Знаходження кисню. Електронна будова атома кисню

Кисень– хімічний елемент, властивості якого будуть розглянуті у кількох параграфах. Звернемося до Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Елемент кисень розташований у 2 періоді, VI групі, головній підгрупі.

Саме там зазначено, що відносна атомна маса кисню дорівнює 16.

За порядковим номером кисню в Періодичній Системі можна легко визначити кількість електронів, що містяться в атомі, заряд ядра атома кисню, кількість протонів.

Валентність кисню у більшості сполук дорівнює II. Атом кисню може приєднувати два електрони і перетворюватися на іон: O0 + 2? = O−2.

Варто відзначити, що кисень – найпоширеніший елемент на нашій планеті. Кисень входить до складу води. Морські та прісні води на 89% по масі складаються з кисню. Кисень входить до складу безлічі мінералів та гірських порід. Масова частка кисню у земній корі становить близько 47%. У повітрі кисню міститься близько 23% за масою.

Фізичні властивості кисню

При взаємодії двох атомів кисню утворюється стійка молекула простої речовини кисню O2. Ця проста речовина, як і елемент, називається киснем. Не плутайте кисень-елемент, і кисень – проста речовина!

За фізичними властивостями кисень– безбарвний газ без запаху та смаку. Практично нерозчинний у воді (при кімнатній температурі та нормальному атмосферному тиску розчинність кисню становить близько 8 мг на літр води).

Кисень розчинний у воді - в 1 л води при температурі 20 ° С розчиняється 31 мл кисню (0,004% за масою). Однак цієї кількості достатньо для дихання риб, що живуть у водоймах. Газоподібний кисень трохи важчий за повітря: 1 л повітря при температурі 0°С та звичайному тиску важить 1,29 г, а 1 л кисню – 1,43 г.

Кисень виявляє цікаві властивості при сильному охолодженні. Так, за температури -183 ° Скисень конденсується в прозору рухому рідину блідо-блакитного кольору.

Якщо рідкий кисень охолодити ще сильніше, то за температури -218 ° Скисень «замерзає» як синіх кристалів. Якщо температуру поступово підвищувати, то при -218 ° С,твердий кисень почне плавиться, а при -183 ° С- Закипить. Отже, температури кипіння та конденсації, а також температури замерзання та плавлення для речовин є однаковими.

Для зберігання та транспортування рідкого кисню використовують так звані судини Дьюара. Судини Дьюара використовують для зберігання та транспортування рідин, температура яких повинна тривалий час залишатися постійною. Посудина Дьюара носить ім'я його винахідника, шотландського фізика та хіміка Джеймса Дьюара.

Найпростішою судиною Дьюара є побутовий термос.Пристрій судини досить простий: це колба, поміщена у велику колбу. З герметичного простору між колбами відкачується повітря. Завдяки відсутності повітря між стінками колб, рідина, налита у внутрішню колбу, тривалий час не остигає або нагрівається.

Кисень - парамагнітна речовина, тобто в рідкому та твердому станах він притягується магнітом

У природі існує ще одна проста речовина, що складається з атомів кисню. Це озон. Хімічна формула озону О3.Озон, як і кисень, у звичайних умовах – газ. Озон утворюється у атмосфері під час грозових розрядів. Характерний запах свіжості після грози є запахом озону.

Якщо озон отримати в лабораторії та зібрати значну кількість його, то у великих концентраціях озон матиме різкий неприємний запах. Отримують озон у лабораторії у спеціальних приладах – озонаторах. Озонатор- Скляна трубка, в яку подають струм кисню, і створюють електричний розряд. Електричний розряд перетворює кисень на озон:

На відміну від безбарвного кисню озон – газ блакитного кольору. Розчинність озону у воді становить близько 0,5 л газу на 1 літр води, що значно більше ніж у кисню. З урахуванням цієї властивості озон застосовується для знезараження питної води, оскільки має згубну дію на хвороботворні мікроорганізми.

При низьких температурах озон веде себе аналогічно кисню.При температурі -112 ° С він конденсується в рідину фіолетового кольору, а при температурі -197 ° С кристалізується у вигляді темно-фіолетових, майже чорних кристалів

Отже, можна дійти невтішного висновку, що атоми однієї й тієї ж хімічного елемента можуть утворювати різні прості речовини.

Явище існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією.

Прості речовини, утворені одним і тим самим елементом, називають алотропними модифікаціями

Значить, кисень та озон – алотропні модифікації хімічного елемента кисню.Існують дані, що при наднизьких температурах, рідкому або твердому стані кисень може існувати у вигляді молекул О4 і О8.

Кругообіг кисню в природі

Кількість кисню у атмосфері постійно. Отже, кисень, що витрачається, постійно поповнюється новим.

Найважливішими джерелами кисню у природі є вуглекислий газ і вода. Кисень потрапляє в атмосферу головним чином в результаті процесу фотосинтезу, що протікає в рослинах, згідно зі схемою реакції:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Кисень може утворюватися і у верхніх шарах атмосфери Землі: внаслідок дії сонячного випромінювання водяні пари частково розкладаються з утворенням кисню.

Кисень витрачається при диханні, спалюванні палива, окисненні різних речовин у живих організмах, окисненні неорганічних речовин, що містяться в природі. Велика кількість кисню витрачається у технологічних процесах, таких як, наприклад, виплавка сталі.

Кругообіг кисню в природі можна представити у вигляді схеми:

Кисень- Елемент VI групи, головної підгрупи, 2 періоду Періодичної Системи Д.І. Менделєєва
Елемент кисень утворює в природі дві алотропні модифікації: кисень О2 та озон О3
Явлення існування хімічного елемента як кількох простих речовин називається алотропией
Прості речовини називають алотропними модифікаціями
Кисень та озон мають різні фізичні властивості.
Кисень- Безбарвний газ без запаху, смаку, практично не розчинний у воді, при температурі -183 ° С конденсується в блідо-блакитну рідину. При температурі -218 ° С кристалізується у вигляді кристалів синього кольору
Озон– газ синього кольору із різким неприємним запахом. Добре розчинний у воді. При температурі -112 ° С конденсується у фіолетову рідину, кристалізується у вигляді темно-фіолетових, майже чорних кристалів, при температурі -197 ° С
Рідкий кисень, озон та інші гази зберігають у судинах Дьюара

КИСЛОРОД (латинський Oxygenium), О, хімічний елемент VI групи короткої форми (16-ї групи довгої форми) періодичної системи, відноситься до халькогенів; атомний номер 8, атомна маса 159994. Природний кисень складається з трьох ізотопів: 16 (99,757%), 17 (0,038%) і 18 (0,205%). Переважання в суміші ізотопів найлегшого 16 Про пов'язано з тим, що ядро атома 16 Про складається з 8 протонів та 8 нейтронів. Рівна кількість протонів і нейтронів обумовлює високу енергію їхнього зв'язку в ядрі і найбільшу стабільність ядер 16 Про проти іншими. Штучно отримані радіоізотопи з масовими числами 12-26.

Історична довідка.Кисень отримали в 1774 незалежно К. Шееле (шляхом прожарювання нітратів калію КNО 3 і натрію NaNO 3 , діоксиду марганцю MnO 2 та інших речовин) і Дж. Прістлі (при нагріванні тетраоксиду свинцю Pb 3 Про 4 і оксиду ртуті HgO). Пізніше, коли було встановлено, що кисень входить до складу кислот, А. Лавуазьє запропонував назву oxygène (від грецького όχύς - кислий і γεννάω - народжую, звідси й російська назва "кисень").

Поширеність у природі.Кисень - найпоширеніший хімічний елемент Землі: вміст хімічно пов'язаного кисню у гідросфері становить 85,82% (переважно як води), у земної корі -49% по масі. Відомо понад 1400 мінералів, до складу яких входить кисень. Серед них переважають мінерали, утворені солями кисневмісних кислот (найважливіші класи - природні карбонати, силікати природні, природні сульфати, фосфати природні), і гірські породи на їх основі (наприклад, вапняк, мармур), а також різні оксиди природні, гідроксиди природ породи (наприклад базальт). Молекулярний кисень становить 20,95% за обсягом (23,10% за масою) земної атмосфери. Кисень атмосфери має біологічне походження та утворюється в зелених рослинах, що містять хлорофіл, з води та діоксиду вуглецю при фотосинтезі. Кількість кисню, що виділяється рослинами, компенсує кількість кисню, що витрачається у процесах гниття, горіння, дихання.

Кисень - біогенний елемент - входить до складу найважливіших класів природних органічних сполук (білків, жирів, нуклеїнових кислот, вуглеводів та ін.) та до складу неорганічних сполук скелета.

Властивості. Будова зовнішньої електронної оболонки атома кисню 2s 2 2р 4; у сполуках виявляє ступеня окиснення -2, -1, рідко +1, +2; електронегативність за Полінгом 3,44 (найбільш електронегативний елемент після фтору); атомний радіус 60 пм; радіус іона Про 2 -121 пм (координаційне число 2). У газоподібному, рідкому та твердому станах кисень існує у вигляді двоатомних молекул О 2 . Молекули О2 парамагнітні. Існує також алотропна модифікація кисню - озон, що складається з трихатомних молекул 3 .

В основному стан атом кисню має парну кількість валентних електронів, два з яких не спарених. Тому кисень, що не має низької енергії вакантної d-opбіталі, в більшості хімічних сполук двовалентний. Залежно від характеру хімічного зв'язку та типу кристалічної структури сполуки координаційне число кисню може бути різним: О (атомарний кисень), 1 (наприклад, О 2 , СО 2), 2 (наприклад, Н 2 О, Н 2 О 2), 3 (наприклад, Н 3 Про +), 4 (наприклад, оксоацетати Be та Zn), 6 (наприклад, MgO, CdO), 8 (наприклад, Na 2 Про, Cs 2 Про). За рахунок невеликого радіусу атома кисень здатний утворювати міцні π-зв'язки з іншими атомами, наприклад з атомами кисню (О 2, 3), вуглецю, азоту, сірки, фосфору. Тому для кисню один подвійний зв'язок (494 кДж/моль) енергетично вигідніший, ніж дві прості (146 кДж/моль).

Парамагнетизм молекул Про 2 пояснюється наявністю двох неспарених електронів з паралельними спинами на двічі вироджених розпушують π*-орбіталях. Оскільки на зв'язувальних орбіталях молекули перебуває на чотири електрони більше, ніж на розпушують, порядок зв'язку О 2 дорівнює 2, тобто зв'язок між атомами кисню подвійна. Якщо при фотохімічній або хімічній дії на одній π*-орбіталі виявляються два електрони з протилежними спинами, виникає перше збуджене стан, енергії розташоване на 92 кДж/моль вище основного. Якщо при збудженні атома кисню два електрони займають дві різні π*-орбіталі та мають протилежні спини, виникає другий збуджений стан, енергія якого на 155 кДж/моль більша, ніж основного. Порушення супроводжується збільшенням міжатомних відстаней О-О: від 120,74 пм в основному стані до 121,55 пм для першого та до 122,77 пм для другого збудженого стану, що, у свою чергу, призводить до послаблення зв'язку О-О та до посилення хімічної активності кисню. Обидва збуджені стани молекули О 2 відіграють важливу роль у реакціях окислення в газовій фазі.

Кисень - газ без кольору, запаху та смаку; t пл -218,3 ° С, t кип -182,9 ° С, щільність газоподібного кисню 1428,97 кг/дм 3 (при 0 ° С та нормальному тиску). Рідкий кисень – блідо-блакитна рідина, твердий кисень – синя кристалічна речовина. При 0 °С теплопровідність 24,65-10 -3 Вт/(мК), молярна теплоємність при постійному тиску 29,27 Дж/(моль К), діелектрична проникність газоподібного кисню 1,000547, рідкого 1,491. Кисень погано розчинний у воді (3,1% кисню за обсягом при 20°С), добре розчинний у деяких фторорганічних розчинниках, наприклад, перфтордекаліні (4500% кисню за обсягом при 0°С). Значна кількість кисню розчиняють шляхетні метали: срібло, золото та платина. Розчинність газу в розплавленому сріблі (2200% за обсягом при 962 ° С) різко знижується зі зменшенням температури, тому при охолодженні на повітрі розплав срібла «закипає» і розбризкується внаслідок інтенсивного виділення розчиненого кисню.

Кисень має високу реакційну здатність, сильний окислювач: взаємодіє з більшістю простих речовин за нормальних умов, в основному з утворенням відповідних оксидів (багато реакцій, що протікають повільно при кімнатній і нижчих температурах, при нагріванні супроводжуються вибухом і виділенням великої кількості теплоти). Кисень взаємодіє за нормальних умов з воднем (утворюється вода Н 2 Про; суміші кисню з воднем вибухонебезпечні - дивись Гримучий газ), при нагріванні - з сіркою (сірки діоксид SO 2 і сірки триоксид SO 3), вуглецем (вуглецю оксид СО, вуглецю діоксид СО 2), фосфором (фосфору оксиди), багатьма металами (оксиди металів), особливо легко з лужними і лужноземельними (в основному пероксиди і надпероксиди металів, наприклад пероксид барію ВА 2 надпероксид калію КО 2). З азотом кисень взаємодіє при температурі вище 1200 ° С або за впливу електричного розряду (утворюється монооксид азоту NO). Сполуки кисню з ксеноном, криптоном, галогенами, золотом і платиною отримують непрямим шляхом. Кисень не утворює хімічних сполук із гелієм, неоном та аргоном. Рідкий кисень також є сильним окислювачем: просочена ним вата при підпалюванні миттєво згоряє, деякі леткі органічні речовини здатні самозаймисти, коли знаходяться на відстані кількох метрів від відкритої посудини з рідким киснем.

Кисень утворює три іонні форми, кожна з яких визначає властивості окремого класу хімічних сполук: Про 2 - супероксидів (формальний ступінь окислення атома кисню -0,5), Про 2 - пероксидних сполук (ступінь окислення атома кисню -1, наприклад водню пероксид Н 2 Про 2), Про 2 - оксидів (ступінь окислення атома кисню -2). Позитивні ступені окислення +1 і +2 кисень виявляє у фторидах Про 2 F 2 та OF 2 відповідно. Фториди кисню нестійкі, є сильними окислювачами та реагентами, що фторують.

Молекулярний кисень є слабким лігандом і приєднується до деяких комплексів Fe, C, Mn, Cu. Серед таких комплексів найбільш важливим є залізопорфірин, що входить до складу гемоглобіну - білка, який здійснює перенесення кисню в організмі теплокровних.

Біологічна роль. Кисень як у вільному вигляді, так і у складі різних речовин (наприклад, ферментів оксидаз та оксидоредуктаз) бере участь у всіх окислювальних процесах, що протікають у живих організмах. В результаті виділяється велика кількість енергії, що витрачається у процесі життєдіяльності.

Отримання. У промислових масштабах кисень виробляють шляхом зрідження та фракційної перегонки повітря (дивись у статті Повітря поділ), а також електролізом води. У лабораторних умовах кисень одержують розкладанням при нагріванні пероксиду водню (2Р 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2), оксидів металів (наприклад, оксиду ртуті: 2HgO = 2Hg + О 2), солей кисневмісних кислот-окислювачів (наприклад, хлорату кал : 2КlO 3 = 2KCl + 3О 2 перманганату калію: 2KMnO 4 = До 2 MnO 4 + MnO 2 + О 2), електролізом водного розчину NaOH. Газоподібний кисень зберігають і транспортують у сталевих балонах, забарвлених у блакитний колір, при тиску 15 і 42 МПа, рідкий кисень - у металевих судинах Дьюара або спеціальних цистернах-танках.

Застосування. Технічний кисень використовують як окислювач у металургії (дивись, наприклад, Киснево-конвертерний процес), при газополум'яній обробці металів (дивись, наприклад, Кисневе різання), в хімічній промисловості при отриманні штучного рідкого палива, мастил, азотної та сірчаної кислот, метанолу, аміаку та аміачних добрив, пероксидів металів та ін. Чистий кисень використовують у киснево-дихальних апаратах на космічних кораблях, підводних човнах, при підйомі на великі висоти, проведенні підводних робіт, у лікувальних цілях у медицині (дивись у статті Оксигенотерапія). Рідкий кисень застосовують як окислювач ракетного палива, при вибухових роботах. Водні емульсії розчинів газоподібного кисню в деяких фторорганічних розчинниках запропоновано використовувати як штучні кровозамінники (наприклад, перфторан).

Літ.: Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003; Дроздов А. А., Зломанів Ст П., Мазо Г. Н., Спиридонів Ф. М. Неорганічна хімія. М., 2004. Т. 2; Шрайвер Д., Еткінс П. Неорганічна хімія. М., 2004. Т. 1-2.

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

З моменту появи хімії людству стало зрозуміло, що все довкола складається з речовини, до складу якої входять хімічні елементи. Різноманітність речовин забезпечується різними сполуками найпростіших елементів. На сьогодні відкрито та внесено до періодичної таблиці Д. Менделєєва 118 хімічних елементів. Серед них варто виділити низку провідних, наявність яких визначила появу органічного життя Землі. До цього переліку входять: азот, вуглець, кисень, водень, сірка та фосфор.

Кисень: історія відкриття

Всі ці елементи, а також низка інших, сприяли розвитку еволюції життя на нашій планеті у тому вигляді, в якому ми зараз спостерігаємо. Серед усіх компонентів саме кисню у природі більше інших елементів.

Кисень як окремий елемент був відкритий 1 серпня 1774 В ході експерименту з отримання повітря з окалини ртуті шляхом нагрівання за допомогою звичайної лінзи він виявив, що свічка горить надзвичайно яскравим полум'ям.

Довгий час Прістлі намагався знайти цьому розумне пояснення. На той момент цьому явищу було названо «друге повітря». Дещо раніше винахідник підводного човна К. Дреббель на початку XVII століття виділив кисень і використав його для дихання у своєму винаході. Але його досліди не вплинули на розуміння того, яку роль відіграє кисень у природі енергообміну живих організмів. Проте вченим, який офіційно відкрив кисень, визнано французького хіміка Антуана Лорана Лавуазьє. Він повторив експеримент Прістлі і зрозумів, що газ, що утворюється, є окремим елементом.

Кисень взаємодіє практично з усіма простими та крім інертних газів та благородних металів.

Знаходження кисню у природі

Серед усіх елементів нашої планети найбільшу частку займає кисень. Поширення кисню у природі дуже різноманітне. Він присутній як у зв'язаному вигляді, так і у вільному. Як правило, будучи сильним окислювачем, він перебуває у зв'язаному стані. Знаходження кисню у природі як окремого незв'язаного елемента зафіксовано лише у атмосфері планети.

Міститься у вигляді газу і є сполукою двох атомів кисню. Складає близько 21% загального обсягу атмосфери.

Кисень у повітрі, крім звичайної форми, має ізотропну форму як озону. складається із трьох атомів кисню. Блакитний колір піднебіння безпосередньо пов'язаний з наявністю цієї сполуки у верхніх шарах атмосфери. Завдяки озону, жорстке короткохвильове випромінювання від Сонця поглинається і потрапляє на поверхню.

У разі відсутності озонового шару органічне життя було б знищено, подібно до підсмаженої їжі в мікрохвильовій печі.

У гідросфері нашої планети цей елемент знаходиться у зв'язаному вигляді із двома і утворює воду. Частка вмісту кисню в океанах, морях, річках та підземних водах оцінюється близько 86-89%, з урахуванням розчинених солей.

У земній корі кисень знаходиться у зв'язаному вигляді і є найпоширенішим елементом. Його частка становить близько 47%. Знаходження кисню у природі не обмежується оболонками планети, цей елемент входить до складу всіх органічних істот. Його частка в середньому сягає 67% від загальної маси всіх елементів.

Кисень - основа життя

Через високу окисну активність кисень досить легко з'єднується з більшістю елементів і речовин, утворюючи оксиди. Висока окисна здатність елемента забезпечує всім відомий процес горіння. Кисень також бере участь у процесах повільного окиснення.

Роль кисню у природі як сильного окислювача незамінна у процесі життєдіяльності живих організмів. Завдяки цьому хімічному процесу відбувається окислення речовин із виділенням енергії. Її живі організми використовують для своєї життєдіяльності.

Рослини – джерело кисню в атмосфері

На початковому етапі утворення атмосфери нашій планеті існуючий кисень перебував у зв'язаному стані, як двоокису вуглецю (вуглекислий газ). Згодом з'явилися рослини, здатні поглинати вуглекислий газ.

Цей процес став можливим завдяки виникненню фотосинтезу. Згодом, у ході життєдіяльності рослин, за мільйони років в атмосфері Землі накопичилася велика кількість вільного кисню.

На думку вчених, у минулому його масова частка сягала близько 30%, у півтора рази більше, ніж зараз. Рослини, як у минулому, так і зараз, суттєво вплинули на кругообіг кисню в природі, забезпечивши тим самим різноманітну флору та фауну нашої планети.

Значення кисню у природі непросто величезне, а першочергово. Система метаболізму тваринного світу чітко спирається на наявність кисню у атмосфері. За його відсутності життя стає неможливим у тому вигляді, в якому ми знаємо. Серед мешканців планети залишаться лише анаеробні (здатні жити без кисню) організми.

Інтенсивний у природі забезпечений тим, що він знаходиться у трьох агрегатних станах у поєднанні з іншими елементами. Будучи сильним окислювачем, він дуже легко переходить з вільної форми у зв'язану. І тільки завдяки рослинам, які шляхом фотосинтезу розщеплюють вуглекислий газ, він є у вільній формі.

Процес дихання тварин і комах заснований на отриманні незв'язаного кисню для окислювально-відновних реакцій з подальшим отриманням енергії для забезпечення життєдіяльності організму. Знаходження кисню в природі, пов'язаного та вільного, забезпечує повноцінну життєдіяльність всього живого на планеті.

Еволюція та «хімія» планети

Еволюція життя на планеті спиралася на особливості складу атмосфери Землі, складу мінералів та наявності води у рідкому стані.

Хімічний склад кори, атмосфери та наявність води стали основою зародження життя на планеті та визначили напрямок еволюції живих організмів.

Спираючись на наявну «хімію» планети, еволюція прийшла до вуглецевого органічного життя на основі води як розчинника хімічних речовин, а також використання кисню як окислювача з метою одержання енергії.

Інша еволюція

На даному етапі сучасна наука не спростовує можливість життя в інших середовищах, відмінних від земних умов, де за основу побудови органічної молекули можна взяти кремній або миш'як. А середовище рідини, як розчинника, може бути сумішшю рідкого аміаку з гелієм. Щодо атмосфери, то вона може бути представлена у вигляді газоподібного водню з домішкою гелію та інших газів.

Які метаболічні процеси можуть бути за таких умов, сучасна наука поки що не в змозі змоделювати. Однак такий напрямок еволюції життя цілком допустимий. Як доводить час, людство постійно стикається з розширенням меж нашого розуміння навколишнього світу та життя в ньому.

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.