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 в 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 доводиться 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 О 2 та озону О 3 .

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 човнахкисень одержують 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 речовинна повітрі – 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 з фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окиснення.

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 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'ясовано.

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.

Питання № 2 Як отримують кисень у лабораторії та в промисловості? Напишіть рівняння відповідних реакцій. Чим відрізняються ці методи друг від друга?

Відповідь:

У лабораторії кисень можна одержати такими способами:

1) Розкладання перекису водню у присутності каталізатора (оксиду марганцю

2) Розкладання бертолетової солі (хлорату калію):

3) Розкладання перманганату калію:

У промисловості кисень одержують із повітря, в якому його міститься близько 20% за обсягом. Повітря зріджують під тиском та при сильному охолодженні. Кисень та азот (другий основний компонент повітря) мають різні температури кипіння. Тому їх можна розділити перегонкою: азот має нижчу температуру кипіння, ніж кисень, тому азот випаровується раніше за кисень.

Відмінності промислових та лабораторних способів отримання кисню:

1) Усі лабораторні способи отримання кисню хімічні, тобто у своїй відбувається перетворення одних речовин на інші. Процес отримання кисню з повітря - фізичний процес, оскільки перетворення одних речовин на інші не відбувається.

2) З повітря кисню можна одержувати у значно більших кількостях.

>> Отримання кисню

Отримання кисню

У цьому параграфі йдеться:

> про відкриття кисню;
> про отримання кисню у промисловості та лабораторії;
> про реакції розкладання.

Відкриття кисню.

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 KMnO 4 (побутова назва марганцівка); речовинає поширеним дезінфікуючим засобом)

Калій хлорат KClO 3 (тривіальна назва - бертолетова сіль, на честь французького хіміка кінця XVIII - початку XIXв. К.-Л. Бертолі)

Невелика кількість каталізатора - манган (IV) оксиду MnO 2 - додають калій хлорату для того, щоб розкладання з'єднання відбувалося з виділенням кисню 1 .

Лабораторний досвід №8

Отримання кисню розкладанням гідроген пероксиду H 2 O 2

Налийте в пробірку 2 мл розчину гідроген пероксиду (традиційна назва цієї речовини – перекис водню). Запаліть довгу лучинку і погасіть її (як ви це робите зі сірником), щоб вона ледве тліла.
Насипте в пробірку з розчином оксиду гідроген трохи каталізатора - чорного порошку манган (IV) оксиду. Спостерігайте бурхливе виділення газу. За допомогою тліючої скіпки переконайтеся в тому, що цей газ - кисень.

Складіть рівняння реакції розкладання гідрогену пероксиду, яким продуктом реакції є вода.

У лабораторії кисень можна отримати розкладанням натрій нітрату NaNO 3 або калій нітрату KNO 3 2 . З'єднання при нагріванні спочатку плавляться, а потім розкладаються:

1 При нагріванні з'єднання без каталізатора відбувається інша реакція

2 Ці речовини використовують як добрива. Їхня загальна назва - селітри.

Схема 7. Лабораторні методи одержання кисню

Перетворіть схеми реакцій на хімічні рівняння.

Відомості про те, як отримують кисень у лабораторії, зібрані у схемі 7.

Кисень разом із воднем є продуктами розкладання води під дією електричного струму:

У природі кисень утворюється внаслідок фотосинтезу в зеленому листі рослин. Спрощена схема цього процесу така:

Висновки

Кисень було відкрито наприкінці XVIII в. декількома вченими .

Кисень одержують у промисловості з повітря, а в лабораторії - за допомогою реакцій розкладання деяких оксигенсодержащих сполук. Під час реакції розкладання з однієї речовини утворюються дві або більше речовин.

129. Як отримують кисень у промисловості? Чому для цього не використовують калій перманганат чи гідроген пероксид?

130. Які реакції називають реакціями розкладання?

131. Перетворіть на хімічні рівняння такі схеми реакцій:

132. Що таке каталізатор? Як він може впливати на перебіг хімічних реакцій? (Для відповіді використовуйте також матеріал § 15.)

133. На малюнку 55 зображено момент розкладання білого твердої речовинищо має формулу Cd(NO3)2. Уважно розгляньте малюнок та опишіть все, що відбувається під час реакції. Чому спалахує тліюча лучинка? Складіть відповідне хімічне рівняння.

134. Масова частка Оксигену у залишку після нагрівання калій нітрату KNO 3 становила 40 %. Чи повністю розклалося це з'єднання?

Рис. 55. Розкладання речовини під час нагрівання

Попель П. П., Крикля Л. С., Хімія: Підруч. для 7 кл. загальноосвіт. навч. закл. – К.: ВЦ «Академія», 2008. – 136 с.: іл.

Зміст уроку конспект уроку та опорний каркас презентація уроку інтерактивні технологіїакселеративні методи навчання Практика тести, тестування онлайн завдання та вправи домашні завдання практикуми та тренінги питання для дискусій у класі Ілюстрації відео- та аудіоматеріали фотографії, картинки графіки, таблиці, схеми комікси, притчі, приказки, кросворди, анекдоти, приколи, цитати Доповнення шпаргалки фішки для допитливих статті (МАН) література основна та додаткова словник термінів Удосконалення підручників та уроків виправлення помилок у підручнику заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів календарні планинавчальні програми методичні рекомендації

У атмосферному повітрі кисень займає 21%. Більшість його знаходиться в земної кори, прісної водита живих мікроорганізмах. Він застосовується у багатьох сферах промисловості та задіюється для господарських та медичних потреб. Затребуваність речовини обумовлена ​​хімічними та фізичними особливостями.

Як видобувають кисень у промисловості. 3 методи

Виробництво кисню у промисловості здійснюється з допомогою розподілу атмосферного повітря. Для цього задіяні такі методи:

Виробництво кисню у промислових масштабах несе у собі високу значимість. До вибору технології та відповідного обладнання потрібно приділити підвищене виймання. Допущені помилки можуть негативно позначитися на технологічному процесі та спричинити забій збільшення витрат.

Технічні особливості обладнання для отримання кисню у промисловості

Налагодити процес отримання кисню у газоподібному стані допомагають генератори промислового типу «ОКСИМАТ». Їх технічні характеристикита конструктивні особливості спрямовані на отримання даної речовини у промисловості необхідної чистоти та необхідної кількості протягом доби (без перерви). Слід врахувати, що працювати обладнання може у будь-якому режимі як із зупинками, так і без них. Агрегат працює під тиском. На вході має бути осушене повітря в стислому стані очищене від вологи. Передбачаються моделі малої, середньої та великої продуктивності.

В уроці 17 « Отримання кисню» з курсу « Хімія для чайників» з'ясуємо, як отримують кисень у лабораторних умовах; дізнаємося, що таке каталізатор, і як рослини впливають виробництво кисню на планеті.

Найбільш важливою для людини та інших живих організмів речовиною, що входить до складу повітря, є кисень. Великі кількостікисню використовуються у промисловості, тому важливо знати, як можна його отримувати.

У хімічній лабораторії кисень можна одержувати нагріванням деяких складних речовин, до складу яких входять атоми кисню. До таких речовин належить речовина KMnO 4 , яка є у вашій домашній аптечці під назвою «марганцівка».

Ви знайомі із найпростішими приладами для отримання газів. Якщо один з таких приладів помістити трохи порошку KMnO 4 і нагріти, то виділятиметься кисень (рис. 76):

Кисень можна також отримати розкладанням пероксиду водню H2O2. Для цього до пробірки з H 2 O 2 слід додати дуже невелику кількість особливої ​​речовини - каталізатора- та закрити пробірку пробкою з газовідвідною трубкою (рис. 77).

Для даної реакції каталізатором є речовина формула якого MnO 2 . При цьому протікає наступна хімічна реакція:

Ні в лівій, ні в правій частинахрівняння формули каталізатора немає. Його формулу прийнято записувати у рівнянні реакції над знаком рівності. Навіщо ж додається каталізатор? Процес розкладання H 2 O 2 за кімнатних умов протікає дуже повільно. Тож отримання помітних кількостей кисню необхідно багато часу. Однак, цю реакцію можна різко прискорити шляхом додавання каталізатора.

Каталізатор- це речовина, яка прискорює хімічну реакцію, але сама в ній не витрачається.

Саме тому, що каталізатор не витрачається в реакції, ми не записуємо його формулу в жодній частині рівняння реакції.

Ще один спосіб отримання кисню – розкладання води під дією постійного електричного струму. Цей процес називається електролізомводи. Отримати кисень можна у приладі, схематично зображеному малюнку 78.

При цьому протікає наступна хімічна реакція:

Кисень у природі

Величезна кількість газоподібного кисню міститься в атмосфері, розчинена у водах морів та океанів. Кисень необхідний для всіх живих організмів для дихання. Без кисню неможливо було б отримувати енергію за рахунок спалювання різних видівпалива. Ці потреби щорічно витрачається приблизно 2% атмосферного кисню.

Звідки береться кисень на Землі і чому його кількість залишається приблизно постійною, незважаючи на таку витрату? Єдиним джерелом кисню на планеті є зелені рослини, які виробляють його під дією сонячного світлау процесі фотосинтезу. Це дуже складний процес, що включає багато стадій. В результаті фотосинтезу в зелених частинах рослин вуглекислий газ і вода перетворюються на глюкозу C 6 H 12 O 6 і кисень. Сумарне
рівняння реакцій, що протікають у процесі фотосинтезу, можна наступним чином:

Встановлено, що приблизно одну десяту частину (11%) кисню, що виробляється зеленими рослинами, дають наземні рослини, а решта дев'яти десятих (89%) - водні рослини.

Отримання кисню та азоту з повітря

Величезні запаси кисню в атмосфері дозволяють отримувати та використовувати його у різних виробництвах. У промислових умовах кисень, азот та деякі інші гази (аргон, неон) одержують з повітря.

Для цього повітря спочатку перетворюють на рідину (рис. 79) шляхом охолодження до такої низької температури, при якій всі його компоненти переходять у рідкий агрегатний стан.

Потім цю рідину повільно нагрівають, внаслідок чого при різних температурах відбувається послідовне википання (тобто перехід у газоподібний стан) речовин, що містяться у повітрі. Збираючи гази, що википають при різних температурах, окремо отримують азот, кисень та інші речовини.

Короткі висновки уроку:

1. У лабораторних умовах кисень одержують розкладанням деяких складних речовин, до складу яких входять атоми кисню.
2. Каталізатор - речовина, яка прискорює перебіг хімічної реакції, але сама при цьому не витрачається.
3. Джерелом кисню на планеті є зелені рослини, у яких протікає процес фотосинтезу.
4. У промисловості кисень одержують із повітря.

Сподіваюся урок 17 « Отримання кисню» був зрозумілим та пізнавальним. Якщо у вас виникли запитання, пишіть їх у коментарі.