Невичерпним джерелом кисню є повітря. Щоб отримати з нього кисень, слід відокремити газ від азоту та інших газів. На такій ідеї ґрунтується промисловий метод отримання кисню. Його реалізують, використовуючи спеціальну, досить громіздку апаратуру. Спочатку повітря сильно охолоджують до перетворення його на рідину. Потім температуру зрідженого повітря поступово підвищують. Першим починає виділятися газ азот (температура кипіння рідкого азоту становить -196 °С), а рідина збагачується киснем.

Отримання кисню у лабораторії. Лабораторні методи одержання кисню засновані на хімічних реакціях.

Дж. Прістлі отримував цей газ із сполуки, назва якої - меркурій(II) оксид. Вчений використовував скляну лінзу, за допомогою якої фокусувало на речовині сонячне світло.

У сучасному виконанні цей досвід зображено на малюнку 54. При нагріванні меркурій(||) оксид (порошок) жовтого кольору) перетворюється на ртуть і кисень. Ртуть виділяється в газоподібному стані та конденсується на стінках пробірки у вигляді сріблястих крапель. Кисень збирається над водою у другій пробірці.

Зараз метод Прістлі не використовують, оскільки пари ртуті токсичні. Кисень одержують за допомогою інших реакцій, подібних до розглянутої. Вони зазвичай відбуваються при нагріванні.

Реакції, у яких з однієї речовини утворюються кілька інших, називають реакціями розкладання.

Для отримання кисню в лабораторії використовують такі оксигеновмісні сполуки:

Калій перманганат KMnO4 (побутова назва марганцівка; речовина є поширеним дезінфікуючим засобом)

Калій хлорат KClO3 (тривіальна назва – бертолетова сіль, на честь французького хіміка кінця XVIII – початку XIX ст. К.-Л. Бертолле)

Невелика кількість каталізатора - манган (IV) оксиду MnO2 - додають калій хлорату для того, щоб розкладання з'єднання відбувалося з виділенням кисню1.

Будова молекул гідридів халькогенів Н2Еможна проаналізувати з допомогою методу молекулярних орбіталей (МО). Як приклад розглянемо схему молекулярних орбіталей молекули води (рис.3)

Для побудови (Докладніше див. Г. Грей "Електрони та хімічний зв'язок",М., вид-во "Світ", 1967, с.155-62 і G. L.Miessier, D. A.Tarr, "Inorganic Chemistry", Prantice Hall Int. Inc ., 1991, p.153-57) схеми МО молекули Н2О сумісний початок координат з атомом кисню, а атоми водню розташуємо в площині xz (рис.3). Перекривання 2s- та 2p-АТ кисню з 1s-АТ водню показано на рис.4. У формуванні МО беруть участь АТ водню та кисню, що мають однакову симетрію та близькі енергії. Однак вклад АТ у освіту МО різний, що відбивається у різних величинах коефіцієнтів у відповідних лінійних комбінаціях АТ. Взаємодія (перекривання) 1s-АТ водню, 2s - і 2рz-АТ кисню призводить до утворення 2a1-зв'язувальної та 4a1-розпушує МО.

План:

Історія відкриття

Походження назви

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування

10. Ізотопи

Кисень

Кисень- елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою VI групи), другого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 8. Позначається символом O(лат. Oxygenium). Кисень – хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень(CAS-номер: 7782-44-7) за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O 2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло- блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Існують і інші алотропні форми кисню, наприклад, озон (CAS-номер: 10028-15-6) - при нормальних умовахгаз блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається із трьох атомів кисню (формула O 3).

Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну з складових частинповітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься в багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (1771 року) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хіміка П'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід зі спалювання різних речовинта спростував теорію флогістону, опублікувавши результати за вагою спалених елементів. Вага золи перевищувала початкову вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовини збільшується, що спростовує теорію флогістону.

Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє.

Походження назви

Слово кисень (іменувався в початку XIXстоліття ще «кислотвором») своєю появою в російській мові певною мірою зобов'язане М. В. Ломоносову, який увів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміна «оксиген» (фр. oxygène), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ὀξύς - «кислий» і γεννάω - «народжую»), який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його - «кислота», що раніше мали на увазі речовини, які називаються за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами.

Знаходження у природі

Кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів) припадає близько 47,4 % маси твердої земної кори. Морські та прісні водимістять велику кількість пов'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% за обсягом та 23,12% за масою. Понад 1500 сполук земної кори у складі містять кисень.

Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і є присутнім у всіх живих клітинах. За кількістю атомів у живих клітинах він становить близько 25 %, за масовою часткою – близько 65 %.

Отримання

Нині у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом отримання кисню є кріогенна ректифікація. Також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології.

У лабораторіях користуються киснем промислового виробництва, що постачається у сталевих балонах під тиском близько 15 МПа.

Невеликі кількості кисню можна отримати нагріванням перманганату калію KMnO 4:

Використовують також реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н 2 Про 2 у присутності оксиду марганцю(IV):

Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію (бертолетової солі) KClO 3:

До лабораторних способів одержання кисню відноситься метод електролізу водних розчинів лугів, а також розкладання оксиду ртуті(II) (при t = 100 °C):

на підводних човнахзазвичай виходить реакцією пероксиду натрію і вуглекислого газу, що видихається людиною:

Фізичні властивості

У світовому океані вміст розчиненого O 2 більше холодній воді, а менше – у теплій.

За нормальних умов кисень - це газ без кольору, смаку та запаху.

1 л його має масу 1,429 р. Трохи важче за повітря. Слабо розчиняється у воді (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) та спирті (2,78 мл/100 г при 25 °C). Добре розчиняється у розплавленому сріблі (22 об'єми O 2 в 1 об'ємі Ag при 961 °C). Міжтимна відстань - 0,12074 нм. Є парамагнетиком.

При нагріванні газоподібного кисню відбувається його оборотна дисоціація на атоми: при 2000 °C – 0,03 %, при 2600 °C – 1 %, 4000 °C – 59 %, 6000 °C – 99,5 %.

Рідкий кисень (температура кипіння -182,98 ° C) - це блідо-блакитна рідина.

Фазова діаграма O 2

Твердий кисень (температура плавлення -218,35 ° C) - сині кристали. Відомі 6 кристалічних фаз, з яких три існують при тиску в 1 атм.

α-О 2 - існує при температурі нижче 23,65 К; яскраво-сині кристали відносяться до моноклінної сингонії, параметри осередку a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-О 2 - існує в інтервалі температур від 23,65 до 43,65 К; блідо-сині кристали (у разі підвищення тиску колір перетворюється на рожевий) мають ромбоэдрическую решітку, параметри осередку a=4,21 Å,α=46,25°.

γ-О 2 - існує при температурах від 43,65 до 54,21 К; блідо-сині кристали мають кубічну симетрію, період ґрат a=6,83 Å.

Ще три фази утворюються при високих тисках:

δ-О 2 інтервал температур 20-240 До і тиск 6-8 ГПа, оранжеві кристали;

ε-О 4 тиск від 10 до 96 ГПа, колір кристалів від темно-червоного до чорного, моноклінна сингонія;

ζ-О n тиск більше 96 ГПа, металевий стан з характерним металевим блиском, при низьких температурах переходить у надпровідний стан.

Хімічні властивості

Сильний окислювач взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Ступінь окиснення −2. Як правило, реакція окислення протікає з виділенням тепла та прискорюється при підвищенні температури (див. "Горіння"). Приклад реакцій, що протікають при кімнатній температурі:

Окислює сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окиснення:

Окислює більшість органічних сполук:

За певних умов можна провести м'яке окиснення органічної сполуки:

Кисень реагує безпосередньо (за нормальних умов, при нагріванні та/або у присутності каталізаторів) з усіма простими речовинами, крім Au та інертних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакції з галогенами відбуваються під впливом електричного розряду чи ультрафіолету. Непрямим шляхом отримано оксиди золота та важких інертних газів (Xe, Rn). У всіх двоелементних сполуках кисню з іншими елементами кисень відіграє роль окислювача, крім сполук з фтором

Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення атома кисню, що формально дорівнює −1.

Наприклад, пероксиди виходять при згоранні лужних металіву кисні:

Деякі оксиди поглинають кисень:

За теорією горіння, розробленою А. Н. Бахом і К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я льодом, що горить водню, поряд з водою, утворюється пероксид водню:

У надпероксидах кисень формально має ступінь окислення −½, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O − 2). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищеному тиску і температурі:

Калій K, рубідій Rb та цезій Cs реагують з киснем з утворенням надпероксидів:

В іоні діоксигенілу O 2 + кисень має формально ступінь окислення + ½. Отримують за реакцією:

Фториди кисню

Дифторид кисню, OF 2 ступінь окислення кисню +2, одержують пропусканням фтору через розчин лугу:

Монофторид кисню (Діоксидифторид), O 2 F 2 нестабільний, ступінь окислення кисню +1. Одержують із суміші фтору з киснем у розряді, що тліє, при температурі −196 °C:

Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем при певних тиску і температурі, отримують суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2 О 4 F 2 О 5 F 2 і О 6 F 2 .

Квантовомеханічні розрахунки передбачають стійке існування іона трифторгідроксонію OF 3+. Якщо цей іон дійсно існує, то ступінь окислення кисню в ньому дорівнюватиме +4.

Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття.

У вільному вигляді елемент існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 та O 3 (озон). Як встановили в 1899 П'єр Кюрі і Марія Склодовська-Кюрі, під впливом іонізуючого випромінювання O 2 переходить в O 3 .

Застосування

Широке промислове застосування кисню почалося в середині XX століття, після винаходу турбодетандерів - пристроїв для зрідження та поділу рідкого повітря.

Уметалургії

Конвертерний спосіб виробництва сталі або переробки штейнів пов'язаний із застосуванням кисню. У багатьох металургійних агрегатах для ефективнішого спалювання палива замість повітря в пальниках використовують киснево-повітряну суміш.

Зварювання та різання металів

Кисень у балонах блакитного кольору широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.

Ракетне паливо

Як окислювач для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислота та інші багаті киснем сполуки. Суміш рідкого кисню та рідкого озону - один із найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень - озон перевищує питомий імпульс для пари водень-фтор та водень-фторид кисню).

Умедицині

Медичний кисень зберігається в металевих газових балонах високого тиску (для стиснутих або зріджених газів) блакитного кольору різної ємності від 1,2 до 10,0 літрів під тиском до 15 МПа (150 атм) і використовується для збагачення дихальних газових сумішей у наркозному апараті порушення дихання, для усунення нападу бронхіальної астми, усунення гіпоксії будь-якого генезу, при декомпресійній хворобі, для лікування патології шлунково-кишкового тракту у вигляді кисневих коктейлів. Для індивідуального застосування медичним киснем із балонів заповнюють спеціальні прогумовані ємності – кисневі подушки. Для подачі кисню або киснево-повітряної суміші одночасно одному або двом постраждалим у польових умовах або в умовах стаціонару застосовуються кисневі інгалятори різних моделей та модифікацій. Перевагою кисневого інгалятора є наявність конденсатора-зволожувача газової суміші, що використовує вологу повітря, що видихається. Для розрахунку кількості кисню в літрах, що залишився в балоні, зазвичай величину тиску в балоні в атмосферах (за манометром редуктора) множать на величину ємності балона в літрах. Наприклад, у балоні місткістю 2 літри манометр показує тиск кисню 100 атм. Об'єм кисню в цьому випадку дорівнює 100×2 = 200 літрів.

Ухарчової промисловості

У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчова добавка E948, як пропелент і пакувальний газ.

Ухімічної промисловості

У хімічній промисловості кисень використовують як реактив-окислювач у численних синтезах, наприклад, - окислення вуглеводнів у кисневмісних сполук (спирти, альдегіди, кислоти), аміаку в оксиди азоту у виробництві азотної кислоти. Внаслідок високих температур, що розвиваються під час окислення, останні часто проводять у режимі горіння.

Усільському господарстві

У тепличному господарстві, для виготовлення кисневих коктейлів, для збільшення у вазі у тварин, для збагачення киснем водного середовища в рибництві.

Біологічна роль кисню

Аварійний запас кисню у бомбосховищі

Більшість живих істот (аероби) дихають киснем повітря. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для поліпшення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної водизастосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15 O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.

Токсичні похідні кисню

Деякі похідні кисню (т.з. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, пероксид водню, супероксид, озон та гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), пероксид водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.

Ізотопи

Кисень має три стійкі ізотопи: 16 О, 17 О і 18 О, середній вміст яких становить відповідно 99,759 %, 0,037 % і 0,204 % від загальної кількостіатомів кисню Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найлегшого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро ​​атома 16 Про складається з 8 протонів і 8 нейтронів (двічі магічне ядро ​​із заповненими нейтронною та протонною оболонками). А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, мають особливу стійкість.

Також відомі радіоактивні ізотопи кисню з масовими числами від 12 О до 24 О. Всі радіоактивні ізотопи кисню мають малий період напіврозпаду, найбільш довгоживучий з них 15 O з періодом напіврозпаду ~120 с. Найбільш короткоживучий ізотоп 12 O має період напіврозпаду 5,8 · 10 -22 с.

Чотири елементи-«халькогени» (тобто «які породжують мідь») очолюють головну підгрупу VI групи (за новою класифікацією - 16-ю групу) періодичної системи. Крім сірки, телуру та селену до них також відноситься кисень. Давайте докладно розберемо властивості цього найпоширенішого на Землі елемента, а також застосування та отримання кисню.

Поширеність елемента

У пов'язаному виглядікисень входить у хімічний складводи - його відсоткове співвідношення становить близько 89%, а також до складу клітин всіх живих істот - рослин та тварин.

У повітрі кисень знаходиться у вільному стані у вигляді О2, займаючи п'яту частину його складу, та у вигляді озону - О3.

Фізичні властивості

Кисень О2 є газом, який не має кольору, смаку і запаху. У воді розчиняється слабо. Температура кипіння - 183 градуси нижче за нуль за Цельсієм. У рідкому вигляді кисень має блакитний колір, а у твердому вигляді утворює сині кристали. Температура плавлення кисневих кристалів становить 218,7 градуса нижче за нуль за Цельсієм.

Хімічні властивості

При нагріванні цей елемент реагує з багатьма простими речовинами як металами, так і неметалами, утворюючи при цьому так звані оксиди - з'єднання елементів з киснем. яку елементи вступають з киснем, називається окисленням.

Наприклад,

4Na + О2 = 2Na2O

2. Через розкладання перекису водню при нагріванні її у присутності оксиду марганцю, що у ролі каталізатора.

3. Через розкладання перманганату калію.

Отримання кисню у промисловості проводиться такими способами:

1. Для технічних цілей кисень одержують із повітря, у якому звичайне його зміст становить близько 20%, тобто. п'яту частину. Для цього повітря спочатку спалюють, отримуючи суміш із вмістом рідкого кисню близько 54%, рідкого азоту – 44% та рідкого аргону – 2%. Потім ці гази поділяють за допомогою процесу перегонки, використовуючи порівняно невеликий інтервал між температурами кипіння рідкого кисню та рідкого азоту - мінус 183 та мінус 198,5 градуса відповідно. Виходить, що азот випаровується раніше, ніж кисень.

Сучасна апаратура забезпечує отримання кисню будь-якого ступеня чистоти. Азот, який виходить при поділі рідкого повітря, використовується як сировина при синтезі його похідних.

2. також дає кисень дуже чистого ступеня. Цей спосіб набув поширення в країнах з багатими ресурсами та дешевою електроенергією.

Застосування кисню

Кисень є основним за значенням елементом у життєдіяльності всієї нашої планети. Цей газ, який міститься в атмосфері, витрачається у процесі тваринами та людьми.

Отримання кисню дуже важливе для таких сфер діяльності людини, як медицина, зварювання та різання металів, вибухові роботи, авіація (для дихання людей і для роботи двигунів), металургія.

В процесі господарської діяльностілюдини кисень витрачається на великих кількостях- наприклад, при спалюванні різних видівпалива: природного газу, метану, вугілля, деревини. При цьому природа передбачила процес природного зв'язування даної сполуки за допомогою фотосинтезу, який проходить у зелених рослинах під дією сонячного світла. Внаслідок цього процесу утворюється глюкоза, яку рослина потім витрачає для будівництва своїх тканин.

При різанні металу здійснюється високотемпературним газовим полум'ям, одержуваним при спалюванні пального газу або парів рідини в суміші з технічно чистим киснем.

Кисень є найпоширенішим елементом на землі, що зустрічаються у вигляді хімічних сполукз різними речовинами: у землі - до 50% за масою, у поєднанні з воднем у воді - близько 86% за масою та у повітрі - до 21% за обсягом і 23% за масою.

Кисень за нормальних умов (температура 20°С, тиск 0,1 МПа) - це безбарвний, негорючий газ, трохи важчий за повітря, що не має запаху, але активно підтримує горіння. При нормальному атмосферному тиску та температурі 0°С маса 1 м 3 кисню дорівнює 1,43 кг, а при температурі 20°С та нормальному атмосферному тиску - 1,33 кг.

Кисень має високу хімічну активність, утворюючи з'єднання з усіма хімічними елементамикрім (аргону, гелію, ксенону, криптону і неону). Реакції сполуки з киснем протікають із великої кількості теплоти, т. е. носять екзотермічний характер.

При дотику стиснутого газоподібного кисню з органічними речовинами, маслами, жирами, вугільним пилом, горючими пластмасами може статися їх самозаймання в результаті виділення теплоти при швидкому стисканні кисню, терті та ударі твердих частинок металу, а також електростатичного іскрового розряду. Тому при використанні кисню необхідно ретельно стежити за тим, щоб він не знаходився в контакті з легкозаймистими та горючими речовинами.

Усю кисневу апаратуру, киснепроводи та балони необхідно ретельно знежирювати.здатний утворювати в широких межах вибухові суміші з горючими газами або парами рідких горючих, що може призвести до вибухів за наявності відкритого вогню або навіть іскри.

Зазначені особливості кисню слід завжди мати на увазі при використанні його в процесах газополум'яної обробки.

Атмосферне повітря в основному є механічною сумішшю трьох газів при наступному їх об'ємному вмісті: азоту - 78,08%, кисню - 20,95%, аргону-0,94%, решта - вуглекислий газ, закис азоту та ін. Кисень одержують поділом повітряна кисень і методом глибокого охолодження (скраплення), попутно йде відділення аргону, застосування якого при безперервно зростає. Азот застосовують як захисний газ при зварюванні міді.

Кисень можна отримувати хімічним способом чи електролізом води. Хімічні методималопродуктивні та неекономічні. При електролізі водикисень постійним струмом отримують як побічний продукт при виробництві чистого водню.

У промисловості кисень отримуютьз атмосферного повітря методом глибокого охолодження та ректифікації. В установках для отримання кисню та азоту з повітря останній очищають від шкідливих домішок, стискають у компресорі до відповідного тиску холодильного циклу 0,6-20 МПа та охолоджують у теплообмінниках до температури зрідження, різниця в температурах зрідження кисню та азоту становить 13°С достатньо їхнього повного поділу в рідкій фазі.

Рідкий чистий кисень накопичується в повітророзділювальному апараті, випаровується і збирається в газгольдері, звідки його компресором накачують у балони під тиском до 20 МПа.

Технічний кисень транспортують також трубопроводом. Тиск кисню, що транспортується трубопроводом, повинен бути узгоджений між виробником і споживачем. До місця кисень доставляється в кисневих балонах, і в рідкому вигляді – у спеціальних судинах із гарною теплоізоляцією.

Для перетворення рідкого кисню на газ використовують газифікатори або насоси з випарниками для рідкого кисню. При нормальному атмосферному тиску та температурі 20°С 1 дм 3 рідкого кисню при випаровуванні дає 860 дм 3 газоподібного. Тому доставляти кисень до місця зварювання доцільно в рідкому стані, так як при цьому в 10 разів зменшується маса тари, що дозволяє заощаджувати метал на виготовлення балонів, зменшувати витрати на транспортування та зберігання балонів.

Для зварювання та різання-78 технічний кисень випускається трьох сортів:

• 1-й – чистотою не менше 99,7%
• 2-й – не менше 99,5%
• 3-й – не менше 99,2% за обсягом

Чистота кисню має велике значеннядля кисневого різання. Чим менше міститься в ньому газових домішок, тим вища швидкість різу, чистіша і менша витрата кисню.

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, 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 у збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, що дорівнює II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у сполуках заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступені окислення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку припадає трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 Про, 17 Про і 18 Про (переважає 16 Про). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О2 і озону О3.

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимоволі перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O2 блакитного, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Отримання кисню

1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

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

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

на космічних корабляхі підводних човнах кисень отримують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

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

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль Про 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин повітря – це окислювально-відновний процес, у якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Гарні окисні властивостікисню можна легко пояснити будовою його зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро ​​сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4знаходиться 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому у переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню із фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окислення.

Отже, кисень – другий за силою окислювач серед усіх елементів періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують усі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень – окислювач.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 , а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

S + O 2 → SO 2

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигенілу O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - у розчині Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань поки що не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря для відбілювання тканин.