Будова атома кисню та схема електронної оболонки елемента

Кисень (O, лат. oxygenium) — хімічний елемент 16-ї групи (за застарілою короткою формою періодичної системи належить до головної підгрупи VI групи, або до групи VIA), другого періоду періодичної системи з атомним номером 8. Кисень — хімічно активний неметал , є найлегшим елементом групи халькогенів. Як проста речовина за нормальних умов є газ без кольору, смаку і запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Існують й інші алотропні форми кисню, наприклад, озон – за нормальних умов газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню (формула O3).

Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну із складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А.А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься у багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (1771 року) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов.Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хіміка П'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід зі спалювання різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати за вагою спалених елементів. Вага золи перевищувала початкову вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовини збільшується, що спростовує теорію флогістону.

Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє.

Походження назви

Слово кисень (йменувався на початку XIX століття ще «киснем») своєю появою в російській мові до певної міри зобов'язане М. В. Ломоносову, який увів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміна «оксиген» (фр. oxygene), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч.ὀξύς - "кислий" і γεννάω - "народжую"), який перекладається як "що породжує кислоту", що пов'язано з первісним значенням його - "кислота", що раніше мав на увазі речовини, іменовані за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами.

Щільність, теплоємність, властивості кисню O2

У таблиці представлені теплофізичні властивості кисню, такі як щільність, ентальпія, ентропія, питома теплоємність, динамічна в'язкість, коефіцієнт теплопровідності. Властивості таблиці дані для газоподібного кисню, що знаходиться при атмосферному тиску, в залежності від температури в інтервалі від 100 до 1300 К.

Щільність кисню дорівнює 1,329 кг/м3 при кімнатній температурі. При нагріванні кисню його щільність зменшується. Теплопровідність кисню дорівнює 0,0258 Вт/(м·град) при кімнатній температурі та при підвищенні температури цього газу збільшується.

Питома теплоємність кисню за кімнатної температури дорівнює 919 Дж/(кг·град). Теплоємність кисню збільшується при зростанні його температури. Також при нагріванні кисню збільшуються значення таких властивостей, як ентальпія, ентропія і в'язкість.

Примітка: будьте уважні! Теплопровідність у таблиці вказана у ступені 102. Не забудьте поділити на 100.

Теплопровідність кисню в рідкому та газоподібному станах

У таблиці наведено значення коефіцієнта теплопровідності кисню в рідкому та газоподібному станах при різних температурах та тисках. Теплопровідність вказана в інтервалі температури від 80 до 1400 К та тиску від 1 до 600 атм.

Значення теплопровідності в таблиці, що знаходяться вище за риси, відносяться до рідкого кисню, а нижче її — до газоподібного.За даними таблиці видно, що теплопровідність рідкого кисню вище, ніж газоподібного, і при зростанні тиску збільшується.

Примітка: Будьте уважні! Теплопровідність у таблиці дана в ступені 103. Не забудьте розділити на 1000. Розмірність Вт/(м·град).

Електронна будова кисню

Електронна конфігурація кисню в основному стані:

+8O 1s22s22p4 1s
2s
2p

Атом кисню містить на зовнішньому енергетичному рівні 2 неспарені електрони і 2 неподілені електронні пари в основному енергетичному стані.

Атомна та молекулярна маса кисню

Маса атома кисню отримана з урахуванням кількості та поширення трьох його природних ізотопів: Ar(О) = 15,999 (в а. е. м.). У розрахунках це значення зазвичай округляють, виходить 16. До кожного елемента його атомна маса — постійна величина. За відомою масою атомів елемента з порядковим номером 8 може бути знайдено молярну масу елемента кисню. М(О) = 16. Ще одна безрозмірна фізична величина – молекулярна маса кисню – відноситься до простої речовини. Обчислюють масу молекули кисню, помноживши масу атома на коефіцієнт стехіометрії у формулі: Mr(O2) = Ar (О) . 2 = 16. 2 = 32. На практиці немає необхідності з'ясовувати, яка молярна маса кисню, адже її значення чисельно дорівнює масі молекули речовини, але з одиницею виміру г/моль. Для конкретної сполуки його молекулярна маса є постійною величиною, що широко використовується при розрахунках кількості та маси речовини.

Приклади розв'язання задач

Знайдемо кількість речовини оксиду ртуті (II), що вступив у реакцію (молярна маса дорівнює 217 г/моль):

n(HgO) = 65,1/217 = 0,3моль.

Відповідно до рівняння реакції n(HgO): n(O2) = 1:1, тобто. n(HgO) = n(O2) = 0,3 моль. Розрахуємо масу кисню, що виділився (молярна маса дорівнює 32 г/моль):

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑ (2).

Знайдемо кількість речовини хлорату калію (молярна маса дорівнює – 122,55 г/моль):

n(KClO3) = m(KClO3) / M(KClO3);

n(KClO3) = 5 / 122,55 = 0,04 моль.

Відповідно до рівняння реакції (1)

Розрахуємо масу кисню, що виділився (молярна маса дорівнює 32 г/моль):

Знайдемо кількість речовини перманганату калію (молярна маса дорівнює – 158,03 г/моль):

n(KMnO4) = m(KMnO4) / M(KMnO4);

n(KMnO4) = 5/158,03=0,03моль.

Відповідно до рівняння реакції (2)

n(N2) = 1/2×0,03 = 0,015моль.

Розрахуємо масу кисню, що виділився (молярна маса дорівнює 32 г/моль):

Фізичні властивості та знаходження у природі

Кисень О2 — газ без кольору, смаку та запаху, трохи важчий за повітря. Погано розчинний у воді. Рідкий кисень – блакитна рідина, що кипить при -183оС.

Озон О3 - за нормальних умов газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню.

Кисень - це найпоширеніший у земній корі елемент. Кисень входить до складу багатьох мінералів - силікатів, карбонатів та ін. Масова частка елемента кисню в земній корі - близько 47%. Масова частка елемента кисню у морській та прісній воді становить 85,82 %.

В атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% за обсягом та 23,10% за масою.

Термічна дисоціація

Важливий лабораторний метод отримання кисню, запропонований Дж.Прістлі, полягає в термічному розкладанні оксидів важких металів: 2HgO ® 2Hg + O2. Прістлі для цього фокусували сонячні промені на порошок оксиду ртуті. Відомим лабораторним методом є також термічна дисоціація оксосолей, наприклад хлорату калію в присутності каталізатора - марганцю діоксиду:

Діоксид марганцю, що додається в невеликих кількостях перед прожарюванням, дозволяє підтримувати необхідну температуру та швидкість дисоціації, причому сам MnO2 у процесі не змінюється.

Використовуються також методи термічного розкладання нітратів:

а також пероксидів деяких активних металів, наприклад:

Останній спосіб у свій час широко використовувався для вилучення кисню з атмосфери і полягав у нагріванні BaO на повітрі до утворення BaO2 з подальшим термічним розкладанням пероксиду. Спосіб термічного розкладання зберігає своє значення для одержання пероксиду водню.

Хімічні властивості кисню

Існує два способи отримання кисню:

• розкладання хімічних сполук (у лабораторії найчастіше кисень одержують розкладанням перманганату калію або пероксиду водню)
• виділення кисню із повітря.

Якісною реакцією на кисень є його здатність запалювати тліючу лучину.

Кисень – дуже активна речовина, за нормальних умов він взаємодіє майже з усіма простими речовинами, крім кількох.

У чистому кисні горять навіть на перший погляд негорючі матеріали, наприклад залізо.

Тільки проводити цей досвід треба, попередньо домовившись із дорослими, та обов'язково під їх контролем!

Пам'ятайте: будь-який хімічний експеримент завжди таїть у собі безліч небезпек!

Візьміть невелику кількість (близько 5 мл) пероксиду водню в скляній склянці і всипте перманганат калію (марганцівку) на кінчику ножа.

Пам'ятайте, що перманганату калію потрібна мінімальна кількість, а також те, що під час цієї реакції виділяється велика кількість тепла!

Тепер, якщо внести в склянку майже згаслу скіпку (сірник), то вона яскраво спалахне.

Тому робити це потрібно акуратно, краще взяти скіпку довшу.

Реакції взаємодії речовин із киснем називаються реакціями окислення.

Складні речовини, які з атомів двох хімічних елементів, одне із яких – кисень, називаються оксидами.

У цьому правилі є єдиний виняток: сполуки кисню і фтору називаються фторидами кисню, оскільки окислювачем («віднімає електрони») тут є не кисень, а хімічно активніший фтор.

Багато оксидів мають власні («тривіальні») назви.

Найчастіше зустрічаються нам у повсякденному житті оксиди наведені у таблиці.

Кисень також здатний окислювати складні речовини.

В абсолютній більшості випадків подібні реакції супроводжуються виділенням великої кількості енергії у вигляді світла та тепла – це реакції горіння.

Потрібно пам'ятати, що кисень підтримує горіння, а не горить сам.

Реакції горіння

Спільним для розглянутих нами реакцій і те, що з їх протіканні виділяється багато світла і теплоти. Дуже багато речовин саме так взаємодіють між собою.

Розглянуті вище реакції простих речовин сірки, фосфору, вуглецю та заліза з киснем є реакціями горіння.

Реакціями горіння називаються хімічні реакції, що протікають із виділенням великої кількості теплоти та світла.

Крім простих речовин, у кисні горять і багато складних речовин, наприклад метан CH4. При горінні метану утворюються вуглекислий газ та вода:

Внаслідок цієї реакції виділяється дуже багато теплоти. Ось чому до багатьох будинків підведено природний газ, основним компонентом якого є метан. Теплота, що виділяється під час горіння метану, використовується для приготування їжі та інших цілей.

Деякі хімічні реакції протікають дуже швидко. Такі реакції називають вибуховими чи просто вибухами. Наприклад, взаємодія кисню з воднем може протікати у вигляді вибуху.

Горіння може протікати у кисні, а й у інших газах. Про ці процеси ви дізнаєтесь при подальшому вивченні хімії.

Способи одержання кисню

У промисловості кисень одержують перегонкою рідкого повітря.

Лабораторні способи одержання кисню:

Розкладання перманганату калію:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

Розкладання бертолетової солі у присутності каталізатора MnO2:

Розкладання пероксиду водню у присутності оксиду марганцю (IV):

Біологічна роль кисню

Аварійний запас кисню у бомбосховищі

Більшість живих істот (аероби) дихають киснем. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для покращення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної води застосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.

Токсичні похідні кисню

Деякі похідні кисню (т. зв. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, пероксид водню, супероксид, озон і гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), пероксид водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.

Токсичність кисню

Тривале вдихання чистого кисню може мати небезпечні наслідки організму. Безпечно довго дихати при звичайному тиску сумішами, що містять до 60% кисню. Дихання 90% киснем протягом 3 діб призводить до тахікардії, блювоти, пневмонії, судом.При підвищенні тиску токсична дія кисню прискорюється та посилюється. Молоді люди чутливіші до токсичної дії кисню, ніж літні.

Застосування кисню

Кисень у промисловості отримують фракційною перегонкою повітря.

Застосовується він скрізь: від медицини для дихання тяжкохворих до окислювача ракетного палива.

Зберігають та перевозять кисень у балонах блакитного кольору.

На схемі наведено лише основні сфери застосування кисню, насправді їх значно більше.

Понад 60 % виробленого у промисловості кисню споживає металургія – він використовується для виплавки металів із руди.

Через нагріту до високої температури суміш руди і коксу продувають кисень, в результаті чого природна руда: сульфіди і складніші сполуки металів перетворюються на оксиди, з яких витягти чистий метал набагато простіше.

Кокс – це кам'яне вугілля, прожарене без доступу повітря.

Хімічно є майже чистий вуглець

Кисневі коктейлі широко використовуються в санаторіях та будинках відпочинку як тонізуючий засіб, для підвищення імунітету.

На підводних човнах використовують три різних джерела кисню: зріджений кисень у балонах, електроліз морської води з пероксиду калію.

Остання реакція особливо цікава тим, що пероксид калію реагує з вуглекислим газом із виділенням кисню:

Цей спосіб застосовується частіше за інших, тому що балони - це додаткова маса, а при електролізі води виділяється також вибухонебезпечний водень.

• https://chem.ru/kislorod.html
• http://thermalinfo.ru/svojstva-gazov/neorganicheskie-gazy/plotnost-teploprovodnost-teploemkost-kisloroda
• https://chemege.ru/kislorod/
• https://FB.ru/article/142719/molyarnaya-massa-kisloroda-chemu-ravna-molyarnaya-massa-kisloroda
• http://ua.solverbook.com/spravochnik/ximiya/molyarnaya-massa/molyarnaya-massa-kisloroda/
• https://www.krugosvet.ru/enc/himiya/kislorod
• https://ladle.ru/education/himia/8class/kislorod
• https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-18-fizicheskie-i-himicheskie-svojstva-kisloroda.html
• https://wiki2.org/ua/%D0%9A%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B4

Кисень у хімії: отримання та властивості (формула, докладний опис та застосування)

Кисень - це неметал, який за нормальних умов не має ні кольору, ні смаку, ні запаху.

Майже у всіх сполуках, крім сполук з фтором та пероксидами, має постійну валентність II та ступінь окислення -2. Атом кисню немає збуджених станів, оскільки другого зовнішньому рівні немає вільних орбіталей. Як проста речовина кисень існує у вигляді двох алотропних модифікацій: газоподібного кисню О2 та озону О3.

за певних умов кисень може бути в рідкому або твердому стані Вони, на відміну від газів, мають колір: рідкий — світло-блакитний, а твердий кисень має світло-блакитний відтінок.

Кисень у промисловості отримують зрідженням повітря з наступним виділенням азоту випарюванням (є різниця в температурах кипіння: -183 градуси для рідкого кисню та -196 градусів для рідкого азоту).

Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій ємності (Прістлі направив на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).2HgO(t) → 2Hg

Однак Прістлі спочатку не усвідомлював, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну із складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»).Прістлі повідомив про своє відкриття відомому французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 р. А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься у багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (1771 р.) шведський хімік Карл Шееле отримав кисень. Він прожарював селітру сірчаною кислотою, а потім розкладав оксид азоту, що утворився. Шееле назвав цей газ «палаючим повітрям» і описав своє відкриття у книзі, виданій у 1777 році (саме тому, що книга вийшла після того, як Прістлі оголосив про своє відкриття, останній вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим кроком, який сприяв відкриттю кисню, стала робота французького хіміка Петера Байєна, який опублікував роботу про окислення ртуті та подальше розкладання її оксиду.

Нарешті, А. Лавуазьє остаточно відкрив природу газу, що утворюється, використовуючи відомості Прістлі і Шееле. Його робота мала велике значення, оскільки завдяки їй була скинута панувала на той час і гальмувала розвиток хімії теорія флогістону. Лавуазьє провів експеримент з горіння різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати по вазі елементів, що згоріли. Вага золи перевищила первісну вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при згорянні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим збільшується маса вихідної речовини, що спростовує затвердження теорії флогістону.

Таким чином, Прістлі, Шееле та Лавуазьє ділять заслуги у відкритті кисню.

Будова атома кисню

В атомі кисню 8 електронів, які розташовані на двох електронних оболонках (рис. 44):

У зовнішній електронній оболонці атом кисню має 6 електронів, тому до завершення цієї оболонки не вистачає 2 електронів. Тому в його

у з'єднаннях з металами та воднем кисень зазвичай виявляє ступінь окислення -2, як, наприклад, в оксиді заліза FeO. Кисень є другим найбільш електронегативним хімічним елементом після фтору, тому тільки атоми фтору можуть забирати у нього електрони. Кисень виявляє позитивний ступінь окислення +2 лише у поєднанні з фтором
.

Електронна будова кисню

Електронна конфігурація кисню в основному стані:

+8O 1с22с22п4 1с
2 с
2 П

Атом кисню містить 2 неспарені електрони і 2 неподілені електронні пари в основному енергетичному стані на зовнішньому енергетичному рівні.

Кисень як проста речовина

У лабораторії кисень одержують такими способами.

1. Термічне розкладання перманганату калію:

2. Термічне розкладання бертолетової солі у присутності каталізатора:

3. Термічне розкладання нітратів лужних металів:

4. Електроліз води (рис. 19):

Мал. 19. Електроліз води дає один об'єм кисню та два об'єми 4

5. Пероксид водню розкладається на воду та кисень у присутності каталізатора оксиду марганцю (IV) (рис. 20):

У промисловості кисень одержують електролізом води чи рідкого повітря.

Мал. 20. Розкладання
присутність

Поняття про каталізаторів:

Якщо звернути увагу на реакцію одержання кисню під час розкладання перекису водню, то можна побачити, що цей процес протікає дуже швидко у присутності чорного пороху — оксиду марганцю (IV).
. Кисень починає інтенсивно виділятися, а після реакції в ємності залишається невикористана вода та порошок.

Якщо порошок, що знаходиться на дні ємності, відфільтрувати та висушити, то видно, що його первісна маса та властивості не змінилися. Його можна використовувати при розкладанні інших зразків перекису водню.

Речовини, що беруть участь у хімічній реакції та прискорюють її, але не витрачаються та не змінюються, називаються каталізаторами.

Процес, що відбувається у присутності каталізатора, називається каталізом.

Мал. 21. Тяжіння кисню магнітом

Молекула кисню складається з двох атомів і як проста речовина виражається формулою 02. Відносна молекулярна маса дорівнює 32. За нормальних умов кисень є безбарвним газом без смаку і запаху. Він трохи важчий за повітря (1 літр кисню важить 1,43 г, а 1 літр повітря - 1,293 г). Кисень мало розчинний у воді: при 0 ° С в 1 л - 49 мл кисню, при 20 ° С в 1 л - 31 мл кисню. Приблизно при 1500 С кисень розпадається на атоми. При -183°C кисень перетворюється на блакитну рідину. Рідкий кисень може притягуватись магнітом (рис. 21).

При проходженні електричної іскри (або розряду блискавки) через кисень або повітря утворюється нова речовина з характерним запахом озон. Можливість одержання озону з чистого кисню доводить, що він є його алотропною модифікацією і складається з атомів кисню:

Озон постійно утворюється в стратосфері (шарі атмосфери на висоті 23-25 ​​км від Землі) під дією ультрафіолетових променів, а також внаслідок окислення смолистих рослинних речовин хвойних порід. Озоновий шар завтовшки від 2 до 4,5 мм захищає Землю від шкідливого сонячного випромінювання (шкідливих променів). Порушення цілісності озонового шару вкрай небезпечне життя Землі.Тому вчені постійно проводять дослідження з вивчення причин появи озонових дірок та заходів щодо їх запобігання.

Озон роз'їдає гуму, знебарвлює олію та папір та вбиває бактерії. Застосовується при вдосконаленні технологічних процесів у промисловості, при очищенні димових газів, промислових та побутових стічних вод, а також при знезараженні питної води.
Озон - газ блакитного кольору з характерним запахом, розчиняється у воді краще, ніж кисень (при 0 ° С в 1 л води 490 мл).

Озон легко руйнується:

У лабораторії озон одержують за допомогою озонатора.

Озон відокремлюється від кисню сильним заморожуванням (озон кипить при -111,9 ° С).

Озон отруйний. Його кількість у повітрі не повинна перевищувати
%.

Срібло не реагує з киснем, але за взаємодії з озоном дає оксид.

Хімічні властивості кисню:

Кисень (після фтору) є найактивнішим неметалом.

Кисень підтримує горіння.

Кисень з'єднується (окислює) майже з усіма металами, крім золота, срібла, платини та металів платинової групи:

Кисень також реагує з усіма неметалами, крім галогенів (елементи VII групи головної підгрупи), утворюючи оксиди:

Кисень також реагує зі складними органічними та неорганічними речовинами:

Оксиди – це речовини, що утворюються внаслідок взаємодії кисню та більшості простих чи складних речовин.

В оксидах кисень двовалентний.

Елемент у навколишньому середовищі

Земна кора складається в основному з кремнекисневих мінералів, а багато інших елементів присутні у вигляді їх оксидів. Газоподібний кисень становить п'яту частину атмосфери.O2 в атмосфері Землі утворюється в результаті фотосинтезу рослин і накопичується протягом тривалого часу, оскільки вони використовують багаті запаси вуглекислого газу в ранній атмосфері та виділяють кисень.

Елемент добре розчиняється у воді, що уможливлює життя в річках, озерах і океанах. Вода в цих водоймищах повинна регулярно забезпечуватися киснем, тому що, коли її запаси O2 виснажуються, вона більше не може підтримувати рибу та інші форми водного життя.

Майже всі хімічні речовини, крім інертних газів, поєднуються з киснем, утворюючи сполуки. Вода, H2O та кремнезем, SiO2, основний компонент піску, є одними з найбільш поширених сполук подвійного кисню. Серед сполук, що містять більше двох елементів, найбільш поширені силікати, з яких складається більшість гірських порід та ґрунтів. Іншими сполуками, що в достатку зустрічаються в природі, є карбонат кальцію (вапняк і мармур), сульфат кальцію (гіпс), глинозем (боксити) та різні оксиди заліза, які використовуються як джерело металу.

Елемент міститься у всіх видах корисних копалин. Деякі поширені приклади включають оксиди, карбонати, нітрати, сульфати та фосфати. Оксиди - це хімічні сполуки, що містять кисень та інший елемент. Карбонати – це сполуки, що містять кисень, вуглець та інші елементи. Приклади включають соду або кальциновану соду, кальциновану соду або кальциновану соду (Na2CO3), яка часто зустрічається в миючих та засобах для чищення.

Нітрати, сульфати та фосфати також містять кисень. Іншими елементами в цих сполуках є азот, сірка чи фосфор плюс ще один елемент.Прикладами цих сполук є нітрат калію або селітра (KNO3), сульфат магнію або солі Епсома (MgSO4) та фосфат кальцію (Ca3(PO4)2).

Ізотопи кисню

Існує три природні ізотопи O2: кисень-16, кисень-17 і кисень-18. Ізотопи є дві або більше форми елемента. Вони відрізняються один від одного своїм масовим числом. Число, написане праворуч від назви елемента є масовим числом. Він є кількістю протонів плюс нейтронів в ядрі атома елемента. Кількість протонів визначає елемент, але кількість нейтронів в атомі будь-якого елемента може змінюватись. Кожна варіація є ізотопом.

Також відомі п'ять радіоактивних ізотопів елемента. Радіоактивний ізотоп - це ізотоп, який розпадається і випромінює певний тип випромінювання. Радіоактивні ізотопи утворюються, коли дуже малі частинки спалюють атоми. Ці частинки прилипають до атомів та роблять їх радіоактивними.

Застосування кисню

Молекулярний діоксид О2 необхідний клітинного дихання всіх аеробних організмів. Його реактивні форми, такі як іон супероксиду (O2-) та перекис водню (H2O2), є небезпечними побічними продуктами використання кисню в організмах. Однак частини імунної системи вищих організмів використовують реактивний пероксид, супероксид і синглетний кисень для знищення мікробів, що вторглися. Реактивні види також відіграють важливу роль надчутливої ​​реакції рослин на патогени.

У спокої доросла людина вдихає від 1,8 до 2,4 г кисню за хвилину. Це відповідає більш ніж 6 мільярдам тонн елемента, що вдихається людством на рік. Області використання включають:

• Люди з проблемами дихання використовують кисневі маски та балони, щоб отримати необхідний їм кисень.
• Він використовується у ракетному паливі у поєднанні з воднем у двигуні. Коли водень та кисень з'єднуються, вони виділяють велику кількість енергії. Енергія використовується для запуску ракети у космос.
• На виробництво металів припадає найбільший відсоток використання O2. Наприклад, цей елемент використовується для спалювання вуглецю та інших домішок, що містяться в залізі, для виробництва сталі. Невеликі кількості цих домішок можуть бути корисними для сталі, але занадто велика їх кількість робить її крихкою та непридатною для використання. Вуглець та інші домішки спалюються при виплавці сталі шляхом продування O2 через розплавлене залізо.
• Він використовується у виробництві металів, таких як мідь, свинець та цинк. Ці метали знаходяться у ґрунті у вигляді сульфідів, таких як сульфід міді (CuS), сульфід свинцю (PbS) та сульфід цинку (ZnS). Першим кроком у вилучення цих металів є їх перетворення на оксиди. Потім оксиди нагрівають із деревним вугіллям для отримання чистих металів.
• Він використовується в хімічній промисловості як вихідний матеріал для виробництва деяких дуже важливих сполук. Іноді етапи переходу від кисню до кінцевого з'єднання тривалі. Наприклад, газоподібний етилен (C2H4) можна обробити киснем з утворенням оксиду етилену (CH2CH2O). Близько 60% виробленого етиленоксиду перетворюється на етиленгліколь (CH2CH2(OH)2). Етиленгліколь використовується як антифриз і служить вихідним матеріалом при виробництві поліефірних волокон, плівок, пластикової тари, пакетів та пакувальних матеріалів.
• Він використовується при киснево-ацетиленовому зварюванні, як окислювач для ракетного палива, у виробництві метанолу та окису етилену.
• Рослини та тварини використовують його для дихання.
• Чистий кисень часто використовується для полегшення дихання у пацієнтів із респіраторними захворюваннями.

Кисень та його сполуки відіграють ключову роль у багатьох важливих процесах життєдіяльності та промисловості

Біологічна роль кисню

Аварійна подача кисню до бомбосховища

Більшість живих істот (аероби) дихають киснем із повітря. Кисень широко використовується у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для покращення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню застосовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших тяжких захворюваннях. Штучне збагачення озоном використовується для дезінфекції та дезодорації повітря та очищення питної води. Радіоактивний ізотоп кисню 15О застосовують для дослідження швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.

Кисень та повітря

Атмосферне повітря є природною сумішшю багатьох газів. Крім азоту та кисню, що є основними складовими повітря, в ньому присутні в невеликих кількостях інертні гази, вуглекислий газ, водяна пара та водень (табл. 6). Крім них, залежно від зовнішніх умов у повітрі виявляється пил та деякі випадкові домішки. Кисень, азот та інертні гази є постійними складовими повітря, вони скрізь знаходяться майже в однаковій кількості. Вміст вуглекислого газу, водяної пари та пилу варіюється в залежності від умов.

Один літр повітря при температурі 20°C та нормальному атмосферному тиску важить 1,293 г. При -192 °С та тиску 101,33 кПа повітря перетворюється на безбарвну прозору рідину. З рідкого повітря виділяються азот, кисень та інертні гази.

Вуглекислий газ і водяна пара в повітрі діють як захисний екран, що перешкоджає поширенню тепла від Землі у Всесвіт, а озон блокує згубні для Землі короткохвильові ультрафіолетові промені Сонця та зірок. Тверді частки повітря (пил) є основою для утворення дощових крапель (до пилу відносяться мінерали, частки вуглецю, рослинний пил, різні бактерії).

До випадкових домішок повітря відносяться сірководень і аміак, що утворюються при розкладанні органічних відходів, діоксид сірки, що викидається промисловими підприємствами, оксиди азоту, що утворюються в результаті електричних розрядів, які періодично видаляються з повітря дощем та снігом.

Повітря є невід'ємною частиною життя Землі. Збереження його чистоти має значення для людства. Щоб захистити повітря від техногенного забруднення, необхідно безвідходно використовувати нові технології, не допускати скорочення наземної біомаси та гарантувати нормальне функціонування природних механізмів очищення повітря.

Кругообіг кисню в природі

Про те, що кисень міститься у великих кількостях у літосфері, гідросфері та атмосфері, ми згадували у попередніх розділах підручника (табл. 5).

Кругообіг кисню на Землі істотно не відрізняється від його круговороту в атмосфері, літосфері та гідросфері. На Землі кругообіг відбувається в основному в процесі фотосинтезу та дихання. У процесі фотосинтезу вуглекислий газ з'єднується з водою з утворенням органічних речовин та кисню. Як результат
витрачається на освіту біомаси. При цьому кисень, що входить до складу води у вигляді О2 повністю переходить в атмосферу.Тому фотосинтез забезпечує перенесення кисню з гідросфери в атмосферу і далі біосферу (виділення кисню з молекули води позначено *):

При диханні, розкладанні мертвих організмів та горінні кисень з біосфери повертається в гідросферу та атмосферу:

У біомасі Землі кисень повністю змінюється кожні 20-30 років. Кисень надходить у літосферу з атмосфери як
, який з'єднується та стає
(наприклад, у раковинах молюсків), а потім ці карбонати, термічно розкладаючись, утворюють вуглекислий газ, який повертається в атмосферу:

Ця реакція спостерігається переважно у районах підвищеної вулканічної активності, поступово оновлюючи вуглекислий газ у атмосфері.

Отримання

Сьогодні у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом одержання кисню є кріогенна перегонка. Кисневі установки на основі мембранної технології також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості.

Перегонка рідкого повітря

Сьогодні у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом одержання кисню є кріогенна перегонка. Кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології, крім використання адсорбційного принципу, також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості.

У лабораторіях використовується технічний кисень, що постачається у сталевих балонах під тиском близько 15 МПа.

Розкладання кисневмісних речовин

Невеликі кількості кисню можна отримати при нагріванні перманганату калію KMnO4:

2KMnO4 → tK2MnO4 + MnO2 + O2↑ < displaystyle < ce t K2MnO4 + MnO2 + O2 ^>>>

Також використовується каталітична реакція розкладання пероксиду водню H2O2 у присутності оксиду марганцю (IV):

Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію (бертолетової солі) KClO3:

Розкладання оксиду ртуті (II) (при = 100°C) було першим методом синтезу кисню:

Електроліз водних розчинів

До лабораторних методів отримання кисню відноситься метод електролізу розведених водних розчинів лугів, кислот та деяких солей (сульфатів, нітратів лужних металів):

2H2O → e−2H2 ↑ + O2 ↑ < displaystyle < ce e^ - 2H2 ^ + O2 ^>>> e ^ - 2H2 ^ + O2 ^>>> src=»https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8db728b3843f8a1cdd2018f9fc927b902a80673f»>

Розкладання хлорату калію

Хлорат калію є білою кристалічною речовиною. Використовується у виробництві феєрверків та інших піротехнічних виробів. Ця речовина має тривіальну назву – «бертолетова сіль». Таку назву речовина отримала на честь французького хіміка, який вперше синтезував його, Клода Луї Бертолле. Хімічна формула хлорату калію – KClO3. При нагріванні хлорату калію у присутності каталізатора оксиду марганцю MnO2 бертолетова сіль розкладається за такою схемою:

Розкладання нітратів

Нітрати – це речовини, що містять у своєму складі іони NO3⎺. З'єднання цього класу використовуються як мінеральні добрива і входять до складу піротехнічних виробів.

Нітрати є термічно нестійкими сполуками та при нагріванні розкладаються з виділенням кисню:

Зазначимо, що це розглянуті способи отримання кисню аналогічні. У всіх випадках при розкладанні складніших речовин виділяється кисень.

Реакція розкладання – реакція, у яких складні речовини розпадаються більш прості.У загальному вигляді реакцію розкладання можна описати літерною схемою:

Реакції розкладання можуть відбуватися під впливом різних чинників. Це може бути нагрів, дія електричного струму, використання каталізатора. Існують реакції, у яких речовини мимоволі розкладаються.

Розкладання оксиду ртуті (II)

Одним із способів одержання кисню в лабораторії є одержання його за описаною вище реакцією розкладання оксиду ртуті (II). Через високу токсичність ртутних сполук і самої пари ртуті цей метод застосовують рідко.

Розкладання пероксиду водню

Перекис водню - відома речовина. В аптеці він продається під назвою "перекис водню". Ця назва застаріла, правильніше використовувати термін «перекис». Хімічна формула перекису водню H2O2. Перекис водню повільно розпадається на воду та кисень при зберіганні. Для прискорення процесу розкладання можна нагріти або нанести каталізатор.

Каталізатор - речовина, що прискорює швидкість хімічної реакції

Налийте в колбу перекис водню, додайте каталізатор в рідину. Каталізатором може бути чорний порошок, оксид марганцю MnO2. Відразу суміш почне пінитися через виділення великої кількості кисню. Покладемо в колбу запалений смолоскип — яскраво світиться. Рівняння реакції розкладання перекису водню:

Зверніть увагу: каталізатор, який прискорює реакцію, написаний над стрілкою або знаком «=», тому що він не витрачається в ході реакції, а лише прискорює її.

Розкладання перманганату калію

Перманганат калію (у побуті ми називаємо його перманганатом калію) є темно-фіолетовою кристалічною речовиною. При нагріванні перманганату калію виділяється кисень. Насипте трохи порошку марганцівки в пробірку і закріпіть її горизонтально на ніжці штатива.Помістіть шматочок ватного тампона поруч із отвором пробірки. Закриваємо пробірку пробкою, в яку вставлена ​​газовідвідна трубка, кінець якої опускаємо в приймальну посудину. Вентиляційна трубка має доходити до дна приймального контейнера. Ватний диск, що знаходиться біля шийки пробірки, потрібен для запобігання попаданню частинок перманганату калію в приймальну посудину (при розкладанні частинки перманганату відносяться киснем, що виділяється). Коли пристрій зібраний, починаємо нагрівати пробірку. Починається виділення кисню.

Рівняння реакції розкладання перманганату калію:

Як визначити наявність кисню? Скористаємося методом Прістлі. Давайте запалимо дерев'яний пальник, нехай він трохи погорить, а потім загасіть, щоб він ледве горів. Опускаємо факел, що димить, в ємність з киснем. Смолоскип яскраво світить! Кисень важчий за повітря, тому він збиратиметься внизу ресивера і витіснятиме повітря. Кисень також можна збирати шляхом витіснення води. Для цього газовідвідну трубку необхідно опустити в пробірку, наповнену водою, і через отвор опустити в кристалізатор з водою. При подачі кисню газ витісняє воду у пробірці.

Реакція перекисних сполук із вуглекислим газом

На підводних човнах і орбітальних станціях його зазвичай отримують реакцією пероксиду натрію і вуглекислого газу, що видихає людина:

Щоб збалансувати обсяги поглиненого вуглекислого газу і кисню, що виділився, в нього додають надкис калію. Космічні кораблі іноді використовують перекис літію зниження ваги.

Фізичні властивості

Холодна вода містить більше розчиненого O2.

За нормальних умов кисень є безбарвним газом без смаку і запаху.

1 літр має масу 1,429 г, він трохи важчий за повітря. Мало розчинний у воді (4,9 мл/100 г при 0°С, 2,09 мл/100 г при 50°С) та спирті (2,78 мл/100 г при 25°С). Він добре розчиняється в розплавленому сріблі (22 об'єми О2 в 1 об'ємі срібла при 961 ° С). Це парамагнетик.

При нагріванні газоподібного кисню відбувається його оборотна дисоціація на атоми: при 2000 ° С – 0,03 %, при 2600 ° С – 1 %, при 4000 ° С – 59 %, при 6000 ° С – 99,5 %.

Рідкий кисень (температура кипіння -182,98 ° С) являє собою блідо-блакитну рідину.

Фазова діаграма O2

Твердий кисень (температура плавлення -218,35 ° C) - блакитні кристали. Відомо шість кристалічних фаз, три з яких існують при тиску 1 атм.

• α-O2 - існує при температурі нижче 23,65 К; яскраво-блакитні кристали відносяться до моноклінної системи, параметри комірки а=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53° 4 .
• β-O2 – існує в інтервалі температур від 23,65 до 43,65 К; блідо-блакитні кристали (при збільшенні тиску колір стає рожевим) мають ромбоедричні грати, параметри комірки а = 4,21 Å, а = 46,25 ° 4 .
• γ-O2 – існує при температурах від 43,65 до 54,21 К; блідо-блакитні кристали мають кубічну симетрію, період решітки а = 6,83 Å 4 .

При високих тисках утворюються ще три фази:

• δ-О2 в інтервалі температур 20-240 К та тиску 6-8 ГПа, кристали оранжевого кольору;
• Тиск ε-О4 від 10 до 96 гПа, колір кристалів від темно-червоного до чорного, моноклінна система;
• ζ-On тиск більше 96 ГПа, металевий стан з характерним металевим блиском, при низьких температурах перетворюється на надпровідний стан.

Хімічні властивості

У нормальних умовах чистий кисень дуже активна речовина, сильний окислювач.У складі повітря окисні властивості кисню виражені негаразд сильно.

1. Кисень виявляє властивості окислювача (з більшістю хімічних елементів) та властивості відновника (тільки з більш електронегативним фтором). Як окислювач кисень реагує як з металами, і з неметалами. Більшість реакцій горіння простих речовин у кисні протікають дуже швидко, іноді на ура.

1.1. Кисень реагує з фтором з утворенням фторидів кисню:

Кисень практично не реагує з хлором та бромом, взаємодіє лише у специфічних та дуже жорстких умовах.

1.2. Кисень реагує із сіркою та кремнієм з утворенням оксидів:

1.3 Фосфор горить у кисні з утворенням оксидів:

При нестачі кисню можливе утворення оксиду фосфору (III):

Але частіше фосфор згоряє до оксиду фосфору (V):

1.4 Кисень реагує з азотом під дією електричного розряду або за дуже високої температури (2000 °С) з утворенням оксиду азоту (II):

1.5. У реакціях із лужноземельними металами, літієм та алюмінієм кисень також виявляє властивості окислювача. При цьому утворюються оксиди:

Однак при спалюванні натрію до кисню утворюється переважно пероксид натрію:

А ось калій, рубідій і цезій при згорянні утворюють суміш продуктів, переважно супероксид:

Перехідні метали зазвичай окислюють кисень до стійких ступенів окислення.

Цинк окислюється до оксиду цинку (II):

Утворюється залізо, залежно від кількості кисню, оксид заліза (II), оксид заліза (III) або залізна окалина:

1.6. При нагріванні з надлишком кисню графіт згоряє з утворенням монооксиду вуглецю (IV):

при нестачі кисню утворюється окис вуглецю СО:

Графіт також горить, наприклад, у рідкому кисні:

2. Кисень взаємодіє зі складними речовинами:

2.1. Кисень окислює бінарні сполуки металів та неметалів: сульфіди, фосфіди, карбіди, гідриди. При цьому утворюються оксиди:

4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2

Al4C3 + 6O2 → 2Al2O3 + 3CO2

Са3Р2 + 4О2 → 3СаО + Р2О5

2.2. Кисень окислює бінарні сполуки неметалів:

• леткі сполуки водню (сірководень, аміак, метан, гідриди силану. При цьому також утворюються оксиди:

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2

Аміак горить з утворенням простої речовини азоту:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

Аміак окислюється на каталізаторі (наприклад, губчасте залізо) до оксиду азоту(II):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

• інші бінарні сполуки неметалів, як правило, сполуки сірки, вуглецю, фосфору (сірковуглець, сульфід фосфору та ін.):

• деякі оксиди елементів у проміжних ступенях окиснення (окис вуглецю (II), окис заліза (II) та ін.):

23. Кисень окислює гідроксиди та солі металів до проміжних ступенів окислення у водних розчинах.

Наприклад, кисень окислює гідроксид заліза (II):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

Кисень окислює азотисту кислоту:

2.4. Кисень окислює більшість органічних речовин. При цьому можливе сильне окислення (згоряння) до двоокису вуглецю, чадного газу або вуглецю:

2CH4 + 3O2 → 2CO + 4H2O

Також можливе каталітичне окислення багатьох органічних речовин (алкенів, спиртів, альдегідів та ін.)

2CH2=CH2 + O2 → 2CH3=CH=O

Горіння та кисень

Реакції за участю кисню, розглянуті у попередньому абзаці, супроводжуються такими ж зовнішніми ефектами.

Хімічна реакція, коли він виділяється тепло і виникає полум'я, називається горінням.

Полум'я викликається світінням розпечених частинок речовин, які згоряють або утворюються в ході реакції.

Для запалення пального речовини необхідні такі умови:

• наявність кисню (повітря);
• нагріти речовину до температури самозаймання (для бензину це 220 ° С, сухого дерева - 250-300 ° С, паперу - 440 ° С, вугілля - більше 600 ° С).

Кисень сприяє згорянню речовин, але не горить.

Якщо хоча б одна з цих умов не виконується, горіння не відбувається. Це враховується під час роботи з легкозаймистими речовинами, а також при гасінні пожеж.

Загасити пожежу можна, заливши палаючу речовину або предмет водою, засипавши її піском або землею, накривши ковдрою або направивши на неї струмінь вуглекислого газу (він не підтримує горіння і важче за повітря) (рис. 63).

Мал. 63. Згасити полум'я:

а - вода; б - пісок; в - вуглекислий газ

У лабораторіях на підприємствах для цієї мети застосовують вогнегасники (рис. 64).

Окислення та кисень

Взаємодія речовин із киснем який завжди супроводжується їх горінням. Більшість цих реакцій протікають повільно, іноді непомітно. Речовина, що взаємодіє з киснем, окислюється, тобто змінюється за участю кисню.

Повільне окислення речовин обумовлено появою іржі на залозі, закисленням молока, підгоранням вершкового масла та псуванням багатьох інших харчових продуктів.

Реакції речовин з киснем, що не супроводжуються горінням, використовуються у кольоровій металургії та в хімічній промисловості.

Кисень, потрапляючи в організм тварини або людини через легені, окислює різні речовини, у тому числі й ті, що постійно надходять із їжею.

При взаємодії деяких речовин з киснем відбувається їхнє горіння - хімічне перетворення з виділенням тепла та появою полум'я.

Необхідними умовами горіння є наявність кисню та досягнення речовиною певної температури. Щоб погасити полум'я, необхідно усунути хоча б одну з цих умов.

Будь-яка реакція речовини з киснем називається окисленням. Багато з цих реакцій протікають повільно і супроводжуються появою полум'я.