Які речовини утворюються у реакціях із киснем. Окислення нижчих оксидів та гідроксидів полівалентних металів та неметалів

КИСНЕ(Лат. Oxygenium), O (читається «о»), хімічний елемент з атомним номером 8, атомна маса 15,9994. У періодичній системі елементів Менделєєва кисень розташований у другому періоді групи VIA.

Природний кисень складається із суміші трьох стабільних нуклідів з масовими числами 16 (домінує в суміші, його в ній 99,759 % за масою), 17 (0,037%) та 18 (0,204%). Радіус нейтрального атома кисню 0,066 нм. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального збудженого атома кисню 2s 2 р 4 . Енергії послідовної іонізації атома кисню 13,61819 та 35,118 еВ, спорідненість до електрона 1,467 еВ. Радіус іона О 2 при різних координаційних числах від 0,121 нм (координаційне число 2) до 0,128 нм (координаційне число 8). У сполуках виявляє ступінь окислення 2 (валентність II) і, рідше, 1 (валентність I). За шкалою Полінга електронегативність кисню 3,5 (друге місце серед неметалів після фтору).

У вільному вигляді кисень - газ без кольору, запаху і смаку.

Особливості будови молекули Про 2:атмосферний кисень складається із двоатомних молекул. Межатомна відстань у молекулі 2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) — парамагнітна речовина, в кожній молекулі О 2 є по 2 неспарені електрони. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох орбіталей, що розпушують, знаходиться по одному неспареному електрону.

Енергія дисоціації молекули Про 2 на атоми є досить високою і становить 493,57 кДж/моль.

Фізичні та хімічні властивості:у вільному вигляді зустрічається у вигляді двох модифікацій О2 («звичайний» кисень) та О3 (озон). О 2 ¦ газ без кольору та запаху. За нормальних умов щільність газу кисню 1,42897 кг/м 3 . Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) дорівнює 182,9°C. При температурах від 218,7°C до 229,4°C існує твердий кисень з кубічними гратами (-модифікація), при температурах від 229,4°C до 249,3°C -модифікація з гексагональними гратами і при температурах нижче 249,3 ° C кубічна -модифікація. При підвищеному тиску та низьких температурах отримані інші модифікації твердого кисню.

При 20°C розчинність газу 2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторвмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагідрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.

Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі 2 призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний. У природі він повільно входить у перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові (точніше із залізом II гему), що забезпечує перенесення кисню від органів дихання до інших органів.

З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними та лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li 2 O, CaO та ін., пероксиди типу Na 2 O 2 , BaO 2 та ін. та супероксиди типу КО 2 , RbO 2 та ін), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, деякими альдегідами та іншими органічними речовинами.

При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими горючими газами, з великою кількістю простих та складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню або на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:

S + O 2 = SO 2; З + O 2 = СО 2

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; 2Cu + O 2 = 2CuO

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

Якщо суміш кисню та водню зберігати у скляній посудині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж

протікає вкрай повільно; за розрахунком, перші крапельки води повинні з'явитися в посудині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в посудину з сумішшю цих газів платини або паладію (що грають роль каталізатора), а також при запаленні реакція протікає з вибухом.

З азотом N 2 кисень реагує або за високої температури (близько 1500-2000°C), або за пропускання через суміш азоту і кисню електричного розряду. За цих умов оборотно утворюється оксид азоту (II):

Виниклий NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (діоксиду азоту):

2NO + Про 2 = 2NO 2

З неметалів кисень безпосередньо ні за яких умов не взаємодіє з галогенами, з металів з благородними металами сріблом, золотом, платиною та ін.

Бінарні сполуки кисню, в яких ступінь окислення атомів кисню дорівнює 2, називають оксидами (колишня назва окисли). Приклади оксидів: оксид вуглецю (IV) CO 2 ,оксид сірки (VI) SO 3 , оксид міді (I) Cu 2 O, оксид алюмінію Al 2 O 3 , оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7 .

Кисень утворює також сполуки, в яких його ступінь окислення дорівнює 1. Це пероксиди (стара назва перекису), наприклад, пероксид водню Н 2 О 2 , пероксид барію ВаО 2 , пероксид натрію Na 2 O 2 та інші. У цих сполуках міститься пероксидне угруповання О Про О Про. З активними лужними металами, наприклад, калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, КО 2 (супероксид калію), RbO 2 (супероксид рубідія). У супероксидах ступінь окиснення кисню 1/2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як До 2 Про 4 Rb 2 O 4 і т.д.

З найактивнішим неметал фтором кисень утворює сполуки в позитивних ступенях окислення. Так, у з'єднанні O 2 F 2 ступінь окислення кисню +1, а в з'єднанні O 2 F +2. Ці сполуки не належать до оксидів, а до фторидів. Фториди кисню можна синтезувати лише непрямим шляхом, наприклад, діючи фтором F 2 на розбавлені водні розчини КОН.

Історія відкриття:історія відкриття кисню, як і азоту, пов'язана з вивченням атмосферного повітря, що тривало кілька століть. Про те, що повітря за своєю природою не однорідне, а включає частини, одна з яких підтримує горіння і дихання, а інша ні, знали ще в 8 столітті китайський алхімік Мао Хоа, а пізніше в Європі Леонардо да Вінчі. У 1665 англійський дослідник Р. Гук писав, що повітря складається з газу, що міститься в селітрі, а також з неактивного газу, що становить більшу частину повітря. Про те, що повітря містить елемент, який підтримує життя, у 18 столітті було відомо багатьом хімікам. Шведський аптекар і хімік Карл Шееле почав вивчати склад повітря у 1768. Протягом трьох років він розкладав нагріванням селітри (KNO 3 , NaNO 3) та інші речовини та отримував «вогняне повітря», що підтримує дихання та горіння. Але результати своїх дослідів Шееле оприлюднив лише у 1777 році у книзі «Хімічний трактат про повітря та вогонь». У 1774 англійський священик і натураліст Дж. Прістлі нагріванням «паленої ртуті» (оксиду ртуті HgO) отримав газ, що підтримує горіння. Будучи в Парижі, Прістлі, який не знав, що отриманий ним газ входить до складу повітря, повідомив про своє відкриття А. Лавуазьє та інших вчених. На той час було відкрито і азот. У 1775 Лавуазьє дійшов висновку, що звичайне повітря складається з двох газів газу, необхідного для дихання і підтримує горіння, і газу «протилежного характеру» азоту. Лавуазьє назвав підтримуючий горіння газ oxygene «утворюючий кислоти» (від грец. oxys кислий і gennao народжую; звідси і російська назва «кисень»), оскільки він тоді вважав, що всі кислоти містять кисень. Давно вже відомо, що кислоти бувають як кисневмісними, так і безкисневими, але назва, дана елементу Лавуазьє, залишилася незмінною. Протягом майже півтора століття 1/16 частина маси атома кисню служила одиницею порівняння мас різних атомів між собою і використовувалася при чисельній характеристиці мас атомів різних елементів (так звана шкала кисню атомних мас).

Знаходження у природі:кисень Найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних сполук, головним чином силікатів), припадає близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські та прісні води містять величезну кількість зв'язаного кисню 88,8% (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% (за обсягом). Елемент кисень входить до складу понад 1500 з'єднань земної кори.

Отримання:Нині кисень у промисловості отримують з допомогою поділу повітря за низьких температур. Спочатку повітря стискають компресором, у своїй повітря розігрівається. Стисненому газу дають охолону до кімнатної температури, а потім забезпечують його вільне розширення. При розширенні температура газу різко знижується. Охолоджене повітря, температура якого на кілька десятків градусів нижче температури навколишнього середовища, знову стискають до 10-15 МПа. Потім знову відбирають теплоту, що виділилася. Через кілька циклів «стиснення» розширення» температура падає нижче температури кипіння і кисню, і азоту. Утворюється рідке повітря, яке потім піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння кисню (182,9°C) більш ніж на 10 градусів вище, ніж температура кипіння азоту (195,8°C). Тому з рідини азот випаровується першим, а в залишку накопичується кисень. За рахунок повільної (фракційної) дистиляції вдається отримати чистий кисень, у якому вміст домішки азоту становить менше 0,1 об'ємного відсотка.

Ще чистіший кисень можна отримати при електролізі водних розчинів лугів (NaOH або KOH) або солей кисневмісних кислот (зазвичай використовують розчин сульфату натрію Na 2 SO 4). У лабораторії невеликі кількості не дуже чистого кисню можна отримати при нагріванні перманганату калію KMnO 4:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Чистіший кисень одержують розкладанням пероксиду водню Н 2 Про 2 у присутності каталітичних кількостей твердого діоксиду марганцю MnO 2:

2Н2О2 = 2Н2О+О2.

Кисень утворюється при сильному (вище 600°C) прожарюванні нітрату натрію NaNO 3:

2NaNO 3 =2NaNO 2 + Про 2

при нагріванні деяких вищих оксидів:

4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3О 2;

2PbO 2 = 2PbO + Про 2;

3MnO 2 = Mn 3 O 4 + О 2 .

Раніше кисень одержували розкладанням бертолетової солі KClO 3 у присутності каталітичних кількостей діоксиду марганцю MnO 2:

2KClO 3 = 2KCl + 3О 2 .

Однак бертолетова сіль утворює вибухові суміші, тому її для одержання кисню в лабораторіях тепер не використовують. Зрозуміло, зараз нікому на думку не спаде використовувати для отримання кисню прожарювання оксиду ртуті HgO, оскільки кисень, що утворюється в цій реакції, забруднений отруйними парами ртуті.

Джерелом кисню в космічних кораблях, підводних човнах тощо замкнених приміщеннях служить суміш пероксиду натрію Na 2 O 2 і супероксиду калію KO 2 . При взаємодії цих сполук із вуглекислим газом звільняється кисень:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2 ,

4КО 2 + 2СО 2 = 2К 2 СО 3 + 3О 2 .

Якщо використовувати суміш Na 2 O 2 і КО 2 взятих у молярному відношенні 1:1, то на кожен моль поглиненого з повітря вуглекислого газу виділятиметься 1 моль кисню, так що склад повітря не буде змінюватися за рахунок поглинання при диханні кисню і виділення СО 2 .

Застосування:застосування кисню дуже різноманітне. Основні кількості кисню, що отримується з повітря, використовуються в металургії. Кисне (а не повітряне) дуття в домнах дозволяє суттєво підвищувати швидкість доменного процесу, економити кокс та отримувати чавун кращої якості. Кисневе дуття застосовують у кисневих конвертерах при переділі чавуну на сталь (див. ст. Залізо). Чистий кисень або повітря, збагачене киснем, використовується при отриманні і багатьох інших металів (міді, нікелю, свинцю та ін.). Кисень використовують при різанні та зварюванні металів. При цьому застосовують «балонний» кисень. У балоні кисень може бути під тиском до 15 МПа. Балони з киснем пофарбовані у блакитний колір.

Рідкий кисень - потужний окислювач, його використовують як компонент ракетного палива. Просочені рідким киснем такі легко окислюються матеріали, як тирса, вата, вугільний порошок та ін. (ці суміші називають оксиліквітами), використовують як вибухові речовини, що застосовуються, наприклад, при прокладанні доріг в горах.

Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул всіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру та функції клітин - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині або тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (в середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина 28.5%; всього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить переважно через органи дихання (вільний кисень) і з водою (пов'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін. організмів для його сумарної біомаси.

Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з про кисневих подушок) дають деякий час дихати хворим, які мають утруднене дихання. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, є небезпечним для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру та функції біополімерів. Подібною дією на організм мають і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) в тканинах і клітинах при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію так званий кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлини та знижуючи його вміст у навколишніх тканинах посилюють променеве ураження пухлинних клітин та зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском - гіпербаричну оксигенацію.

Серед усіх речовин на Землі особливе місце посідає те, що забезпечує життя – газ кисень. Саме його наявність робить нашу планету унікальною серед усіх інших, особливою. Завдяки цій речовині у світі живе стільки чудових створінь: рослини, тварини, люди. Кисень - це абсолютно незамінне, унікальне та надзвичайно важливе з'єднання. Тому постараємося дізнатися, що він являє собою, які характеристики має.

Особливо часто застосовується перший метод. Адже із повітря можна виділити дуже багато цього газу. Однак він буде не зовсім чистим. Якщо ж необхідний продукт вищої якості, тоді пускають електролізні процеси. Сировиною для цього є або вода, або луг. Гідроксид натрію або калію використовують для того, щоб збільшити силу електропровідності розчину. Загалом суть процесу зводиться до розкладання води.

Отримання у лабораторії

Серед лабораторних методів широкого поширення набув метод термічної обробки:

• пероксидів;
• солей кисневмісних кислот.

За високих температур вони розкладаються з виділенням газоподібного кисню. Каталізують процес найчастіше оксидом марганцю (IV). Збирають кисень витісненням води, а виявляють - тліючою лучинкою. Як відомо, в атмосфері кисню полум'я спалахує дуже яскраво.

Ще одна речовина, яка використовується для отримання кисню на шкільних уроках хімії, - перекис водню. Навіть 3% розчин під дією каталізатора миттєво розкладається із вивільненням чистого газу. Його треба лише встигнути зібрати. Каталізатор той же - оксид марганцю MnO 2 .

Серед солей найчастіше використовуються:

• бертолетова сіль, або хлорат калію;
• перманганат калію або марганцівка.

Щоб описати процес, можна навести рівняння. Кисню виділяється достатньо для лабораторних та дослідницьких потреб:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Алотропні модифікації кисню

Існує одна алотропна модифікація, яку має кисень. Формула цієї сполуки Про 3 називається вона озоном. Це газ, який утворюється в природних умовах за впливу ультрафіолету та грозових розрядів на кисень повітря. На відміну від самого О 2 озон має приємний запах свіжості, який відчувається в повітрі після дощу з блискавкою і громом.

Відмінність кисню і озону полягає у кількості атомів у молекулі, а й у будові кристалічної решітки. У хімічному відношенні озон – ще сильніший окислювач.

Кисень – це компонент повітря

Поширення оксигену у природі дуже широко. Кисень зустрічається в:

• гірських породах та мінералах;
• воді солоної та прісної;
• ґрунті;
• рослинних та тваринних організмах;
• повітря, включаючи верхні шари атмосфери.

Очевидно, що ним зайняті всі оболонки Землі – літосфера, гідросфера, атмосфера та біосфера. Особливо важливим є його у складі повітря. Адже саме цей фактор дозволяє існувати на нашій планеті життєвим формам, зокрема й людині.

Склад повітря, яким ми дихаємо, надзвичайно неоднорідний. Він включає як постійні компоненти, так і змінні. До незмінних і завжди присутніх належать:

• вуглекислий газ;
• кисень;
• азот;
• благородні гази.

До змінних можна віднести пари води, частинки пилу, сторонні гази (вихлопні, продукти горіння, гниття та інші), рослинний пилок, бактерії, грибки та інші.

Значення кисню у природі

Дуже важливо, скільки кисню міститься у природі. Адже відомо, що на деяких супутниках великих планет (Юпітер, Сатурн) було виявлено слідову кількість цього газу, проте очевидного життя там немає. Наша Земля має достатню кількість, яка в поєднанні з водою дає можливість існувати всім живим організмам.

Крім того, що він є активним учасником дихання, кисень ще проводить незліченну кількість реакцій окислення, внаслідок яких вивільняється енергія для життя.

Основними постачальниками цього унікального газу у природі є зелені рослини та деякі види бактерій. Завдяки їм підтримується постійний баланс кисню та вуглекислого газу. Крім того, озон вибудовує захисний екран над усією Землею, який не дозволяє проникати великій кількості ультрафіолетового випромінювання, що знищує.

Лише деякі види анаеробних організмів (бактерії, грибки) здатні жити поза атмосферою кисню. Однак їх набагато менше, ніж тих, хто дуже його потребує.

Використання кисню та озону у промисловості

Основні галузі використання алотропних модифікацій кисню у промисловості такі.

1. Металургія (для зварювання та вирізування металів).
2. Медицина.
3. Сільське господарство.
4. Як ракетне паливо.
5. Синтез багатьох хімічних сполук, зокрема вибухових речовин.
6. Очищення та знезараження води.

Складно назвати хоча б один процес, у якому не бере участі цей великий газ, унікальна речовина – кисень.

Вступ

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

Фізичні властивості кисню

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

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

Кисень. Хімічні властивості

Перше, з чого починається хімічна характеристика елемента – його становище у періодичній системі Д. І. Менделєєва. Отже, кисень знаходиться у 2 періоді 6 групі головній підгрупі під номером 8. Його атомна маса - 16 а.е.м, він є неметал.

У неорганічній хімії його бінарні сполуки з іншими елементами об'єднали в окремий оксиди. Кисень може утворювати хімічні сполуки як із металами, і з неметалами.

Поговоримо про його отримання у лабораторіях.

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

1. Електроліз води:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

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

2HgO = 2Hg + O 2

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

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Застосування кисню

Із хімічними властивостями ми закінчили. Тепер настав час поговорити про застосування кисню в житті людини. Він потрібний для спалювання палива в електричних та теплових станціях. Його використовують для отримання сталі з чавуну та металобрухту, для зварювання та різання металу. Кисень потрібен для масок пожежних, для балонів водолазів, застосовується у чорній та кольоровій металургі та навіть у виготовленні вибухових речовин. Також у харчовій промисловості кисень відомий як харчова добавка Е948. Здається, немає галузі, де б він не використовувався, але найважливішу роль він відіграє в медицині. Там він так і називається – "кисень медичний". Для того, щоб кисень був придатний для використання, його попередньо стискають. Фізичні властивості кисню сприяють з того що його можна стиснути. У подібному вигляді він зберігається всередині балонів, подібних до таких.

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

Ком у горлі — це кисень. З'ясовано, що в стані стресу розширюється голосова щілина. Вона знаходиться посередині гортані, обмежена двома м'язовими складками.

Вони і тиснуть на довколишні тканини, створюючи відчуття кома в горлі. Розширення щілини – наслідок підвищеного споживання кисню. Він допомагає впоратися зі стресом. Так що горезвісний ком у горлі можна назвати кисневим.

8-й елемент таблиці звичний у формі. Але, буває і рідкий кисень. Елементу такому стані магнітиться. Втім, про властивості кисню та плюси, які з них можна отримати, поговоримо в основній частині .

Властивості кисню

За рахунок магнітних властивостей кисень переміщають за допомогою потужних. Якщо говорити про елемент у звичному стані, він сам здатний переміщати, зокрема, електрони.

Власне, на окисно-відновному потенціалі речовини будується система дихання. Кисень у ній – кінцевий акцептор, тобто приймаючий агент.

Донорами є ферменти. Речовини, окислені киснем, виділяються у зовнішнє середовище. Це вуглекислий. За годину його виробляється від 5 до 18 літрів.

Ще 50 г виходить води. Тож рясне пиття – обґрунтована рекомендація медиків. Плюсом, побічними продуктами дихання служать близько 400 речовин. Серед них є ацетон. Його виділення посилюється за низки захворювань, наприклад, діабеті.

У процесі дихання бере участь проста модифікація кисню – Про 2 . Це двоатомна молекула. У ній 2 неспарені електрони. Обидва знаходяться на орбіталях, що розпушують.

На них більший енергетичний заряд, ніж на зв'язуючих. Тому молекула кисню легко розпадається на атоми. Енергія дисоціації доходить майже до 500 кілоджоулів на моль.

У природних умовах кисень – газіз майже інертними молекулами. У них сильний міжатомний зв'язок. Процеси окислення протікають ледь помітно. Для прискорення реакцій необхідні каталізатори. У організмі ними виступають ферменти. Вони провокують утворення радикалів, які й порушують ланцюговий процес.

Каталізатором хімічних реакцій із киснем може стати температура. 8-ий елемент реагує навіть на невеликий нагрів. Спека дає реакції з воднем, метаном та іншими горючими газами.

Взаємодії протікають із вибухами. Недарма ж вибухнув один із перших в історії людства дирижаблів. Він наповнювався воднем. Повітряне судно звалося «Гінденбург», аварія зазнала 1937-го.

Нагрів дозволяє кисню створювати зв'язки з усіма елементами таблиці Менделєєва, крім інертних газів, тобто аргону, неону та гелію. До речі, гелій став заміною для заповнення дирижаблів.

У реакції газ не вступає, тільки коштує дорого. Але, повернемося до героя статті. Кисень – хімічний елемент, що взаємодіє з металами вже при кімнатній температурі.

Її достатньо для контакту з деякими складними сполуками. До останніх належать оксиди азоту. А ось із простим азотом хімічний елемент кисеньреагує лише при 1 200 градусах Цельсія.

Для реакцій героя статті з неметалами потрібне нагрівання хоча б до 60 градусів Цельсія. Цього досить, наприклад, контакту з фосфором. Із сірою герой статті взаємодіє вже за 250 градусів. До речі, сірка входить до елементи підгрупи кисню. Вона головна у 6-ій групі таблиці Менделєєва.

З вуглецем кисень взаємодіє при 700-800 градусах Цельсія. Мається на увазі окислення графіту. Цей мінерал – одна із кристалічних форм вуглецю.

До речі, окислення – роль кисню у будь-яких реакціях. Більшість із них протікає з виділенням світла та тепла. Простіше кажучи, взаємодія речовин призводить до горіння.

Біологічна активність кисню зумовлена ​​розчинністю у питній воді. При кімнатній температурі в ній дисоціюють 3 мл 8-ї речовини. Розрахунок ведеться на 100 мілілітрів води.

Великі показники елемент показує в етанолі та ацетоні. Вони розчиняються 22 грама кисню. Максимальна дисоціація спостерігається в рідинах, що містять фтор, наприклад, перфторбутитетрагидрофуране. На 100 його мілілітрів розчиняються майже 50 г 8-го елемента.

Говорячи про розчинений кисень, згадаємо його ізотопи. Атмосферному зараховано 160-ий номер. Його у повітрі 99,7%. 0,3% припадають на ізотопи 170 і 180. Їхні молекули важчі.

Зв'язуючись з ними, вода важко перетворюється на пароподібний стан. Ось у повітря і піднімається лише 160 модифікація 8-го елемента. Важкі ізотопи залишаються у морях та океанах.

Цікаво, що крім газоподібного та рідкого станів, кисень буває твердим. Він, як і рідка версія, утворюється за мінусових температур. Для рідкого кисню потрібні -182 градуси, а для кам'яного мінімум -223.

Остання температура дає кубічні грати кристалів. Від -229 до -249 градусів Цельсія кристалічна структура кисню вже гексагональна. Штучно отримані та інші модифікації. Проте, їм крім понижених температур потрібен підвищений тиск.

У звичному стані кисень відноситься до елементівз двома атомами, не має кольору та запаху. Однак, існує 3-атомний різновид героя статті. Це озон.

У нього з'являється свіжий аромат. Він приємний, але токсичний. Відмінністю від звичайного кисню є також велика маса молекул. Атоми сходяться воєдино за грозових розрядів.

Тому запах озону відчувається після злив. Відчутний аромат і на великих висотах 10-30 кілометрів. Там утворення озону провокує ультрафіолет. Атоми кисню захоплюють випромінювання сонця, поєднуючись у великі молекули. Це, власне, захищає людство від радіації.

Видобуток кисню

Промисловці добувають героя статті з повітря. Його очищають від пари води, чадного газу та пилу. Потім повітря зріджують. Після очищення залишається лише азот та кисень. Перший випаровується при -192 градусах.

Кисень залишається. Проте, російські вчені виявили криницю вже зрідженого елемента. Знаходиться він у мантії Землі. Її ще називають геосферою. Розташований шар під твердою корою планети та її ядром.

Встановити там кисень знак елементдопоміг лазерний прес. Працювали з ним у синхротронному центрі DESY. Він знаходиться у Німеччині. Дослідження проводилися спільно з німецькими вченими. Водночас підрахували, що вміст кисню в передбачуваному прошарку манії у 8-10 разів більший, ніж в атмосфері.

Уточнимо практику обчислення глибинних річок кисню. Фізики працювали із оксидом заліза. Здавлюючи і нагріваючи його, вчені отримували нові оксиди металу, невідомі раніше.

Коли справа сягнула тисячоградусних температур і тиску, що перевищує атмосферне в 670 000 разів, вийшло з'єднання Fe 25 O 32 . Описано умови серединних верств геосфери.

Реакція перетворення оксидів відбувається з глобальним викидом кисню. Слід припускати, що теж відбувається усередині планети. Залізо – типовий для мантії елемент.

З'єднання елемента з киснемтеж характерно. Нетипова версія, що атмосферний газ – за мільйони років, що просочився з-під землі, і накопичився біля її поверхні.

Грубо кажучи, вчені поставили під сумнів чільну роль рослин у освіті кисню. Зелень може давати лише частину газу. В цьому випадку боятися потрібно не тільки знищення флори, а й охолодження ядра планети.

Зниження температури мантії може блокувати процес утворення кисню. Масова часткайого в атмосфері теж піде на спад, а натомість і життя на планеті.

Питання, як видобувати кисень із манії, не стоїть. Пробурити землю на глибину понад 7000-8000 кілометрів неможливо. Залишається чекати поки що герой статті просочитися до поверхні сам і витягувати його з атмосфери.

Застосування кисню

Активно застосовувати кисень у промисловості почали з винаходом турбодетандерів. Вони з'явилися у середині минулого століття. Пристрої зріджують повітря та поділяють його. Власне, це установки для видобутку кисню.

Якими елементами утвореноколо «спілкування» героя статті? По-перше, це метали. Мова не про пряму взаємодію, а про розплавлення елементів. Кисень додають у пальники для максимально ефективного спалювання палива.

У результаті метали швидше розм'якшуються, змішуючись в метали. Без кисню, наприклад, не обходиться конвекторний метод виробництва стали. Звичайне повітря як розпал малоефективне. Не обходиться без зрідженого газу в балонах та різання металів.

Кисень як хімічний елемент було відкритота фермерами. У зрідженому вигляді речовина потрапляє у коктейлі для тварин. Вони активно додають у вазі. Зв'язок між киснем та масою тварин простежується у Кам'яновугільному періоді розвитку Землі.

Епоха відзначена жарким кліматом, великою кількістю рослин, а отже, і 8-го газу. У результаті по планеті повзали сороконіжки під 3 метри завдовжки. Знайдено скам'янілість комах. Схема працює у сучасності. Дай тварині постійну добавку до звичної порції кисню, отримаєш нарощування біологічної маси.

Медики запасаються киснем у балонах для усунення, тобто зупинки нападів астми. Газ потрібний і при усуненні гіпоксії. Так називають кисневе голодування. Допомагає восьмий елемент, так само, при недугах шлунково-кишкового тракту.

У цьому випадку ліками стають кисневі коктейлі. В інших випадках речовину подають пацієнтам у прогумованих подушках, або через спеціальні трубки та маски.

У хімічній промисловості герой статті – окислювач. Про реакції, в яких може брати участь 8-й елемент, вже йшлося. Характеристика киснюпозитивно розглянуто, наприклад, у ракетобудуванні.

Героя статті обрали окислювачем палива кораблів. Найпотужнішою окисною сумішшю визнано з'єднання обох модифікацій 8-го елемента. Тобто ракетне паливо взаємодіє зі звичайним киснем та озоном.

Ціна кисню

Героя статті продають у балонах. Вони забезпечують зв'язок елемент. З киснемможна придбати балони 5, 10, 20, 40, 50 літрів. Загалом стандартний крок між обсягами тар в 5-10 літрів. Розкид цін на 40-літровий варіант, наприклад, від 3000 до 8500 рублів.

Поруч із високими цінниками, як правило, стоїть вказівка ​​дотриманого ГОСТу. Його номер - "949-73". В оголошеннях з бюджетною вартістю балонів ДЕРЖСТАНДАРТ прописаний рідко, що насторожує.

Транспортування кисню у балонах

Якщо ж говорити у філософському плані, кисень безцінний. Елемент є основою життя. За організмом людини кисень транспортує залізо. Зв'язування елементів називається гемоглобіном. Його нестача – анемія.

Захворювання має серйозні наслідки. Перше – зниження імунітету. Цікаво, що деякі тварини кисень крові переноситься не залізом. У мечехвістів, наприклад, доставку 8-го елемента до органів здійснює мідь.

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.