Кисень – елемент 2-го періоду і VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 8, відноситься до халькогенам (але частіше розглядається окремо). Електронна формула атома [2He] 2s22p4, характерні ступені окислення частіше 0 і – II, рідше – I і + II, стан ОII вважається стійким.
Шкала ступенів окислення кисню:
Кисень володіє високою електронегативність (3,50, другий елемент після фтору), проявляє типові неметалічні властивості. Утворює сполуки з усіма елементами, крім Нє, Ne і Ar, входить до складу численних оксидів, гідроксидів, солей кисневмісних кислот.
Природний кисень містить ізотоп 16O з домішкою ізотопів 17O і 18O. У хімії більшість з’єднань природного кисню розглядається як ізотопно-чисті сполуки кисню-16.
Кисень – найпоширеніший елемент у земній корі (55%) і природних водах, зустрічається у вільному і зв’язаному вигляді. Життєво важливий елемент для всіх організмів.
Кисень O2. Проста речовина. Складається з неполярних молекул О2 (дікіслород) з ?? – зв’язком O = O, стійка аллотропная форма існування елементу у вільному вигляді. Безбарвний газ, в рідкому стані – світло-блакитний, в твердому – синій.
Складова частина повітря: 20,94% за обсягом, 23,13% за масою. З рідкого повітря кисень википає після азоту N2. Малорастворим у воді (31 мл / 1 л Н2О при 20 ° C), але дещо краще, ніж N2. При кімнатній температурі має малу хімічну активність через міцність подвійного зв’язку в молекулах.
Кисень підтримує горіння багатьох речовин. Сильний окислювач при високих температурах, реагує з більшістю металів і неметалів:
Кисень викликає іржавіння (повільне окислення) заліза, рівняння реакцій див. У 11.3. Особливо активний атомарний кисень О0 (активність вище, ніж у озону O3), звичайно одержуваний безпосередньо в зоні реакції при термічному розкладанні багатьох речовин.
Найпростіша якісна реакція – яскраве загоряння тліючої деревної лучінкі в атмосфері кисню.
Отримання кисню:
а) у промисловості – фракційна дистиляція рідкого повітря, електроліз води (рівняння реакцій див. у розд. 12);
б) в лабораторії – нагрівання легко розкладаються кисневмісних речовин:
2HgO = 2Hg + O2 (450-500 ° C)
2КMnO4 = К2MnO4 + MnO2 + O2 (200-240 ° C)
2Na2O2 = 2Na2O + O2 (400-675 ° C, вакуум)
2КClO3 = 2КCl + 3O2 (150-300 ° C, кат. MnO2)
2KNO3 = 2KNO2 + O2 (400-520 ° C)
Кисень є найважливішим продуктом основного хімічного виробництва. Застосовується як реагент в хімічній технології (випал сульфідних руд, синтез оксидів), металургії (виробництво чавуну і сталі) та газифікації природного вугілля, при зварюванні і різанні металів; рідкий кисень – окислювач палива в ракетній техніці.
Спад кисню в атмосфері в результаті процесів горіння, гниття і дихання відшкодовується рослинами при фотосинтезі. При вдиханні людиною і тваринами повітря в легені кисень зв’язується з гемоглобіном крові і переноситься в клітки, де органічні речовини (в першу чергу глюкоза) з його допомогою окислюються і забезпечують життєву енергію організмів.
Озон O3. Проста речовина (трікіслород), нестійка аллотропная форма існування елементу. Світло-синій газ з характерним («озоновим») запахом, важчий за повітря. Молекула має будову незавершеного трикутника [: O (O) 2] (sр2-гібридизація, валентний кут 117 °), містить ковалентні ?? – зв’язку O = O. Розкладається під дією ультрафіолетового випромінювання, каталізаторів та оксидів азоту (руйнування озонового шару атмосфери Землі). Стійкий в суміші з O2 (озоноване кисень). Малорастворим у воді (285 мл / 1 л Н2О), але значно краще, ніж O2. Сильний окислювач (сильніший, ніж O2, але більш слабкий, ніж атомарний кисень O0). Окисляє при кімнатній температурі багато металів і неметали до високих ступенів окислення. З надпероксід лужних металів (К, Rb, Cs) утворює оранжево-червоні озоніди. Не реагує з Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерується з кисню O2 в спеціальному приладі – озонаторе.
Якісна реакція – виділення йоду з розчину KI при кімнатній температурі (O2 в реакцію не вступає). Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання: під дією електричного розряду в озонаторе:
Застосовується для дезінфекції питної води, при відбілюванні тканин і мінеральних масел, як реагент в
неорганічний і органічному синтезі. В атмосфері Землі озоновий шар (на висоті = 25 км) захищає живий світ від впливу космічного ультрафіолетового випромінювання.
Атомарний кисень О0. Третя аллотропная форма кисню. Більш сильний окислювач в порівнянні з O2 і O3. Утворюється при розпаді молекул O2 і O3 під дією ультрафіолетового випромінювання. Виникає при термічному розкладанні кисневмісних речовин (див. Вище, отримання O2); за відсутності восстановителей тут же переходить знову в O2 і O3, у присутності відновників окисляє їх:
KNO3 = KNO2 + O0
О0 + С (графіт) = СO2
Тому речовини, легко отщепляющие кисень при нагріванні, проявляють сильні окислювальні властивості.
Пероксид водню Н2O2. Бінарне з’єднання. Молекула Н2O2 неплоскому, має будову з? -зв’язком О – О на ребрі і зв’язками Н – О на площинах двогранного кута. Ступінь окислювання кисню дорівнює – I. Група – О – О називається пероксогруппой.
Безбарвна рідина, в’язка, важче води, чутлива до світла і домішкам (стабілізатор Н3РO4). Розкладається з вибухом при слабкому нагріванні, на каталізаторі – при кімнатній температурі. Необмежено змішується з водою. Розведеними лугами нейтралізується не повністю. Сильний окислювач, слабкий відновник.
Пероксид водню застосовується як відбілювач текстилю, паперу, шкір, жирів і мінеральних масел, окислювач ракетного палива, реагент в органічному синтезі, при освітленні картин старих майстрів (потемнілий барвистий шар через перехід білил – гідроксокарбонатов свинцю – в чорний PbS освітлюють перекладом в білий PbSO4). У промисловості зазвичай використовують вибухобезпечний 30% -ний розчин Н2O2 (пергідроль), в медицині – 3% -ний розчин.
Рівняння найважливіших реакцій:
2Н2O2 = 2Н2O + O2 (вище 150 ° C або на кат. MnO2)
Н2O2 (разб.) + NaOH (разб.) = NaHO2 + Н2О
Н2O2 (конц.) + 2NaOH (т) = Na2O2v + 2H2O (0 ° C)
Н2O2 (3%) + 2H + + 2I- = I2v + 2Н2O
5Н2O2 (30%) + I2 (т) = 2НIO3 + 4Н2O
Н2O2 (10%) + SO32- = SO32- + H2O
4Н2O2 (30%) + PbS (черн.) = 4H2O + PbSO4 (біл.) V
3H2O2 + 2 [Cr (OH) 6] 3 = 2CrO42- + 8H2O + 2OH-
2Н2O2 (конц.) + Са (ClO) 2 = СаCl2 + 2Н2O + 2O2 ^
5H2O2 + 6H + + 2MnO4- = 2Mn2 + + 5O2 ^ + 8Н2O
Отримання: в лабораторії спочатку синтезують пероксид барію ВаO2:
2ВаО + O2 (хат.) = 2ВаO2 (до 500 ° C),
а потім його обробляють сірчаною кислотою:
ВаO2 + H2SO4 = BaSO4v + Н2O2 (на холоду)
У промисловості (старий метод) – електроліз водного розчину H2SO4 або (NH4) 2SO4 в спеціальних умовах; при цьому кислота або сіль не витрачаються, а протікає електроліз води з утворенням на аноді Н2O2:
Сучасний промисловий спосіб (80% світового виробництва) – окислення складного органічної сполуки 2-етілантрагідрохінон киснем повітря на холоду.
Loading...
