Кисень - характеристика елемента, поширеність в природі, фізичні та хімічні властивості, одержання
кисень Про має атомний номер 8, розташований в головній підгрупі (підгрупі а) VI групі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s - і p орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів Про в збуджений стан, тому кисень у всіх з`єднаннях проявляє постійну валентність, рівну II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди в з`єднаннях заряджені негативно (С.О. = -2 або -1). Виняток - фториди OF2 і O2 F2 .
Відео: Хімічні властивості кисню
Для кисню відомі ступеня окислення -2, -1, +1, +2
Загальна характеристика елемента
Кисень - найпоширеніший елемент на Землі, на його частку припадає трохи менше половини, 49% від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 О, 17 О і 18 О (переважає 16 О). Кисень входить до складу атмосфери (20,9% за обсягом, 23,2 по масі), до складу води і понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів і алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів і гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, т.к міститься в білках, жирах і вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, для процесів окислення.
Кисень порівняно мало розчинний у воді - 5 обсягів в 100 об`ємах води. Однак, якби весь розчинений у воді кисень перейшов в атмосферу, то він зайняв би величезний обсяг - 10 млн км 3 (н.у). Це дорівнює приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта на землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.
Відкрито шведом К. Шеллі (1771 - 1772 р.р) і англійцем Дж. Прістлі (1774г.). Перший використовував нагрівання селітри, другий - оксиду ртуті (+2). Назва дав А.Лавуазье ( «оксігеніум» - «народжує кислоти»).
У вільному вигляді існує в двох аллотропних модифікаціях - «звичайного» кисню Про2 і озону Про3 .
Будова молекули озону
3О2 = 2О3 - 285 кДж
Озон в стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимовільно перетворюється в кисень. Хімічно кисень Про2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.
Фізичні властивості кисню
O2 - газ без кольору, запаху і смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кіп. -182,96 ° С, парамагнитен.
рідкий O2 блакитного, твердий - синього кольору. O2 розчинний у воді (краще, ніж азот і водень).
отримання кисню
1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря і електроліз води:
2. У лабораторії кисень отримують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na2 SO4 та ін.)
2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO4 :
2KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2 ?,
Бертоллетова солі KClO3 :
2KClO3 = 2KCl + 3O2 ? (Каталізатор MnO2 )
Якщо змішати K2 O2 і K2 O4 в равномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого СО2 виділиться один моль Про2.
Відео: Кисень поширення в природі - Дитяча Енциклопедія
Хімічні властивості кисню
Кисень підтримує горіння. Горіння - бистрий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості тепла й світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити тліючу лучинку. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин на повітрі - це окислювально-відновний процес, в якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, "відбирають" електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню можна легко пояснити будовою його зовнішньої електронної оболонки.
Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні - відносно близько до ядра. Тому ядро сильно притягує до себе електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4 знаходиться 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними в реакції як окислювач.
Кисень має другу (після фтору) електронегативність в шкалі Полінга. Тому в переважній більшості своїх з`єднань з іншими елементами кисень має негативну ступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є тільки його сусід по періоду - фтор. Тому з`єднання кисню з фтором - єдині, де кисень має позитивну ступінь окислення.
Отже, кисень - другий за силою окислювач серед всіх елементів Періодичної системи. З цим пов`язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne і Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окислювач.
Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe2 O3. а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:
З неметалами (сірої, графітом, воднем, фосфором і ін.) Кисень реагує при нагріванні:
Майже всі реакції за участю кисню O2 екзотермічни, за рідкісним винятком, наприклад:
Ця реакція протікає при температурі понад 1200 o C або в електричному розряді.
Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:
2H2 S + O2 ? 2S + 2H2 O (недолік кисню),
4NH3 + 5O2 ? 4NO + 6H2 O (в присутності каталізатора Pt),
Відомі сполуки, що містять катіон діоксігеніла O2 +. наприклад, O2 + [PtF6 ] - (успішний синтез цього з`єднання спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з`єднання інертних газів).
Озон хімічно активніший, ніж кисень O2. Так, озон окисляє йодид - іони I - в розчині Kl:
Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніше, ніж, наприклад, у сірководню. Однак в природі озон, який міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого на Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання, і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині і протяжності цього шару з плином часу (так звані озонові діри) причини таких коливань поки не з`ясовані.
Застосування кисню O2. для інтенсифікації процесів отримання чавуну і сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач в різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні і різанні металів.
Застосування озону Про3 : для знезараження питної води, стічних вод, повітря, для відбілювання тканин.
Підготовка до ЗНО з хімії
