Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, с щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li2O, CaO и др., пероксиды типа Na2О2, BaO2 и др. и супероксиды типа КО2, RbО2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.
При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует со взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ.
Обычный атмосферный кислород состоит из смеси трех изотопов: 16О(99,7%), 17О(0,01%), 18О(0,2%). Ввиду того что содержание изотопов 17О и 18О в кислороде небольшое по сравнению с изотопом 16О, атомная масса кислорода принята равной 15,9994 у. е.
В зависимости от природных условий изотопный состав кислорода может изменяться, то обогащаясь тяжелыми изотопами, то обедняясь ими. Так, молекулы воды Н216О переходят в парообразное состояние относительно легче, чем молекулы Н217О и Н218О. Поэтому в состав водяных паров, испаряющихся из моря, входит кислород с относительно меньшим содержанием тяжелых изотопов, чем кислород, остающийся в морской воде.
С помощью атомов тяжелого изотопа кислорода 18О удалось выяснить «происхождение» кислорода, выделяемого растениями в процессе фотосинтеза. Раньше считали, что это кислород, высвобожденный из молекул оксида углерода, а не воды. В настоящее время стало известно, что растения связывают кислород оксида углерода, а в атмосферу возвращают кислород из воды.
Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме некоторых благородных газов (гелия, неона, аргона). Так, с большинством металлов кислород реагирует уже при комнатной температуре, например:
2Na° + О2° = Na2+102-2
Na° -1(ё) Na+1 2 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель
2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2
Zn° -2(ё) Zn+2 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель
С неметаллами кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфором кислород активно реагирует при температуре 60°С:
4Р° + 502° = 2Р2+505-2
P° -5(ё) P+5 2 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 5 окислитель
с серой — при температуре около 250°С:
S° + 02° = S+402-2
S° -4(ё) S+4 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель
с углеродом (в виде графита) — при 700—800°С:
С° + О2° = С+4О2-2
C° -4(ё) C+4 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель
Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:
N2 + О2 2NO - Q.
Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например, с оксидами азота он реагирует уже при комнатной температуре:
2N+2O + О2° = 2N+4О2-2
N+2 -2(ё) N+4 1 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель
Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:
2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2
S-2 -2(ё) S° восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель
или оксид серы (IV)
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.
В приведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессы называются горением.
Аллотропной модификацией кислорода является озон. Молекула его трехатомна — О3. Строение ее можно представить следующей структурной формулой:
О
О
О
Всякое изменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле влечет за собой появление качественно нового вещества с иными свойствами. Озон по своим свойствам отличается от кислорода. В обычных условиях это газ синего цвета, с резким раздражающим запахом. Название его происходит от греческого слова «озейн», что означает запах. Он токсичен. В отличие от кислорода молекула озона характеризуется большой молекулярной массой, поляризуемостью и полярностью. Поэтому озон имеет более высокую температуру кипения (—111,9°С), чем кислород (— 182,9°С), интенсивную окраску и лучшую растворимость в воде.
В естественных условиях озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10—30 км — при действии ультрафиолетовых солнечных лучей. Он задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца. Кроме этого, озон поглощает инфракрасные лучи Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно, аллотропная форма кислорода — озон — играет большую роль в сохранении жизни на Земле.
Образование озона сопровождается выделением атомного кислорода. Это в основном цепные реакции, в которых появление активной частицы (она обозначается обычно знаком *) вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул, например O2. Цепную реакцию образования озона из кислорода можно выразить следующей схемой:
О2 + hv — О2*
*O2 + O2 = O3 + O
О + О2 = О3 ,
или суммарно:
3О2 = 2О3
В технике озон получают при электрических разрядах в озонаторах.
Молекула О3 неустойчива, и при большой концентрации озон распадается с взрывом:
2О2 = 3О2
Окислительная активность озона намного выше, чем у кислорода. Например, уже в обычных условиях озон окисляет такие малоактивные простые вещества, как серебро и ртуть с образованием их оксидов и кислорода:
8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2
Как сильный окислитель, озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекция воздуха. Воздух хвойных лесов считается полезным, так как в нем содержится небольшое количество озона, который образуется при окислении смолы хвойных деревьев.
Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3 (аллотропическая модификация кислорода). Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, чем объясняется специфический запах свежести после грозы.
В лабораториях озон получают пропусканием разряда через кислород (реакция эндотермическая):
302 203 - 284 кДж.
При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется иод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:
2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.
Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся иодом. Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Cl- и Br-
Имеется еще одна модификация кислорода - четырехатомная (О4):
O — O
O — O
Эта модификация образуется при слабом взаимодействии двух молекул кислорода. Содержание четырехатомных молекул в газообразном кислороде в обычных условиях составляет всего лишь 0,1% от общего числа молекул, в жидком и твердом кислороде — до 50%. Существует равновесие:
2О2 — О4
При низких температурах оно смещено вправо, т. е. в сторону образования молекул О4. Структурные изменения молекул вызывают различия в свойствах веществ. Так, жидкий и твердый кислород в отличие от газообразного окрашены в синий цвет.
Кислород при нагревании взаимодействует с водородом с образованием воды. При поджигании смеси обоих газов в объемных пропорциях 2:1 (гремучий газ) реакция протекает со взрывом. Но она может протекать и спокойно, если эту смесь привести в соприкосновение с очень малым количеством мелкораздробленной платины, играющей роль катализатора:
2Н2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кдж/моль
Кислород непосредственно может окислять все металлы. Если металл обладает высокой летучестью, то процесс окисления обычно идет в виде горения. Горение же малолетучих металлов в кислороде может осуществляться при условии высокой летучести образующегося оксида. Эффективность этого процесса зависит от восстановительной активности металла и характеризуется величиной теплоты образования получающегося продукта. Продукты взаимодействия металлов с кислородом (оксиды) могут быть основным, кислотными и амфотерными.
При горении некоторых активных металлов в кислороде иногда образуются не их оксиды, а надпероксиды и пероксиды. Так, при горении калия и рубидия образуются надпероксиды этих металлов:
K + O2 = KO2
Связано это с тем, что молекула кислорода может присоединять или терять электроны с образованием молекулярных ионов типа О2-2, O2- и O2+. Присоединение одного электрона к кислороду вызывает образование надпероксид-иона O2:
О — О + ё = [ О — О ]-
Наличие непарного электрона в ионе О2- обусловливает парамагнетизм надпероксидов.
Присоединяя два электрона, молекула кислорода пре
вращается в пероксид-ион О2-2, в котором атомы связа
ны одной двухэлектронной связью, и поэтому он диамагнитен:
О — О + 2ё = [ О — О ]-2
Например, взаимодействие бария с кислородом идет с образованием пероксида BaO2:
Ва + О2 = ВаО2
VI. Получение кислорода.
Многообразие химических соединений, содержащих кислород, и их доступность позволяют получать кислород различными способами. Все способы получения кислорода можно разделить на две группы: физические и химические. Большинство из них относится к химическим, т. е. в основе получения кислорода лежат те или иные реакции. Например, когда необходим особо чистый кислород, его получают из воды путем разложения ее. Рассмотрим этот способ.
В сосуд, наполненный электролитам (дистиллированная вода, подкисленная серной кислотой), опускают электроды, чаще всего платиновые, и пропускают электрический ток. Положительно заряженные ионы водорода перемещаются к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН- и сульфат-ионы SO42- направляются к положительно заряженному электроду (аноду). На электродах ионы разряжаются. Следует заметить, что разряд ионов Н+ и ОН- происходит намного легче, чем сульфат-ионов SO42- Таким образом, на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород:
4Н+ + 4ё — 2Н2
4ОН- - 4ё — 2Н2О + О2
Выделяющиеся газы собирают в разные сосуды или непосредственно используют.
В условиях школьной лаборатории в качестве электролита удобнее воспользоваться раствором щелочи. Тогда электроды можно изготовить из железной проволоки или листа. В щелочной среде разрядке на катоде подвергаются непосредственно молекулы воды: