистона .

Така заслугата за откриването на кислорода всъщност се споделя между Пристли, Шееле и Лавоазие.

Произход на името

Думата кислород (наричана още „киселинен разтвор“ в началото на 19 век) дължи появата си в руския език до известна степен на М. В. Ломоносов, който въвежда думата „киселина“ заедно с други неологизми; По този начин думата „кислород“ от своя страна е следа от термина „кислород“ (фр. oxygène), предложен от А. Лавоазие (от старогръцки ὀξύς - „кисел“ и γεννάω - „раждащ“), което е преведено като „генерираща киселина“, което се свързва с първоначалното му значение – „киселина“, което преди това е означавало вещества, наречени оксиди според съвременната международна номенклатура.

Да бъдеш сред природата

Кислородът е най-често срещаният елемент на Земята, неговият дял (в различни съединения, главно силикати) представлява около 47,4% от масата на твърдата земна кора. Морските и сладките води съдържат огромно количество свързан кислород - 88,8% (по маса), в атмосферата съдържанието на свободен кислород е 20,95% по обем и 23,12% по маса. Повече от 1500 съединения в земната кора съдържат кислород.

Кислородът е част от много органични вещества и присъства във всички живи клетки. По отношение на броя на атомите в живите клетки той е около 25%, а по отношение на масовата част - около 65%.

Касова бележка

В момента в промишлеността кислородът се получава от въздуха. Основният промишлен метод за производство на кислород е криогенната ректификация. Кислородните инсталации, работещи на базата на мембранна технология, също са добре познати и успешно използвани в индустрията.

Лабораториите използват промишлено произведен кислород, доставян в стоманени бутилки под налягане около 15 MPa.

Малки количества кислород могат да бъдат получени чрез нагряване на калиев перманганат KMnO 4:

Използва се и реакцията на каталитично разлагане на водороден пероксид H2O2 в присъствието на манганов (IV) оксид:

Кислородът може да се получи чрез каталитично разлагане на калиев хлорат (Бертолева сол) KClO 3:

Лабораторните методи за получаване на кислород включват метода на електролиза на водни разтвори на основи, както и разлагането на живачен (II) оксид (при t = 100 ° C):

В подводниците обикновено се получава чрез реакцията на натриев пероксид и въглероден диоксид, издишан от хората:

Физични свойства

В световните океани съдържанието на разтворен O2 е по-голямо в студената вода и по-малко в топлата вода.

При нормални условия кислородът е газ без цвят, вкус и мирис.

1 литър от него има маса 1,429 г. Малко по-тежък от въздуха. Слабо разтворим във вода (4,9 ml/100 g при 0 °C, 2,09 ml/100 g при 50 °C) и алкохол (2,78 ml/100 g при 25 °C). Разтваря се добре в разтопено сребро (22 обема O 2 в 1 обем Ag при 961 ° C). Междуатомно разстояние - 0,12074 nm. Парамагнитен е.

При нагряване на газообразния кислород настъпва неговата обратима дисоциация на атоми: при 2000 °C - 0,03%, при 2600 °C - 1%, 4000 °C - 59%, 6000 °C - 99,5%.

Течният кислород (точка на кипене −182,98 °C) е бледосиня течност.

O2 фазова диаграма

Твърд кислород (точка на топене −218,35°C) - сини кристали. Има 6 известни кристални фази, три от които съществуват при налягане от 1 atm:

α-O 2 - съществува при температури под 23,65 K; яркосините кристали принадлежат към моноклинната система, клетъчни параметри a=5.403 Å, b=3.429 Å, c=5.086 Å; β=132.53°.

β-O 2 - съществува в температурния диапазон от 23,65 до 43,65 K; бледосините кристали (с увеличаване на налягането цветът става розов) имат ромбоедрична решетка, параметри на клетката a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 - съществува при температури от 43,65 до 54,21 K; бледосините кристали имат кубична симетрия, параметър на решетката a=6,83 Å.

При високо налягане се образуват още три фази:

δ-O 2 температурен диапазон 20-240 K и налягане 6-8 GPa, оранжеви кристали;

ε-O 4 налягане от 10 до 96 GPa, цвят на кристала от тъмно червено до черно, моноклинна система;

ζ-O n налягане над 96 GPa, метално състояние с характерен метален блясък, при ниски температури преминава в свръхпроводящо състояние.

Химични свойства

Силен окислител, взаимодейства с почти всички елементи, образувайки оксиди. Степен на окисление -2. По правило реакцията на окисление протича с отделяне на топлина и се ускорява с повишаване на температурата (вижте Изгаряне). Пример за реакции, протичащи при стайна температура:

Окислява съединения, които съдържат елементи с по-малко от максималното ниво на окисление:

Окислява повечето органични съединения:

При определени условия е възможно да се извърши леко окисление на органично съединение:

Кислородът реагира директно (при нормални условия, при нагряване и/или в присъствието на катализатори) с всички прости вещества с изключение на Au и инертни газове (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакциите с халогени възникват под въздействието на електрически разряд или ултравиолетово лъчение. Косвено са получени оксиди на злато и тежки инертни газове (Xe, Rn). Във всички двуелементни съединения на кислорода с други елементи, кислородът играе ролята на окислител, с изключение на съединенията с флуор

Кислородът образува пероксиди със степен на окисление на кислородния атом формално равна на -1.

Например пероксидите се получават при изгаряне на алкални метали в кислород:

Някои оксиди абсорбират кислород:

Според теорията на горенето, разработена от А. Н. Бах и К. О. Енглер, окисляването протича на два етапа с образуването на междинно пероксидно съединение. Това междинно съединение може да бъде изолирано, например, когато пламък от горящ водород се охлажда с лед, заедно с вода се образува водороден пероксид:

В супероксидите кислородът формално има степен на окисление -½, тоест един електрон на два кислородни атома (O - 2 йон). Получава се чрез взаимодействие на пероксиди с кислород при повишено налягане и температура:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагират с кислород, за да образуват супероксиди:

В диоксигенилния йон O 2 + кислородът формално има степен на окисление +½. Получено чрез реакцията:

Кислородни флуориди

Кислороден дифлуорид, OF 2 степен на окисление на кислород +2, се получава чрез преминаване на флуор през алкален разтвор:

Кислородният монофлуорид (диоксидифлуорид), O 2 F 2, е нестабилен, степента на окисление на кислорода е +1. Получава се от смес от флуор и кислород в тлеещ разряд при температура от −196 °C:

Чрез преминаване на тлеещ разряд през смес от флуор и кислород при определено налягане и температура се получават смеси от висши кислородни флуориди O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 и O 6 F 2.

Квантово-механичните изчисления предсказват стабилното съществуване на трифлуорохидроксониевия йон OF 3+. Ако този йон наистина съществува, тогава степента на окисление на кислорода в него ще бъде равна на +4.

Кислородът поддържа процесите на дишане, горене и гниене.

В свободната си форма елементът съществува в две алотропни модификации: O 2 и O 3 (озон). Както Пиер Кюри и Мария Склодовска-Кюри установиха през 1899 г., под въздействието на йонизиращо лъчение O 2 се превръща в O 3 .

Приложение

Широкото промишлено използване на кислорода започва в средата на 20-ти век, след изобретяването на турборазширители - устройства за втечняване и отделяне на течен въздух.

INметалургия

Конверторният метод за производство на стомана или обработка на мат включва използването на кислород. В много металургични агрегати за по-ефективно изгаряне на горивото вместо въздух в горелките се използва кислородно-въздушна смес.

Заваряване и рязане на метали

Кислородът в сини бутилки се използва широко за рязане с пламък и заваряване на метали.

Ракетно гориво

Течен кислород, водороден пероксид, азотна киселина и други богати на кислород съединения се използват като окислители за ракетно гориво. Смес от течен кислород и течен озон е един от най-мощните окислители на ракетното гориво (специфичният импулс на сместа водород-озон надвишава специфичния импулс за двойките водород-флуор и водород-кислород флуорид).

INлекарство

Медицинският кислород се съхранява в метални газови бутилки с високо налягане (за сгъстени или втечнени газове) със син цвят с различен капацитет от 1,2 до 10,0 литра под налягане до 15 MPa (150 atm) и се използва за обогатяване на дихателни газови смеси в анестезиологично оборудване , при нарушения на дишането, за облекчаване на пристъп на бронхиална астма, за премахване на хипоксия от всякакъв произход, за декомпресионна болест, за лечение на патологии на стомашно-чревния тракт под формата на кислородни коктейли. За индивидуална употреба специални гумирани контейнери - кислородни възглавници - се пълнят от бутилки с медицински кислород. Кислородни инхалатори от различни модели и модификации се използват за подаване на кислород или кислородно-въздушна смес едновременно на един или двама пострадали в полеви или болнични условия. Предимството на кислородния инхалатор е наличието на кондензатор-овлажнител на газовата смес, който използва влагата на издишания въздух. За да се изчисли количеството кислород, оставащ в цилиндъра в литри, налягането в цилиндъра в атмосфери (според манометъра на редуктора) обикновено се умножава по обема на цилиндъра в литри. Например в цилиндър с вместимост 2 литра манометърът показва налягане на кислорода 100 атм. Обемът на кислорода в този случай е 100 × 2 = 200 литра.

INХранително-вкусовата промишленост

В хранително-вкусовата промишленост кислородът е регистриран като хранителна добавка E948, като пропелант и опаковъчен газ.

INхимическа индустрия

В химическата промишленост кислородът се използва като окислител в множество синтези, например окисляването на въглеводороди в кислородсъдържащи съединения (алкохоли, алдехиди, киселини), амоняк в азотни оксиди при производството на азотна киселина. Поради високите температури, развиващи се по време на окисляването, последните често се извършват в режим на горене.

INселско стопанство

В оранжерийно отглеждане, за приготвяне на кислородни коктейли, за увеличаване на теглото на животните, за обогатяване на водната среда с кислород в рибовъдството.

Биологична роля на кислорода

Аварийно снабдяване с кислород в бомбоубежище

Повечето живи същества (аероби) 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, гангрена и други сериозни заболявания. Изкуственото обогатяване с озон се използва за дезинфекция и дезодориране на въздуха и пречистване на питейната вода. Радиоактивният кислороден изотоп 15 O се използва за изследване на скоростта на кръвния поток и белодробната вентилация.

Токсични производни на кислорода

Някои производни на кислорода (така наречените реактивни кислородни видове), като синглетен кислород, водороден пероксид, супероксид, озон и хидроксилен радикал, са силно токсични. Те се образуват по време на процеса на активиране или частично намаляване на кислорода. Супероксид (супероксиден радикал), водороден пероксид и хидроксилен радикал могат да се образуват в клетките и тъканите на хора и животни и да причинят оксидативен стрес.

Изотопи

Кислородът има три стабилни изотопа: 16 O, 17 O и 18 O, 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, 16 O, в сместа от изотопи се дължи на факта, че ядрото на атома 16 O се състои от 8 протона и 8 неутрона (двойно магическо ядро ​​със запълнени неутронни и протонни черупки). И такива ядра, както следва от теорията за структурата на атомното ядро, са особено стабилни.

Известни са и радиоактивни изотопи на кислорода с масови числа от 12 O до 24 O. Всички радиоактивни изотопи на кислорода имат кратък период на полуразпад, най-дългоживеещият от тях е 15 O с период на полуразпад ~120 s. Най-краткоживеещият изотоп 12 O има период на полуразпад 5,8·10−22 s.

Кислород (O)стои в период 1, група VI, в основната подгрупа. p-елемент. Електронна конфигурация 1s22s22p4 . Броят на електроните на външното ниво е 6. Кислородът може да приеме 2 електрона и в редки случаи да се откаже. Валентността на кислорода е 2, степента на окисление е -2.

Физични свойства:кислород ( O2 ) – безцветен газ, без мирис и вкус; слабо разтворим във вода, малко по-тежък от въздуха. При -183 °C и 101,325 Pa кислородът се втечнява, придобивайки синкав цвят. Структура на молекулата:Молекулата на кислорода е двуатомна, силна при нормални условия и има магнитни свойства. Връзката в молекулата е ковалентна и неполярна. Кислородът има алотропна модификация - озон(O3 ) – по-силен окислител от кислорода.

Химични свойства:Преди да завърши енергийното ниво, кислородът се нуждае от 2 електрона, които приема със степен на окисление -2, но в комбинация с флуора кислородът е ОF2 -2 и O2F2 -1. Благодарение на химическата активност кислородът взаимодейства с почти всички прости вещества. Образува оксиди и пероксиди с метали:

Кислородът не реагира само с платината. При повишени и високи температури той реагира с много неметали:

Кислородът не взаимодейства директно с халогените. Кислородът реагира с много сложни вещества:

Кислородът се характеризира с реакции на горене:

Много органични вещества изгарят в кислород:

Когато ацеталдехидът се окислява с кислород, се получава оцетна киселина:

Касова бележка:в лабораторията: 1) електролиза на воден алкален разтвор: в този случай на катода се отделя водород, а на анода - кислород; 2) разлагане на бертолетовата сол при нагряване: 2КlО3?2Кl + 3О2?; 3) получава се много чист кислород: 2КМnO4?К2МnO4 + МnО2 + О2?.

Намиране в природата:кислородът съставлява 47,2% от масата на земната кора. В свободно състояние се съдържа в атмосферния въздух - 21%. Той е част от много природни минерали, огромно количество от него се намира в телата на растения и животни. Естественият кислород се състои от 3 изотопа: O(16), O(17), O(18).

Приложение:използвани в химическата, металургичната промишленост и медицината.

24. Озон и неговите свойства

В твърдо състояние кислородът има три модификации: ?-, ?– и ?– модификации. озон ( O3 ) – една от алотропните модификации на кислорода . Структура на молекулата:озонът има нелинейна молекулна структура с ъгъл между атомите 117°. Молекулата на озона има известна полярност (въпреки атомите от същия вид, които образуват молекулата на озона) и е диамагнитна, тъй като няма несдвоени електрони.

Физични свойства:озонът е син газ с характерна миризма; молекулно тегло = 48, точка на топене (твърдо) = 192,7 °C, точка на кипене = 111,9 °C. Течният и твърдият озон са експлозивни, токсични и силно разтворими във вода: при 0 °C до 49 обема озон се разтварят в 100 обема вода.

Химични свойства:Озонът е силен окислител, той окислява всички метали, включително златото - Au и платината - Pt (и металите от платиновата група). Озонът действа върху лъскава сребърна пластина, която моментално се покрива с черен сребърен прекис – Ag2O2; хартията, напоена с терпентин, се запалва, металните серни съединения се окисляват до соли на сярна киселина; много багрила се обезцветяват; разрушава органичните вещества - в този случай молекулата на озона отделя един кислороден атом и озонът се превръща в обикновен кислород. И също така повечето неметали превръщат по-ниските оксиди в по-високи и сулфидите на техните метали в техните сулфати:

Калиевият йодид се окислява от озон до молекулярен йод:

Но с водороден пероксид H2O2 озонът действа като редуциращ агент:

Химически молекулите на озон са нестабилни - озонът може спонтанно да се разложи до молекулярен кислород:

Касова бележка:озонът се произвежда в озонатори чрез преминаване на електрически искри през кислород или въздух. Образуване на озон от кислород:

Озонът може да се образува при окисляването на мокър фосфор и смолисти вещества. Детерминант на озона:за да се установи наличието на озон във въздуха, е необходимо да се потопи във въздуха лист хартия, напоен с разтвор на калиев йодид и паста от нишесте - ако листът стане син, това означава, че във въздуха има озон. Намиране в природата:В атмосферата озонът се образува при електрически разряди. Приложение:Като силен окислител, озонът унищожава различни видове бактерии, поради което се използва широко за пречистване на вода и дезинфекция на въздуха и се използва като избелващ агент.