Фізичні властивості кисню у природі. Знаходження у природі

ВИЗНАЧЕННЯ

Кисень- Восьмий елемент Періодичної таблиці. Позначення - від латинського «oxygenium». Розташований у другому періоді, VIА групі. Належить до неметалів. Заряд ядра дорівнює 8.

Кисень - найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані він знаходиться в атмосферному повітрі, у зв'язаному вигляді входить до складу води, мінералів, гірських порід та всіх речовин, з яких побудовано організми рослин та тварин. Масова частка кисню у земній корі становить близько 47%.

У вигляді простої речовини кисень є безбарвним газом, що не має запаху. Він трохи важчий за повітря: маса 1 л кисню за нормальних умов дорівнює 1,43 г, а 1 л повітря 1,293г. Кисень розчиняється у воді, хоча і в невеликих кількостях: 100 об'ємів води при 0 o З розчиняють 4,9, а при 20 o З - 3,1 об'єму кисню.

Атомна та молекулярна маса кисню

ВИЗНАЧЕННЯ

Відносна атомна маса A r- Це молярна маса атома речовини, віднесена до 1/12 молярної маси атома вуглецю-12 (12 С).

Відносна атомна маса атомарного кисню дорівнює 15,999 а.

ВИЗНАЧЕННЯ

Відносна молекулярна маса M r- Це молярна маса молекули, віднесена до 1/12 молярної маси атома вуглецю-12 (12 С).

Це безрозмірна величина. Відомо, що молекула кисню двоатомна - О 2 . Відносна молекулярна маса молекули кисню дорівнюватиме:

M r (О 2) = 15,999 × 2 ≈32.

Алотропія та алотропні модифікації кисню

Кисень може існувати у вигляді двох алотропних модифікацій - кисню 2 і озону 3 (фізичні властивості кисню описані вище).

За звичайних умов озон - газ. Від кисню його можна відокремити сильним охолодженням; озон конденсується в синю рідину, що кипить при (-111,9 o С).

Розчинність озону у воді значно більша, ніж кисню: 100 об'ємів води при 0 o З розчиняють 49 об'ємів озону.

Утворення озону з кисню можна виразити рівнянням:

3O 2 = 2O 3 – 285 кДж.

Ізотопи кисню

Відомо, що у природі кисень може бути у вигляді трьох ізотопів 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) і 18 O (0,2%). Їхні масові числа дорівнюють 16, 17 і 18 відповідно. Ядро атома ізотопу кисню 16 O містить вісім протонів і вісім нейтронів, а ізотопів 17 O і 18 O - таку ж кількість протонів, дев'ять і десять нейтронів відповідно.

Існує дванадцять радіоактивних ізотопів кисню з масовими числами від 12 до 24-х, з яких найбільш стабільним є ізотоп 15 Про з періодом напіврозпаду рівним 120 с.

Іони кисню

На зовнішньому енергетичному рівні атома кисню є шість електронів, які є валентними:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Схема будови атома кисню представлена ​​нижче:

Через війну хімічного взаємодії кисень може втрачати свої валентні електрони, тобто. бути їх донором, і перетворюватися на позитивно заряджені іони чи приймати електрони іншого атома, тобто. бути їх акцептором, і перетворюватися на негативно заряджені іони:

О 0 +2e → О 2-;

О 0 -1e → О 1+ .

Молекула та атом кисню

Молекула кисню і двох атомів - Про 2 . Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу кисню:

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ВИЗНАЧЕННЯ

Кисень- восьмий елемент Періодичної таблиці. Належить до неметалів. Розташований у другому періоді VI групи A підгрупи.

Порядковий номер дорівнює 8. Заряд ядра дорівнює +8. Атомна вага – 15,999а.е.м. У природі зустрічаються три ізотопи кисню: 16 O, 17 O та 18 O, з яких найбільш поширеним є 16 O (99,762 %).

Електронна будова атома кисню

Атом кисню має дві оболонки, як і всі елементи, розташовані у другому періоді. Номер групи -VI (Халькоген) - свідчить про те, що на зовнішньому електронному рівні атома азоту знаходиться 6 валентних електронів. Має високу окисну здатність (вище тільки у фтору).

Мал. 1. Схематичне зображення будови атома кисню.

Електронна конфігурація основного стану записується так:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Кисень - елемент p-родини. Енергетична діаграма для валентних електронів у незбудженому стані виглядає так:

У кисню є 2 пари спарених електронів і два неспарені електрони. У всіх своїх сполуках кисень виявляє валентність ІІ.

Мал. 2. Просторове зображення будови атома кисню.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Чотири елементи-«халькогени» (тобто «які породжують мідь») очолюють головну підгрупу VI групи (за новою класифікацією - 16-ю групу) періодичної системи. Крім сірки, телуру та селену до них також відноситься кисень. Давайте докладно розберемо властивості цього найпоширенішого на Землі елемента, а також застосування та отримання кисню.

Поширеність елемента

У зв'язаному вигляді кисень входить до хімічного складу води - його відсоткове співвідношення становить близько 89%, а також до складу клітин всіх живих істот - рослин та тварин.

У повітрі кисень знаходиться у вільному стані у вигляді О2, займаючи п'яту частину його складу, та у вигляді озону - О3.

Фізичні властивості

Кисень О2 є газом, який не має кольору, смаку і запаху. У воді розчиняється слабо. Температура кипіння - 183 градуси нижче за нуль за Цельсієм. У рідкому вигляді кисень має блакитний колір, а у твердому вигляді утворює сині кристали. Температура плавлення кисневих кристалів становить 218,7 градуса нижче за нуль за Цельсієм.

Хімічні властивості

При нагріванні цей елемент реагує з багатьма простими речовинами як металами, так і неметалами, утворюючи при цьому так звані оксиди - з'єднання елементів з киснем. яку елементи вступають з киснем, називається окисленням.

Наприклад,

4Na + О2 = 2Na2O

2. Через розкладання перекису водню при нагріванні її у присутності оксиду марганцю, що у ролі каталізатора.

3. Через розкладання перманганату калію.

Отримання кисню у промисловості проводиться такими способами:

1. Для технічних цілей кисень одержують із повітря, у якому звичайне його зміст становить близько 20%, тобто. п'яту частину. Для цього повітря спочатку спалюють, отримуючи суміш із вмістом рідкого кисню близько 54%, рідкого азоту – 44% та рідкого аргону – 2%. Потім ці гази поділяють за допомогою процесу перегонки, використовуючи порівняно невеликий інтервал між температурами кипіння рідкого кисню та рідкого азоту - мінус 183 та мінус 198,5 градуса відповідно. Виходить, що азот випаровується раніше, ніж кисень.

Сучасна апаратура забезпечує отримання кисню будь-якого ступеня чистоти. Азот, який виходить при поділі рідкого повітря, використовується як сировина при синтезі його похідних.

2. також дає кисень дуже чистого ступеня. Цей спосіб набув поширення в країнах з багатими ресурсами та дешевою електроенергією.

Застосування кисню

Кисень є основним за значенням елементом у життєдіяльності всієї нашої планети. Цей газ, який міститься в атмосфері, витрачається у процесі тваринами та людьми.

Отримання кисню дуже важливе для таких сфер діяльності людини, як медицина, зварювання та різання металів, вибухові роботи, авіація (для дихання людей і для роботи двигунів), металургія.

У процесі господарську діяльність людини кисень витрачається у великих кількостях - наприклад, при спалюванні різних видів палива: газу, метану, вугілля, деревини. При цьому природа передбачила процес природного зв'язування даної сполуки за допомогою фотосинтезу, який проходить у зелених рослинах під дією сонячного світла. Внаслідок цього процесу утворюється глюкоза, яку рослина потім витрачає для будівництва своїх тканин.

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- І p-орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів Про у збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, що дорівнює II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у сполуках заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступені окислення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку доводиться трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 Про, 17 Про і 18 Про (переважає 16 Про). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О2 і озону О3.

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимоволі перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O2 блакитного, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Отримання кисню

1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космічних кораблях і підводних човнах кисень одержують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Сумарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль Про 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин повітря – це окислювально-відновний процес, у якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню легко пояснити будовою його зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро ​​сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4знаходиться 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому у переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню із фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окислення.

Отже, кисень – другий за силою окислювач серед усіх елементів періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують усі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень – окислювач.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 , а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

S + O 2 → SO 2

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пірит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигенілу O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - у розчині Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань поки що не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря, відбілювання тканин.

Зміст статті

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

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

Історична довідка.

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

Будова атома.

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

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

Молекулярний кисень.

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

Електронна структура.

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

Реакція.

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

Отримання та застосування.

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

Електроліз.

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

Термічна дисоціація.

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

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

Використовуються також методи термічного розкладання нітратів:

а також пероксидів деяких активних металів, наприклад:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

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

Фізичні властивості.

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

Хімічні властивості.

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

Електронна структура кисню (1s22s22p4) така, що атом O приймає для утворення стійкої зовнішньої електронної оболонки два електрони на зовнішній рівень, утворюючи іон O2-. У оксидах лужних металів утворюється переважно іонний зв'язок. Можна вважати, що електрони цих металів майже повністю відтягнуті до кисню. В оксидах менш активних металів і неметалів перехід електронів неповний, і щільність негативного заряду на кисні менш виражена, тому зв'язок менш іонна або ковалентна.

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

Про властивості оксидів можна зробити кілька загальних висновків:

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

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

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

Sr + O 2 ® SrO 2 .

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

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

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

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

а) деревина (целюлоза):

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

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

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

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

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

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

2C + O 2 ® 2CO + теплова енергія

2CO + O 2 ® 2CO 2 + теплова енергія

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

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

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

Вода (оксид водню).

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

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

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

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

Оксоаніони та оксокатіони

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

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

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