Štyri prvky - "chalkogén" (t. j. "zrodenie medi") vedú hlavnú podskupinu skupiny VI (podľa novej klasifikácie - 16. skupina) periodický systém. Okrem síry, telúru a selénu k nim patrí aj kyslík. Pozrime sa bližšie na vlastnosti tohto najrozšírenejšieho prvku na Zemi, ako aj na využitie a výrobu kyslíka.
Hojnosť prvku
Vo viazanej forme je kyslík zahrnutý v chemickom zložení vody - jeho percento je asi 89%, ako aj v zložení buniek všetkých živých bytostí - rastlín a zvierat.
Vo vzduchu je kyslík vo voľnom stave vo forme O2, ktorý zaberá pätinu jeho zloženia, a vo forme ozónu - O3.
Fyzikálne vlastnosti
Kyslík O2 je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Je mierne rozpustný vo vode. Bod varu je 183 stupňov pod nulou Celzia. V kvapalnej forme má kyslík modrú farbu a v pevnej forme tvorí modré kryštály. Teplota topenia kyslíkových kryštálov je 218,7 stupňov pod nulou Celzia.
Chemické vlastnosti
Pri zahrievaní tento prvok reaguje s mnohými jednoduchými látkami, kovmi aj nekovmi, pričom vznikajú takzvané oxidy – zlúčeniny prvkov s kyslíkom. pri ktorej prvky vstupujú s kyslíkom sa nazýva oxidácia.
Napríklad,
4Na + 02 = 2Na20
2. Rozkladom peroxidu vodíka pri jeho zahrievaní v prítomnosti oxidu mangánu, ktorý pôsobí ako katalyzátor.
3. Prostredníctvom rozkladu manganistanu draselného.
Výroba kyslíka v priemysle sa vykonáva nasledujúcimi spôsobmi:
1. Na technické účely sa kyslík získava zo vzduchu, v ktorom je jeho obvyklý obsah asi 20 %, t.j. piata časť. Na tento účel sa vzduch najskôr spáli, čím sa získa zmes s obsahom kvapalného kyslíka asi 54 %, kvapalného dusíka - 44 % a kvapalného argónu - 2 %. Tieto plyny sa potom oddelia destilačným procesom s použitím relatívne malého intervalu medzi bodmi varu kvapalného kyslíka a kvapalného dusíka - mínus 183 a mínus 198,5 stupňov. Ukazuje sa, že dusík sa odparuje pred kyslíkom.
Moderné vybavenie zabezpečuje produkciu kyslíka akéhokoľvek stupňa čistoty. Dusík, ktorý sa získava separáciou kvapalného vzduchu, sa používa ako surovina pri syntéze jeho derivátov.
2. tiež dáva kyslík vo veľmi čistej miere. Táto metóda sa rozšírila v krajinách s bohatými zdrojmi a lacnou elektrickou energiou.
Aplikácia kyslíka
Kyslík je najdôležitejším prvkom v živote celej našej planéty. Tento plyn, ktorý je obsiahnutý v atmosfére, pri tomto procese spotrebúvajú zvieratá a ľudia.
Získavanie kyslíka je veľmi dôležité pre také oblasti ľudskej činnosti, ako je medicína, zváranie a rezanie kovov, trhacie práce, letectvo (pre dýchanie ľudí a pre prevádzku motorov), hutníctvo.
Prebieha ekonomická aktivitaľudský kyslík sa spotrebúva vo veľkom množstve – napríklad pri horení rôzne druhy palivá: zemný plyn, metán, uhlie, drevo. Pri všetkých týchto procesoch vzniká.Príroda zároveň zabezpečila proces prirodzenej väzby tejto zlúčeniny prostredníctvom fotosyntézy, ktorá prebieha v zelených rastlinách vplyvom slnečného žiarenia. V dôsledku tohto procesu vzniká glukóza, ktorú potom rastlina využíva na stavbu svojich tkanív.
Kyslík vstupuje do zlúčenín s takmer všetkými prvkami periodického systému Mendelejeva.
Reakcia akejkoľvek látky s kyslíkom sa nazýva oxidácia.
Väčšina týchto reakcií zahŕňa uvoľňovanie tepla. Keď sa svetlo uvoľní počas oxidačnej reakcie, nazýva sa to spaľovanie. Nie vždy je však možné zaznamenať uvoľnené teplo a svetlo, pretože v niektorých prípadoch oxidácia prebieha extrémne pomaly. Je možné si všimnúť uvoľňovanie tepla, keď oxidačná reakcia prebieha rýchlo.
V dôsledku akejkoľvek oxidácie - rýchlej alebo pomalej - vo väčšine prípadov vznikajú oxidy: zlúčeniny kovov, uhlíka, síry, fosforu a iných prvkov s kyslíkom.
Pravdepodobne ste už viac ako raz videli, ako sa pokrývajú železné strechy. Predtým, ako ich zakryjete novým železom, staré sa zhodí. Hnedé šupiny – hrdza – padajú na zem spolu so železom. Ide o hydrát oxidu železa, ktorý pomaly, v priebehu niekoľkých rokov, vznikal na železe pôsobením kyslíka, vlhkosti a oxidu uhličitého.
Hrdzu si možno predstaviť ako kombináciu oxidu železa s molekulou vody. Má voľnú štruktúru a nechráni železo pred zničením.
Na ochranu železa pred zničením - koróziou - je zvyčajne potiahnuté farbou alebo inými materiálmi odolnými voči korózii: zinok, chróm, nikel a iné kovy. Ochranné vlastnosti týchto kovov, ako je hliník, sú založené na skutočnosti, že sú pokryté tenkým stabilným filmom ich oxidov, ktoré chránia povlak pred ďalšou deštrukciou.
Ochranné nátery výrazne spomaľujú proces oxidácie kovov.
V prírode neustále prebiehajú procesy pomalej oxidácie, podobné spaľovaniu.
Pri hnilobe dreva, slamy, lístia a iných organickej hmoty prebiehajú procesy oxidácie uhlíka, ktorý je súčasťou týchto látok. Teplo sa uvoľňuje extrémne pomaly, a preto zvyčajne zostáva nepovšimnuté.
Ale niekedy tento druh oxidačné procesy sa urýchľujú a horia.
V mokrej kope sena možno pozorovať samovoľné horenie.
Rýchlu oxidáciu s uvoľňovaním veľkého množstva tepla a svetla možno pozorovať nielen pri spaľovaní dreva, petroleja, sviečok, oleja a iných horľavých materiálov s obsahom uhlíka, ale aj pri spaľovaní železa.
Do nádoby nalejte trochu vody a naplňte ju kyslíkom. Potom vložte do nádoby železnú špirálu, na ktorej konci je upevnená tlejúca trieska. Úlomok a za ním špirála sa rozžiari jasným plameňom, ktorý rozptýli hviezdicovité iskry na všetky strany.
Ide o proces rýchlej oxidácie železa kyslíkom. Začalo to pri vysokej teplote, ktorá spôsobila horiacu triesku, a pokračuje až do úplného spálenia špirály v dôsledku tepla uvoľneného pri spaľovaní železa.
Z toho je toľko tepla, že častice oxidovaného železa vznikajúce pri spaľovaní žiaria bielou farbou a jasne osvetľujú nádobu.
Zloženie vodného kameňa vznikajúceho pri spaľovaní železa je trochu iné ako zloženie oxidu, ktorý vzniká vo forme hrdze pri pomalej oxidácii železa na vzduchu za prítomnosti vlhkosti.
V prvom prípade oxidácia prechádza na oxid železnatý (Fe 3 O 4), ktorý je súčasťou magnetickej železnej rudy; v druhom sa vytvorí oxid, ktorý sa veľmi podobá hnedej železnej rude, ktorá má vzorec 2Fe203∙H20.
V závislosti od podmienok, za ktorých oxidácia prebieha, teda vznikajú rôzne oxidy, ktoré sa navzájom líšia obsahom kyslíka.
Takže napríklad uhlík v kombinácii s kyslíkom dáva dva oxidy - oxid uhoľnatý a oxid uhličitý. Pri nedostatku kyslíka dochádza k neúplnému spaľovaniu uhlíka s tvorbou oxidu uhoľnatého (CO), ktorý sa v ubytovni nazýva oxid uhoľnatý. Úplným spaľovaním vzniká oxid uhličitý, príp oxid uhličitý(CO2).
Fosfor, horiaci v podmienkach nedostatku kyslíka, tvorí anhydrid fosforu (P 2 O 3) a s nadbytkom - anhydrid fosforu (P 2 O 5). Síra za rôznych podmienok spaľovania môže tiež poskytnúť anhydrid sírový (SO 2) alebo sírový (SO 3).
V čistom kyslíku prebieha spaľovanie a iné oxidačné reakcie rýchlejšie a dokončia sa.
Prečo horenie prebieha intenzívnejšie v kyslíku ako vo vzduchu?
Či má nejaký čistý kyslík špeciálne vlastnostiže kyslík vo vzduchu nemá? Samozrejme, že nie. V oboch prípadoch máme rovnaký kyslík s rovnakými vlastnosťami. Len vzduch obsahuje 5-krát menej kyslíka ako rovnaký objem čistého kyslíka a navyše sa kyslík mieša s kyslíkom vo vzduchu. veľké množstvá dusík, ktorý nielenže sám nehorí, ale ani nepodporuje spaľovanie. Ak sa teda vzdušný kyslík už spotrebuje priamo v blízkosti plameňa, potom jeho ďalšia časť musí preniknúť cez dusík a produkty spaľovania. Intenzívnejšie spaľovanie v kyslíkovej atmosfére je následne možné vysvetliť jej rýchlejším prívodom do miesta spaľovania. V tomto prípade je proces spájania kyslíka s horiacou látkou energickejší a uvoľňuje sa viac tepla. Čím viac kyslíka sa privádza do horiacej látky za jednotku času, tým je plameň jasnejší, tým je vyššia teplota a horenie je silnejšie.
Horí samotný kyslík?
Vezmite valec a otočte ho hore dnom. Umiestnite hadičku s vodíkom pod valec. Pretože vodík je ľahší ako vzduch, úplne naplní valec.
V blízkosti otvorenej časti valca zapáľte vodík a cez plameň do neho vložte sklenenú trubicu, cez ktorú prúdi plynný kyslík. Blízko konca trubice sa rozhorí oheň, ktorý bude ticho horieť vo valci naplnenom vodíkom. Nehorí kyslík, ale vodík za prítomnosti malého množstva kyslíka vychádzajúceho z trubice.
Čo vzniká pri spaľovaní vodíka? Aký je výsledný oxid?
Vodík sa oxiduje na vodu. Na stenách valca sa totiž postupne začnú usadzovať kvapôčky skondenzovanej vodnej pary. 1 molekula kyslíka ide na oxidáciu 2 molekúl vodíka a vznikajú 2 molekuly vody (2H 2 + O 2 → 2H 2 O).
Ak kyslík vyteká z trubice pomaly, vo vodíkovej atmosfére úplne vyhorí a experiment prebehne hladko.
Stačí zvýšiť prísun kyslíka natoľko, že nestihne úplne vyhorieť, časť prejde za plameň, kde sa vytvoria vrecká zmesi vodíka a kyslíka a objavia sa samostatné malé záblesky, podobne ako pri výbuchoch.
Zmes kyslíka a vodíka je výbušný plyn. Ak zapálite výbušný plyn, dôjde k silnému výbuchu: keď sa kyslík spojí s vodíkom, získa sa voda a vznikne vysoká teplota. Vodná para a okolité plyny sa veľmi rozpínajú a vytvárajú veľký tlak, pri ktorom môže ľahko prasknúť nielen sklenený valec, ale aj odolnejšia nádoba. Práca s výbušnou zmesou si preto vyžaduje osobitnú starostlivosť.
Kyslík má ešte jednu zaujímavú vlastnosť. Vstupuje do kombinácie s niektorými prvkami a vytvára peroxidové zlúčeniny.
Poďme priniesť charakteristický príklad. Vodík, ako viete, je monovalentný, kyslík je dvojmocný: 2 atómy vodíka sa môžu kombinovať s 1 atómom kyslíka. Takto vzniká voda. Štruktúra molekuly vody sa zvyčajne zobrazuje ako H - O - H. Ak je na molekulu vody pripojený ešte 1 atóm kyslíka, potom vzniká peroxid vodíka, ktorého vzorec je H 2 O 2 .
Kam vstupuje do tejto zlúčeniny druhý atóm kyslíka a akými väzbami je držaný? Druhý atóm kyslíka, ako to bolo, prerušuje väzbu prvého atómu s jedným z atómov vodíka a stáva sa medzi nimi, čím vzniká H-O-O-N pripojenie. Rovnakú štruktúru má peroxid sodný (Na-O-O-Na), peroxid bária.
Pre peroxidové zlúčeniny je charakteristická prítomnosť 2 atómov kyslíka, ktoré sú navzájom spojené jednou valenciou. Preto 2 atómy vodíka, 2 atómy sodíka alebo 1 atóm bária môžu k sebe pripojiť nie 1 atóm kyslíka s dvoma valenciami (-O-), ale 2 atómy, ktoré majú v dôsledku väzby medzi sebou tiež len dva voľné valencie (-O- O-).
Peroxid vodíka možno získať pôsobením zriedenej kyseliny sírovej na peroxid sodný (Na 2 O 2) alebo peroxid bária (BaO 2). Výhodnejšie je použiť peroxid bárnatý, keďže pri pôsobení kyseliny sírovej vzniká nerozpustná zrazenina síranu bárnatého, z ktorej sa peroxid vodíka ľahko oddelí filtráciou (BaO 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 O 2).
Peroxid vodíka, podobne ako ozón, je nestabilná zlúčenina a rozkladá sa na vodu a atóm kyslíka, ktorý má v čase uvoľnenia vysokú oxidačnú silu. Pri nízkych teplotách a v tme je rozklad peroxidu vodíka pomalý. A pri zahrievaní a na svetle sa to deje oveľa rýchlejšie. Rozklad peroxidu vodíka urýchľujú aj piesok, práškový oxid manganičitý, striebro či platina, pričom samotné zostávajú nezmenené. Látky, ktoré ovplyvňujú iba rýchlosť chemickej reakcie, pričom samy zostávajú nezmenené, sa nazývajú katalyzátory.
Ak nalejete trochu peroxidu vodíka do fľaštičky, na dne ktorej je katalyzátor – prášok oxidu manganičitého, rozklad peroxidu vodíka bude prebiehať takou rýchlosťou, že si všimnete uvoľňovanie bubliniek kyslíka.
Schopnosť oxidovať rôzne zlúčeniny má nielen plynný kyslík, ale aj niektoré zlúčeniny, v ktorých je obsiahnutý.
Peroxid vodíka je dobré oxidačné činidlo. Bieli rôzne farbivá a preto sa v technológii používa na bielenie hodvábu, kožušín a iných produktov.
Schopnosť peroxidu vodíka zabíjať rôzne mikróby umožňuje jeho použitie ako dezinfekčného prostriedku. Peroxid vodíka sa používa na umývanie rán, kloktanie a v zubnej praxi.
Má silné oxidačné vlastnosti Kyselina dusičná(HNO3). Ak sa do kyseliny dusičnej pridá kvapka terpentínu, vytvorí sa jasný záblesk: uhlík a vodík, ktoré sú súčasťou terpentínu, sa rýchlo oxidujú za uvoľnenia veľkého množstva tepla.
Papier a tkaniny navlhčené kyselinou dusičnou sa rýchlo ničia. Organické látky, z ktorých sú tieto materiály vyrobené, sú oxidované kyselinou dusičnou a strácajú svoje vlastnosti. Ak sa papier alebo látka namočená v kyseline dusičnej zahreje, proces oxidácie sa zrýchli natoľko, že môže dôjsť k záblesku.
Kyselina dusičná oxiduje nielen organické zlúčeniny, ale aj niektoré kovy. Meď, keď je vystavená koncentrovanej kyseline dusičnej, sa najskôr oxiduje na oxid meďnatý, pričom sa z kyseliny dusičnej uvoľňuje oxid dusičitý a potom sa oxid meďnatý mení na dusičnan meďnatý.
Nielen kyselina dusičná, ale aj niektoré jej soli majú silné oxidačné vlastnosti.
Soli kyseliny dusičnej draslíka, sodíka, vápnika a amónia, ktoré sa v technológii nazývajú ledok, sa pri zahrievaní rozkladajú a uvoľňujú kyslík. Pri vysokých teplotách v roztavenom ledku horí uhlík tak prudko, že sa objaví jasné biele svetlo. Ak sa však do skúmavky s roztaveným ľadkom vhodí kúsok síry spolu s tlejúcim uhlím, horenie bude pokračovať s takou intenzitou a teplota stúpne natoľko, že sa sklo začne topiť. Tieto vlastnosti ledku sú človeku už dlho známe; tieto vlastnosti využil na výrobu strelného prachu.
Čierny alebo dymový pušný prach sa vyrába z ledku, uhlia a síry. V tejto zmesi sú uhlie a síra horľavé materiály. Pri horení sa menia na plynný oxid uhličitý (CO 2) a pevný sulfid draselný (K 2 S). Saltpeter, ktorý sa rozkladá, uvoľňuje veľké množstvo kyslíka a plynného dusíka. Uvoľnený kyslík podporuje spaľovanie uhlia a síry.
V dôsledku horenia vzniká taká vysoká teplota, že vznikajúce plyny by mohli expandovať do objemu, ktorý je 2000-násobkom objemu odobratého strelného prachu. Ale steny uzavretej nádoby, kde sa zvyčajne spaľuje strelný prach, neumožňujú plynom ľahko a voľne expandovať. Vytvára sa obrovský tlak, ktorý rozbije nádobu v najslabšom mieste. Ozve sa ohlušujúci výbuch, s hlukom vybuchnú plyny, ktoré so sebou nesú rozdrvené pevné častice vo forme dymu.
Takže z dusičnanu draselného, uhlia a síry vzniká zmes, ktorá má obrovskú ničivú silu.
Medzi zlúčeniny so silnými oxidačnými vlastnosťami patria aj soli chlórových kyselín obsahujúcich kyslík. Bertoletova soľ sa pri zahrievaní rozkladá na chlorid draselný a atómový kyslík.
Ešte jednoduchšie ako Bertoletova soľ, chlorid alebo bielidlo sa vápno vzdáva kyslíka. Biele vápno sa používa na bielenie bavlny, ľanu, papiera a iných materiálov. Chlorové vápno sa tiež používa ako prostriedok proti jedovatým látkam: jedovaté látky, podobne ako mnohé iné komplexné zlúčeniny, sú zničené silnými oxidačnými činidlami.
Oxidačné vlastnosti kyslíka, jeho schopnosť ľahko sa spájať s rôznymi prvkami a energicky podporovať spaľovanie pri vyvíjaní vysokej teploty už dlho priťahujú pozornosť vedcov. rôznych oblastiach vedy. Zaujímali sa o to najmä chemici a hutníci. Ale použitie kyslíka bolo obmedzené, pretože neexistoval jednoduchý a lacný spôsob, ako ho získať zo vzduchu a vody.
Fyzici prišli na pomoc chemikom a hutníkom. Našli veľmi pohodlný spôsob, ako extrahovať kyslík zo vzduchu a fyzikálni chemici sa naučili, ako ho získať v obrovských množstvách z vody.
Kyslík je prvkom 16. skupiny (podľa zastaranej klasifikácie - hlavná podskupina VI. skupiny), druhej periódy periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 8. Označuje sa symbolom O. Kyslík je reaktívny nekov a je najľahším prvkom zo skupiny chalkogénov. Jednoduchá látka kyslík normálnych podmienkach- plyn bez farby, chuti a vône, ktorého molekulu tvoria dva atómy kyslíka (vzorec O2), v súvislosti s ktorým sa nazýva aj dikyslík]. Kvapalný kyslík má svetlomodrú farbu a pevný kyslík sú svetlomodré kryštály.
Existujú aj iné alotropné formy kyslíka, napríklad - za normálnych podmienok plyn modrá farba so špecifickým zápachom, ktorého molekula pozostáva z troch atómov kyslíka (vzorec O3).
Nález v prírode.Prírodný kyslík tvoria 3 stabilné izotopy o16, o17, o18.
Kyslík vo forme jednoduchej látky o2 je súčasťou atmosférického vzduchu = 21 % Vo viazanej forme je prvok kyslík neoddeliteľnou súčasťou vody rôznych minerálov mnohých organických látok.
PRIJÍMANIE. V súčasnosti sa v priemysle získava kyslík zo vzduchu. Hlavnou priemyselnou metódou získavania kyslíka je kryogénna destilácia. V priemysle sú dobre známe a úspešne používané aj kyslíkové elektrárne založené na membránovej technológii.
V laboratóriách sa používa priemyselný kyslík dodávaný v oceľových fľašiach pod tlakom asi 15 MPa.
Malé množstvá kyslíka možno získať zahrievaním manganistanu draselného KMnO4:
2KMN04 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Používa sa aj reakcia katalytického rozkladu peroxidu vodíka H2O2 v prítomnosti oxidu mangánu:
2H202 = Mn02 = 2H20 + O2
Kyslík možno získať katalytickým rozkladom chlorečnanu draselného (bertoletovej soli) KClO3:
2KC103 = 2KCl + 302
Laboratórne metódy výroby kyslíka zahŕňajú metódu elektrolýzy vodných roztokov alkálií, ako aj rozklad oxidu ortuti (II) (pri t = 100 ° C):
Na ponorkách sa zvyčajne získava reakciou peroxidu sodného a oxidu uhličitého vydychovaného osobou:
2Na202 + 2C02 = 2Na2C03 + O2
CHEMICAL ST_VA. Silné oxidačné činidlo, interaguje s takmer všetkými prvkami a vytvára oxidy. Oxidačný stav je -2. Oxidačná reakcia spravidla prebieha s uvoľňovaním tepla a zrýchľuje sa so zvyšujúcou sa teplotou (pozri Spaľovanie). Príklad reakcií prebiehajúcich pri izbovej teplote:
4Li + O2 = 2Li20
Oxiduje zlúčeniny, ktoré obsahujú prvky s nemaximálnym oxidačným stavom:
Oxiduje väčšinu organických zlúčenín:
CH3CH2OH + 302 = 2C02 + 3H20
Za určitých podmienok je možné uskutočniť miernu oxidáciu organickej zlúčeniny:
CH3CH2OH + O2 = CH3COOH + H2O
Kyslík reaguje priamo (za normálnych podmienok, pri zahrievaní a/alebo v prítomnosti katalyzátorov) so všetkými jednoduchými látkami, okrem Au a inertných plynov (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcie s halogénmi sa vyskytujú pod vplyvom elektrického výboja alebo ultrafialového žiarenia. Nepriamo boli získané oxidy zlata a ťažké inertné plyny (Xe, Rn). Vo všetkých dvojprvkových zlúčeninách kyslíka s inými prvkami hrá kyslík úlohu oxidačného činidla, okrem zlúčenín s fluórom (pozri nižšie #fluoridy kyslíka).
Kyslík tvorí peroxidy s oxidačným stavom atómu kyslíka formálne rovným -1.
Horením sa vyrábajú napríklad peroxidy alkalických kovov v kyslíku:
2Na + O2 = Na202
Niektoré oxidy absorbujú kyslík:
2BaO + O2 = 2BaO2
Podľa teórie spaľovania vyvinutej A. N. Bachom a K. O. Englerom prebieha oxidácia v dvoch stupňoch za vzniku medziproduktu peroxidovej zlúčeniny. Táto medziproduktová zlúčenina sa môže izolovať napríklad vtedy, keď sa plameň horiaceho vodíka ochladí ľadom a spolu s vodou sa vytvorí peroxid vodíka:
V superoxidoch má kyslík formálne oxidačný stav -½, to znamená jeden elektrón na dva atómy kyslíka (0-2 ión). Získané interakciou peroxidov s kyslíkom pri zvýšenom tlaku a teplote:
Na202 + 02 = 2Na02
Draslík K, rubídium Rb a cézium Cs reagujú s kyslíkom za vzniku superoxidov:
Anorganické ozonidy obsahujú ión O–3 s oxidačným stavom kyslíka formálne rovným –1/3. Získané pôsobením ozónu na hydroxidy alkalických kovov:
2KOH + 303 = 2K03 + H20 +202
V dioxygenylovom ióne O2+ má kyslík formálne oxidačný stav +½. Získajte podľa reakcie:
PtF6 + O2 = O2PtF6
Fluoridy kyslíku Fluorid kyslíku, OF2 oxidačný stupeň kyslíka +2, sa získa prechodom fluóru cez alkalický roztok:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H20 + OF2
Monofluorid kyslíku (dioxydifluorid), O2F2, je nestabilný, oxidačný stav kyslíka je +1. Získané zo zmesi fluóru a kyslíka v žeravom výboji pri teplote −196 C:
Prechodom žeravého výboja cez zmes fluóru s kyslíkom pri určitom tlaku a teplote sa získajú zmesi vyšších fluoridov kyslíka O3F2, O4F2, O5F2 a O6F2.
Kvantovo-mechanické výpočty predpovedajú stabilnú existenciu trifluórhydroxóniového iónu (anglicky) OF3+. Ak tento ión skutočne existuje, oxidačný stav kyslíka v ňom bude +4.
Kyslík podporuje procesy dýchania, horenia a rozkladu.
Vo svojej voľnej forme prvok existuje v dvoch alotropných modifikáciách: O2 a O3 (ozón). Ako v roku 1899 založili Pierre Curie a Maria Sklodowska-Curie, vplyvom ionizujúceho žiarenia O2 prechádza na O3 OZÓN. Ozón je alotropická modifikácia kyslíka pozostávajúca z trojatómových molekúl O3. Za normálnych podmienok - modrý plyn. Po skvapalnení sa zmení na indigovú tekutinu. V pevnej forme sú to tmavomodré, takmer čierne kryštály.
CHEM.CB-VA Ozón je silné oxidačné činidlo, oveľa reaktívnejšie ako dvojatómový kyslík. Oxiduje takmer všetky kovy (s výnimkou zlata, platiny a irídia) na svoje vyššie stupne oxidácia. Oxiduje mnohé nekovy. Reakčným produktom je hlavne kyslík.
2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H20 + O2
Ozón zvyšuje oxidačný stav oxidov:
NO + O3 = N02 + O2
Táto reakcia je sprevádzaná chemiluminiscenciou. Oxid dusičitý sa môže oxidovať na anhydrid dusnatý:
2N02 + O3 = N205 + O2
Ozón pri normálnej teplote reaguje s uhlíkom za vzniku oxidu uhličitého:
2C +203 = 2C02 + O2
Ozón nereaguje s amónnymi soľami, ale reaguje s amoniakom za vzniku dusičnanu amónneho:
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 402 + H2O
Ozón reaguje s vodíkom za vzniku vody a kyslíka:
O3 + H2 = O2 + H20
Ozón reaguje so sulfidmi za vzniku síranov:
PbS + 403 = PbS04 + 402
Ozón sa dá využiť kyselina sírová z elementárnej síry a oxidu siričitého:
S + H20 + O3 = H2S04
3S02 + 3H20 + 03 = 3H2S04
Všetky tri atómy kyslíka v ozóne môžu reagovať jednotlivo pri reakcii chloridu cínatého s kyselina chlorovodíková a ozón:
3SnCl2 + 6HCl + 03 = 3SnCl4 + 3H20
V plynnej fáze ozón reaguje so sírovodíkom za vzniku oxidu siričitého:
H2S + O3 = S02 + H20
IN vodný roztok so sírovodíkom prebiehajú dve konkurenčné reakcie, jedna s tvorbou elementárnej síry a druhá s tvorbou kyseliny sírovej:
H2S + O3 = S + O2 + H20
3H2S + 403 = 3H2S04
Spracovaním roztoku jódu v studenej bezvodej kyseline chloristej ozónom možno získať chloristan jódový:
I2 + 6HClO4 + O3 = 2I(ClO4)3 + 3H20
Pevný nitrilperchlorát možno získať reakciou plynného NO2, ClO2 a O3:
2NO2 + 2ClO2 + 202 = 2NO2ClO4 + O2
Ozón sa môže podieľať na spaľovacích reakciách, pričom teploty spaľovania sú vyššie ako pri dvojatómovom kyslíku:
3C3N2 + 403 = 12CO + 3N2
Ozón môže vstúpiť do chemické reakcie a pri nízkych teplotách. Atómový vodík pri 77 K (-196 °C) reaguje s ozónom za vzniku superoxidového radikálu s dimerizáciou posledne menovaného:
H + O3 = H02. +O
2H02. = H202 + O2
Ozón môže vytvárať anorganické ozonidy obsahujúce anión O3-. Tieto zlúčeniny sú výbušné a môžu sa skladovať len pri nízkych teplotách. Známe sú ozonidy všetkých alkalických kovov (okrem Francúzska). KO3, RbO3 a CsO3 možno získať zo zodpovedajúcich superoxidov:
KO2 + O3 = KO3 + O2
Ozonid draselný možno získať iným spôsobom z hydroxidu draselného:
2KOH + 503 = 2K03 + 502 + H20
NaO3 a LiO3 možno získať pôsobením CsO3 v kvapalnom amoniaku NH3 na iónomeničové živice obsahujúce ióny Na+ alebo Li+:
Cs03 + Na+ = Cs+ + Na03
Spracovanie roztoku vápnika v amoniaku ozónom vedie k tvorbe ozonidu amónneho, a nie vápnika:
3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O
Ozón možno použiť na odstránenie mangánu z vody za vzniku zrazeniny, ktorú možno oddeliť filtráciou:
2Mn2+ + 203 + 4H20 = 2MnO(OH)2 + 202 + 4H+
Ozón premieňa toxické kyanidy na menej nebezpečné kyanáty:
CN- + 03 = CNO- + 02
Ozón dokáže močovinu úplne rozložiť:
(NH2)2CO + 03 = N2 + C02 + 2H20
Interakcia ozónu s Organické zlúčeniny s aktivovaným alebo terciárnym atómom uhlíka pri nízkych teplotách vedie k zodpovedajúcim hydrotrioxidom.
PRIJÍMANIE. Ozón vzniká v mnohých procesoch sprevádzaných uvoľňovaním atómového kyslíka, napríklad pri rozklade peroxidov, oxidácii fosforu atď.
V priemysle sa získava zo vzduchu alebo kyslíka v ozonizátoroch pôsobením elektrického výboja. O3 sa ľahšie skvapalňuje ako O2, a preto sa ľahko oddeľuje. Ozón pre ozónovú terapiu v medicíne sa získava iba z čistého kyslíka. Pri ožiarení vzduchu tvrdým ultrafialovým žiarením vzniká ozón. Rovnaký proces prebieha v horných vrstvách atmosféry, kde pri pôsobení slnečné žiarenie tvorba a udržiavanie ozónovej vrstvy.
V laboratóriu možno ozón získať reakciou vychladenej koncentrovanej kyseliny sírovej s peroxidom bária:
3H2SO4 + 3Ba02 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O
Peroxidy sú zložité látky, v ktorých sú atómy kyslíka navzájom spojené. Peroxidy ľahko uvoľňujú kyslík. Pre anorganické látky sa odporúča používať termín peroxid, pre organické látky sa dnes v ruštine často používa termín peroxid. Peroxidy mnohých organických látok sú výbušné (peroxid acetónu), najmä pri dlhšom osvetlení éterov v prítomnosti kyslíka ľahko vznikajú fotochemicky. Preto pred destiláciou mnohé étery (dietyléter, tetrahydrofurán) vyžadujú testovanie na neprítomnosť peroxidov.
Peroxidy spomaľujú syntézu bielkovín v bunke.
Podľa štruktúry sa rozlišujú vlastné peroxidy, superoxidy a anorganické ozonidy. Anorganické peroxidy vo forme binárnych resp komplexné zlúčeniny známy takmer všetkými prvkami. Alkalické peroxidy a kovy alkalických zemín reagovať s vodou za vzniku zodpovedajúceho hydroxidu a peroxidu vodíka.
Organické peroxidy sa ďalej delia na dialkylperoxidy, alkylhydroperoxidy, diacylperoxidy, acylhydroperoxidy (peroxokarboxylové kyseliny) a cyklické peroxidy. Organické peroxidy sú tepelne nestabilné a často výbušné. Používa sa ako zdroj voľných radikálov v organickej syntéze a priemysle
Halogenidy (halogenidy) - zlúčeniny halogénov s inými chemickými prvkami alebo radikálmi. V tomto prípade musí byť halogén obsiahnutý v zlúčenine elektronegatívny; Oxid brómu teda nie je halogenid.
Podľa halogénu obsiahnutého v zlúčenine sa halogenidy tiež nazývajú fluoridy, chloridy, bromidy, jodidy a astatidy. Halogenidy striebra sú pod týmto názvom najznámejšie vďaka masovej distribúcii filmovej fotografie halogenidov striebra.
Halogénové zlúčeniny sa medzi sebou nazývajú interhalogenidy alebo interhalogénové zlúčeniny (napríklad pentafluorid jódu IF5).
V halogenidoch má halogén negatívny stupeň oxidácia a prvok je pozitívny.
Halogenidový ión je negatívne nabitý atóm halogénu.
DEFINÍCIA
Kyslík- ôsmy prvok periodickej tabuľky. Označenie - O z latinského "oxygenium". Nachádza sa v druhom období, skupina VIA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 8.
Kyslík je najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre. Vo voľnom stave sa nachádza v atmosférickom vzduchu, vo viazanej forme je súčasťou vody, minerálov, hornín a všetkých látok, z ktorých sa budujú rastlinné a živočíšne organizmy. Hmotnostný podiel kyslíka v zemská kôra je približne 47 %.
Ako jednoduchá látka je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu. Je o niečo ťažší ako vzduch: hmotnosť 1 litra kyslíka za normálnych podmienok je 1,43 g a 1 liter vzduchu 1,293 g. Kyslík sa rozpúšťa vo vode, aj keď v malých množstvách: 100 objemov vody pri 0 o C rozpustí 4,9 a pri 20 o C - 3,1 objemov kyslíka.
Atómová a molekulová hmotnosť kyslíka
DEFINÍCIA
Relatívna atómová hmotnosť A r je molárna hmotnosť atómu látky delená 1/12 molárna hmota atóm uhlíka-12 (12C).
Relatívna atómová hmotnosť atómového kyslíka je 15,999 amu.
DEFINÍCIA
Relatívna molekulová hmotnosť M r je molárna hmotnosť molekuly, ktorá sa vzťahuje na 1/12 molárnej hmotnosti atómu uhlíka-12 (12 C).
Ide o bezrozmernú veličinu.Je známe, že molekula kyslíka je dvojatómová - O 2 . Relatívna molekulová hmotnosť molekuly kyslíka sa bude rovnať:
Mr (02) \u003d 15,999 × 2 ≈32.
Alotropia a alotropné modifikácie kyslíka
Kyslík môže existovať vo forme dvoch alotropných modifikácií – kyslíka O 2 a ozónu O 3 ( fyzikálne vlastnosti kyslík opísaný vyššie).
O normálnych podmienkach ozón je plyn. Silným ochladením sa dá oddeliť od kyslíka; ozón kondenzuje na modrú kvapalinu vriacu pri (-111,9 o C).
Rozpustnosť ozónu vo vode je oveľa väčšia ako v kyslíku: 100 objemových dielov vody pri 0 o C rozpustí 49 objemových dielov ozónu.
Vznik ozónu z kyslíka možno vyjadriť rovnicou:
3O 2 \u003d 2O 3 – 285 kJ.
Izotopy kyslíka
Je známe, že v prírode môže byť kyslík vo forme troch izotopov 160 (99,76 %), 170 (0,04 %) a 180 (0,2 %). Ich hmotnostné čísla sú 16, 17 a 18. Jadro atómu izotopu kyslíka 160 obsahuje osem protónov a osem neutrónov a izotopy 170 a 180 obsahujú rovnaký počet protónov, deväť a desať neutrónov.
Existuje dvanásť rádioaktívnych izotopov kyslíka s hmotnostnými číslami od 12 do 24, z ktorých najstabilnejší izotop je 15 O s polčasom rozpadu 120 s.
kyslíkové ióny
Na vonkajšej energetickej úrovni atómu kyslíka je šesť elektrónov, ktoré sú valenčné:
1s 2 2s 2 2p 4 .
Štruktúra atómu kyslíka je uvedená nižšie:
V dôsledku chemickej interakcie môže kyslík stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:
O°+2e -> 02-;
Približne 0 -1e → Približne 1+.
Molekula a atóm kyslíka
Molekula kyslíka pozostáva z dvoch atómov - O 2 . Tu sú niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu kyslíka:
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
Zemská kôra obsahuje 50% kyslíka. Prvok je prítomný aj v mineráloch vo forme solí a oxidov. V zložení je zahrnutý kyslík vo viazanej forme (percentuálny podiel prvku je asi 89%). Kyslík je prítomný aj v bunkách všetkých živých organizmov a rastlín. Kyslík je vo vzduchu vo voľnom stave vo forme O₂ a jeho alotropnej modifikácii vo forme ozónu O₃ a zaberá pätinu jeho zloženia,
Fyzikálne a chemické vlastnosti kyslíka
Kyslík O₂ je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Mierne rozpustný vo vode, vrie pri teplote (-183) °C. Kyslík vo forme kvapaliny má modrú farbu, v tuhej forme prvok tvorí modré kryštály. Kyslík sa topí pri teplote (-218,7) °C.
Kvapalný kyslík pri izbovej teplotePri zahrievaní kyslík reaguje s rôznymi jednoduchými látkami (kovmi a nekovmi), čím vznikajú oxidy – zlúčeniny prvkov s kyslíkom. Interakcia chemických prvkov s kyslíkom sa nazýva oxidačná reakcia. Príklady reakčných rovníc:
4Na + 02= 2Na20
S + O2 = SO2.
Niektoré zložité látky tiež interagujú s kyslíkom a vytvárajú oxidy:
CH4 + 20₂ \u003d CO2 + 2H2O
2СО + О₂ = 2СО₂
kyslík ako chemický prvok získané v laboratóriách a priemyselných podnikoch. v laboratóriu niekoľkými spôsobmi:
- rozklad (chlorečnan draselný);
- rozklad peroxidu vodíka pri zahrievaní látky v prítomnosti oxidu mangánu ako katalyzátora;
- rozklad manganistanu draselného.
Chemická reakcia spaľovania kyslíka
Čistý kyslík nemá špeciálne vlastnosti, ktoré vzdušný kyslík nemá, to znamená, že má rovnaké chemické a fyzikálne vlastnosti. Vzduch obsahuje päťkrát menej kyslíka ako rovnaký objem čistého kyslíka. Vo vzduchu sa kyslík mieša s veľkým množstvom dusíka, teda plynu, ktorý sám nehorí a nepodporuje horenie. Preto, ak je kyslík vo vzduchu v blízkosti plameňa už spotrebovaný, potom ďalšia časť kyslíka prenikne cez dusík a produkty spaľovania. V dôsledku toho sa intenzívnejšie spaľovanie kyslíka v atmosfére vysvetľuje rýchlejším prísunom kyslíka do miesta spaľovania. Počas reakcie prebieha proces spájania kyslíka s horiacou látkou ráznejšie a uvoľňuje sa viac tepla. Čím viac kyslíka sa privádza do horiacej látky za jednotku času, tým jasnejšie plameň horí, tým vyššia je teplota a proces spaľovania je silnejší.
Ako prebieha reakcia spaľovania kyslíka? Dá sa to overiť skúsenosťami. Je potrebné vziať valec a otočiť ho hore dnom, potom priviesť hadičku s vodíkom pod valec. Vodík, ktorý je ľahší ako vzduch, úplne naplní valec. V blízkosti otvorenej časti valca je potrebné zapáliť vodík a cez plameň do neho zaviesť sklenenú trubicu, cez ktorú prúdi plynný kyslík. Na konci trubice sa rozhorí oheň, zatiaľ čo plameň bude ticho horieť vo valci naplnenom vodíkom. Pri reakcii nehorí kyslík, ale vodík za prítomnosti malého množstva kyslíka unikajúceho z trubice.
Čo je výsledkom spaľovania vodíka a aký druh oxidu vzniká? Vodík sa oxiduje na vodu. Kvapky skondenzovanej vodnej pary sa postupne ukladajú na stenách valca. Dve molekuly vodíka sú oxidované jednou molekulou kyslíka a vznikajú dve molekuly vody. Reakčná rovnica:
2H₂ + O₂ → 2H₂O
Ak kyslík prúdi z trubice pomaly, vo vodíkovej atmosfére úplne vyhorí a experiment prebieha hladko.
Akonáhle sa prísun kyslíka zvýši natoľko, že nestihne úplne dohorieť, časť prejde za plameň, kde sa vytvoria vrecká zmesi vodíka a kyslíka a oddelené, výbuchom podobné, malé záblesky objaviť. Zmes kyslíka a vodíka je výbušný plyn.
Pri zapálení výbušného plynu dochádza k silnému výbuchu: keď sa kyslík spája s vodíkom, vzniká voda a vzniká vysoká teplota. Pary vody s okolitými plynmi sa veľmi rozpínajú, vzniká veľký tlak, pri ktorom môže prasknúť nielen krehký valec, ale aj odolnejšia nádoba. Preto je potrebné pracovať s výbušnou zmesou mimoriadne opatrne.
Spotreba kyslíka pri spaľovaní
Pre experiment treba sklenený kryštalizátor s objemom 3 litre naplniť do 2/3 vodou a pridať lyžicu lúhu sodného alebo lúhu draselného. Zafarbite vodu fenolftaleínom alebo iným vhodným farbivom. Nasypte piesok do malej banky a vložte do nej kolmo drôt s vatou pripevnenou na konci. Kužeľ sa umiestni do kryštalizátora s vodou. Vata zostáva 10 cm nad povrchom roztoku.
Zľahka navlhčite vatový tampón alkoholom, olejom, hexánom alebo inou horľavou kvapalinou a zapáľte ho. Horiacu vatu opatrne zakryte 3-litrovou fľašou a spustite ju pod hladinu alkalického roztoku. V procese spaľovania kyslík prechádza do vody a. V dôsledku reakcie alkalický roztok vo fľaši stúpa. Vata čoskoro zhasne. Fľaša by mala byť opatrne umiestnená na dne kryštalizátora. Teoreticky by mala byť fľaša plná z 1/5, pretože vzduch obsahuje 20,9 % kyslíka. Počas spaľovania prechádza kyslík do vody a oxidu uhličitého CO₂, absorbovaného zásadami. Reakčná rovnica:
2NaOH + CO2 = Na2C03 + H20
V praxi sa spaľovanie zastaví skôr, ako sa spotrebuje všetok kyslík; časť kyslíka prechádza na oxid uhoľnatý, ktorý nie je absorbovaný zásadami a časť vzduchu opúšťa fľašu v dôsledku tepelnej rozťažnosti.
Pozor! Nepokúšajte sa sami opakovať tieto experimenty!
