Що це кисень? Сполуки кисню

Кисень (O) — неметалевий хімічний елемент групи 16 (^ a) періодичної таблиці. Він являє собою безбарвний, без смаку і запаху газ, необхідний для живих організмів — тварин, які перетворюють його на вуглекислий газ, і рослин, які використовують CO₂ в якості джерела вуглецю і повертають O₂ в атмосферу. Кисень утворює сполуки, реагуючи практично з будь-яким іншим елементом, а також витісняє хімічні елементи зі зв’язку один з одним. У багатьох випадках ці процеси супроводжуються виділенням тепла і світла. Найбільш важливим сполуком кисню є вода.

Історія відкриття

У 1772 р. шведський хімік Карл Вільгельм Шееле вперше продемонстрував, що таке кисень, отримавши його шляхом нагрівання нітрату калію, оксиду ртуті, а також багатьох інших речовин. Незалежно від нього в 1774 році англійський хімік Джозеф Пристлі відкрив цей хімічний елемент шляхом термічного розкладання оксиду ртуті і опублікував свої висновки в тому ж році, за три роки до публікації Шееле. У 1775-1780 роках французький хімік Антуан Лавуазьє інтерпретував роль кисню в диханні і горінні, відкинувши теорію флогістона, загальноприйняту в той час. Він відзначив його схильність до утворення кислот при сполуці з різними речовинами і назвав елемент oxygcene, що по-грецьки означає «народжуючий кислоту».

Поширеність

Що таке кисень? Складаючи 46% маси земної кори, він є найпоширенішим її елементом. Кількість кисню в атмосфері становить 21% за обсягом, а за вагою в морській воді його 89%.

У породах елемент поєднується з металами і неметаллами у вигляді оксидів, які є кислотними (наприклад, сірки, вуглецю, алюмінію і фосфору) або основними (солі кальцію, магнію і заліза), і як солеобразні сполуки, які можна розглядати як утворені з кислотних і основних оксидів, таких як сульфати, карбонати, силікати, алюмінати і фосфати. Хоча вони і численні, але ці тверді речовини не можуть служити джерелами кисню, оскільки розрив зв’язку елемента з атомами металу занадто енерговитратний.

Особливості

Якщо температура кисню нижче -183 ° C, то він стає блідо-блакитною рідиною, а при -218 ° С — твердим. Чистий O2 в 1,1 рази важче повітря.

Під час дихання тварини і деякі бактерії споживають кисень з атмосфери і повертають вуглекислий газ, тоді як у процесі фотосинтезу зелені рослини в присутності сонячного світла засвоюють вуглекислий газ і виділяють вільний кисень. Майже весь O₂ в атмосфері вироблений в результаті фотосинтезу.

При 20 ° C приблизно 3 об’ємні частини кисню розчиняються в 100 частинах прісної води, трохи менше — в морській воді. Це необхідно для дихання риб та інших морських мешканців.

Природний кисень являє собою суміш з трьох стабільних ізотопів: ¹⁶O (99,759%), ¹⁷O (0,037%) і ¹⁸O (0,204%). Відомі кілька штучно отриманих радіоактивних ізотопів. Найбільш довгоживучим з них є ¹⁵O (з періодом напіврозпаду 124 с), який використовується для вивчення дихання у ссавців.

Алотропи

Більш ясне уявлення, що таке кисень, дозволяють отримати дві його аллотропні форми, двохатомна (O₂) і триатомна (O₃, озон). Властивості двохатомної форми дозволяють припустити, що шість електронів пов’язують атоми і два залишаються неспарованими, викликаючи парамагнетизм кисню. Три атоми в молекулі озону не розташовані на одній прямій.

Озон може бути отриманий відповідно до рівняння: 3O₂ → 2O₃.

Процес є ендотермічним (потребує витрат енергії); перетворенню озону назад на двохатомний кисень сприяє наявність перехідних металів або їх окислів. Чистий кисень перетворюється на озон під дією тліючого електричного розряду. Реакція також відбувається при поглинанні ультрафіолету з довжиною хвилі близько 250 нм. Виникнення цього процесу у верхніх шарах атмосфери усуває випромінювання, яке могло б завдати шкоди життю на поверхні Землі. Їдкий запах озону присутній в закритих приміщеннях з іскрящим електрообладнанням, таким як генератори. Це газ світло-блакитного кольору. Його щільність в 1,658 рази більше, ніж повітря, і він має температуру кипіння — 112 ° С при атмосферному тиску.

Озон — сильний окислювач, здатний перетворювати діоксид сірки в тріоксид, сульфід в сульфат, йодид в йод (забезпечуючи аналітичний метод його оцінки), а також багато органічних сполук в кисневмісні похідні, такі як альдегіди і кислоти. Перетворення озоном вуглеводнів з автомобільних вихлопних газів на ці кислоти і альдегіди є причиною смогу. У промисловості озон використовується як хімічний реагент, дезінфікуючий засіб, для обробки стічних вод, очищення води і відбілювання тканин.

Методи отримання

Спосіб виробництва кисню залежить від того, яку кількість газу потрібно отримати. Лабораторні методи такі:

1. Термічне розкладання деяких солей, таких як хлорат калію або нітрат калію:

• 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
• 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Розкладання хлората калію каталізується оксидами перехідних металів. Для цього часто використовується діоксид марганцю (піролюзит, MnO₂). Каталізатор знижує температуру, необхідну для виділення кисню, з 400 до 250 ° С.

2. Розкладання оксидів металів під дією температури:

• 2HgO → 2Hg + O₂.
• 2Ag₂O → 4Ag + O₂.

Шееле і Пристлі для отримання цього хімічного елемента використовували сполуки (оксид) кисню і ртуті (II).

3. Термічне розкладання металевих пероксидів або перекису водню:

• 2BaO + O₂ → 2BaO₂.
• 2BaO₂ → 2BaO +O₂.
• BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄.
• 2H₂O₂ → 2H₂O +O

Перші промислові методи виділення кисню з атмосфери або для виробництва перекису водню залежали від утворення пероксиду барію з оксиду.

4. Електроліз води з невеликими домішками солей або кислот, які забезпечують провідність електричного струму:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Промислове виробництво

При необхідності отримати великі обсяги кисню застосовують фракційну перегонку рідкого повітря. З основних компонентів повітря він має найвищу температуру кипіння і, отже, порівняно з азотом і аргоном менш летючий. У процесі використовується охолодження газу при його розширенні. Основні етапи операції наступне:

• повітря фільтрується для видалення твердих частинок;
• волога і вуглекислий газ видаляються шляхом абсорбції в лужі;
• повітря стискається, і теплота стиснення видаляється звичайними процедурами охолодження;
• потім він надходить у зміївик, що знаходиться в камері;
• частина стисненого газу (при тиску близько 200 атм) розширюється в камері, охолоджуючи зміївик;
• розширений газ повертається в компресор і проходить кілька стадій подальшого розширення і стиснення, в результаті чого при температурі -196 ° C повітря стає рідким;
• рідина нагрівається для перегонки перших легких інертних газів, потім азоту, а рідкий кисень залишається. Багаторазове фракціонування виробляє продукт, досить чистий (99,5%) для більшості промислових цілей.

Використання в промисловості

Металургія є найбільшим споживачем чистого кисню для виробництва високовуглецевої сталі: позбутися двоокису вуглецю та інших домішок неметалів так швидше і легше, ніж при використанні повітря.

Очищення стічних вод киснем перспективне для більш ефективної обробки рідких стоків, ніж в інших хімічних процесах. Все більше значення набуває спалювання відходів в закритих системах, що використовують чистий O₂.

Так званий ракетний окислювач є рідким киснем. Чистий O₂ сповзається на підводних човнах і у водолазних дзвонах.

У хімічній промисловості кисень замінив звичайне повітря при виробництві таких речовин, як ацетилен, окис етилену і метанол. Медичні застосування включають використання газу в кисневих камерах, інгаляторах і дитячих інкубаторах. Збагачений киснем газоподібний анестетик забезпечує підтримку життя під час загальної анестезії. Без цього хімічного елемента не зміг би існувати ряд галузей промисловості, що використовують плавильні печі. Ось що таке кисень.

Хімічні властивості та реакції

Великі значення електроотрицьовості та електронного споріднення кисню є типовими для елементів, які виявляють неметалеві властивості. Всі сполуки кисню мають негативний стан окислення. Коли дві орбіталі заповнюються електронами, утворюється іон O^2-. У перекисях (O₂^2-) передбачається, що кожен атом володіє зарядом -1. Ця властивість приймати електрони шляхом повної або часткової передачі і визначає окисляючий агент. Коли такий агент реагує з речовиною-донором електронів, його власний стан окислення знижується. Зміна (зниження) стану окислення кисню від нуля до -2 називається відновленням.

У нормальних умовах елемент утворює двохатомні і триатомні сполуки. Крім того, існують вкрай нестабільні чотириатомні молекули. У двохатомній формі два неспарені електрони розташовані на незв’язувальних орбіталях. Це підтверджується парамагнітною поведінкою газу.

Інтенсивна реакційна здатність озону іноді пояснюється припущенням, що один з трьох атомів знаходиться в «атомарному» стані. У відповідь цей атом дисокує з O₃, залишаючи молекулярний кисень.

Молекула O₂ при нормальних температурах і тисках навколишнього середовища слабо реактивна. Атомарний кисень набагато активніший. Енергія дисоціації (O₂ ^ 2O) значна і становить 117,2 ккал на моль.

З’єднання

З такими неметаллами, як водень, вуглець і сірка, кисень утворює великий діапазон ковалентно пов’язаних сполук, серед яких оксиди неметалів, такі як вода (H₂O), діоксид сірки (SO₂) і двоокис вуглецю (CO₂); органічні сполуки, такі як спирти, альдегіди і карбонові кислоти; загальні кислоти, такі як вугільна (Н₂СО₃), сірчана (H₂SO₄) і азотна (HNO₃); і відповідні солі, такі як сульфат натрію (Na₂SO₄), карбонат натрію (Na₂CO₃) і нітрат натрію (NaNO₃). Кисень присутній у вигляді іона O^2- в кристалічній структурі твердих оксидів металів, таких як сполука (оксид) кисню і кальцію СаО. Металеві супероксиди (KO₂) містять іон O₂^—, тоді як металеві пероксиди (BaO2₎, містять іон O2₂^-. З’єднання кисню переважно мають ступінь окислення — 2.

Основні властивості

Наостанок перелічимо основні властивості кисню:

• Налаштування електронів: 1s²2s²2p⁴.
• Атомний номер: 8.
• Атомна маса: 15,9994.
• Точка кипіння: -183,0 °C.
• Температура плавлення: -218,4 °C.
• Щільність (якщо тиск кисню дорівнює 1 атм при 0 ° C): 1,429 р/л.
• Стану окислення: -1, -2, + 2 (у з «єднаннях з фтором).