§8 Элементы VI А группы.

Кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Общие сведения элементов VI А группы:

Элементы VI А группы (кроме полония) называются халькогенидами. На внешнем электронном уровня этих элементов находятся шесть валентных электронов (ns 2 np 4),поэтому они в нормальном состоянии проявляют валентность 2, а в возбужденном -4 или 6 (кроме кислорода). Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое, что обуславливает большие энергетические затраты на «распаривание» его электронов, некомпенсируемые энергией образования новых ковалентных связей. Поэтому ковалентность кислорода равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.

Электроотрицательность этих элементов постепенно уменьшается в порядке О-S-Se-Те-Ро. Cтепень окисления от -2,+2,+4,+6 . Увеличивается радиус атома, что ослабляет неметаллические свойства элементов.

Элементы этой подгруппы образуют с водородом соединения вида H 2 R (H 2 О,H 2 S,H 2 Se,H 2 Те,H 2 Ро).Эти соединения растворяясь в воде, образуют кислоты. Кислотные свойства увеличиваются в направлении H 2 О→H 2 S→H 2 Se→H 2 Те→H 2 Ро. S,Se и Те образуют с кислородом соединения типа RO 2 и RO 3. Из этих оксидов образуются кислоты типа H 2 RO 3 и H 2 RO 4. С увеличением порядкового номера,силы кислот уменьшаются. Все они имеют окислительные свойства. Кислоты типа H 2 RO 3 проявляют и восстановительные свойства.

Кислород

Природные соединения и получения: Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе (21%); в связанном виде входит в состав воды (88,9%), минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Атмосферный воздух представляет собой смесь многих газов, основную часть которой составляют азот и кислород, и небольшое количество благородные газы, углекислый газ и водяные пары. Углекислый газ образуется в природе при горении дерева, угля и других видов топлива, дыхании животных, гниении. В некоторых местах земного шара CO 2 выделяется в воздух вследствие вулканической деятельности, а также из подземных источников.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 8 16 О(99,75%), 8 17 О(0,04), 8 18 О(0,20). Искусственным путем были также получены изотопы 8 14 О, 8 15 О, 8 19 О.

Кислород был получен впервые в чистом виде К.В.Шееле в 1772 г., а затем в 1774 г. Д.Ю.Пристли, который выделил его из HgO. Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье,подробно изучивший свойства этого газа, установил, что он является основной частью воздуха.

В лаборатории кислород получается следующими методами:

Э лектролизом воды. Чтобы увеличить электропроводность воды в нее добавляют раствор щелочи (обычно 30%-ый KOH) или сульфаты щелочных металлов:

В общем виде: 2H 2 О →2H 2 +О 2

На катоде: 4H 2 О+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

На аноде: 4OH−4е→2H 2 О+О 2

- Разложением кислородосодержащих соединений:

Термическое разложение Бертолетовой соли под действием катализатора MnO 2.

KClO 3 →2KCl+3О 2

Термическое разложение перманганата калия

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +О 2.

Термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2KNO 3 →2KNO 2 +О 2.

Разложением пероксидов:

2H 2 О 2 →2H 2 О+О 2.

2ВаО 2 →2ВаО+О 2.

Термическим разложением оксида ртути (II):

2HgO→2HgO+О 2.

Взаимодействием пероксидов щелочных металлов с оксидом углерода (IV):

2Na 2 О 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +О 2.

Термическим разложением хлорной извести в присутствии катализатора - солей кобальта:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +О 2.

Окислением пероксида водорода перманганатом калия в кислой среде:

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 О 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 О+5О 2.

В промышленности: В настоящее время в промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При слабом нагревании жидкого воздуха из него сначала отделяется азот (t кип (N 2)=-196ºC), затем выделяется кислород (t кип (О 2)=-183ºС).

Кислород полученный этим способом содержит примеси азота. Поэтому для получения чистого кислорода полученную смесь заново дистиллируют и в конечном итоге получается 99,5% кислород. Кроме того некоторое количество кислорода получают электролизом воды. Электролитом служит 30% раствор KOH.

Кислород обычно хранят в баллонах синего цвета под давлением 15МПа.

Физико-химические свойства: Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде. Кислород при давлении 0,1 МПа и температуре -183ºС переходит в жидкое состояние, при -219ºС замерзает. В жидком и твердом состоянии притягивается магнитом.

Согласно методу валентных связей строение молекулы кислорода, представленное схемой -:Ö::Ö:, не объясняет большую прочность молекулы, имеющей паромагнитные свойства, то есть неспаренные электроны в нормальном состоянии.

В результате связи электронов двух атомов образуется одна общая электронная пара, после этого неспаренный электрон в каждом атоме образует взаимную связь с неразделенной парой другого атома и между ними образуется трех электронная связь. В возбужденном состоянии молекула кислорода проявляет диамагнитные свойства, которым соответствует строение по схеме:Ö=Ö:,

Для заполнения электронного уровня в атоме кислорода не хватает двух электронов. Поэтому кислород в химических реакциях может легко присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Кислород только в соединениях с более электроотрицательным элементом фтором проявляет степень окисления +1 и +2: О 2 F 2 ,ОF 2.

Кислород - сильный окислитель. Он не взаимодействует только с тяжелыми инертными газами (Kr,Xe,He,Rn), с золотом и платиной. Оксиды этих элементов образуются другими путями. Кислород входит в реакции горения, окисления как с простыми веществами так и со сложными. При взаимодействии неметаллов с кислородом образуются кислотные или соленеобразующие оксиды, а при взаимодействии металлов образуются амфотерные или смешанные оксиды Так, с фосфором кислород реагирует при температуре ~ 60 °С,

4P+5О 2 → 2Р 2 О 5

С металлами- оксиды соответствующих металлов

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

при нагревании щелочных металлов в сухом воздухе только литии образует оксид Li 2 O, а остальные-пероксиды и супероксиды:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О.

При взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (в электрическом разряде),

с серой - при температуре около 250 °С:

S + О 2 = SO 2 .

С графитом кислород реагирует при 700 °С

С + О 2 = СО 2 .

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислород - восьмой элемент Периодической таблицы. Обозначение - О от латинского «oxygenium». Расположен во втором периоде, VIА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 8.

Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе, в связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47%.

В виде простого вещества кислород представляет собой бесцветный газ, не имеющий запаха. Он немного тяжелее воздуха: масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г, а 1 л воздуха 1,293г. Кислород растворяется в воде, хотя и в небольших количествах: 100 объемов воды при 0 o С растворяют 4,9, а при 20 o С - 3,1 объема кислорода.

Атомная и молекулярная масса кислорода

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительная атомная масса A r - это молярная масса атома вещества, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода-12 (12 С).

Относительная атомная масса атомарного кислорода равна 15,999 а.е.м.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительная молекулярная масса M r - это молярная масса молекулы, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода-12 (12 С).

Это безразмерная величина.Известно, что молекула кислорода двухатомна - О 2 . Относительная молекулярная масса молекулы кислорода будет равна:

M r (О 2) = 15,999 × 2 ≈32.

Аллотропия и аллотропные модификации кислорода

Кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций - кислорода О 2 и озона О 3 (физические свойства кислорода описаны выше).

При обычных условиях озон - газ. От кислорода его можно отделить сильным охлаждением; озон конденсируется в синюю жидкость, кипящую при (-111,9 o С).

Растворимость озона в воде значительно больше, чем кислорода: 100 объемов воды при 0 o С растворяют 49 объемов озона.

Образование озона из кислорода можно выразить уравнением:

3O 2 = 2O 3 - 285 кДж.

Изотопы кислорода

Известно, что в природе кислород может находиться в виде трех изотопов 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) и 18 O (0,2%). Их массовые числа равны 16, 17 и 18 соответственно. Ядро атома изотопа кислорода 16 O содержит восемь протонов и восемь нейтронов, а изотопов 17 O и 18 O- такое же количество протонов,девять и десять нейтронов соответственно.

Существует двенадцать радиоактивных изотопов кислорода с массовыми числами от 12-ти до 24-х, из которых наиболее стабильным является изотоп 15 О с периодом полураспада равным 120 с.

Ионы кислорода

На внешнем энергетическом уровне атома кислорода имеется шесть электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Схема строения атома кислорода представлена ниже:

В результате химического взаимодействия кислород может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

О 0 +2e → О 2- ;

О 0 -1e → О 1+ .

Молекула и атом кислорода

Молекула кислорода состоит из двух атомов - О 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу кислорода:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

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 OF 2 и O 2 F 2 .

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 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). 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 км 3 (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 О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 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 О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

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

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Суммарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение. Горение — б ыстрый 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 2s 2 2p 4 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.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Мелкий порошок железа (так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe 2 O 3 , а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O 2 → SO 2 ,

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 , и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O 2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 o C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (избыток кислорода),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недостаток кислорода),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пирит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O 2 + , например, O 2 + — (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O 2 . Так, озон окисляет иодид - ионы I — в растворе Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 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 O 2: 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 О 3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислород – элемент второго периода VIA группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 8. Символ – О.

Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О 2

Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F 2 O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O 2 и озон O 3 .

Химические свойства кислорода

Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.

Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Na + O 2 = Na 2 O 2 ;

K + O 2 = KO 2 ;

2Ca + O 2 = 2CaO;

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;

2Cu + O 2 = 2CuO;

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .

Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

С + O 2 = СО 2 ;

2Н 2 + O 2 = 2Н 2 О;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).

Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:

2CO + O 2 = 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O 2 = 2NO 2 ;

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).

Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.

Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:

Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.

Физические свойства кислорода

Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.

В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).

Получение кислорода

Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:

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

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl +3 O 2

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

При разложении 95 г оксида ртути (II) образовалось 4,48 л кислорода (н.у.). Вычислите долю разложившегося оксида ртути (II) (в мас. %).

Решение

Запишем уравнение реакции разложения оксида ртути (II): 2HgO = 2Hg + O 2 . Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества: моль. Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O 2) = 2:1, следовательно, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 моль. Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением: Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна: m (HgO) = n (HgO) ×M (HgO) = 0,4×217 = 86,8 г. Определим массовую долю разложившегося оксида:

Министерство образования и науки РФ

«КИСЛОРОД»

Выполнил:

Проверил:

Общая характеристика кислорода.

КИСЛОРОД (лат. Oxygenium), O (читается «о»), химический элемент с атомным номером 8, атомная масса 15,9994. В периодической системе элементов Менделеева кислород расположен во втором периоде в группе VIA.

Природный кислород состоит из смеси трех стабильных нуклидов с массовыми числами 16 (доминирует в смеси, его в ней 99,759 % по массе), 17 (0,037%) и 18 (0,204%). Радиус нейтрального атома кислорода 0,066 нм. Конфигурация внешнего электронного слоя нейтрального невозбужденного атома кислорода 2s2р4. Энергии последовательной ионизации атома кислорода 13,61819 и 35,118 эВ, сродство к электрону 1,467 эВ. Радиус иона О 2 – при разных координационных числах от 0,121 нм (координационное число 2) до 0,128 нм (координационное число 8). В соединениях проявляет степень окисления –2 (валентность II) и, реже, –1 (валентность I). По шкале Полинга электроотрицательность кислорода 3,5 (второе место среди неметаллов после фтора).

В свободном виде кислород - газ без цвета, запаха и вкуса.

Особенности строения молекулы О 2: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О 2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) - парамагнитное вещество, в каждой молекуле О 2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.

Энергия диссоциации молекулы О 2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.

Физические и химические свойства

Физические и химические свойства: в свободном виде встречается в виде двух модификаций О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха. При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/м 3 . Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) равна –182,9°C. При температурах от –218,7°C до –229,4°C существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от –229,4°C до –249,3°C - -модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже –249,3°C - кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.

При 20°C растворимость газа О 2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2 приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови (точнее с железом II гема), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.

Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, со щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li 2 O, CaO и др., пероксиды типа Na 2 O2, BaO 2 и др. и супероксиды типа КО 2 , RbO 2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.

При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует с взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:

S+O 2 = SO 2 ; С + O 2 = СО 2

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

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

Если смесь кислорода и водорода хранить в стеклянном сосуде при комнатной температуре, то экзотермическая реакция образования воды

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж

протекает крайне медленно; по расчету, первые капельки воды должны появиться в сосуде примерно через миллион лет. Но при внесении в сосуд со смесью этих газов платины или палладия (играющих роль катализатора), а также при поджигании реакция протекает с взрывом.

С азотом N 2 кислород реагирует или при высокой температуре (около 1500-2000°C), или при пропускании через смесь азота и кислорода электрического разряда. При этих условиях обратимо образуется оксид азота (II):

N 2 + O 2 = 2NO

Возникший NO затем реагирует с кислородом с образованием бурого газа (диоксида азота):

2NO + О 2 = 2NO2

Из неметаллов кислород напрямую ни при каких условиях не взаимодействует с галогенами, из металлов - с благородными металлами серебром, золотом, платиной и др.

Бинарные соединения кислорода, в которых степень окисления атомов кислорода равна –2, называют оксидами (прежнее название - окислы). Примеры оксидов: оксид углерода (IV) CO 2 ,оксид серы (VI) SO 3 , оксид меди (I) Cu 2 O, оксид алюминия Al 2 O 3 , оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 .

Кислород образует также соединения, в которых его степень окисления равна –1. Это - пероксиды (старое название - перекиси), например, пероксид водорода Н 2 О 2 , пероксид бария ВаО 2 , пероксид натрия Na 2 O 2 и другие. В этих соединениях содержится пероксидная группировка - О - О -. С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО 2 (супероксид калия), RbO 2 (супероксид рубидия). В супероксидах степень окисления кислорода –1/2. Можно отметить, что часто формулы супероксидов записывают как К 2 О 4 , Rb 2 O 4 и т.д.

С самым активным неметаллом фтором кислород образует соединения в положительных степенях окисления. Так, в соединении O 2 F 2 степень окисления кислорода +1, а в соединении O 2 F - +2. Эти соединения принадлежат не к оксидам, а к фторидам. Фториды кислорода можно синтезировать только косвенным путем, например, действуя фтором F 2 на разбавленные водные растворы КОН.

История открытия

История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая - нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе - Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. О том, что воздух содержит элемент, поддерживающий жизнь, в 18 веке было известно многим химикам. Шведский аптекарь и химик Карл Шееле начал изучать состав воздуха в 1768. В течение трех лет он разлагал нагреванием селитры (KNO 3 , NaNO 3) и другие вещества и получал «огненный воздух», поддерживающий дыхание и горение. Но результаты своих опытов Шееле обнародовал только в 1777 году в книге «Химический трактат о воздухе и огне». В 1774 английский священник и натуралист Дж. Пристли нагреванием «жженой ртути» (оксида ртути HgO) получил газ, поддерживающий горение. Будучи в Париже, Пристли, не знавший, что полученный им газ входит в состав воздуха, сообщил о своем открытии А. Лавуазье и другим ученым. К этому времени был открыт и азот. В 1775 Лавуазье пришел к выводу, что обычный воздух состоит из двух газов - газа, необходимого для дыхания и поддерживающего горение, и газа «противоположного характера» - азота. Лавуазье назвал поддерживающий горение газ oxygene - «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название «кислород»), так как он тогда считал, что все кислоты содержат кислород. Давно уже известно, что кислоты бывают как кислородсодержащими, так и бескислородными, но название, данное элементу Лавуазье, осталось неизменным. На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).

Нахождение в природе: кислород - самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода - 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.

Получение:

В настоящее время кислород в промышленности получают за счет разделения воздуха при низких температурах. Сначала воздух сжимают компрессором, при этом воздух разогревается. Сжатому газу дают охладиться до комнатной температуры, а затем обеспечивают его свободное расширение. При расширении температура газа резко понижается. Охлажденный воздух, температура которого на несколько десятков градусов ниже температуры окружающей среды, вновь подвергают сжатию до 10-15 МПа. Затем снова отбирают выделившуюся теплоту. Через несколько циклов «сжатие-расширение» температура падает ниже температуры кипения и кислорода, и азота. Образуется жидкий воздух, который затем подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения кислорода (–182,9°C) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (–195,8°C). Поэтому из жидкости азот испаряется первым, а в остатке накапливается кислород. За счет медленной (фракционной) дистилляции удается получить чистый кислород, в котором содержание примеси азота составляет менее 0,1 объемного процента.