Кислород химическая характеристика (стр. 1 из 8)

§8 Элементы VI А группы.

Кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Элементы	O	S	Se	Te	Po
Содержание в земной коре мас,%	47,2	1	6∙10-5	1∙10-6	2∙10-6
Валентная электронная конфигурация	2s22p 4	3s23p4	4s24p4	5s25p4	6s26p4
Атомный радиус,нм	0,073	0,104	0,116	0,135	-
Ионный радиус,нм	0,140	0,174	0,191	0,211	-
Потенциал ионизации,еВ	13,61	10,36	9,75	9,01	8,43
ОЭО	1,47	2,08	2,02	2,00	1,35
Температура пл.0С	-218,8	-112,8	220,5	450,0	250,0
Температура кип.0С	-183,0	44,6	657,0	990,0	-
Плотность,г/м 3	1,13	2,07	4,82	6,25	9,50

Общие сведения элементов VI А группы:

Элементы VI А группы (кроме полония) называются халькогенидами. На внешнем электронном уровня этих элементов находятся шесть валентных электронов (ns²np ⁴),поэтому они в нормальном состоянии проявляют валентность 2, а в возбужденном -4 или 6 (кроме кислорода). Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое, что обуславливает большие энергетические затраты на «распаривание» его электронов, некомпенсируемые энергией образования новых ковалентных связей. Поэтому ковалентность кислорода равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.

Электроотрицательность этих элементов постепенно уменьшается в порядке О-S-Se-Те-Ро. Cтепень окисления от -2,+2,+4,+6 . Увеличивается радиус атома, что ослабляет неметаллические свойства элементов.

Элементы этой подгруппы образуют с водородом соединения вида H₂R (H₂О,H₂S,H₂Se,H₂Те,H₂Ро).Эти соединения растворяясь в воде, образуют кислоты. Кислотные свойства увеличиваются в направлении H₂О→H₂S→H₂Se→H₂Те→H₂Ро. S,Se и Те образуют с кислородом соединения типа RO₂ и RO_3. Из этих оксидов образуются кислоты типа H₂RO₃ и H₂RO_4. С увеличением порядкового номера,силы кислот уменьшаются. Все они имеют окислительные свойства. Кислоты типа H₂RO₃ проявляют и восстановительные свойства.

Кислород

Природные соединения и получения: Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе (21%); в связанном виде входит в состав воды (88,9%), минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Атмосферный воздух представляет собой смесь многих газов, основную часть которой составляют азот и кислород, и небольшое количество благородные газы, углекислый газ и водяные пары. Углекислый газ образуется в природе при горении дерева, угля и других видов топлива, дыхании животных, гниении. В некоторых местах земного шара CO ₂ выделяется в воздух вследствие вулканической деятельности, а также из подземных источников.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: ₈¹⁶О(99,75%),₈¹⁷О(0,04), ₈¹⁸О(0,20). Искусственным путем были также получены изотопы ₈¹⁴О, ₈¹⁵О, ₈¹⁹О.

Кислород был получен впервые в чистом виде К.В.Шееле в 1772 г., а затем в 1774 г. Д.Ю.Пристли, который выделил его из HgO. Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье,подробно изучивший свойства этого газа , установил, что он является основной частью воздуха.

В лаборатории кислород получается следующими методами:

Электролизом воды. Чтобы увеличить электропроводность воды в нее добавляют раствор щелочи (обычно 30%-ый KOH) или сульфаты щелочных металлов:

В общем виде: 2H₂О →2H₂+О₂

На катоде: 4H₂О+4e¯→ 2H₂+4OH¯

На аноде: 4OH−4е→2H₂О+О₂

- Разложением кислородосодержащих соединений:

Термическое разложение Бертолетовой соли под действием катализатора MnO_2.

KClO₃→2KCl+3О₂

Термическое разложение перманганата калия

KMnO₄→K₂MnO₄+MnO₂+О_2.

Термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2KNO₃→2KNO₂+О_2.

Разложением пероксидов:

2H₂О ₂→2H₂О+О_2.

2ВаО₂→2ВаО+О_2.

Термическим разложением оксида ртути (II):

2HgO→2HgO+О_2.

- Взаимодействием пероксидов щелочных металлов с оксидом углерода (IV):

2Na₂О₂+2CO₂→2Na₂CO ₃+О_2.

Термическим разложением хлорной извести в присутствии катализатора - солей кобальта:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl ₂+О_2.

-Окислением пероксида водорода перманганатом калия в кислой среде:

2KMnO₄+H₂SO₄+5H₂О ₂→K₂SO₄ +2Mn SO₄+8H₂О+5О_2.

В промышленности: В настоящее время в промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха . При слабом нагревании жидкого воздуха из него сначала отделяется азот (t_кип(N₂)=-196ºC), затем выделяется кислород (t_кип(О₂)=-183ºС).

Кислород полученный этим способом содержит примеси азота. Поэтому для получения чистого кислорода полученную смесь заново дистиллируют и в конечном итоге получается 99,5% кислород. Кроме того некоторое количество кислорода получают электролизом воды. Электролитом служит 30% раствор KOH.

Кислород обычно хранят в баллонах синего цвета под давлением 15МПа.

Физико-химические свойства: Кислород - газ без цвета , запаха , вкуса , немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде. Кислород при давлении 0,1 МПа и температуре -183ºС переходит в жидкое состояние, при -219ºС замерзает. В жидком и твердом состоянии притягивается магнитом.

Согласно методу валентных связей строение молекулы кислорода, представленное схемой -:Ö::Ö:, не объясняет большую прочность молекулы, имеющей паромагнитные свойства, то есть неспаренные электроны в нормальном состоянии.

В результате связи электронов двух атомов образуется одна общая электронная пара, после этого неспаренный электрон в каждом атоме образует взаимную связь с неразделенной парой другого атома и между ними образуется трех электронная связь. В возбужденном состоянии молекула кислорода проявляет диамагнитные свойства, которым соответствует строение по схеме :Ö=Ö:,

Для заполнения электронного уровня в атоме кислорода не хватает двух электронов. Поэтому кислород в химических реакциях может легко присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Кислород только в соединениях с более электроотрицательным элементом фтором проявляет степень окисления +1 и +2: О₂F ₂,ОF _2.

Кислород - сильный окислитель. Он не взаимодействует только с тяжелыми инертными газами (Kr,Xe,He,Rn), с золотом и платиной. Оксиды этих элементов образуются другими путями. Кислород входит в реакции горения, окисления как с простыми веществами так и со сложными. При взаимодействии неметаллов с кислородом образуются кислотные или соленеобразующие оксиды, а при взаимодействии металлов образуются амфотерные или смешанные оксиды Так, с фосфором кислород реагирует при температуре ~ 60 °С,

4P+5О₂→ 2Р₂О₅

С металлами- оксиды соответствующих металлов

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

при нагревании щелочных металлов в сухом воздухе только литии образует оксид Li₂O, а остальные-пероксиды и супероксиды:

2Na+O₂→Na₂O₂ K+O₂→KO₂

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

При взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O₂ + F₂ = F₂O₂ (в электрическом разряде),

с серой - при температуре около 250 °С:

S + О₂ = SO₂.

С графитом кислород реагирует при 700 °С

С + О₂ = СО₂.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N₂ + О₂

2NО - Q.

Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например, с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре: