Кислород

Элементы VIА группы

Элементы VIА группы носят название халькогены. Общая электронная формула атомов этих элементов ns²np⁴. Кислород проявляет в соединениях отрицательные степени окисления (-2, реже-1), и только во фториде кислорода +2. Для остальных халькогенов характерны степени окисления +4,+6, а также -2.

По электроотрицательности кислород и сера – неметаллы, а селен, теллур и полоний – амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (селен, теллур) или металлических (полоний) свойств.

Окислительная способность простых веществ от кислорода к полонию уменьшается.

Устойчивость водородных соединений падает в ряду H₂O – H₂S – H₂Se – H₂Te –H₂Po. Восстановительные свойства сероводорода и его аналогов возрастают от H₂S к H₂Po (H₂Te – очень сильный восстановитель).

Водородные соединения серы и ее аналогов при комнатной температуре – газы (в отличие от воды), растворимость их в воде невелика. В водном растворе H₂S, H₂Se, H₂Te – слабые кислоты, кислотность этих соединений возрастает от серы к теллуру.

Кислородсодержащие соединения серы, селена и теллура в степени окисления +4 проявляют в основном восстановительные свойства (понижаются с ростом порядкового номера).

Кислородные соединения серы, селена и теллура в степени окисления +4 – кислотные оксиды SO₃, SeO₃, ТеO₃ и отвечающие им сильные кислоты H₂SO₄, H₂SeO₄ и слабая кислота H₆TeO₆. Они проявляют окислительные свойства, причем самые сильные окислители – соединения селена. Так, концентрированная селеновая кислота (в отличие от серной кислоты) окисляет хлорид-ион и золото:

H₂SeO₄ + 2HCl = H₂SeO₃ + Cl₂ + H₂O

6H₂SeO₄ + 2Au = Au₂(SeO₄)₃ + SeO₂ + 6H₂O

Сера, селен и теллур не реагируют с водой при обычных условиях, но в щелочах подвергаются превращениям:

3Se + 6KOH = K₂SeO₃ + 2K₂Se + 3H₂O

Селен и теллур – редкие элементы, собственных минералов не образуют и содержатся в самородной сере и сульфидных рудах. Полоний – радиоактивный элемент, наиболее долгоживущий изотоп ²⁰⁹Ро имеет период полураспада 102 года.

Электронная формула атома 1s²2s²2p⁴.

Кислород – перевод лат.Oxygenium, от греч. окис (кислый, кислотный) и генес (род, происхождение).

Открыт К.-В. Шееле в 1769-1771 гг. и независимо от него Д.Присли в 1774г.

1.Нахождение в природе.

Самый распространенный элемент в земной коре (55%) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Входит в состав большинства минералов и горных пород (алюмосиликаты, песок, глины, песчаники и др.). Свободный (самородный) кислород находится в воздухе (1,1*10¹⁵т). В атмосфере его 23,1% по массе, 20,94% по объему. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота.

2. Получение.

а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого фоздуха, электролиз воды;

б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ (200-240°С)

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (150-300°С, кат. MnO₂)

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ (400-520°С)

3.Физические свойства.

Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло-голубой, в твердом – синий. Мало растворим в воде (31 мл/1 л воды).

4. Химические свойства.

Обладает высокой электроотрицательностью (3,5), второй после фтора, проявляет типичные неметаллические свойства.

Состоит из неполярных молекул О₂ с σ,π-связью О=О, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде.

При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочности двойной связи в молекулах.

Кислород поддерживает горение многих веществ. Сильный окислитель при высоких температурах, реагирует с большинством неметаллов и металлов:

O₂ + 2H₂ = 2H₂O (550°C, сгорание)

O_{2(воздух)} + N₂ ↔ 2NO (электроразряд)

O_{2(воздух)}+ S = SO₂ (280-360°С)

5O_{2(воздух)} + 4P_{(красный)} = 2P₂O₅ (240-400°С)

O_{2(воздух)} + C = CO₂ (600-700°С)

O_{2(воздух)} + 2C = 2CO (выше 1000°С)

O_{(воздух) 2} + 4Li = 2Li₂O (выше 200°С)

O_{2(воздух)} + 4Al = 2Al₂O₃ (сгорание)

Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа. Особенно активен атомарный кислород (активность выше, чем у озона), обычно получаемый при термическом разложении некоторых веществ:

KNO₃ = KNO₂ + O

Качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.

5.Применение.

Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель ракетного топлива

Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в 1-ю очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.

Дата добавления: 2014-01-05