Физические и химические свойства кислорода

Архив уроков › Химия 8 класс

В уроке 18 «Физические и химические свойства кислорода» из курса «Химия для чайников» выясним, какие физические и химические свойства имеет кислород и узнаем о реакциях горения.

Как у любого химического вещества, у кислорода есть свой набор физических и химических свойств, по которым его можно отличить от других веществ.

Физические свойства

По своим физическим свойствам простое вещество кислород относится к неметаллам. При нормальных условиях он находится в газообразном агрегатном состоянии. Кислород не имеет цвета, запаха и вкуса. Масса кислорода объемом 1 дм3 при н. у. равна примерно 1,43 г.

При температуре ниже −183 °С кислород превращается в голубую жидкость, а при −219 °С эта жидкость переходит в твердое вещество. Это означает, что температура кипения кислорода равна: t кип.= −183 °С, а температура плавления составляет: t пл.= −219 °С. Кислород плохо растворяется в воде.

Химические свойства

Кислород является химически активным веществом. Он способен вступать в реакции с множеством других веществ, однако для протекания большинства этих реакций необходима более высокая, чем комнатная, температура. При нагревании кислород реагирует с неметаллами и металлами.

Если стеклянную колбу наполнить кислородом и внести в нее ложечку с горящей серой, то сера вспыхивает с образованием яркого пламени и быстро сгорает (рис. 80).

Химическую реакцию, протекающую в этом случае, можно описать следующим уравнением:

В результате реакции образуется вещество SO2, которое называется сернистым газом. Сернистый газ имеет резкий запах, который вы ощущаете при зажигании обычной спички. Это говорит о том, что в состав головки спички входит сера, при горении которой и образуется сернистый газ.

Подожженный красный фосфор в колбе с кислородом вспыхивает еще ярче и быстро сгорает, образуя густой белый дым (рис. 81).

При этом протекает химическая реакция:

Белый дым состоит из маленьких твердых частиц продукта реакции — P2O5.

Если в колбу с кислородом внести тлеющий уголек, состоящий в основном из углерода, то он также вспыхивает и сгорает ярким пламенем (рис. 82).

Протекающую химическую реакцию можно представить следующим уравнением:

Продуктом реакции является CO2, или углекислый газ, с которым вы уже знакомы. Доказать образование углекислого газа можно, добавив в колбу немного известковой воды. Помутнение свидетельствует о присутствии CO2 в колбе.

Возгорание уголька можно использовать для отличия кислорода от других газов. Если в сосуд (колбу, пробирку) с газом внести тлеющий уголек и он вспыхнет, то это указывает на наличие в сосуде кислорода.

Кроме неметаллов, с кислородом реагируют и многие металлы. Внесем в колбу с кислородом раскаленную стальную проволоку, состоящую в основном из железа. Проволока начинает ярко светиться и разбрасывать в разные стороны раскаленные искры, как при горении бенгальского огня (рис. 83).

При этом протекает следующая химическая реакция:

В результате реакции образуется вещество Fe3O4 (железная окалина). В состав формульной единицы этого вещества входят три атома железа, причем один из них имеет валентность II, а два других атома имеют валентность III. Поэтому формулу этого вещества можно представить в виде FeO * Fe2O3.

На заметку: Реакцию железа с кислородом используют для резки стальных изделий. Для этого определенный участок детали сначала нагревают с помощью кислородногазовой горелки.

Затем направляют на нагретое место струю чистого кислорода, для чего перекрывают кран поступления горючего газа в горелку. Нагретое до высокой температуры железо вступает в химическую реакцию с кислородом и превращается в окалину.

Так можно разрезать очень толстые железные детали.

Реакции горения

Общим для рассмотренных нами реакций является то, что при их протекании выделяется много света и теплоты. Очень многие вещества именно так взаимодействуют между собой.

• Рассмотренные выше реакции простых веществ серы, фосфора, углерода и железа с кислородом являются реакциями горения.
• Реакциями горения называются химические реакции, протекающие с выделением большого количества теплоты и света.
• Кроме простых веществ, в кислороде горят и многие сложные вещества, например метан CH4. При горении метана образуются углекислый газ и вода:

В результате этой реакции выделяется очень много теплоты. Вот почему ко многим домам подведен природный газ, основным компонентом которого является метан. Теплота, выделяющаяся при горении метана, используется для приготовления пищи и других целей.

На заметку: Некоторые химические реакции протекают очень быстро. Такие реакции называют взрывными или просто взрывами. Например, взаимодействие кислорода с водородом может протекать в форме взрыва.

Горение может протекать не только в кислороде, но и в других газах. Об этих процессах вы узнаете при дальнейшем изучении химии.

Горение веществ на воздухе и в кислороде

Вы уже знаете, что в состав окружающего нас воздуха входит кислород. Поэтому многие вещества горят не только в чистом кислороде, но и на воздухе.

Горение на воздухе протекает чаще всего гораздо медленнее, чем в чистом кислороде. Происходит это потому, что в воздухе лишь одна пятая часть по объему приходится на кислород.

Если уменьшить доступ воздуха к горящему предмету (а следовательно, уменьшить доступ кислорода), горение замедляется или прекращается.

Отсюда понятно, почему для тушения загоревшегося предмета на него следует набросить, например, одеяло или плотную тряпку.

На заметку: При пожарах для тушения горящих предметов часто используют пену (рис. 84). Она обволакивает горящий предмет и прекращает доступ к нему кислорода. Горение сначала замедляется, а затем прекращается совсем.

Краткие выводы урока:

1. При обычных условиях кислород — газ, не имеющий цвета, запаха и вкуса, плохо растворимый в воде.
2. Кислород обладает высокой химической активностью. Он вступает в химические реакции со многими простыми и сложными веществами.
3. Химические реакции, протекающие с выделением большого количества теплоты и света, называют реакциями горения.
4. В чистом кислороде вещества горят намного быстрее, чем на воздухе.

Надеюсь урок 18 «Физические и химические свойства кислорода» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-18-fizicheskie-i-himicheskie-svojstva-kisloroda.html

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение » HimEge.ru

Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s— и p-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF2 и O2F2.

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16О, 17О и 18О (преобладает 16О).

Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.

к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км3 ( н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

Открыт шведом К. Шееле ( 1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли ( 1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» — «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О2 и озона О3.

Строение молекулы озона

3О2 = 2О3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.

При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

1.      Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2Н2О → 2Н2 + О2

2.  В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na2SO4 и др.)

• 2. Термическим разложением перманганата калия KMnO4:
  2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑,
• Бертолетовой соли  KClO3:
  2KClO3 = 2KCl + 3O2↑      (катализатор MnO2)
• Оксида марганца (+4) MnO2:
  4MnO2 = 2Mn2O3 + O2↑      (700 oC),
• 3MnO2 = 2Mn3O4 + O2↑      (1000 oC),
• Пероксид бария BaO2 :
  2BaO2 = 2BaO + O2↑
• 3. Разложением пероксида водорода:
  2H2O2 = H2O + O2↑           (катализатор MnO2)
• 4. Разложение нитратов:
  2KNO3 → 2KNO2 + O2
• На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K2O2 и K2O4:
  2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2↑
  4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O
• Суммарно:
  2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3О2 ↑
• Когда используют K2O2, то суммарная реакция выглядит так:
  2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2 ↑

Если смешать K2O2 и K2O4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного  СО2  выделится один моль О2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение.  Горение — быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s2 2p4  находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

1. Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:
2. 4Li + O2 → 2Li2O,
3. 2K + O2 → K2O2,
4. 2Ca + O2 → 2CaO,
5. 2Na + O2 → Na2O2,
6. 2K + 2O2 → K2O4
7. Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe2O3, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:
8. 3 Fe + 2O2 → Fe3O4
9. 2Mg + O2 → 2MgO
10. 2Cu + O2  → 2CuO
11. С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:
12. S + O2 → SO2,
13. C + O2 → CO2,
14. 2H2 + O2 → H2O,
15. 4P + 5O2 → 2P2O5,
16. Si + O2 → SiO2, и т.д
17. Почти все реакции с участием кислорода O2 экзотермичны, за редким исключением, например:
18. N2 + O2 → 2NO – Q
19. Эта реакция протекает при температуре выше 1200 oC или в электрическом разряде.
20. Кислород способен окислить сложные вещества, например:
21. 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O   (избыток кислорода),
22. 2H2S + O2 → 2S + 2H2O   (недостаток кислорода),
23. 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O   (без катализатора),
24. 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O   (в присутствии катализатора Pt ),
25. CH4 (метан) + 2O2 → CO2 + 2H2O,
26. 4FeS2 (пирит) + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O2+, например, O2+ [PtF6]— (успешный синтез этого соединения  побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

• 
• Озон химически более активен, чем кислород O2. Так, озон окисляет иодид — ионы I—  в растворе  Kl:
• O3 + 2Kl + H2O = I2 + O2 + 2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца.

Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

Источник: http://himege.ru/kislorod-xarakteristika-elementa-svojstva/

Кислород, свойства атома, химические и физические свойства

О 8  Кислород

15,99903-15,99977*     1s2 2s2 2p4

Кислород — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода

• Изотопы и модификации кислорода
• Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.
• Физические свойства кислорода

Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом

Получение кислорода

Применение кислорода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода:

Кислород – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением О и атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.

Кислород самый лёгкий элемент периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева из группы халькогенов.

Кислород – химически активный неметалл.

Как простое вещество кислород (химическая формула O2) при нормальных условиях представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. В жидком состоянии кислород имеет светло-голубой цвет, а в твёрдом – представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Молекула кислорода двухатомна. Также встречается аллотропная модификация кислорода – озон, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Химическая формула кислорода O2 (или O3 – озон).

Электронная конфигурация атома кислорода 1s2 2s2 2p4. Потенциал ионизации атома кислорода равен 13,61 эВ (1313,1 кДж/моль).

Строение атома кислорода. Атом кислорода (наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,757 %) – 168О) состоит из положительно заряженного ядра (+8), вокруг которого по атомным оболочкам движутся восемь электронов.

При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку кислород расположен во втором периоде, оболочки всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями.

Два спаренных электрона находится на 1s-орбитали, вторая пара электронов – на 2s-орбитали. На 2р-орбитали находится два спаренных и два неспаренных электрона. Поэтому во всех своих соединениях кислород проявляет валентность II.

Радиус атома кислорода составляет 60 (48) пм.

Атомная масса атома кислорода составляет 15,99903-15,99977 а. е. м.

Кислород – самый распространённый химический элемент на Земле. В земной коре на его долю в составе различных соединений приходится около 46 % массы.

Морские и пресные воды содержат по массе 86 % кислорода (если быть точнее – 85,82 %). В человеке его содержание составляет по массе 61 %.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе. На Солнце – 0,9 %, а во Вселенной – 1 %.

При высокой температуре молекула кислорода О2 обратимо диссоциирует на атомарный кислород. При 2000 °C на атомарный кислород диссоциирует 0,03 % молекулярного кислорода, при 2600 °C – 1 %, при +4000 °C – 59 %, при 6000 °C — 99,5 %.

Изотопы и модификации кислорода:

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр

Общие сведения
Название	Кислород/ Oxygenium
Символ	О
Номер в таблице	8
Тип	Неметалл
Открыт	Джозеф Пристли, Англия, 1774 г.
Внешний вид и пр.	Газ без цвета, запаха и вкуса
Содержание в земной коре	46 %
Содержание в океане	86 %
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)*	15,99903-15,99977 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	1s2 2s2 2p4
Радиус атома	60 (48) пм
Химические свойства
Степени окисления	-2, −1, 0, +1, +2
Валентность	-2
Ковалентный радиус	73 пм
Радиус иона	132 (-2e) пм
Электроотрицательность	3,44 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон)	1313,1 кДж/моль (13,61 эВ)
Электродный потенциал	0
Физические свойства
Плотность (при  0 °C и нормальных условиях)	0,00142897 г/см3 (газ); 1,141 г/см³ (жидкость)
Плотность (при  +20 °C и нормальных условиях, состояние вещества – газ)	0,001429 г/см3
Плотность (при  -183 °C и нормальных условиях, состояние вещества – жидкость)	1,14 г/см3
Плотность (при  -183 °C и нормальных условиях, состояние вещества – твердое тело)	1,27 г/см3
Температура плавления	-218,35 °C (54,8 K)
Температура кипения	-182,96°C (90,19 K)
Уд. теплота плавления	0,444 кДж/моль
Уд. теплота испарения	3,4099 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	29,4 Дж/(K·моль)
Молярный объём	14,0 см³/моль
Критическая температура	-118,37 °C
Критическое давление	5,08 МПа
Критическая плотность	0,41 г/см3
Давление паров	1 мм.рт.ст. (при -219 °C), 10 мм.рт.ст. (при -210,7 °C), 100 мм.рт.ст. (при -198,7 °C)
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – газ)	0 кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (при 298 К, для состояния вещества – газ)	0 кДж/моль
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – газ)	205,04 Дж/(моль·K)
Удельная теплоемкость при постоянном давлении	0,911 Дж/г·K (при 15 °C) 0,9125 Дж/г·K (при 100 °C) 0,915 Дж/г·K (при 200 °C) 0,926 Дж/г·K (при 400 °C) 0,938 Дж/г·K (при 600 °C)
Теплопроводность (при 300 K)	0,027 Вт/(м·К)
Диэлектрическая проницаемость	1,000486 (при 25°C)
Электропроводность в твердой фазе
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость
Структура решётки	моноклинная
Параметры решётки	a = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å, β = 135,53 Å
Температура Дебая	155 К

Примечание:

* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

Физические свойства кислорода:

Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом:

Получение кислорода:

Применение кислорода:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

1. 
2. карта сайта
3. кислород атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
   атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
   электронные формулы сколько атомов в молекуле кислорода
   сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!

• Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.
• Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.
• Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.
• Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.
• Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.

Источник: https://xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai/kislorod-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Кислород

Кислород (лат. Oxygenium) — элемент VIa группы 2 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Первым открывает группу халькогенов — элементов VIa группы.

Газ без цвета, без запаха, составляет 21% воздуха.

Общая характеристика элементов VIa группы

Общее название элементов VIa группы O, S, Se, Te, Po — халькогены. Халькогены (греч. χαλκος — руда + γενος — рождающий) — входят в состав многих минералов. Например, кислород составляет 50% массы земной коры.

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Среди элементов VIa группы O, S, Se — неметаллы. Te, Po — металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np4:

• O — 2s22p4
• S — 3s23p4
• Se — 4s24p4
• Te — 5s25p4
• Po — 6s26p4

Основное состояние атома кислорода

У атома кислорода (как и атомы азота, фтора, неона) нет возбужденного состояния, так как отсутствует свободная орбиталь с более высоким энергетическим уровнем, куда могли бы перемещаться валентные электроны.

Атом кислорода имеется два неспаренных электрона, максимальная валентность II.

Природные соединения

• Воздух — в составе воздуха кислород занимает 21% (это число пригодится в задачах!)
• В форме различных минералов в земной коре кислорода содержится около 50%
• В живых организмов кислород входит в состав органических веществ: белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот

Получение

В промышленности кислород получают из сжиженного воздуха. Также активно применяются кислородные установки, мембрана которых устроена как фильтр, отсеивающие кислород (мембранная технология).

В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия (марганцовки) или бертолетовой соли при нагревании. Применяется реакция каталитического разложения пероксида водорода.

• KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
• KClO3 → KCl + O2↑
• H2O2 → (кат. — MnO2) H2O + O2
• На подводных лодках для получения кислорода применяют следующую реакцию:
• Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + O2↑

Химические свойства

Является самым активным неметаллом после фтора, образует бинарные соединения со всеми элементами кроме гелия, неона, аргона. Чаще всего реакции с кислородом экзотермичны (горение), ускоряются при повышении температуры.

• Реакции с неметаллами
1. Во всех реакциях, кроме взаимодействия со фтором, кислород проявляет себя в качестве окислителя.
2. NO + O2 → (t) NO2
3. S + O2 → (t) SO2
4. 2C + O2 = (t) 2CO (неполное окисление — угарный газ, соотношение 2:1)
5. C + O2 = (t) CO2 (полное окисление — углекислый газ, соотношение 1:1)
6. F + O2 → OF2 (фторид кислорода, O+2)



• Реакции с металлами

В реакциях кислорода с металлами образуются оксиды, пероксиды и супероксиды. Реакции с активными металлами идут без нагревания.

• Li + O2 → Li2O (оксид)
• Na + O2 → Na2O2 (пероксид)
• K + O2 → KO2 (супероксид)
• Горение воды

Известна реакция горения воды во фторе.

F2 + H2O → HF + O2



• Окисление органических веществ

Все органические вещества сгорают с образованием углекислого газа и воды.

C3H7 + O2 = CO2 + H2O



• Контролируемое окисление

При применении катализаторов и особых реагентов в органической химии достигают контролируемого окисления: алканы окисляются до спиртов, спирты — до альдегидов, альдегиды — до кислот.

Процесс можно остановить на любой стадии в зависимости от желаемого результата.

Источник: https://studarium.ru/article/172

Кислород

Кислород (О2) впервые был получен К. Шееле в 1770 г. при нагревании селитры. В 1774 г. Дж. Пристли осуществил получение кислорода разложением оксида ртути.

• 8О 1s22s22p4; Аr = 15,999
  Изотопы: 16O (99,759 %); 17О (0,037 %); 18О (0,204 %); ЭО — 3,5
• Кларк в земной коре 47% по массе; в гидросфере 85,82% по массе; в атмосфере 20,95% по объему.
• Самый распространенный элемент.
• Формы нахождения элемента: а) в свободном виде — О2, О3;
• б) в связанном виде: анионы О2- (преимущественно)
• Кислород — типичный неметалл, p-элемент. Валентность = II; степень окисления -2 ( за исключением Н2О2, OF2, O2F2)

Физические свойства O2

Молекулярный кислород O2 при обычных условиях находится в газообразном состоянии, не имеет цвета, запаха и вкуса, малорастворим в воде. При глубоком охлаждении под давлением конденсируется в бледно — голубую жидкость (Тkип — 183°С), которая при -219°С превращается в кристаллы сине — голубого цвета.

Способы получения

1. 1. Кислород образуется в природе в поцессе фотосинтеза mCО2 + nH2O → mO2 + Сm(H2O)n
2. 2. Промышленное получение
3. а) ректификация жидкого воздуха (отделение от N2);
4. б) электролиз воды: 2H2O → 2Н2↑ + О2↑
5. 3.

   В лаборатории получают термическим окислительно-восстановительным разложением солей:

6. а) 2КСlO3 = 3О2↑ + 2KCI
7. б) 2КМпO4 = О2↑ + МпО2 + К2МпО4↑
8. в) 2KNO3 = О2↑ + 2KNО2
9. г) 2Cu(NO3)O2 = О2↑ + 4NО2↑ + 2CuO
10. д) 2AgNO3 = О2↑ + 2NО2↑ +2Ag
11. 4.

    В герметически замкнутых помещениях и в аппаратах для автономного дыхания кислород получают реакцией:

12. 2Na2O2 + 2СO2 = О2↑ + 2Na2CO3

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель. По химической активности уступает только фтору. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Аг.

Непосредственно реагирует с большинством простых веществ при обычных условиях или при нагревании, а также в присутствии катализаторов (исключение — Au, Pt, Hal2, благородные газы).

Реакции с участием О2 в большинстве случаев экзотермичны, часто протекают в режиме горения, иногда — взрыва. В результате реакций образуются соединения, в которых атомы кислорода, как правило, имеют С.О. -2:

Окисление щелочных металлов

• 4Li + О2 = 2Li2O оксид лития
• 2Na + О2 = Na2О2 пероксид натрия
• К + О2 = КО2 супероксид калия

Окисление всех металлов, кроме Au, Pt

Me + О2 = МеxOy оксиды

Окисление неметаллов, кроме галогенов и благородных газов

1. N2 +О2 = 2NO — Q
2. S + О2 = SО2;
3. C + О2 = CО2;
4. 4Р + 5О2 = 2Р2О5
5. Si + О2 = SiО2

Окисление водородных соединений неметаллов и металлов

• 4HI + О2 = 2I2 + 2Н2O
• 2H2S + 3О2 =2SО2 + 2Н2O
• 4NH3 + 3О2 =2N2 + 6Н2O
• 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2O
• 2PH3 + 4О2 = P2О5 + 3Н2O
• SiH4 + 2О2 = SiО2 + 2Н2O
• CxHy + О2 = CО2 + Н2O
• MeHx + 3О2 = MexOy + Н2O

Окисление низших оксидов и гидроксидов поливалентных металлов и неметаллов

1. 4FeO + О2 = 2Fe2О3
2. 4Fe(OH)2 +О2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
3. 2SО2 + О2 = 2SО3
4. 4NО2 + О2 + 2H2O = 4HNО3

Окисление сульфидов металлов

4FeS2 + 11О2 = 8SО2 + 2Fe2О3

Окисление органических веществ

• Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха.
• Продуктами окисления различных элементов, входящих в их молекулы, являются:
• С → CO2
• Н → Н2O
• Hal → Hal2
• N → N2
• P → P2O5
• S → SO2
• Кроме реакций полного окисления (горения) возможны также реакции неполного окисления.
• Примеры реакций неполного окисления органических веществ:
• 1) каталитическое окисление алканов

2) каталитическое окисление алкенов

1. 3) окисление спиртов
2. 2R-CH2OH + O2 → 2RCOH + 2Н2O
3. 4) окисление альдегидов

• Озон О3 — более сильный окислитель, чем O2, так как в процессе реакции его молекулы распадаются с образованием атомарного кислорода.
• Чистый О3 — газ синего цвета, очень ядовит.
• К + О3 = КО3 озонид калия, красного цвета.
• PbS + 2О3 = PbSО4 + О2↑
• 2KI + О3 + Н2O = I2 + 2КОН + О2↑
• Последняя реакция используется для качественного и количественного определения озона.

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/kyslorod.html

Кислород: состав молекулы, физические и химические свойства, аллотропия

Молекула кислорода O2 состоит из двух атомов кислорода, связанных ковалентной неполярной связью.

Представление о наличии в молекуле кислорода двух ковалентных связей не соответствует, в частности, её магнитным свойствам (жидкий
кислород притягивается магнитом), поэтому лучше не останавливаться на этом моменте. В высшей школе изучается метод Молекулярных орбиталей о наличии в молекуле кислорода двух неспаренных электронов.

Кислород — бесцветный прозрачный газ, без вкуса, без запаха. Немного тяжелее воздуха, сравнительно мало растворим в воде (в 1 литре воды при 20°C растворяется около 0,03 л кислорода).

Химические свойства:

Кислород активный окислитель. Многие вещества взаимодействуют с кислородом с выделением теплоты и света. Такие реакции называются
горением:

1. S + O2 = SO2 (образуется оксид серы (IV), или серни́стый газ)
2. C + O2 = CO2 (образуется оксид углерода (IV), или углекислый газ)
   Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе, так как выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота
   воздуха. Температура горения в чистом кислороде значительно выше.

   Галогены, золото и платина не соединяются с кислородом напрямую, но можно получить их оксиды, в которых они проявляют положительную степень окисления, например, оксид хлора (VII) Cl2O7.

   Фторид кислорода O+2F2−1 — соединение, в котором кислород проявляет положительную степень окисления.

3. Железо горит в кислороде с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O•Fe2+3O3):
   3Fe + 2O2 = Fe3O4
4. При пропускании через воздух электрических разрядов, или во время грозы кислород превращается в озон — аллотропное видоизменение, состоящее из трех атомов кислорода:
   3O2 2O3
5. Пропитанные жидким кислородом угольный порошок, древесная мука и  другие горючие материалы обладают взрывчатыми свойствами, используются при подрывных работах.
6. При участии кислорода в природе совершается важнейший процесс — дыхание. Транспорт кислорода из легких человека в ткани осуществляет гемоглобин крови, образующий комплекс с кислородом.

Кислород применяется

• в медицине при затрудненном дыхании,
• в металлургии,
• для газовой сварки и резки металлов и т. д.

Аллотропия — образование одним элементом нескольких простых веществ.

Элемент кислород образует аллотропные видоизменения кислород O2 и озон O3.

Озон — газ, образуется в природе во время грозы и при окислении смолы хвойных деревьев. Придает воздуху запах свежести. Растворяется в воде гораздо лучше кислорода. Сильный окислитель.

Спирт и некоторые другие вещества в озоне самовоспламеняются.

Это связано с самопроизвольным распадом озона на молекулу кислорода и атоммарный кислород, обладающий большой окислительной активностью:
O3 O2 + O

• Озон можно получить пропусканием через воздух электрических разрядов:
  3O2 2O3
• Применяется в озонаторах для уменьшения содержания в воздухе болезнетворных бактерий, для обеззараживания водопроводной воды на станциях водоочистки.
• Озоновый слой в верхних слоях атмосферы (так называемый, озоновый экран) задерживает жесткое ультрафиолетовое излучение, без чего жизнь на поверхности суши была бы невозможна.
• автор: Владимир Соколов

Источник: https://staminaon.com/ru/chemistry/chemistry_9-26.htm

№8 Кислород

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 А.

Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода).

Нахождение в природе, получение:

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе).

Свободный кислород в атмосфере появился около 3-4 млрд лет назад (возраст земли около 4,6 млрд. лет). Сейчас основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана, лесами и зелёными растениями.

При этом около 60% производимого кислорода, расходуется на процессы гниения и разложения в самих лесах и растительных зонах.

В верхних слоях атмосферы часть молекулярного кислорода (2-8 ppm)под действием солнечного излучения переходит в озон, О3, образуя так называемый «озоновый слой», защищающий земные организмы от вредного УФ-излучения.

Физические свойства:

Простое вещество существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон).
Кислород, О2 — при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0°C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C).

Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объема O2 в 1 объеме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.
Озон, О3 — аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях это газ голубого цвета со специфическим запахом, ядовит. В твёрдом виде (Тпл.

=-197°C) представляет собой тёмно-синие, серые, практически чёрные кристаллы.

Химические свойства:

Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
2NO + O2 = 2NO2
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции, кроме оксида, как правило является кислород: NO + O3 = 2NO2 + O2

В соединениях кислород проявляет степени окисления от -2 до +2

Важнейшие соединения:

Оксиды, соединения элементов с кислородом, в которых кислород имеет ст. окисления -1. По химическим свойствам традиционно выделяют 4 группы оксидов: — кислотные ( CO2, Cl2O7), основные ( Na2O, MgO), амфотерные (Al2O3, ZnO) и несолеобразующие ( N2O). Свойства оксидов рассмотрены при рассмотрении соответствующих элементов.

Пероксиды — соединения кислорода со степенью окисления -1.

Пероксиды щелочных металлов получаются при их сгорании в кислороде: 2Na + O2 = Na2O2
Некоторые оксиды поглощают кислород, переходя в пероксиды:
2BaO + O2 = 2BaO2
Пероксиды можно рассматривать как соли очень слабой кислоты ( H2O2), их реакция с более сильными кислотами может использоваться для получения пероксида водорода.

Надпероксиды — получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре: Na2O2 + O2 = NaO2
Кислород в надпероксидах имеет степень окисления -1/2, т.е. один электрон на два атома кислорода (ион O2-).

Дифторид кислорода, OF2, степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи: 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O Монофторид кислорода, (Диоксидифторид), O2F2, степень окисления кислорода +1 , нестабилен. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре -196°С. Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2. Фториды кислорода — сильные окислители.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине ХХ века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

    — В металлургии: Конвертерный способ производства стали, сварка и резка металлов
    — Ракетные двигатели: Смесь жидкого кислорода и жидкого озона один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород-озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода). В качестве окислителя для ракетного топлива применяется также жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.
    — В медицине: кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей (аэронетики) при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.

•     — В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.
• ХФ ТюмГУ

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info08.htm