Четыре элемента-«халькогена» (т.е. «рождающих медь») возглавляют главную подгруппу VI группы (по новой классификации - 16-ю группу) периодической системы. Кроме серы, теллура и селена к ним также относится кислород. Давайте подробно разберем свойства этого наиболее распространенного на Земле элемента, а также применение и получение кислорода.

Распространенность элемента

В связанном виде кислород входит в химический состав воды - его процентное соотношение составляет порядка 89%, а также в состав клеток всех живых существ - растений и животных.

В воздухе кислород находится в свободном состоянии в виде О2, занимая пятую часть его состава, и в виде озона - О3.

Физические свойства

Кислород О2 представляет собой газ, который не обладает цветом, вкусом и запахом. В воде растворяется слабо. Температура кипения - 183 градуса ниже нуля по Цельсию. В жидком виде кислород имеет голубой цвет, а в твердом виде образует синие кристаллы. Температура плавления кислородных кристаллов составляет 218,7 градуса ниже нуля по Цельсию.

Химические свойства

При нагревании этот элемент реагирует со многими простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, образуя при этом так называемые оксиды - соединения элементов с кислородом. в которую элементы вступают с кислородом, называется окислением.

Например,

4Na + О2= 2Na2O

2. Через разложение перекиси водорода при нагревании ее в присутствии оксида марганца, выступающего в роли катализатора.

3. Через разложение перманганата калия.

Получение кислорода в промышленности проводится такими способами:

1. Для технических целей кислород получают из воздуха, в котором обычное его содержание составляет порядка 20%, т.е. пятую часть. Для этого воздух сначала сжигают, получая смесь с содержанием жидкого кислорода около 54%, жидкого азота - 44% и жидкого аргона - 2%. Затем эти газы разделяют с помощью процесса перегонки, используя сравнительно небольшой интервал между температурами кипения жидкого кислорода и жидкого азота - минус 183 и минус 198,5 градуса соответственно. Получается, что азот испаряется раньше, чем кислород.

Современная аппаратура обеспечивает получение кислорода любой степени чистоты. Азот, который получается при разделении жидкого воздуха, используется в качестве сырья при синтезе его производных.

2. также дает кислород очень чистой степени. Этот способ получил распространение в странах с богатыми ресурсами и дешевой электроэнергией.

Применение кислорода

Кислород является основным по значению элементом в жизнедеятельности всей нашей планеты. Этот газ, который содержится в атмосфере, расходуется в процессе животными и людьми.

Получение кислорода очень важно для таких сфер деятельности человека, как медицина, сварка и резка металлов, взрывные работы, авиация (для дыхания людей и для работы двигателей), металлургия.

В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах - например, при сжигании различных видов топлива: природного газа, метана, угля, древесины. Во всех этих процессах образуется При этом природа предусмотрела процесс естественного связывания данного соединения с помощью фотосинтеза, который проходит в зеленых растениях под действием солнечного света. В результате этого процесса образуется глюкоза, которую растение потом расходует для строительства своих тканей.

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 2s 2 р 4 . 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: 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 О 2 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 O 2 , 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):

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

2NO + О 2 = 2NO 2

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.

Еще более чистый кислород можно получить при электролизе водных растворов щелочей (NaOH или KOH) или солей кислородсодержащих кислот (обычно используют раствор сульфата натрия Na 2 SO 4). В лаборатории небольшие количества не очень чистого кислорода можно получить при нагревании перманганата калия KMnO 4:

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

Более чистый кислород получают разложением пероксида водорода Н 2 О 2 в присутствии каталитических количеств твердого диоксида марганца MnO 2:

2Н 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2 .

Кислород образуется при сильном (выше 600°C) прокаливании нитрата натрия NaNO 3:

2NaNO 3 =2NaNO 2 + О 2 ,

при нагревании некоторых высших оксидов:

4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3О 2 ;

2PbO 2 = 2PbO + О 2 ;

3MnO 2 = Mn 3 O 4 + О 2 .

Ранее кислород получали разложением бертолетовой соли KClO 3 в присутствии каталитических количеств диоксида марганца MnO 2:

2KClO 3 = 2KCl + 3О 2 .

Однако бертолетова соль образует взрывчатые смеси, поэтому ее для получения кислорода в лабораториях теперь не используют. Разумеется, сейчас никому в голову не придет использовать для получения кислорода прокаливание оксида ртути HgO, так как образующийся в этой реакции кислород загрязнен ядовитыми парами ртути.

Источником кислорода в космических кораблях, подводных лодках и т. п. замкнутых помещениях служит смесь пероксида натрия Na 2 O 2 и супероксида калия KO 2 . При взаимодействии этих соединений с углекислым газом освобождается кислород:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2 ,

4КО 2 + 2СО 2 = 2К 2 СО 3 + 3О 2 .

Если использовать смесь Na 2 O 2 и КО 2 , взятых в молярном отношении 1:1, то на каждый моль поглощенного из воздуха углекислого газа будет выделяться 1 моль кислорода, так что состав воздуха не будет изменяться за счет поглощения при дыхании кислорода и выделения СО 2 .

Применение: применение кислорода очень разнообразно. Основные количества получаемого из воздуха кислорода используются в металлургии. Кислородное (а не воздушное) дутье в домнах позволяет существенно повышать скорость доменного процесса, экономить кокс и получать чугун лучшего качества. Кислородное дутье применяют в кислородных конвертерах при переделе чугуна в сталь (см. ст. Железо). Чистый кислород или воздух, обогащенный кислородом, используется при получении и многих других металлов (меди, никеля, свинца и др.). Кислород используют при резке и сварке металлов. При этом применяют «баллонный» кислород. В баллоне кислород может находиться под давлением до 15 МПа. Баллоны с кислородом окрашены в голубой цвет.

Жидкий кислород — мощный окислитель, его используют как компонент ракетного топлива. Пропитанные жидким кислородом такие легко окисляющиеся материалы, как древесные опилки, вата, угольный порошок и др. (эти смеси называют оксиликвитами), используют как взрывчатые вещества, применяемые, например, при прокладке дорог в горах.

Кислород — основной биогенный элемент , входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток — белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений. В каждом растении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другого элемента (в среднем около 70%). Мышечная ткань человека содержит 16% кислорода, костная ткань — 28.5%; всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человека кислород поступает в основном через органы дыхания (свободный кислород) и с водой (связанный кислород). Потребность организма в кислороде определяется уровнем (интенсивностью) обмена веществ, который зависит от массы и поверхности тела, возраста, пола, характера питания, внешних условий и др. В экологии как важную энергетическую характеристику определяют отношение суммарного дыхания (то есть суммарных окислительных процессов) сообщества организмов к его суммарной биомассе.

Небольшие количества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемых кислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затруднено дыхание. Нужно, однако, иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха, обогащенного кислородом, опасно для здоровья человека. Высокие концентрации кислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающих структуру и функции биополимеров. Сходным действием на организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение содержания кислорода (гипоксия) в тканях и клетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладает защитным действием — так называемый кислородный эффект. Этот эффект используют в лучевой терапии: повышая содержание кислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих тканях усиливают лучевое поражение опухолевых клеток и уменьшают повреждение здоровых. При некоторых заболеваниях применяют насыщение организма кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию.

Элементы, расположенные в главной подгруппе VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева.

Рассмотрение атомных структур элементов главной подгруппы VI группы показывает, что все они имеют шестиэлектронную структуру внешнего слоя (табл. 13) и в связи с этим обладают сравнительно высокими значениями электроотрицательности. Наибольшей электроотрицательностью обладает , наименьшей - , что объясняется изменением величины атомного радиуса. Особое место кислорода в этой группе подчеркивается тем, что , и теллур могут непосредственно соединяться с кислородом, но не могут соединяться между собой.

Элементы группы кислорода также принадлежат к числу р -элементов, так как у них достраивается р -оболочка. Для всех элементов семейства, кроме самого кислорода, валентными являются 6 электронов внешнего слоя.
В окислительно-восстановительных реакциях элементы группы кислорода часто проявляют окислительные свойства. Наиболее сильно окислительные свойства выражены у кислорода.
Для всех элементов главной подгруппы VI группы характерна отрицательная степень окисления -2. Однако для серы, селена и теллура наряду с этим возможны и положительные степени окисления (максимальная +6).
Молекула кислорода, как всякого простого газа, двухатомна, построена по типу ковалентной связи, образованной посредством двух электронных пар. Следовательно, кислород двухвалентен при образовании простого .
Сера - твердое вещество. В состав молекулы входит 8 атомов серы (S8), но они соединены в своеобразное кольцо, в котором каждый атом серы соединен лишь с двумя соседними атомами ковалентной связью

Таким образом, каждый атом серы, имея с двумя соседними атомами по одной общей электронной паре, сам по себе является двухвалентным. Сходные молекулы образуют селен (Se8) и теллур (Te8).

■ 1. Составьте рассказ о группе кислорода по следующему плану: а) положение в периодической системе; б) заряды ядер и. число нейтронов в ядре; в) электронные конфигурации; г) структура кристаллической решетки; д) возможные степени окисления кислорода и всех остальных элементов этой группы.
2. В чем сходство и различие атомных структур и электронных конфигураций атомов элементов главных подгрупп VI и VII групп?
3. Сколько валентных электронов имеется у элементов главной подгруппы VI группы?
4. Как должны себя вести элементы главной подгруппы VI группы в окислительно-восстановительных реакциях?
5. Какой из элементов главной подгруппы VI группы является наиболее электроотрицательным?

При рассмотрении элементов главной подгруппы VI группы мы впервые встречаемся с явлением аллотропии. Один и тот же элемент в свободном состоянии может образовывать два или несколько простых веществ. Такое явление называется аллотропией, а сами называются аллотропными видоизменениями.

Запишите эту формулировку в тетрадь.

Например, элемент кислород способен образовывать два простых - кислород и озон.
Формула простого кислорода O2, формула простого вещества озона O3. Построены их молекулы по разному:

Кислород и озон - аллотропные видоизменения элемента кислорода.
Сера также может образовывать несколько аллотропных видоизменений (модификаций). Известна ромбическая (октаэдрическая), пластическая и моноклиническая сера. Селен и теллур также образуют несколько аллотропных видоизменений. Следует заметить, что явление аллотропии характерно для многих элементов. Различия в свойствах разных аллотропных видоизменений мы рассмотрим при изучении элементов.

■ 6. В чем отличие структуры молекулы кислорода от структуры молекулы озона?

7. Какого типа связь в молекулах кислорода и озона?

Кислород. Физические свойства, физиологическое действие, значение кислорода в природе

Кислород - наиболее легкий элемент главной подгруппы VI группы. Атомный вес кислорода 15,994. 31,988. Атом кислорода имеет самый малый радиус из элементов этой подгруппы (0,6 Å). Электронная конфигурация атома кислорода: ls 2 2s 2 2p 4 .

Распределение электронов по орбиталям второго слоя указывает на , что кислород имеет на р-орбиталях два непарных электрона, которые могут быть легко использованы на образование химической связи между атомами. Характерная степень окисления кислорода.
Кислород представляет собой газ, не имеющий цвета и запаха. Он тяжелее воздуха, при температуре -183° превращается в жидкость голубого цвета, а при температуре -219° затвердевает.

Плотность кислорода равна 1,43 г/л. Кислород плохо растворим в воде: в 100 объемах воды при 0° растворяются 3 объема кислорода. Поэтому кислород можно держать в газометре (рис. 34) - приборе для хранения газов, нерастворимых и малорастворимых в воде. Чаще всего в газометре хранят кислород.
Газометр состоит из двух главных частей: сосуда 1, служащего для хранения газа, и большой воронки 2 с краном и с длинной трубкой, доходящей почти до дна сосуда 1 и служащей для подачи воды в прибор. Сосуд 1 имеет три тубуса: в тубус 3 с притертой внутренней поверхностью вставляют, воронку 2 с краном, в тубус 4 вставляют газоотводную трубку, снабженную краном; тубус 5 внизу служит для выпуска воды из прибора при его зарядке и разрядке. В заряженном газометре сосуд 1 заполнен кислородом. На дне сосуда находится , в которую опущен конец трубки воронки 2.

Рис. 34.
1 - сосуд для хранения газа; 2 - воронка для подачи воды; 3 - тубус с притертой поверхностью; 4 - тубус для выведения газа; 5 - тубус для выпуска воды при зарядке аппарата.

Если нужно получить из газометра кислород, сначала открывают кран воронки, и слегка сжимает кислород, находящийся в газометре. Затем открывают кран на газоотводной трубке, через который выходит кислород, вытесняемый водой.

В промышленности кислород хранят в стальных баллонах в сжатом состоянии (рис. 35, а), или в жидком виде в кислородных «танках» (рис. 36).

Рис. 35. Кислородный баллон

Выпишите из текста названия приборов, предназначенных для хранения кислорода.
Кислород является наиболее распространенным элементом. Он составляет почти 50% веса всей земной коры (рис. 37). Человеческий организм содержит 65% кислорода, входящего в состав различных органических веществ, из которых построены ткани и органы. В воде около 89% кислорода. В атмосфере на кислород приходится 23% по весу и 21% по объему. Кислород входит в состав самых разнообразных горных пород (например, известняка, мела, мрамора CaCO3, песка SiO2), руд различных металлов (магнитного железняка Fe3O4, бурого железняка 2Fe2O3 · nH2O, красного железняка Fe2O3, боксита Аl2O3 · nН2O и т. д.). Кислород входит в состав большинства органических веществ.

Физиологическое значение кислорода огромно. Это единственный газ, который живые организмы могут использовать для дыхания. Отсутствие кислорода вызывает остановку жизненных процессов и гибель организма. Без кислорода человек может прожить всего несколько минут. При дыхании поглощается кислород, который принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, происходящих в организме, а выделяются продукты окисления органических веществ - , двуокись углерода и другие вещества. Как наземные, так и водные живые организмы дышат кислородом: наземные - свободным кислородом атмосферы, а водные - кислородом, растворенным в воде.
В природе происходит своеобразный круговорот кислорода. Кислород из атмосферы поглощается животными, растениями, человеком, расходуется на процессы горения топлива, гниение и прочие окислительные процессы. Двуокись углерода и вода, образующиеся в процессе окисления, потребляются зелеными растениями, в которых с помощью хлорофилла листьев и солнечной энергии осуществляется процесс фотосинтеза, т. е. синтеза органических веществ из двуокиси углерода и воды, сопровождающегося выделением кислорода.
Для обеспечения кислородом одного человека нужны кроны двух больших деревьев. Зеленые растения поддерживают постоянный состав атмосферы.

■ 8. Каково значение кислорода в жизни живых организмов?
9. Как пополняется запас кислорода в атмосфере?

Химические свойства кислорода

Свободный кислород, вступая в реакции с простыми и сложными веществами, ведет себя обычно как .

Рис. 37.

Степень окисления, которую он приобретает при этом, всегда -2. В непосредственное взаимодействие с кислородом вступают многие элементы, за исключением благородных металлов, элементов с близкими к кислороду значениями электроотрицательности () и инертных элементов.
В результате соединения кислорода с простыми и сложными веществами образуются . Многие горят в кислороде, хотя на воздухе либо не горят, либо горят очень слабо. сгорает в кислороде ярко-желтым пламенем; при этом образуется перекись натрия (рис. 38):
2Na + O2 =Na2O2,
Сера горит в кислороде ярко-голубым пламенем с образованием сернистого ангидрида:
S + O2 = SO2
Древесный уголь на воздухе едва тлеет, а в кислороде сильно раскаляется и сгорает с образованием двуокиси углерода (рис. 39):
С + O2 = СO2

Рис. 36.

Горит в кислороде белым, ослепительно ярким пламенем, причем образуется твердая белая пятиокись фосфора:
4Р + 5O2 = 2Р2O5
горит в кислороде, разбрасывая искры и образуя железную окалину (рис. 40).
Горят в кислороде и органические вещества, например метан СН4, входящий состав природного газа: СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Горение в чистом кислороде происходит гораздо интенсивнее, чем на воздухе, и позволяет получить Значительно более высокие температурь. Это явление используют для интенсификации ряда химических процессов и более эффективного сжигания топлива.
В процессе дыхания кислород, соединяясь с гемоглобином крови, образует оксигемоглобин, который, являясь весьма нестойким соединением, легко разлагается в тканях с образованием свободного кислорода, идущего на окисление. Гниение, также являются окислительными процессами, протекающими с участием кислорода.
Распознают чистый кислород, внося в сосуд, где предполагается его наличие, тлеющую лучинку. Она ярко вспыхивает - это и является качественной пробой на кислород.

■ 10. Каким образом, имея в своем распоряжении лучинку, можно распознать находящиеся в разных сосудах кислород, двуокись углерода? 11. Какой объем кислорода пойдет на сжигание 2 кг каменного угля, содержащего в сечем составе 70% углерода, 5% водорода, 7% , кислорода, остальное- негорючие компоненты?

Рис. 38. Горение натрия Рис. 39. Горение угля Рис. 40. Горение железа в кислороде.

12. Хватит ли 10 л кислорода для сжигания 5 г фосфора?
13. 1 м3 газовой смеси, содержащей 40% окиси углерода, 20% азота, 30% водорода н 10% двуокиси углерода сожгли в кислороде. Какой объем кислорода был израсходован?
14. Можно ли сушить кислород, пропуская его через: а) серную кислоту, б) хлорид кальция, в) фосфорный ангидрид, г) металлический ?
15. Как освободить двуокись углерода от примеси кислорода и наоборот, как освободить кислород от примеси двуокиси углерода?
16. 20 л кислорода, содержащего примесь двуокиси углерода пропустили через 200 мл 0,1 н. раствора бария. В результате катион Ва 2+ был полностью осажден. Сколько двуокиси углерода (в процентах) содержал исходный кислород?

Получение кислорода

Получают кислород несколькими способами. В лаборатории кислород получают из Кислородсодержащих веществ, которые могут легко его отщеплять, например из перманганата калия КМnO4 (рис. 41) или из бертолетовой соли КСlO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КСlO3 = 2КСl + O2
При получении кислорода из бертолетовой соли для ускорения реакции должен присутствовать катализатор - двуокись марганца. Катализатор ускоряет разложение и делает его более равномерным. Без катализатора может

Рис. 41. Прибор для получения кислорода лабораторный способом из перманганата калия. 1 - перманганат калия; 2 - кислород; 3 - вата; 4 - цилиндр - сборник.

произойти взрыв, если бертолетова соль взята в большом количестве и особенно если она загрязнена органическими веществами.
Из перекиси водорода кислород получают также в присутствии катализатора - двуокиси марганца МnО2 по уравнению:
2Н2O2[МnО2] = 2Н2O + О2

■ 17. Зачем при разложении бертолетовой соли добавляют МnО2?
18. Образующийся при разложении КМnO4 кислород можно собирать над водой. Отразите это в схеме прибора.
19. Иногда при отсутствии в лаборатории двуокиси марганца вместо нее в бертолетову соль добавляют немного остатка после прокаливания перманганата калия. Почему возможна такая замена?
20. Какой объем кислорода выделится при разложении 5 молей бертолетовой соли?

Кислород может быть получен также разложением Нитратов при нагревании выше температуры плавления:
2KNO3 = 2KNO2 + О2
В промышленности кислород получают в основном из жидкого воздуха. Переведенный в жидкое состояние воздух подвергают испарению. Сначала улетучивается (его температура кипения - 195,8°), а кислород остается (его температура кипения -183°). Этим способом кислород получается почти в чистом виде.
Иногда при наличии дешевой электроэнергии кислород получают электролизом воды:
Н2O ⇄ Н + + OН —
Н + + е — → Н 0
на катоде
2ОН — — е — → H2O + О; 2О = О2
на аноде

■ 21. Перечислите известные вам лабораторные и промышленные способы получения кислорода. Запищите их в тетрадь, сопровождая каждый способ уравнением реакции.
22. Являются ли реакции, используемые для получения кислорода, окислительно-восстановительными? Дайте обоснованный ответ.
23. Взято по 10 г следующих веществ; перманганата калия, бертолетовой соли, нитрата калия. В каком случае удастся получить наибольший объем кислорода?
24. В кислороде, полученном при нагревании 20 г перманганата калия, сожгли 1 г угля. Какой процент перманганата подвергся разложению?

Кислород - самый распространенный элемент в природе. Он широко применяется в медицине, химии, промышленности и т. д. (рис. 42).

Рис. 42. Применение кислорода.

Летчики на больших высотах, люди, работающие в атмосфере вредных газов, занятые на подземных и подводных работах, пользуются кислородными приборами (рис. 43).

В тех случаях, когда затруднено вследствие того или иного заболевания, человеку дают дышать чистым кислородом из кислородной подушки или помещают его в кислородную палатку.
В настоящее время для интенсификации металлургических процессов широко применяют воздух, обогащенный кислородом, или чистый кислород. Кислородно-водородная и кислородно-ацетиленовая горелки применяются для сварки и резки металлов. Пропитывая жидким кислородом горючие вещества: древесные опилки, угольный порошок и пр., получают взрывчатые смеси, называемые оксиликвитами.

■ 25. Начертите таблицу в тетради и заполните её.

Озон О3

Как уже говорилось, элемент кислород может образовывать еще одно аллотропное видоизменение - озон О3. Озон кипит при -111°, а затвердевает при -250°. В газообразном состоянии он голубого цвета, в жидком - синего. озона в воде гораздо выше, чем кислорода: в 100 объемах воды растворяется 45 объемов озона.

Озон отличается от кислорода тем, что его молекула состоит из трех, а не двух атомов. В связи с этим молекула кислорода намного более стойкая, чем молекула озона. Озон легко распадается по уравнению:
О3 = О2 + [O]

Выделение атомарного кислорода при распаде озона делает его гораздо более сильным окислителем, чем кислород. Озон имеет запах-свежести («озон» в переводе значит «пахучий»). В природе он образуется под действием тихого электрического разряда и в сосновых лесах. Больным с заболеванием легких рекомендуется больше бывать в сосновых лесах. Однако продолжительное пребывание в атмосфере, сильно обогащенной озоном, может оказать отравляющее действие на организм. Отравление сопровождается головокружением, тошнотой, кровотечением из носа. При хрони-ческих отравлениях могут возникнуть сердечные заболевания.
В лаборатории озон получают из кислорода в озонаторах (рис. 44). В стеклянную трубку 1, обмотанную сна- ружи проволокой 2, пропускают кислород. Внутри трубки проходит проволока 3. Обе эти проволоки: соединены с полюсами источника тока, создающего на указанных электродах высокое напряжение. Между электродами происходит тихий электрический разряд, благодаря чему из кислорода образуется озон.

Рис 44; Озонатор. 1 - стеклянный баллон; 2 - наружная обмотка; 3 -проволока внутри трубки; 4 - раствор йодида калия с крахмалом

3О2 = 2О3
Озон является очень сильным окислителем. Он значительно энергичнее, чем кислород, вступает в реакции и вообще намного активнее кислорода. Например, в отличие от кислорода он может вытеснить из йодистого водорода или йодистых солей:
2KI + О3 + Н2О = 2КОН + I2 + O2

Озона в атмосфере очень мало (около одной миллионной доли процента), но он играет существенную, роль в поглощении ультрафиолетовых солнечных лучей, по-этому они попадают на землю в меньшем количестве и не оказывают губительного действия на живые организмы.
Применяется озон в небольшом количестве главным образом для кондиционирования воздуха, а также в химии.

■ 26. Что такое аллотропные видоизменения?
27. Почему йодкрахмальная бумага синеет под действием озона? Дайте обоснованный ответ.
28. Почему молекула кислорода значительно устойчивее молекулы озона? Обоснуйте свой ответ с точки зрения внутримолекулярной структуры.

План:

История открытия

Происхождение названия

Нахождение в природе

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Применение

10. Изотопы

Кислород

Кислоро́д - элемент 16-й группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O(лат. Oxygenium). Кислород - химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях - газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O 2), в связи с чем его также называют дикислород.Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) - при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O 3).

История открытия

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

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygène), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς - «кислый» и γεννάω - «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его - «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Кислород - самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода - 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле - около 65 %.

Получение

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO 4:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н 2 О 2 в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO 3:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Физические свойства

В мировом океане содержание растворённого O 2 больше в холодной воде, а меньше - в тёплой.

При нормальных условиях кислород - это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре(22 объёма O 2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Межатомное расстояние - 0,12074 нм. Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C - 0,03 %, при 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) - это бледно-голубая жидкость.

Фазовая диаграмма O 2

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) - синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О 2 - существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-О 2 - существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å,α=46,25°.

γ-О 2 - существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

δ-О 2 интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;

ε-О 4 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;

ζ-О n давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O − 2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

В ионе диоксигенила O 2 + кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF 2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония OF 3 + . Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O 2 и O 3 (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O 2 переходит в O 3 .

Применение

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

В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона - один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород - озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В медицине

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости - кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 × 2 = 200 литров.

В пищевой промышленности

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

В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, - окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Изотопы

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12 О до 24 О. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них 15 O с периодом полураспада ~120 с. Наиболее краткоживущий изотоп 12 O имеет период полураспада 5,8·10 −22 с.

Атомы Кислорода могут образовывать два типа молекул: O 2 - кислород и O 3 - озон.

Явление существования нескольких простых веществ, образованных атомами одного химического элемента, называется алотропією. А простые вещества, образованные одним элементом, называют алотропними модификациями.

Следовательно, озон и кислород - это аллотропные модификации элемента Кислорода.

Химические свойства кислорода и озона

Взаимодействие кислорода с металлами

Молекулярный кислород - довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:

Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода - дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:

Взаимодействие кислорода с неметаллами

Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:

При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид - это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.

В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.

Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя

Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.

Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С 2 Н 2) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.

Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.

Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО 2:

В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.

Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.

Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.

Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром

Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации (S ∞ ; S 12 ; S 8 ; S 6 ; S 2 и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α -серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α -серы в β -серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.

Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде (CS 2 ) и некоторых других неполярных растворителях.

Применение серы

Главный продукт серной промышленности - это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера - важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке - около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.