Зміст статті

КИСНЕ, O (oxygenium), хімічний елемент VIA підгрупи періодичної системи елементів: O, S, Se, Te, Po – член сімейства халькогенів. Це найпоширеніший у природі елемент, його зміст становить атмосфері Землі 21% (об.), у земної корі як сполук ок. 50% (мас.) та в гідросфері 88,8% (мас.).

Кисень необхідний існування життя землі: тварини та рослини споживають кисень у процесі дихання, а рослини виділяють кисень у процесі фотосинтезу. Жива матерія містить зв'язаний кисень у складі рідин організму (у клітинах крові та інших.), а й у складі вуглеводів (цукор, целюлоза, крохмаль, глікоген), жирів і білків. Глини, гірські породи складаються з силікатів та інших кисневмісних неорганічних сполук, таких, як оксиди, гідроксиди, карбонати, сульфати та нітрати.

Історична довідка.

Перші відомості про кисень стали відомі в Європі з китайських рукописів 8 ст. На початку 16 ст. Леонардо да Вінчі опублікував дані, пов'язані з хімією кисню, ще не знаючи, що кисень – елемент. Реакції приєднання кисню описані в наукових працяхС.Гейлса (1731) та П.Байєна (1774). Заслуговують на особливу увагу дослідження К.Шееле в 1771–1773 взаємодії металів і фосфору з киснем. Дж.Прістлі повідомив про відкриття кисню як елемента в 1774, через кілька місяців після повідомлення Байєна про реакції з повітрям. Назва oxygenium («кисень») дано цьому елементу невдовзі після його відкриття Прістлі і походить від грецьких слів, що позначають «що породжує кислоту»; це пов'язано з помилковим уявленням про те, що кисень присутній у всіх кислотах. Пояснення ролі кисню у процесах дихання та горіння, проте, належить А.Лавуазьє (1777).

Будова атома.

Будь-який природний атом кисню містить 8 протонів у ядрі, але число нейтронів може дорівнювати 8, 9 або 10. Найбільш поширений із трьох ізотопів кисню (99,76%) – це 16 8 O (8 протонів та 8 нейтронів). Зміст іншого ізотопу, 18 8 O (8 протонів та 10 нейтронів), становить всього 0,2%. Цей ізотоп використовується як мітка або для ідентифікації деяких молекул, а також для біохімічних і медико-хімічних досліджень (метод вивчення нерадіоактивних слідів). Третій нерадіоактивний ізотоп кисню 17 8 O (0,04%) містить 9 нейтронів і має масове число 17. Після того як у 1961 маса ізотопу вуглецю 12 6 C була прийнята Міжнародною комісією за стандартну атомну масу, середньозважена атомна маса кисню 9994. До 1961 року стандартною одиницею атомної маси хіміки вважали атомну масу кисню, прийняту для суміші трьох природних ізотопів кисню, що дорівнює 16,000. Фізики за стандартну одиницю атомної маси приймали масове число ізотопу кисню 16 8 O, тому за фізичною шкалою середня атомна маса кисню становила 16,0044.

В атомі кисню 8 електронів, при цьому 2 електрони знаходяться на внутрішньому рівні, а 6 електронів – на зовнішньому. Тому в хімічних реакціях кисень може приймати від донорів до двох електронів, добудовуючи свою зовнішню оболонку до 8 електронів і утворюючи зайвий негативний заряд .

Молекулярний кисень.

Як і більшість інших елементів, у атомів яких для добудови зовнішньої оболонки з 8 електронів не вистачає 1–2 електронів, кисень утворює двоатомну молекулу. У цьому процесі виділяється багато енергії (~490 кДж/моль) і відповідно стільки енергії необхідно витратити для зворотного процесу дисоціації молекули на атоми. Міцність зв'язку O-O настільки висока, що при 2300 ° С тільки 1% молекул кисню дисоціює на атоми. (Примітно, що при утворенні молекули азоту N 2 міцність зв'язку N–N ще вища, ~710 кДж/моль.)

Електронна структура.

В електронній структурі молекули кисню не реалізується, як можна було очікувати, розподіл електронів октетом навколо кожного атома, а є неспарені електрони, і кисень виявляє властивості, типові для такої будови (наприклад, взаємодіє з магнітним полем, будучи парамагнетиком).

Реакція.

У відповідних умовах молекулярний кисень реагує практично з будь-яким елементом, окрім шляхетних газів. Однак за кімнатних умов лише найактивніші елементи реагують із киснем досить швидко. Ймовірно, більшість реакцій протікає лише після дисоціації кисню на атоми, а дисоціація відбувається лише за дуже високих температур. Однак каталізатори або інші речовини в системі, що реагує, можуть сприяти дисоціації O 2 . Відомо, що лужні (Li, Na, K) та лужноземельні (Ca, Sr, Ba) метали реагують з молекулярним киснем з утворенням пероксидів:

Отримання та застосування.

Завдяки наявності вільного кисню в атмосфері найбільш ефективним методом його вилучення є зрідження повітря, з якого видаляють домішки, CO 2 пил і т.д. хімічними та фізичними методами. Циклічний процес включає стиснення, охолодження та розширення, що і призводить до зрідження повітря. При повільному підйомі температури (метод фракційної дистиляції) з рідкого повітря випаровуються спочатку благородні гази (найважче зріджувані), потім азот залишається рідкий кисень. В результаті рідкий кисень містить сліди благородних газів та відносно великий відсоток азоту. Для багатьох сфер застосування ці домішки не заважають. Однак, для отримання кисню особливої ​​чистоти процес дистиляції необхідно повторювати. Кисень зберігають у танках та балонах. Він використовується в великих кількостяхяк окислювач гасу та інших горючих у ракетах та космічних апаратах. Сталеливарна промисловість споживає газоподібний кисень для продування через розплав чавуну за методом Бессемера для швидкого та ефективного видалення домішок C, S і P. Сталь при кисневому дутті виходить швидше та якісніше, ніж при повітряному. Кисень використовується також для зварювання та різання металів (киснево-ацетиленове полум'я). Застосовують кисень і в медицині, наприклад, для збагачення дихального середовища пацієнтів із утрудненим диханням. Кисень можна отримувати різними хімічними методами, і деякі з них застосовують для отримання невеликої кількості чистого кисню в лабораторній практиці.

Електроліз.

Один з методів отримання кисню – електроліз води, що містить невеликі добавки NaOH або H 2 SO 4 як каталізатор: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При цьому утворюються невеликі домішки водню. За допомогою розрядного пристрою сліди водню в газовій суміші знову перетворюють на воду, пари якої видаляють виморожуванням або адсорбцією.

Термічна дисоціація.

Важливий лабораторний метод отримання кисню, запропонований Дж.Прістлі, полягає в термічному розкладанні оксидів важких металів: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Прістлі для цього фокусували сонячні промені на порошок оксиду ртуті. Відомим лабораторним методом є також термічна дисоціація оксосолей, наприклад хлорату калію в присутності каталізатора - марганцю діоксиду:

Діоксид марганцю, що додається у невеликих кількостях перед прожарюванням, дозволяє підтримувати необхідну температуру та швидкість дисоціації, причому сам MnO 2 у процесі не змінюється.

Використовуються також способи термічного розкладання нітратів:

а також пероксидів деяких активних металів, наприклад:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Останній спосіб у свій час широко використовувався для вилучення кисню з атмосфери і полягав у нагріванні BaO на повітрі до утворення BaO 2 з подальшим термічним розкладанням пероксиду. Спосіб термічного розкладання зберігає своє значення для одержання пероксиду водню.

ДЕЯКІ ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ
Атомний номер	8
Атомна маса	15,9994
Температура плавлення, °С	–218,4
Температура кипіння, °С	–183,0
густина
твердий, г/см 3 (при tпл)	1,27
рідкий г/см 3 (при tкіп)	1,14
газоподібний, г/дм 3 (при 0 ° С)	1,429
відносна повітрям	1,105
критична а, г/см 3	0,430
Критична температура а, °С	–118,8
Критичний тиск а, атм	49,7
Розчинність, см 3 /100 мл розчинника
у воді (0 ° С)	4,89
у воді (100 ° С)	1,7
у спирті (25 ° С)	2,78
Радіус, Å	0,74
ковалентний	0,66
іонний (Про 2–)	1,40
Потенціал іонізації,
перший	13,614
другий	35,146
Електронегативність (F = 4)	3,5
а Температура та тиск, при яких щільність газу та рідини однакові.

Фізичні властивості.

Кисень при нормальних умовах– безбарвний газ без запаху та смаку. Рідкий кисень має блідо-блакитний колір. Твердий кисень існує по Крайній міріу трьох кристалічних модифікаціях. Газоподібний кисень розчинний у воді і, ймовірно, утворює неміцні сполуки типу O 2 H 2 O, а можливо, і O 2 H 2H 2 O.

Хімічні властивості.

Як уже згадувалося, хімічна активність кисню визначається його здатністю дисоціювати на атоми O, які відрізняються високою реакційною здатністю. Тільки найактивніші метали та мінерали реагують з O 2 c високою швидкістю при низьких температурах. Найбільш активні лужні (IA підгрупи) та деякі лужноземельні (IIA підгрупи) метали утворюють з O 2 пероксиди типу NaO 2 і BaO 2 . Інші елементи і сполуки реагують лише з продуктом дисоціації O 2 . У відповідних умовах усі елементи, крім благородних газів і металів Pt, Ag, Au, реагують з киснем. Ці метали теж утворюють оксиди, але при особливих умовах.

Електронна структура кисню (1s22s22p4) така, що атом O приймає для утворення стійкої зовнішньої електронної оболонки два електрони на зовнішній рівень, утворюючи іон O2-. В оксидах лужних металівутворюється переважно іонний зв'язок. Можна вважати, що електрони цих металів майже повністю відтягнуті до кисню. В оксидах менш активних металів і неметалів перехід електронів неповний, і щільність негативного заряду на кисні менш виражена, тому зв'язок менш іонна або ковалентна.

При окисленні металів киснем відбувається виділення тепла, величина якого корелює із міцністю зв'язку M-O. При окисленні деяких неметалів відбувається поглинання тепла, що свідчить про їх менш міцні зв'язки з киснем. Такі оксиди термічно нестійкі (або менш стабільні, ніж оксиди з іонним зв'язком) та часто відрізняються високою хімічною активністю. У таблиці наведено для порівняння значення ентальпій утворення оксидів найбільш типових металів, перехідних металів та неметалів, елементів A- та B-підгруп (знак мінус означає виділення тепла).

Про властивості оксидів можна зробити кілька загальних висновків:

1. Температури плавлення оксидів лужних металів зменшуються із зростанням атомного радіусу металу; так, tпл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиди, в яких переважає іонний зв'язок, мають вищі температури плавлення, ніж температури плавлення ковалентних оксидів: tпл (Na 2 O) > tпл (SO 2).

2. Оксиди хімічно активних металів (IA-IIIA підгруп) більш термічно стабільні, ніж оксиди перехідних металів та неметалів. Оксиди важких металів у вищому ступені окислення при термічній дисоціації утворюють оксиди з нижчими ступенями окислення (наприклад, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такі оксиди у високих ступенях окиснення можуть бути хорошими окисниками.

3. Найбільш активні метали взаємодіють з молекулярним киснем за підвищених температур з утворенням пероксидів:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиди активних металів утворюють безбарвні розчини, тоді як оксиди більшості перехідних металів забарвлені та практично нерозчинні. Водні розчини оксидів металів виявляють основні властивості та є гідроксидами, що містять OH-групи, а оксиди неметалів у водних розчинах утворюють кислоти, що містять іон H + .

5. Метали та неметали A-підгруп утворюють оксиди зі ступенем окислення, що відповідає номеру групи, наприклад, Na, Be та B утворюють Na 1 2 O, Be II O та B 2 III O 3 , а неметали IVA–VIIA підгруп C, N , S, Cl утворюють C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер групи елемента корелює тільки з максимальним ступенем окиснення, так як можливі оксиди і з нижчими ступенями окиснення елементів. У процесах горіння сполук типовими продуктами є оксиди, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Вуглецеві речовини та вуглеводні при слабкому нагріванні окислюються (згоряють) до CO 2 і H 2 O. Прикладами таких речовин є палива – деревина, нафта, спирти (а також вуглець – кам'яне вугілля, кокс та деревне вугілля). Тепло від процесу горіння утилізується на виробництво пари (а далі електрики або йде на силові установки), а також на опалення будинків. Типові рівняння для процесів горіння такі:

а) деревина (целюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6 n CO 2 + 5 n H 2 O + теплова енергія

б) нафту або газ (бензин C 8 H 18 або природний газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + теплова енергія

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + теплова енергія

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + теплова енергія

г) вуглець (кам'яне або деревне вугілля, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + теплова енергія

2CO + O 2 ® 2CO 2 + теплова енергія

Горінню схильні також ряд C-, H-, N-, O-з'єднань з високим запасом енергії. Кисень для окислення може використовуватися не тільки з атмосфери (як у попередніх реакціях), а й із самої речовини. Для ініціювання реакції досить невеликого активування реакції, наприклад, удару або струсу. При цих реакціях продуктами горіння також є оксиди, але вони газоподібні і швидко розширюються при високій кінцевій температурі процесу. Тому такі речовини є вибуховими. Прикладами вибухових речовин є тринітрогліцерин (або нітрогліцерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 і тринітротолуол (або ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиди металів або неметалів з нижчими ступенями окиснення елемента реагують з киснем з утворенням оксидів високих ступенівокислення цього елемента:

Оксиди природні, отримані з руд або синтезовані, служать сировиною для отримання багатьох важливих металів, наприклад, заліза з Fe 2 O 3 (гематит) і Fe 3 O 4 (магнетит), алюмінію з Al 2 O 3 (глинозем), магнію з MgO (Магнезія). Оксиди легких металів використовуються в хімічній промисловості для одержання лугів або основ. Пероксид калію KO 2 знаходить. незвичайне застосування, так як у присутності вологи та в результаті реакції з нею виділяє кисень. Тому KO 2 застосовують у респіраторах для одержання кисню. Волога з видихуваного повітря виділяє в респіраторі кисень, а KOH поглинає CO2. Отримання оксиду CaO та гідроксиду кальцію Ca(OH) 2 – багатотоннажне виробництво у технології кераміки та цементу.

Вода (оксид водню).

Важливість води H 2 O як у лабораторній практиці для хімічних реакцій, так і в процесах життєдіяльності потребує особливого розгляду цієї речовини (ВОДА, ЛІД І ПАР). Як уже згадувалося, при прямій взаємодії кисню та водню в умовах, наприклад, іскрового розряду відбуваються вибух та утворення води, при цьому виділяється 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула води має майже тетраедричну будову, кут H-O-H дорівнює 104 ° 30в. Зв'язки в молекулі частково іонні (30%) і частково ковалентні високою щільністюнегативного заряду у кисню та відповідно позитивних зарядів у водню:

Через високу міцність зв'язків H-O водень важко відщеплюється від кисню і вода виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Багато властивостей води визначаються розподілом зарядів. Наприклад, молекула води утворює з іоном металу гідрат:

Одну електронну пару вода віддає акцептору, яким може бути H + :

Оксоаніони та оксокатіони

– кисневмісні частинки, що мають залишковий негативний (оксоаніони) або залишковий позитивний (оксокатіони) заряд. Іон O 2 має високу спорідненість (високу реакційну здатність) до позитивно заряджених частинок типу H + . Найпростішим представником стабільних оксоаніонів є гідроксид-іон OH – . Це пояснює нестійкість атомів з високою щільністю заряду і їх часткову стабілізацію в результаті приєднання частки з позитивним зарядом. Тому при дії активного металу (або його оксиду) на воду утворюється OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Більш складні оксоаніони утворюються з кисню з іоном металу або неметалевою часткою, що має великий позитивний заряд, в результаті виходить низькозаряджена частка, що має більшу стабільність, наприклад:

° С утворюється темно-пурпурова тверда фаза. Рідкий озон слаборозчинний в рідкому кисні, а в 100 г води при 0° розчиняється 49 см 3 O 3 . За хімічними властивостями озон набагато активніший за кисень і за окисними властивостями поступається тільки O, F 2 і OF 2 (дифториду кисню). При звичайному окисленні утворюються оксид та молекулярний кисень O 2 . При дії озону на активні метали у особливих умовах утворюються озоніди складу K + O 3 – . Озон одержують у промисловості для спеціальних цілей, він є гарним дезінфікуючим засобом і використовується для очищення води та як відбілювач, покращує стан атмосфери у закритих системах, дезінфікує предмети та їжу, прискорює дозрівання зерна та фруктів. У хімічній лабораторії часто використовують озонатор для одержання озону, необхідного для деяких методів хімічного аналізу та синтезу. Каучук легко руйнується навіть під впливом малих концентрацій озону. У деяких промислових містах значна концентрація озону в повітрі призводить до швидкого псування гумових виробів, якщо вони не захищені антиоксидантами. Озон дуже токсичний. Постійне вдихання повітря навіть із дуже низькими концентраціями озону викликає головний біль, нудоту та інші неприємні стани.

Хімічний елемент кисень може існувати як двох алотропних модифікацій, тобто. утворює дві прості речовини. Обидві ці речовини мають молекулярну будову. Одне має формулу O 2 і має назву кисень, тобто. така сама, як і назва хімічного елемента, яким вона утворена.

Інша проста речовина, утворена киснем, називається озон. Озон на відміну кисню складається з трехатомных молекул, тобто. має формулу O 3 .
Оскільки основною і найпоширенішою формою кисню є молекулярний кисень O 2 перш за все ми розглянемо саме його хімічні властивості.

Хімічний елемент кисень знаходиться на другому місці за значенням електронегативності серед усіх елементів і поступається лише фтору. У зв'язку з цим логічно припустити високу активність кисню та наявність у нього практично лише окисних властивостей. Справді, список простих та складних речовин, з якими може реагувати кисень величезний. Однак, слід зазначити, що оскільки у молекулі кисню має місце міцний подвійний зв'язок, для здійснення більшості реакцій з киснем потрібно вдаватися до нагрівання. Найчастіше сильне нагрівання потрібно на початку реакції (підпал) після чого багато реакцій йдуть далі вже самостійно без підведення тепла ззовні.

Серед простих речовин не окислюються киснем лише благородні метали (Ag, Pt, Au), галогени та інертні гази.

Сірка згоряє в кисні з утворенням діоксиду сірки:

Фосфор залежно від надлишку або нестачі кисню може утворити як оксид фосфору (V), так і оксид фосфору (III):

Взаємодія кисню з азотом протікає у вкрай жорстких умовах, через те, що енергії зв'язку в молекулах кисню і особливо азоту дуже великі. Також свій внесок у складність перебігу реакції робить висока електронегативність обох елементів. Реакція починається лише при температурі понад 2000 o C і є оборотною:

Не всі прості речовини, реагуючи з киснем, утворюють оксиди. Так, наприклад, натрій, згоряючи в кисні утворює пероксид:

а калій - надпероксид:

Найчастіше при згорянні в кисні складних речовин утворюється суміш оксидів елементів, якими була утворена вихідна речовина. Так наприклад:

Однак, при згорянні в кисні азотовмісних органічних речовин замість оксиду азоту утворюється молекулярний азот N2. Наприклад:

При згорянні в кисні хлорпохідних замість оксидів хлору утворюється хлороводень:

Хімічні властивості озону: Озон є сильнішим окислювачем, ніж кисень. Зумовлено це тим, що один із киснево-кисневих зв'язків у молекулі озону легко рветься і в результаті утворюється надзвичайно активний атомарний кисень. Озон на відміну кисню не вимагає прояви своїх високих окисних властивостей нагрівання. Він проявляє свою активність при звичайній і навіть низькій температурі: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2 Як було сказано вище, срібло з киснем не реагує, проте реагує з озоном: 2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2 Якісною реакцією на наявність озону є те, що при пропусканні досліджуваного газу через розчин іодиду калію спостерігається утворення йоду: 2KI + O 3 + H 2 O = I 2 ↓ + O 2 + 2KOH

Хімічні властивості сірки

Сірка як хімічний елемент може існувати у кількох алотропних модифікаціях. Розрізняють ромбічну, моноклінну та пластичну сірку. Моноклинна сірка може бути отримана при повільному охолодженні розплаву ромбічної сірки, а пластична навпаки виходить при різкому охолодженні сірки розплаву, попередньо доведеного до кипіння. Пластична сірка має рідкісну для неорганічних речовин властивість еластичності - вона здатна оборотно розтягуватися під дією зовнішнього зусилля, повертаючись у вихідну форму при припиненні цієї дії. Найбільш стійка в звичайних умовах ромбічна сірка та всі інші алотропні модифікації з часом переходять до неї.

Молекули ромбічної сірки складаються із восьми атомів, тобто. її формулу можна записати як S8. Однак, оскільки хімічні властивості всіх модифікацій досить схожі, щоб не ускладнювати запис рівнянь реакцій будь-яку сірку просто символом S.

Сірка може взаємодіяти і з простими та складними речовинами. У хімічних реакціях проявить як окисні, так і відновлювальні властивості.

Окисні властивості сірки проявляються при її взаємодії з металами, а також неметалами, утвореними атомами менш електронегативного елемента (водень, вуглець, фосфор):

Як відновник сірка виступає при взаємодії з неметалами, утвореними електронегативними елементами (кисень, галогени), а також складними речовинами з яскраво вираженою окислювальною функцією, наприклад, сірчаної та азотної концентрованої кислотами:

Також сірка взаємодіє при кип'ятінні з концентрованими водними розчинами лугів. Взаємодія протікає типу диспропорціонування, тобто. сірка одночасно і знижує, і підвищує свій рівень окислення.

Елементи, розташовані у головній підгрупі VI групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва.

Розподіл електронів за енергетичними рівняннями атомів елементів групи кисню Таблиця 13

Елемент	Заряд ядра	Енергетичні рівні					Радіус атома Å
		K	L	M	N	O
							0,60 1,04 1,16 1,43

Розгляд атомних структур елементів головної підгрупи VI групи показує, що всі вони мають шестиелектронну структуру зовнішнього шару (табл. 13) і у зв'язку з цим мають порівняно високі значення електронегативності. Найбільшу електронегативність має , найменшу - , що пояснюється зміною величини атомного радіусу. Особливе місце кисню в цій групі підкреслюється тим, що , і телур можуть безпосередньо з'єднуватися з киснем, але не можуть з'єднуватися між собою.

Елементи групи кисню також належать до р-Елементів, так як у них добудовується р-оболонка. Для всіх елементів сімейства, крім кисню, валентними є 6 електронів зовнішнього шару.
В окисно-відновних реакціях елементи групи кисню часто виявляють окисні властивості. Найбільш сильно окислювальні властивості виражені у кисню.
Для всіх елементів головної підгрупи VI групи характерна негативна міра окислення -2. Однак для сірки, селену та телуру поряд з цим можливі і позитивні ступені окислення (максимальна +6).
Молекула кисню, як будь-якого простого газу, двоатомна, побудована за типом ковалентного зв'язку, утвореного за допомогою двох електронних пар. Отже, кисень двовалентний при утворенні простого .
Сірка - тверда речовина. До складу молекули входить 8 атомів сірки (S8), але вони з'єднані у своєрідне кільце, в якому кожен атом сірки з'єднаний лише з двома сусідніми атомами ковалентним зв'язком

Таким чином, кожен атом сірки, маючи з двома сусідніми атомами по одній спільній електронній парі, сам по собі є двовалентним. Подібні молекули утворюють селен (Se8) та телур (Te8).

■ 1. Складіть розповідь про групу кисню за таким планом: а) становище у періодичної системі; б) заряди ядер та. число нейтронів у ядрі; в) електронні зміни; г) структура кристалічних ґрат; д) можливі ступеня окислення кисню та решти елементів цієї групи.
2. У чому схожість і відмінність атомних структур та електронних змін атомів елементів основних підгруп VI і VII груп?
3. Скільки валентних електронів є у елементів головної підгрупи VI групи?
4. Як повинні поводитися елементи головної підгрупи VI групи в окислювально-відновних реакціях?
5. Який із елементів головної підгрупи VI групи є найбільш електронегативним?

При розгляді елементів головної підгрупи VI групи ми вперше зустрічаємося із явищем алотропії. Один і той самий елемент у вільному стані може утворювати дві або кілька простих речовин. Таке явище називається алотропією, а самі називаються алотропними видозмінами.

Запишіть це формулювання у зошит.

Наприклад, елемент кисень здатний утворювати два простих - кисень та озон.
Формула простого кисню O2, формула простої речовиниозону O3. Побудовано їх молекули по-різному:

Кисень та озон - алотропні видозміни елемента кисню.
Сірка може утворювати кілька алотропних видозмін (модифікацій). Відома ромбічна (октаедрична), пластична та моноклінічна сірка. Селен і телур також утворюють кілька алотропних видозмін. Слід зазначити, що явище алотропії притаманно багатьох елементів. Розходження у властивостях різних алотропних видозмін ми розглянемо щодо елементів.

■ 6. У чому відмінність структури молекули кисню від структури молекули озону?

7. Якого типу зв'язок у молекулах кисню та озону?

Кисень. Фізичні властивості, фізіологічна дія, значення кисню у природі

Кисень - найлегший елемент головної підгрупи VI групи. Атомна вага кисню 15,994. 31,988. Атом кисню має найменший радіус із елементів цієї підгрупи (0,6 Å). Електронна конфігураціяатома кисню: ls 2 2s 2 2p 4 .

Розподіл електронів за орбіталями другого шару вказує на те, що кисень має на р-орбіталях два непарні електрони, які можуть бути легко використані на утворення хімічного зв'язку між атомами. Характерний ступінь окиснення кисню.
Кисень являє собою газ, що не має кольору та запаху. Він важчий за повітря, при температурі -183° перетворюється на рідину блакитного кольору, а при температурі -219 ° твердне.

Щільність кисню дорівнює 143 г/л. Кисень погано розчинний у воді: у 100 об'ємах води при 0° розчиняються 3 об'єми кисню. Тому кисень можна тримати в газометрі (рис. 34) - прилад для зберігання газів, нерозчинних і малорозчинних у воді. Найчастіше у газометрі зберігають кисень.
Газометр складається з двох головних частин: посудини 1, що служить для зберігання газу, і великої вирви 2 з краном і з довгою трубкою, що доходить майже до дна посудини 1 і служить для подачі води в прилад. Посудина 1 має три тубуси: у тубус 3 з притертою внутрішньою поверхнеювставляють, воронку 2 з краном, тубус 4 вставляють газовідвідну трубку, забезпечену краном; тубус 5 внизу служить для випуску води з приладу під час його зарядки та розрядки. У зарядженому газометрі посудина 1 заповнена киснем. На дні судини знаходиться , в яку опущений кінець трубки 2 воронки.

Рис. 34.
1 - посудина для зберігання газу; 2 - вирва для подачі води; 3 - тубус із притертою поверхнею; 4 – тубус для виведення газу; 5 - тубус для випуску води під час заряджання апарата.

Якщо потрібно отримати з газометра кисень, спочатку відкривають кран вирви, і злегка стискає кисень, що знаходиться в газометрі. Потім відкривають кран на газовідвідній трубці, через який виходить кисень, що витісняється водою.

У промисловості кисень зберігають у сталевих балонах у стислому стані (рис. 35 а), або в рідкому вигляді в кисневих «танках» (рис. 36).

Рис. 35.Кисневий балон

Випишіть з тексту назви приладів для зберігання кисню.
Кисень є найпоширенішим елементом. Він становить майже 50% ваги усієї земної кори (рис. 37). Людський організм містить 65% кисню, що входить до складу різних органічних речовин, з яких побудовано тканини та органи. У воді близько 89% кисню. В атмосфері на кисень припадає 23% за вагою та 21% за обсягом. Кисень входить до складу найрізноманітніших гірських порід (наприклад, вапняку, крейди, мармуру CaCO3, піску SiO2), руд різних металів (магнітного залізняку Fe3O4, бурого залізняку 2Fe2O3 · nH2O, червоного залізняку Fe2O3, бокситу Аl2O3 · nН. . Кисень входить до складу більшості органічних речовин.

Фізіологічне значення кисню величезне. Це єдиний газ, що живі організми можуть використовувати для дихання. Відсутність кисню викликає зупинку життєвих процесів та загибель організму. Без кисню людина може прожити лише кілька хвилин. При диханні поглинається кисень, який бере участь в окислювально-відновних процесах, що відбуваються в організмі, а виділяються продукти окислення органічних речовин - двоокис вуглецю та інші речовини. Як наземні, і водні живі організми дихають киснем: наземні - вільним киснем атмосфери, а водні - киснем, розчиненим у питній воді.
У природі відбувається своєрідний кругообіг кисню. Кисень з атмосфери поглинається тваринами, рослинами, людиною, витрачається на процеси горіння палива, гниття та інші окислювальні процеси. Двоокис вуглецю і вода, що утворюються в процесі окислення, споживаються зеленими рослинами, в яких за допомогою хлорофілу листя та сонячної енергії здійснюється процес фотосинтезу, тобто синтезу органічних речовин з двоокису вуглецю та води, що супроводжується виділенням кисню.
Для забезпечення киснем однієї людини потрібні крони двох великих дерев. Зелені рослини підтримують незмінний склад атмосфери.

■ 8. Яке значення кисню у житті живих організмів?
9. Як поповнюється запас кисню у атмосфері?

Хімічні властивості кисню

Вільний кисень, вступаючи в реакції з простими та складними речовинами, поводиться зазвичай як .

Рис. 37.

Ступінь окислення, яку він набуває при цьому, завжди -2. У безпосередню взаємодію з киснем вступають багато елементів, за винятком шляхетних металів, елементів з близькими до кисню значеннями електронегативності () та інертних елементів.
В результаті з'єднання кисню з простими та складними речовинами утворюються. Багато хто горить у кисні, хоча на повітрі або не горять, або горять дуже слабо. згоряє в кисні яскраво-жовтим полум'ям; при цьому утворюється перекис натрію (рис. 38):
2Na + O2 = Na2O2,
Сірка горить у кисні яскраво-блакитним полум'ям з утворенням сірчистого ангідриду:
S + O2 = SO2
Деревне вугілля на повітрі ледве тліє, а в кисні сильно розжарюється і згоряє з утворенням двоокису вуглецю (рис. 39):
З + O2 = ЗO2

Рис. 36.

Горить у кисні білим, сліпуче яскравим полум'ям, причому утворюється тверда біла п'ятиокис фосфору:
4Р + 5O2 = 2Р2O5
горить у кисні, розкидаючи іскри та утворюючи залізну окалину (рис. 40).
Горять у кисні та органічні речовининаприклад, метан СН4, вхідний складприродного газу: СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Горіння в чистому кисні відбувається набагато інтенсивніше, ніж на повітрі, і дозволяє отримати значно більш високу температуру. Це використовують для інтенсифікації ряду хімічних процесів і більше ефективного спалюванняпалива.
У процесі дихання кисень, з'єднуючись з гемоглобіном крові, утворює оксигемоглобін, який, будучи дуже нестійкою сполукою, легко розкладається в тканинах з утворенням вільного кисню, що йде на окислення. Гниєння також є окислювальними процесами, що протікають за участю кисню.
Розпізнають чистий кисень, вносячи в посудину, де передбачається його наявність, що тліє лучинку. Вона яскраво спалахує – це і є якісною пробою на кисень.

■ 10. Яким чином, маючи у своєму розпорядженні лучинку, можна розпізнати кисень, що знаходяться в різних судинах, двоокис вуглецю? 11. Який обсяг кисню піде спалювання 2 кг кам'яного вугілля, Що містить у січому складі 70% вуглецю, 5% водню, 7% , кисню, інше- негорючі компоненти?

Рис. 38.Горіння натрію Рис. 39.Горіння вугілля Рис. 40.Горіння заліза у кисні.

12. Чи вистачить 10 л кисню для спалювання 5 г фосфору?
13. 1 м3 газової суміші, що містить 40% окису вуглецю, 20% азоту, 30% водню н 10% двоокису вуглецю спалили в кисні. Який обсяг кисню було витрачено?
14. Чи можна сушити кисень, пропускаючи його через: а) сірчану кислоту, б) хлорид кальцію, в) фосфорний ангідрид, г) металевий?
15. Як звільнити двоокис вуглецю від домішки кисню та навпаки, як звільнити кисень від домішки двоокису вуглецю?
16. 20 л кисню, що містить домішок двоокису вуглецю, пропустили через 200 мл 0,1 н. розчин барію. В результаті катіон Ва 2+ був повністю обложений. Скільки двоокису вуглецю (у відсотках) містив вихідний кисень?

Отримання кисню

Отримують кисень кількома способами. У лабораторії кисень одержують із кисневмісних речовин, які можуть легко його відщеплювати, наприклад, з перманганату калію КМnO4 (рис. 41) або з бертолетової солі КСlO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КСlO3 = 2КСl + O2
При отриманні кисню з бертолетової солі для прискорення реакції повинен бути каталізатор - двоокис марганцю. Каталізатор прискорює розкладання і робить його рівномірнішим. Без каталізатора може

Рис. 41. Прилад для отримання кисню лабораторним способом перманганату калію. 1 – перманганат калію; 2 – кисень; 3 – вата; 4 – циліндр – збірник.

статися вибух, якщо бертолетова сіль взята у великій кількості і особливо якщо вона забруднена органічними речовинами.
З перекису водню кисень отримують також у присутності каталізатора - двоокису марганцю МnО2 за рівнянням:
2Н2O2[МnО2] = 2Н2O + О2

■ 17. Навіщо при розкладанні бертолетової солі додають МnО2?
18. Кисень, що утворюється при розкладанні КМnO4, можна збирати над водою. Відобразіть це у схемі приладу.
19. Іноді за відсутності в лабораторії двоокису марганцю замість неї в бертолетову сіль додають трохи залишку після прожарювання калію перманганату. Чому можлива така заміна?
20. Який обсяг кисню виділиться під час розкладання 5 молей бертолетової солі?

Кисень може бути отриманий також розкладанням нітратів при нагріванні вище температури плавлення:
2KNO3 = 2KNO2 + О2
У промисловості кисень отримують переважно з рідкого повітря. Перекладений у рідкий станповітря піддають випаровування. Спочатку випаровується (його температура кипіння - 195,8 °), а кисень залишається (його температура кипіння -183 °). Цим способом кисень виходить майже чистому вигляді.
Іноді за наявності дешевої електроенергії кисень одержують електролізом води:
Н2O ⇄ Н + + OН -
Н++ е- → Н 0
на катоді
2ВІН - е- → H2O + О; 2О = О2
на аноді

■ 21. Перерахуйте відомі вам лабораторні та промислові способи одержання кисню. Запишіть їх у зошит, супроводжуючи кожен спосіб рівнянням реакції.
22. Чи є реакції, що використовуються для отримання кисню, окислювально-відновними? Дайте відповідь.
23. Взято по 10 г наступних речовин; перманганату калію, бертолетової солі, нітрату калію. У якому разі вдасться одержати найбільший обсяг кисню?
24. У кисні, отриманому під час нагрівання 20 г перманганату калію, спалили 1 г вугілля. Який відсоток перманганату зазнав розкладання?

Кисень - найпоширеніший елемент у природі. Він широко застосовується в медицині, хімії, промисловості тощо (рис. 42).

Рис. 42. Застосування кисню.

Льотчики великих висотах, люди, які у атмосфері шкідливих газів, зайняті підземних і підводних роботах, користуються кисневими приладами (рис. 43).

У тих випадках, коли утруднено внаслідок того чи іншого захворювання, людині дають дихати чистим киснем з кисневої подушки або поміщають його в кисневий намет.
В даний час для інтенсифікації металургійних процесів широко застосовують повітря, збагачене киснем, або чистий кисень. Киснево-воднева та киснево-ацетиленова пальники застосовуються для зварювання та різання металів. Просочуючи рідким киснем горючі речовини: тирсу, вугільний порошок тощо, отримують вибухові суміші, звані оксиліквітами.

■ 25. Накресліть таблицю у зошиті та заповніть її.

Озон О3

Як мовилося раніше, елемент кисень може утворювати ще одне алотропное видозміна - озон О3. Озон кипить при -111 °, а твердне при -250 °. У газоподібному стані він блакитного кольору, у рідкому – синього. озону у воді набагато вище, ніж кисню: у 100 об'ємах води розчиняється 45 об'ємів озону.

Озон відрізняється від кисню тим, що його молекула складається із трьох, а не двох атомів. У зв'язку з цим молекула кисню набагато стійкіша, ніж молекула озону. Озон легко розпадається за рівнянням:
О3 = О2 + [O]

Виділення атомарного кисню при розпаді озону робить його набагато сильнішим окислювачем, ніж кисень. Озон має запах-свіжості («озон» у перекладі означає «пахучий»). У природі він утворюється під дією тихого електричного розряду та в соснових лісах. Хворим із захворюванням легень рекомендується більше бувати у соснових лісах. Однак тривале перебування в атмосфері, сильно збагаченій озоном, може мати отруйну дію на організм. Отруєння супроводжується запамороченням, нудотою, кровотечею з носа. При хронічних отруєннях можуть виникнути серцеві захворювання.
У лабораторії озон одержують із кисню в озонаторах (рис. 44). У скляну трубку 1, обмотану з дроту 2, пропускають кисень. Всередині трубки проходить дріт 3. Обидва ці дроти: з'єднані з полюсами джерела струму, що створює на зазначених електродах висока напруга. Між електродами відбувається тихий електричний розряд, завдяки чому з кисню утворюється озон.

Рис 44; Озонатор. 1 – скляний балон; 2 – зовнішня обмотка; 3-дрот усередині трубки; 4 - розчин йодиду калію з крохмалем

3О2 = 2О3
Озон є дуже сильним окислювачем. Він значно енергійніший, ніж кисень, вступає в реакції і взагалі набагато активніше кисню. Наприклад, на відміну від кисню, він може витіснити з йодистого водню або йодистих солей:
2KI + О3 + Н2О = 2КОН + I2 + O2

Озона в атмосфері дуже мало (близько однієї мільйонної частки відсотка), але він відіграє істотну роль у поглинанні ультрафіолетових сонячних променів, тому вони потрапляють на землю в меншій кількості і не надають згубної дії на живі організми.
Застосовується озон у невеликій кількості головним чином для кондиціювання повітря, а також хімії.

■ 26. Що таке алотропні видозміни?
27. Чому йодкрохмальний папір синіє під дією озону? Дайте відповідь.
28. Чому молекула кисню значно стійкіша за молекулу озону? Обґрунтуйте свою відповідь із погляду внутрішньомолекулярної структури.

Кисень – найпоширеніший хімічний елемент планети. Його масова частка у земній корі становить 47,3%, об'ємна частка у атмосфері – 20,95%, а масова частка у живих організмах – близько 65%. Що являє собою цей газ, і які фізичні та хімічні властивості кисень має?

Кисень: загальна інформація

Кисень – неметал, що в нормальних умовах не має кольору, смаку та запаху.

Рис. 1. Формула кисню.

Практично у всіх сполуках, крім сполук з фтором та пероксидів, він виявляє постійну валентність II та ступінь окислення -2. Атом кисню не має збуджених станів, тому що на другому зовнішньому рівнінемає вільних орбіталей. Як проста речовина кисень існує у вигляді двох алотропних видозмін – газів кисню O2 та озону O3.

за певних умов кисень може бути в рідкому або твердому стані. вони на відміну газу мають колір: рідкий – світло-блакитного кольору, а твердий кисень має світло-синій відтінок.

Рис. 2. Твердий кисень.

Кисень у промисловості отримують за допомогою зрідження повітря з наступним відділенням азоту за рахунок його випаровування (є різниця в температурах кипіння: -183 градуси для рідкого кисню і -196 градусів для рідкого азоту).

Хімічні властивості взаємодії кисню

Кисень є активним неметалом. Кисень здатний вступати в реакцію з усіма елементами, крім неону, гелію та аргону. зазвичай реакції цього газу з іншими речовинами екзотермічні. Процес окислення, що йде при одночасному виділенні енергії у вигляді тепла та світла, називається горінням. Дуже важливим є використання органічних сполук, зокрема алканів, як паливо, оскільки при вільно-радикальній реакції горіння виділяється велика кількість тепла:

CH 4 +2O 2 = CO 2 +2H 2 O +880 кДж.

З неметалами кисень зазвичай входить у реакцію при нагріванні, утворюючи у своїй оксид. Так, реакція з азотом починається лише при температурі вище 1200 градусів або в електричному розряді:

Кисень також реагує з металами:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (в результаті реакції утворюється сполука – оксид заліза)

у природі існує ще сильніший окислювач, ніж кисень, це озон. Він здатний окислювати золото та платину. У природних умовозон утворюється з кисню повітря під час грозових розрядів, а лабораторії – пропусканням електричного розряду через кисень: 3О 2 = 2О 3 – 285 кДж (ендотермічна реакція)

Рис. 3. Озон.

Найзначніша сполука кисню – вода. Близько 71% земної поверхні займає водяна оболонка. Кутові молекули води полярні, кожна з них утворює чотири водневі зв'язки: два – як донор протонів та дві – як акцептор протонів. Утворюються асоціати (H 2 O)x, де x змінюється від 2 до 5. У водяній парі присутні димери (H 2 O)2, а в конденсованих фазах молекула води може перебувати в тетраедричному оточенні чотирьох інших молекул. якби молекули води були асоційовані, її температура кипіння становила б не 100 градусів, а близько 80 градусів.. Всього отримано оцінок: 104.

Кисень підтримує процеси дихання та горіння. У кисні горять багато неметалів. Наприклад, вугілля горить повітря, взаємодіючи у своїй з киснем. Внаслідок цієї реакції утворюється вуглекислий газ і виділяється теплота. Відомо, що теплота позначається літерою Q. Якщо в результаті реакції теплота виділяється, то в рівнянні пишуть Q, якщо поглинається - то Q.

Теплота, яка виділяється або поглинається в ході хімічної реакції, називається тепловим ефектом хімічної реакції.

Реакції, що протікають із виділенням теплоти, називаються екзотермічними.

Реакції, що протікають із поглинанням теплоти, називаються ендотермічними.

Взаємодія кисню з неметалами

Рівняння реакції горіння вугілля на повітрі:

З 2 = СО 2 Q

Якщо спалити вугілля в посудині з киснем, то в цьому випадку вугілля згорить швидше, ніж на повітрі. Тобто швидкість горіння вугілля в кисні вище, ніж на повітрі.

Сірка теж горить у повітрі, у своїй також виділяється теплота. Отже, реакцію взаємодії сірки з киснем можна назвати екзотермічною. У чистому кисні сірка згоряє швидше, ніж на повітрі.

Рівняння реакції горіння сірки в кисні, якщо утворюється оксид сірки (IV) :

S O 2 = SO 2 Q

Аналогічно можна провести реакцію горіння фосфору на повітрі або в кисні. Ця реакція також є екзотермічною. Її рівняння, якщо в результаті утворюється оксид фосфору (V):

4Р 5О 2 = 2Р 2 Про 5 Q

Взаємодія кисню з металами

У атмосфері кисню можуть горіти деякі метали. Наприклад, залізо згоряє в кисні з утворенням залізної окалини:

3Fe 2O 2 = Fe 3 O 4 Q

А ось мідь не горить у кисні, а окислюється киснем під час нагрівання. При цьому утворюється оксид міді (II):

2Cu O 2 = 2CuO

Взаємодія кисню зі складними речовинами

Кисень здатний реагувати не лише з простими, а й зі складними речовинами.

Природний газ метан згоряє в кисні з утворенням оксиду вуглецю (IV) та води:

CH 4 2O 2 = CO 2 2H 2 O Q

При неповному згорянні метану (в умовах недостатньої кількості кисню) утворюється не вуглекислий, а чадний газ. Чадний газ - отруйна речовина, надзвичайно небезпечна для людини, т.к. людина не відчуває його отруйної дії, а повільно засинає із втратою свідомості.

Реакції простих та складних речовин із киснем називають окисленням. При взаємодії простих і складних речовин із киснем, зазвичай, утворюються складні речовини, які з двох елементів, однією з є кисень. Ці речовини називають оксидами.

1. Збірник завдань та вправ з хімії: 8-й кл.: до навч. П.А. Оржековського та ін. «Хімія. 8 клас»/П.А. Оржековський, Н.А. Тітов, Ф.Ф. Гегелі. - М.: АСТ: Астрель, 2006. (С.70-74)

2. Ушакова О.В. Робочий зошит з хімії: 8 кл.: до підручника П.А. Оржековського та ін. «Хімія. 8 клас»/О.В. Ушакова, П.І. Беспалов, П.А. Оржеківський; під. ред. проф. П.А. Оржековського - М: АСТ: Астрель: Профіздат, 2006. (с.68-70)

3. Хімія. 8 клас. Навч. для загальнообр. установ/П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2012. (§21)

4. Хімія: 8-й клас: навч. для загальнообр. установ/П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§ 28)

5. Хімія: неорган. хімія: навч. для 8кл. загальнообр. учред. /Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвітництво, ВАТ «Московські підручники», 2009. (§ 20)

6. Енциклопедія для дітей. Том 17. Хімія/Голов. ред.В.А. Володін, вед. наук. ред. І. Леєнсон. - М.: Аванта, 2003.