Кисень не вступає у хімічний зв'язок. Кисень: фізичні та хімічні властивості. Кисень. Фізичні властивості, фізіологічна дія, значення кисню у природі
>>
Хімічні властивості кисню. Оксиди
У цьому параграфі йдеться:
> про реакції кисню з простими та складними речовинами;
> про реакції з'єднання;
> про сполуки, які називають оксидами.
Хімічні властивості кожної речовини виявляються в хімічних реакціяхза його участі.
Кисень - один із найактивніших неметалів. Але в нормальних умовах він реагує з небагатьма речовинами. Його реакційна здатність суттєво зростає із підвищенням температури.
Реакції кисню із простими речовинами.
Кисеньреагує, як правило, при нагріванні, з більшістю неметалів та майже з усіма металами.
Реакція із вугіллям (вуглецем). Відомо, що вугілля, нагріте на повітрі до високої температури, спалахує. Це свідчить про перебіг хімічної реакції речовини з киснем. Теплоту, що виділяється при цьому, використовують, наприклад, для обігріву будинків у сільській місцевості.
Основним продуктом згоряння є вуглекислий газ. Його хімічна формула-CO2. Вугілля – суміш багатьох речовин. Масова частка Карбону у ньому перевищує 80%. Вважаючи, що вугілля складається лише з атомів Карбону, напишемо відповідне хімічне рівняння:
t
З + O2 = CO2.
Карбон утворює прості речовини - графіт та алмаз. Вони мають загальна назва- вуглець - і взаємодіють з киснем при нагріванні згідно з наведеним хімічним рівнянням 1 .
Реакції, у яких із кількох речовин утворюється одне, називають реакціями сполуки.
Реакція із сіркою.
Це хімічне перетворення здійснює кожен, коли запалює сірник; сірка входить до складу головки. У лабораторії реакцію сірки з киснем проводять у витяжній шафі. Невелика кількість сірки (світло-жовтий порошок або кристали) нагрівають у залізній ложці. Речовинаспочатку плавиться, потім спалахує внаслідок взаємодії з киснем повітря і горить ледь помітним синім полум'ям (рис. 56, б). З'являється різкий запах продукту реакції - сірчистого газу (цей запах ми відчуваємо в момент загоряння сірника). Хімічна формула сірчистого газу - SO 2 а рівняння реакції -
t
S + O2 = SO2.
Рис. 56. Сірка (а) та її горіння на повітрі (б) та в кисні (в)
1 У разі недостатньої кількості кисню утворюється інша сполука Карбону з Оксигеном- чадний газ
t
CO: 2С + O2 = 2СО.
Рис. 57. Червоний фосфор (а) та його горіння на повітрі (б) та в кисні (в)
Якщо ложку з сіркою, що горить, помістити в посудину з киснем, то сірка горітиме яскравішим полум'ям, ніж на повітрі (мал. 56, в). Це можна пояснити тим, що молекул O 2 у чистому кисні більше, ніж у повітрі.
Реакція із фосфором. Фосфор, як і сірка, горить у кисні інтенсивніше, ніж у повітрі (рис. 57). Продуктом реакції є біла тверда речовина - фосфор(\/) оксид (його дрібні частинки утворюють дим):
t
P + O 2 -> P 2 0 5 .
Перетворіть схему реакції на хімічне рівняння.
Реакція із магнієм.
Раніше цю реакцію використали фотографидля створення яскравого освітлення («магнієвий спалах») під час зйомки. У хімічній лабораторії відповідний досвід проводять так. Металевим пінцетом беруть магнієву стрічку та підпалюють на повітрі. Магній згорає сліпучо-білим полум'ям (рис. 58 б); дивитися на нього не можна! Внаслідок реакції утворюється біла тверда речовина. Це з'єднання Магнію з Оксигеном; його назва – магній оксид.
Рис. 58. Магній (а) та його горіння на повітрі (б)
Складіть рівняння реакції магнію з киснем.
Реакції кисню із складними речовинами. Кисень може взаємодіяти з деякими оксигенсодержащими сполуками. Наприклад, чадний газ CO горить на повітрі з утворенням вуглекислого газу:
t
2СО + O2 = 2С02.
Чимало реакцій кисню зі складними речовинами ми здійснюємо у повсякденному житті, спалюючи природний газ (метан), спирт, деревину, папір, гас та ін. При їх горінні утворюються вуглекислий газ та водяна пара:
t
CH 4 + 20 2 = CO 2 + 2Н 2;
метан
t
C 2 H 5 OH + 30 2 = 2С0 2 + 3H 2 О.
спирт
Оксиди.
Продуктами всіх реакцій, розглянутих у параграфі є бінарні з'єднання елементів з Оксигеном.
З'єднання, утворене двома елементами, одним із яких є оксиген, називають оксидом.
Загальна формула оксидів – EnOm.
Кожен оксид має хімічну назву, а деякі - ще й традиційні, або тривіальні 1 назви (табл. 4). Хімічна назва оксиду складається із двох слів. Першим словом є назва відповідного елемента, а другим – слово «оксид». Якщо елемент має змінну валентність, він може утворювати кілька оксидів. Їхні назви повинні відрізнятися. Для цього після назви елемента вказують (без відступу) римською цифрою у дужках значення його валентності в оксиді. Приклад такої назви з'єднання: купрум(II) оксид (читається «купрум-два-оксид»).
Таблиця 4
1 Термін походить від латинського слова trivialis – звичайний.
Висновки
Кисень – хімічно активна речовина. Він взаємодіє з більшістю простих речовин, а також із складними речовинами. Продуктами таких реакцій є сполуки елементів з Оксигеном – оксиди.
Реакції, у яких із кількох речовин утворюється одне, називають реакціями сполуки.
?
135. Чим відрізняються реакції з'єднання та розкладання?
136. Перетворіть схеми реакцій на хімічні рівняння:
а) Li + O 2 -> Li 2 O;
N2 + O 2 -> NO;
б) SO 2 + O 2 -> SO 3;
CrO + O 2 -> Cr 2 O 3 .
137. Виберіть серед наведених формул ті, що відповідають оксидам:
O 2 , NaOH, H 2 O, HCI, I 2 O 5 FeO.
138. Дайте хімічні назви оксидам із такими формулами:
NO, Ti 2 O 3 , Cu 2 O, MnO 2 , CI 2 O 7 , V 2 O 5 CrO 3 .
Зверніть увагу, що елементи, які утворюють ці оксиди, мають змінну валентність.
139. Запишіть формули: а) плюмбум(I\/) оксиду; б) хром(III) оксиду;
в) хлор(I) оксиду; г) нітроген(I\/) оксиду; д) осмій(//III) оксиду.
140. Допишіть формули простих речовин у схемах реакцій та складіть хімічні рівняння:
а) ... + ... -> CaO;
б) NO + ... -> NO 2; ... + ... -> As 2 O 3; Mn 2 O 3 + ... -> MnO 2 .
141. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі «ланцюжки» перетворень, тобто з першої речовини отримати другу, з другої – третю:
а) С -> CO -> CO 2;
б) P -> P 2 0 3 -> P 2 0 5;
в) Cu -> Cu 2 O -> CuO.
142. Складіть рівняння реакцій, що відбуваються при горінні на повітрі ацетону (CH 3) 2 CO та ефіру (C 2 H 5) 2 O. Продуктами кожної реакції є вуглекислий газ та вода.
143. Масова частка Оксигену в оксиді EO 2 дорівнює 26%. Визначте елемент Е.
144. Дві колби заповнені киснем. Після їхньої герметизації в одній колбі спалили надлишок магнію, а в іншій - надлишок сірки. У якій колбі утворився вакуум? Відповідь поясніть.
Попель П. П., Крикля Л. С., Хімія: Підруч. для 7 кл. загальноосвіт. навч. закл. – К.: ВЦ «Академія», 2008. – 136 с.: іл.
Зміст уроку конспект уроку та опорний каркас презентація уроку інтерактивні технології акселеративні методи навчання Практика тести, тестування онлайн завдання та вправи домашні завдання практикуми та тренінги питання для дискусій у класі Ілюстрації відео- та аудіоматеріали фотографії, картинки графіки, таблиці, схеми комікси, притчі, приказки, кросворди, анекдоти, приколи, цитати Доповнення шпаргалки фішки для допитливих статті (МАН) література основна та додаткова словник термінів Вдосконалення підручників та уроків виправлення помилок у підручнику заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів календарні плани навчальні програмиметодичні рекомендаціїФізичні властивості.За звичайних умов кисень - газ без кольору і запаху, слаборозчинний у воді (в 1 об'ємі води при 0 град. З розчиняється 5, а при 20 град. С - 3 об'єми кисню). В інших розчинниках його розчинність також незначна.
При атмосферному тиску кисень зріджується за -183 град. С, а твердне при -219 град. С. У рідкому та твердому станах кисень пофарбований у блакитний колір, він має магнітні властивості.
Хімічні властивості.Кисень відноситься до активних неметалів. У всіх сполуках, крім сполук з фтором і пероксидів, він має ступінь окиснення -2, (у сполуках з фтором кисень виявляє ступінь окиснення +2, а в пероксидних з'єднаннях ступінь його окиснення дорівнює -1 або навіть дрібному числу. Це пояснюється тим, що у пероксидах 2 або кілька атомів кисню з'єднані один з одним).
Кисень взаємодіє з усіма металами, за винятком золота та платинових металів (крім осмію), утворюючи оксиди:
2 Мg + О 2 = 2 MgО (оксид магнію);
4 Аl + 3 Про 2 = 2 Аl 2 O 3 (оксид алюмінію).
Ряд металів, крім основних оксидів, утворює амфотерні (ZnО, Сr 2 Про 3 , Аl 2 Про 3 та ін) і навіть кислотні (СrО 3 , Мn 2 Про 7 та ін) оксиди.
Він взаємодіє також з усіма, крім галогенів, неметалами, утворюючи кислотні або несолетворні (індиферентні) оксиди:
S + О 2 = SО 2 (оксид сірки (IV));
4 Р + 5 O 2 = 2 Р 2 Про 5 (оксид фосфору (V));
N 2 + 2 = 2 NО (оксид азоту (II)).
Оксиди золота і платинових металів отримують розкладанням їх (гідроксидів, а кисневі сполуки галогенів — обережним зневодненням їх кисневмісних кислот).
У кисні і на повітрі легко окислюються (згоряють або тліють) багато неорганічних та органічних речовин. З неорганічних речовин, крім металів та неметалів, з киснем реагують усі сполуки металів з неметалами, за винятком хлоридів та бромідів:
СаН 2 + O 2 = СаО + Н 2;
2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnО + 2 SO 2;
Мg 3 Р 2 + 4 O 2 = Мg 3 (РО 4) 2;
Са 2 Si + 2 O 2 = Са 2 SiО 4;
4 КI + O 2 + 2 Н 2 О = 4 КОН + I 2 .
З органічних сполук з киснем взаємодіють майже всі, крім повністю фторованих вуглеводнів (фреонів), а також хлор- та бромпохідних з великим вмістом хлору або брому (хлороформ, тетрахлорид вуглецю, поліхлоретан та аналогічні бромпохідні):
З 3 Н 8 + 5 O 2 = 3 СО 2 + 4 Н 2 О;
2 С 2 Н 5 ВІН + O 2 = 2 СН 3 СНТ + 2 Н 2 О;
2 СН 3 СНТ + О 2 = 2 СН 3 СООН;
C 6 Н 12 О 6 + 6 O 2 = 6 СО 2 + 6 Н 2 О;
2 C 6 H 6 + 15 O 2 = 12 СО 2 + 6 Н 2 О.
У атомарному стані кисень активніший, ніж у молекулярному. Цю властивість використовують для відбілювання різних матеріалів(легше руйнуються органічні речовини, що фарбують). У молекулярному стані кисень може існувати як кисню (O 2 ) і озону ( O 3 ), т. е. йому характерне явище аллотропии.
В атомі кисню 8 електронів, при цьому 2 електрони знаходяться на внутрішньому рівні, а 6 електронів
на зовнішньому. Тому в хімічних реакціях кисень може приймати від донорів до двох електронів, добудовуючи свою зовнішню оболонку до 8 електронів та утворюючи надмірний негативний заряд (Див. такожАТОМА БУДОВА) . Молекулярний кисень. Як і більшість інших елементів, у атомів яких для добудови зовнішньої оболонки з 8 електронів не вистачає 1–2 електронів, кисень утворює двоатомну молекулу. У цьому процесі виділяється багато енергії (~ 490 кДж/моль) і відповідно стільки ж енергії необхідно витратити на зворотний процес дисоціації молекули на атоми. Міцність зв'язку O–O настільки висока, що при 2300° Тільки 1% молекул кисню дисоціює на атоми. (Примітно, що утворенні молекули азоту N 2 міцність зв'язку N–N ще вище, ~ 710 кДж/моль.) Електронна структура. В електронній структурі молекули кисню не реалізується, як можна було очікувати, розподіл електронів октетом навколо кожного атома, а є неспарені електрони, і кисень виявляє властивості, типові для такої будови (наприклад, взаємодіє з магнітним полем, будучи парамагнетиком).Реакція. У відповідних умовах молекулярний кисень реагує практично з будь-яким елементом, крім благородних газів. Однак при кімнатних умовахлише найбільш активні елементи реагують із киснем досить швидко. Ймовірно, більшість реакцій протікає лише після дисоціації кисню на атоми, а дисоціація відбувається лише за дуже високих температур. Однак каталізатори або інші речовини в системі, що реагує, можуть сприяти дисоціації O 2 . Відомо, що лужні (Li, Na, K) та лужноземельні (Ca, Sr, Ba) метали реагують із молекулярним киснемз утворенням пероксидів:Отримання та застосування. Завдяки наявності вільного кисню в атмосфері найбільше ефективним методомйого вилучення є зрідження повітря, з якого видаляють домішки, CO 2 , пил та ін. хімічними та фізичними методами. Циклічний процес включає стиснення, охолодження та розширення, що і призводить до зрідження повітря. При повільному підйомі температури (метод фракційної дистиляції) з рідкого повітря випаровуються спочатку благородні гази (найважче зріджувані), потім азот залишається рідкий кисень. В результаті рідкий кисень містить сліди благородних газів та відносно великий відсоток азоту. Для багатьох сфер застосування ці домішки не заважають. Однак для отримання кисню особливої чистоти процес дистиляції необхідно повторювати (Див. такожПОВІТРЯ). Кисень зберігають у танках та балонах. Він використовується у великих кількостях як окислювач гасу та інших горючих у ракетах та космічних апаратах. Сталеливарна промисловість споживає газоподібний кисень для продування через розплав чавуну за методом Бессемера для швидкого та ефективного видалення домішок C, S і P. Сталь при кисневому дутті виходить швидше та якісніше, ніж при повітряному. Кисень використовується також для зварювання та різання металів (киснево-ацетиленове полум'я). Застосовують кисень і в медицині, наприклад, для збагачення дихального середовища пацієнтів із утрудненим диханням. Кисень можна отримувати різними хімічними методами, Деякі їх застосовують для отримання малих кількостей чистого кисню в лабораторній практиці.Електроліз. Один із методів отримання кисню – електроліз води, що містить невеликі добавки NaOH або H 2 SO 4 як каталізатор: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . У цьому утворюються невеликі домішки водню. За допомогою розрядного пристрою сліди водню в газовій суміші знову перетворюють на воду, пари якої видаляють виморожуванням або адсорбцією.Термічна дисоціація. Важливий лабораторний метод отримання кисню, запропонований Дж.Прістлі, полягає в термічному розкладанні оксидів важких металів: 2HgO® 2Hg + O 2 . Прістлі для цього фокусували сонячні промені на порошок оксиду ртуті. Відомим лабораторним методомє також термічна дисоціація оксосолей, наприклад, хлорату калію у присутності каталізатора – діоксиду марганцю:Діоксид марганцю, що додається в невеликих кількостях перед прожарюванням, дозволяє підтримувати потрібну температуру та швидкість дисоціації, причому сам MnO 2 у процесі не змінюється.Використовуються також методи термічного розкладання нітратів:
а також пероксидів деяких активних металів, наприклад: 2BaO 2 ® 2BaO + O 2 Останній спосіб у свій час широко використовувався для вилучення кисню з атмосфери і полягав у нагріванні BaO на повітрі до утворення BaO 2
з наступним термічним розкладанням пероксиду. Спосіб термічного розкладання зберігає своє значення для одержання пероксиду водню. |
ДЕЯКІ ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ |
|
| Атомний номер | 8 |
| Атомна маса | 15,9994 |
| Температура плавлення, °С | –218,4 |
| Температура кипіння, °С | –183,0 |
| густина | |
| твердий, г/см 3 (при tпл) | 1,27 |
| рідкий г/см 3 (при tкіп ) | 1,14 |
| газоподібний, г/дм 3 (при 0 ° С) | 1,429 |
| відносна повітрям | 1,105 |
| критична а, г/см 3 | 0,430 |
| Критична температура а, °С | –118,8 |
| Критичний тиск а, атм | 49,7 |
| Розчинність, см 3 /100 мл розчинника | |
| у воді (0°С) | 4,89 |
| у воді (100 ° С) | 1,7 |
| у спирті (25 ° С) | 2,78 |
| Радіус, Å | 0,74 |
| ковалентний | 0,66 |
| іонний (Про 2–) | 1,40 |
| Потенціал іонізації, | |
| перший | 13,614 |
| другий | 35,146 |
| Електронегативність ( F = 4) | 3,5 |
| а Температура та тиск, при яких щільність газу та рідини однакові. | |
Електронна структура кисню (1s
2 2s 2 2p 4 ) така, що атом O приймає для утворення стійкої зовнішньої електронної оболонки два електрони на зовнішній рівень, утворюючи іон O 2- . В оксидах лужних металів утворюється переважно іонний зв'язок. Можна вважати, що електрони цих металів майже повністю відтягнуті до кисню. В оксидах менш активних металів і неметалів перехід електронів неповний, і щільність негативного заряду на кисні менш виражена, тому зв'язок менш іонна або ковалентна.При окисненні металів киснем відбувається виділення тепла, величина якого корелює із міцністю зв'язку M-O . При окисленні деяких неметалів відбувається поглинання тепла, що свідчить про їх менш міцні зв'язки з киснем. Такі оксиди термічно нестійкі (або менш стабільні, ніж оксиди з іонним зв'язком) та часто відрізняються високою хімічною активністю. У таблиці наведено для порівняння значення ентальпій утворення оксидів найбільш типових металів, перехідних металів та неметалів, елементів A - та B -Підгруп (знак мінус означає виділення тепла).| Реакції | Ентальпії освіти, кДж/моль |
| 4Na + O 2 ® 2Na 2 O a | |
| 2Mg + O 2 ® 2MgO | |
| 4Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3 | |
| Si + O 2 ® SiO 2 | |
| 4P + 5O 2 ® P 4 O 10 | |
| S + O 2 ® SO 2 | |
| 2Cl 2 + 7O 2 ® 2Cl 2 O 7 | |
| 2Hg + O 2 ® 2HgO | |
| 2Cr + 3O 2 ® 2CrO 3 | |
| 3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4 | |
| a За нормальних умов краща освіта Na 2 O 2 . | |
1. Температури плавлення оксидів лужних металів зменшуються із зростанням атомного радіусу металу; так,
t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O) . Оксиди, в яких переважає іонний зв'язок, мають вищі температури плавлення, ніж температури плавлення ковалентних оксидів: t пл (Na 2 O) > tпл (SO 2). 2. Оксиди хімічно активних металів (IA–IIIA підгруп) більш термічно стабільні, ніж оксиди перехідних металів та неметалів. Оксиди важких металів у вищому ступені окислення при термічній дисоціації утворюють оксиди з нижчими ступенями окиснення (наприклад, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2 ). Такі оксиди у високих ступенях окиснення можуть бути хорошими окисниками.3. Найбільш активні метали взаємодіють з молекулярним киснем при підвищених температурахз утворенням пероксидів: Sr + O 2 ® SrO 2 . 4. Оксиди активних металів утворюють безбарвні розчини, тоді як оксиди більшості перехідних металів забарвлені та практично нерозчинні. Водні розчини оксидів металів виявляють основні властивості та є гідроксидами, що містять OH -групи, а оксиди неметалів у водних розчинах утворюють кислоти, що містять іон H+. 5. Метали та неметали A-підгруп утворюють оксиди зі ступенем окислення, що відповідає номеру групи, наприклад, Na, Be та B утворюють Na 1 2 O, Be II O і B 2 III O 3 , а неметали IVA–VIIA підгруп C, N, S, Cl утворюють CIV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7. Номер групи елемента корелює тільки з максимальним ступенем окиснення, так як можливі оксиди і з нижчими ступенями окиснення елементів. У процесах горіння сполук типовими продуктами є оксиди, наприклад: 2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O Вуглецеві речовини та вуглеводні при слабкому нагріванні окислюються (згоряють) до CO 2 та H 2 O . Прикладами таких речовин є палива – деревина, нафту, спирти.(а також вуглець – кам'яне вугілля, кокс та деревне вугілля) . Тепло від процесу горіння утилізується на виробництво пари (а далі електрики або на силові установки), а також на опалення будинків. Типові рівняння для процесів горіння такі:а) деревина (целюлоза):
(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2® 6n CO 2 + 5 n H 2O+ теплова енергіяб) нафту або газ (бензин C
8 H 18 або природний газ CH 4):2C 8 H 18 + 25O 2
® 16CO 2 + 18H 2 O+ теплова енергія CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O+ теплова енергія C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + теплова енергіяг) вуглець (кам'яне або деревне вугілля, кокс):
2C + O 2 ® 2CO + теплова енергія 2CO + O 2 ® 2CO 2 + теплова енергіяГоріння схильні також ряд C-, H-, N-, O-вмісних сполук з високим запасом енергії. Кисень для окислення може використовуватися не тільки з атмосфери (як у попередніх реакціях), а й із самої речовини. Для ініціювання реакції досить невеликого активування реакції, наприклад, удару або струсу. При цих реакціях продуктами горіння також є оксиди, але вони газоподібні і швидко розширюються при високій кінцевій температурі процесу. Тому такі речовини є вибуховими. Прикладами вибухових речовин служать тринітрогліцерин (або нітрогліцерин) C
3 H 5 (NO 3) 3 та тринітротолуол (або ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 . також ХІМІЧНА І БІОЛОГІЧНА ЗБРОЯ.Оксиди металів або неметалів з нижчими ступенями окиснення елемента реагують з киснем з утворенням оксидів високих ступенів окиснення цього елемента:
Оксиди природні, отримані з руд або синтезовані, є сировиною для отримання багатьох важливих металів, наприклад, заліза з Fe 2 O 3 (гематит) та Fe 3 O 4 (магнетит), алюмінію з Al 2 O 3 (Глінозем), магнію з MgO (магнезія). Оксиди легких металів використовуються у хімічній промисловості для одержання лугів або основ. Пероксид калію KO 2
знаходить незвичайне застосування, так як у присутності вологи та в результаті реакції з нею виділяє кисень. Тому KO 2
застосовують у респіраторах для одержання кисню. Волога з видихуваного повітря виділяє в респіраторі кисень, а KOH поглинає CO 2
. Одержання оксиду CaO та гідроксиду кальцію Ca(OH) 2
- багатотоннажне виробництво в технології кераміки та цементу.Вода (оксид водню).
Важливість води H 2 O як у лабораторній практиці для хімічних реакцій, так і в процесах життєдіяльності вимагає особливого розгляду цієї речовини (Див. такожВОДОРОД;ВОДА, ЛІД І ПАР) . Як уже згадувалося, при прямій взаємодії кисню та водню в умовах, наприклад, іскрового розряду відбуваються вибух та утворення води, при цьому виділяється 143 кДж/(моль H 2 O). Молекула води має майже тетраедричну будову, кут H-O-H дорівнює 104° 30 у . Зв'язки в молекулі частково іонні (30%) та частково ковалентні з високою щільністю негативного заряду у кисню та відповідно позитивних зарядів у водню:
Через високу міцність зв'язків H-O водень важко відщеплюється від кисню і вода виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Багато властивостей води визначаються розподілом зарядів. Наприклад, молекула води утворює з іоном металу гідрат:Одну електронну пару вода віддає акцептору, яким може бути H + : Молекули води зв'язуються один з одним у великі агрегати. H 2 O) x
слабкими водневими зв'язками (енергія зв'язку~ 21 кДж) 
Вода в такій системі водневих зв'язків піддається дисоціації дуже слабкою мірою, що досягає концентрації 10-7 моль/л. Очевидно, розщеплення зв'язку, показане квадратними дужками, призводить до утворення гідроксиду-іона OH – та іона гідроксонія H 3 O + : 
Перекис водню.
Іншим з'єднанням, що складається тільки з водню та кисню,
є пероксид водню H 2 O 2 . Назва «пероксид» прийнято для сполук, що містять зв'язок-O-O- . Пероксид водню має будову асиметрично зігнутого ланцюга:Пероксид водню одержують за реакцією пероксиду металу з кислотою BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 або розкладанням пероксодисерної кислоти H 2 S 2 O 8 , яку отримують електролітично:
Концентрований розчин H 2 O 2 може бути отриманий спеціальними методами дистиляції. Пероксид водню використовують як окисник у двигунах ракет. Розведені розчини пероксиду служать антисептиками, відбілювачами та м'якими окисниками. H 2 O 2 додають до багатьох кислот та оксидів для отримання сполук, аналогічних гідратів. У присутності сильного окисника (наприклад, MnO 2 або MnO 4 –) H 2 O 2 окислюється, виділяючи кисень та воду.Оксоаніони та оксокатіони
– кисневмісні частинки, що мають залишковий негативний (оксоаніони) або залишковий позитивний (оксокатіони) заряд. Іон O 2- має високу спорідненість(високу реакційну здатність) до позитивно заряджених частинок типу H+ . Найпростішим представником стабільних оксоаніонів є гідроксид-іон OH – . Це пояснює нестійкість атомів з високою щільністю заряду і їх часткову стабілізацію в результаті приєднання частки з позитивним зарядом. Тому при дії активного металу (або його оксиду) на воду утворюється OH – , а не O 2– : ® 2Na + + 2OH – + H 2 або ® 2Na + + 2OH – Більш складні оксоаніони утворюються з кисню з іоном металу або неметалевою часткою, що має великий позитивний заряд, в результаті виходить низькозаряджена частка, що має більшу стабільність, наприклад:
Озон. Крім атомарного кисню O та двоатомної молекули O 2 існує третя форма кисню – озон O 3 , що містить три кисневого атома. Усі три форми є алотропними модифікаціями. Озон утворюється при пропущенні тихого електричного розряду через сухий кисень: 3O 2 2O 3 . У цьому утворюється кілька відсотків озону. Реакція каталізується іонами металів. Озон має гострий різкий запах, який можна виявити поблизу працюючих електричних машин або поблизу атмосферного електричного розряду. Газ має голубуватий колір і конденсується при –112.°
З темно-блакитну рідину, а при -193°
З утворюється темно-пурпурова тверда фаза. Рідкий озон слаборозчинний у рідкому кисні, а в 100 г води при 0°
З розчиняється 49 см 3 O 3 . За хімічними властивостями озон набагато активніший за кисень і за окисними властивостями поступається тільки O, F 2 та OF 2 (Дифториду кисню). При звичайному окисненні утворюються оксид та молекулярний кисень O 2 . При дії озону на активні метали у особливих умовах утворюються озоніди складу K + O 3 – . Озон одержують у промисловості для спеціальних цілей, він є добрим дезінфікуючим засобом і використовується для очищення води та як відбілювач, покращує стан атмосфери у закритих системах, дезінфікує предмети та їжу, прискорює дозрівання зерна та фруктів. У хімічній лабораторії часто використовують озонатор для одержання озону, необхідного для деяких методів хімічного аналізу та синтезу. Каучук легко руйнується навіть під дією малих концентрацій озону. У деяких промислових містах значна концентрація озону в повітрі призводить до швидкого псування гумових виробів, якщо вони не захищені антиоксидантами. Озон дуже токсичний. Постійне вдихання повітря навіть із дуже низькими концентраціями озону викликає головний біль, нудоту та інші неприємні стани.ЛІТЕРАТУРА Розумовський С.Д. Кисень – елементарні форми та властивості. М., 1979Термодинамічні властивості кисню. М., 1981
Кисень (О)стоїть у 1 періоді, VI групі, у головній підгрупі. р-елемент. Електронна конфігурація 1s22s22p4 . Число електронів на зовнішньому рівні - 6. Кисень може прийняти 2 електрони і в окремих випадках віддати. Валентність кисню 2, ступінь окиснення -2.
Фізичні властивості:кисень (О2 ) – безбарвний газ, без запаху та смаку; у воді малорозчинний, трохи важчий за повітря. При -183 °C і 101,325 Па кисень зріджується, набуваючи блакитного кольору. Будова молекули:молекула кисню двоатомна, у звичайних умовах міцна, має магнітні властивості. Зв'язок у молекулі ковалентний неполярний. Кисень має алотропну модифікацію – озон(О3 ) – сильніший окисник, ніж кисень.
Хімічні властивості:до завершення енергетичного рівня кисню потрібно 2 електрони, які він приймає виявляючи ступінь окислення -2, але у поєднанні з фтором кисень ОF2 -2 та О2F2 -1. Завдяки хімічній активності кисень взаємодіє майже з усіма простими речовинами. З металами утворює оксиди та пероксиди:
Кисень не реагує лише з платиною. При підвищених і високих температурах реагує з багатьма неметалами:
Безпосередньо кисень не взаємодіє з галогенами. Кисень реагує з багатьма складними речовинами:
Кисню характерні реакції горіння:
У кисні горять багато органічних речовин:
При окисленні киснем оцтового альдегіду одержують оцтову кислоту:
Отримання:у лабораторії: 1) електролізом водного розчину лугу: у своїй на катоді виділяється водень, але в аноді – кисень; 2) розкладанням бертолетової солі при нагріванні: 2КСlО3?2КСl + 3О2?; 3) дуже чистий кисень отримують: 2КМnO4? К2МnO4 + МnО2 + О2?.
Знаходження у природі:кисень становить 47,2% маси земної кори. У вільному стані він міститься у атмосферному повітрі – 21 %. Входить до складу багатьох природних мінералів, величезна його кількість міститься в організмах рослин та тварин. Природний кисень складається з 3 ізотопів: О(16), О(17), О(18).
Застосування:використовується у хімічній, металургійній промисловості, у медицині.
24. Озон та його властивості
У твердому стані у кисню зафіксовано три модифікації: ?-, ?- і ?-модифікації. Озон (О3 ) – одна з алотропних модифікацій кисню . Будова молекули:озон має нелінійну будову молекули з кутом між атомами 117 °. Молекула озону має деяку полярність (незважаючи на атоми одного роду, що утворюють молекулу озону), діамагнітна, тому що не має неспарених електронів.
Фізичні властивості:озон – синій газ, що має характерний запах; молекулярна маса = 48, температура плавлення (твердого) = 192,7 ° C, температура кипіння = 111,9 ° C. Рідкий та твердий озон вибуховий, токсичний, добре розчинний у воді: при 0 °C у 100 об'ємах води розчиняється до 49 об'ємів озону.
Хімічні властивості:озон – сильний окислювач, він окислює всі метали, зокрема золото – Au і платину – Pt (і метали платинової групи). Озон впливає на блискучу срібну пластинку, що миттєво покривається чорним пероксидом срібла – Аg2О2; папір, змочений скипидаром, спалахує, сірчисті сполуки металів окислюються до солей сірчаної кислоти; багато барвників знебарвлюються; руйнує органічні речовини – у своїй молекула озону відщеплює один атом кисню, і озон перетворюється на звичайний кисень. Також більшість неметалів, переводить нижчі оксиди у вищі, а сульфіди їх металів – в їх сульфати:
Йодид калію озон окислює до молекулярного йоду:
Але з пероксидом водню Н2О2 озон виступає як відновник:
У хімічному відношенні молекули озону нестійкі – озон здатний мимоволі розпадатися на молекулярний кисень:
Отримання:одержують озон в озонаторах шляхом пропускання через кисень або повітря електричні іскри. Утворення озону з кисню:
Озон може утворюватись при окисненні вологого фосфору, смолистих речовин. Визначник озону:щоб упізнати в повітрі наявність озону, необхідно в повітря занурити папірець, просочений розчином йодиду калію і крохмальним клейстером - якщо папірець придбав синє забарвлення, значить, у повітрі присутній озон. Знаходження у природі:у атмосфері озон утворюється під час електричних розрядів. Застосування:будучи сильним окислювачем озон знищує різного роду бактерії, тому широко застосовується з метою очищення води та дезінфекції повітря, використовується як засіб, що білить.
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 побудовані 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, що 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 - 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 в природі кисень може бути у вигляді трьох ізотопів 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) і 18 O (0,2%). Їхні масові числа рівні 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, 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-;
Про 0 -1e → Про 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
