Кислород, аллотропия, нахождение в природе и способы получения, химические свойства

    Высокая  окислительная способность кислорода  лежит в основе горения всех  видов топлива. Он участвует  и в процессах медленного окисления  различных веществ при обычной температуре. Эти процессы не менее важны, чем реакция горения. Так, медленное окисление пищи в нашем организме является источником энергии, за счет которой живет организм. Кислород для этой цели доставляется гемоглобином крови, который способен образовать с ним непрочное соединение уже при комнатной температуре. Окисленный гемоглобин оксигемоглобин доставляет во все ткани и клетки организма кислород, который окисляет белки, жиры и углеводы (составные части пиши), образуя при этом углекислый газ и воду и освобождая энергию, необходимую для деятельности организма.

     Исключительно  важная роль кислорода в процессе  дыхания человека и животных. Растения так же поглощают  атмосферный кислород. Но если  в темноте только процесс поглощения  растениями кислорода, то на  свету протекает еще один противоположный  ему процесс – фотосинтез, в  результате которого растения  поглощают углекислый газ и  выделяют кислород. Так как процесс  фотосинтеза идет более интенсивно, то в итоге на свету растения  выделяют гораздо больше кислорода, чем поглощают его при дыхании. Таким образом, содержание свободного кислорода Земли сохраняется благодаря жизнедеятельности зеленых растений.  

          В настоящее время кислород  в промышленности  получают за  счет разделения воздуха при  низких температурах. Сначала воздух  сжимают компрессором, при этом  воздух разогревается. Сжатому  газу дают охладиться до комнатной  температуры, а затем обеспечивают  его свободное расширение. При  расширении температура газа  резко понижается. Охлажденный воздух, температура которого на несколько  десятков градусов ниже температуры  окружающей среды, вновь подвергают  сжатию до 10-15 Мпа. Затем снова  отбирают выделившуюся теплоту. Через несколько циклов «сжатие—расширение» температура падает ниже температуры кипения и кислорода и азота. Образуется жидкий воздух, который затем подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения кислорода (-182,9⁰С) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (195,8⁰С). Поэтому из жидкости азот испаряется первым, а в остатке накапливается кислород. За счет медленной (фракционной) дистилляции удается получить чистый кислород, в котором содержание примеси азота составляет менее 0,1 объемного процента.

    Еще  более чистый кислород можно  получить при электролизе водных растворов щелочей ( NaOH или KOH) или солей кислородсодержащих кислот (обычно используется раствор сульфата натрия Na₂SO₄). В лаборатории небольшие количества не очень чистого кислорода можно получить при нагревании перманганата калия KMnO₄:

                       2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ +O₂.

    Более  чистый кислород получают разложением  пероксида водорода H₂O₂ в присутствии каталитических количеств твердого диоксида марганца MnO₂

   2H₂O₂ = 2H₂O + O₂.

Кислород образуется при сильном (выше 600⁰С) прокаливания нитрата натрия NaNO₃:

   2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂;

При нагревании некоторых высших оксидов:

   4CrO₃ = 2Cr₂O₃ +3O₂

   2PbO₂ = 2PbO + O₂

   3 MnO₂ = Mn₃O₄ + O₂.

Ранее кислород получали разложением бертолетовой соли KClO₃ в присутствии каталитических количеств диоксида марганца MnO₂

   2KClO₃ = 2KCl + 3O₂.

Однако бертолетова  соль образует взрывчатые смеси, поэтому  ее для получения кислорода в  лабораториях теперь не используют. Разумеется, сейчас никому в голову не придет использовать для получения кислорода прокаливание ртути HgO, так как образующийся в этой реакции кислород загрязнен ядовитыми парами ртути.

    Источником  кислорода в космических кораблях, подводных лодках и т.п. замкнутых  помещениях служит смесь пероксида  натрия Na₂O₂ и супероксида калия KO₂. При взаимодействии этих соединений с углекислым газом освобождается кислород:

   2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

   4KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂

   Если  использовать смесь  Na₂O₂ и KO₂, взятых в молярном отношении 1:1, то на каждый моль поглощенного из воздуха углекислого газа будет выделятся 1 моль кислорода, так что состав воздуха не будет изменяться за счет поглощения при дыхании кислорода и выделения CO₂.

             Применение кислорода очень разнообразно. Основное количества получаемого из воздуха кислорода используется в металлургии . Кислородное(а не воздушное) дутье в домнах позволяет существенно повышать  скорость доменного процесса , экономить кокс и получать чугун лучшего качества . Кислородное дутьё в кислородных конвекторах при переделе чугуна в сталь . Чистый кислород или воздух , обогащенный кислородом , используется при получении многих других металлов (меди , никеля , свинца и др.) . Кислород используют при резке и сварке металлов . В баллоне кислород может находиться под давлением до 15Мпа . Баллоны с кислородом окрашены в голубой цвет.

Жидкий кислород — мощный окислитель, его используют как компонент ракетного топлива. Пропитанные жидким кислородом такие легко окисляющиеся материалы, как древесные опилки, вата, угольный порошок и др. (эти смеси называют оксиликвитами), используют как взрывчатые вещества, применяемые, при прокладке дорог в горах.

     Как уже отмечалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы О, которые отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с О₂ с высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные ( IIA подгруппы) металлы образуют с О₂ пероксиды типа NaО₂ и BaO₂. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации О₂. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

      Электронная структура кислорода ( 1s²2s²2p⁴ ) такова, что атом О принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион О^2-. В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В природе неактивных металлов и неметаллов переход электронов не полный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

     При  окислении металлов кислородом  происходит выделение тепла, величина  которого коррелирует с прочностью  связи М-О. при окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически не устойчивы ( или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. Приведем для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов А- и В- подгрупп  в таблице (знак минус означает выделение тепла).

 

О свойствах  оксидов можно делать несколько  общих выводов:

1. Температура плавления оксидов щелочных металлов уменьшается с ростом атомного радиуса металла; так, t_пл (Cs₂O) < t_пл (Na₂O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов:  t_пл (Na₂O) > t_пл (SO₂).
2. Оксиды химически активных металлов ( IA – IIIA подгрупп ) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления ( например, 2 Hg²⁺O = (Hg⁺)₂O + 0.5O₂ = 2Hg⁰ + O₂). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.
3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным  кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

   Sr + O₂ = SrO₂

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически не растворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими ОН-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион Н⁺.
5. Металлы и неметаллы А-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be, B  образуют Na¹₂O, Be^IIO, B₂^IIIO₃, а неметаллы IVA-VIIA подгрупп C, N, S, Cl  образуют C^IVO₂, N^V₂O₅, S^VIO₃, Cl^VII₂O₇. Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессе горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

        Углесодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании     окисляются (сгорают) до  и .

Примерами таких  веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты ( а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C₆H₁₀O₅)_n + 6_nO₂ = 6_nCO₂ + 5_nH₂O + тепловая энергия

б) нефть или  газ (бензин C₈H₁₈ или природный газ CH₄  ):

2C₈H₁₈ + 25O₂ + 16CO₂ +18H₂O +тепловая энергия

CH₄ + 2O₂ = CO₂ +2H₂O +тепловая энергия

в) спирт:

C₂H₅OH +3O₃ = 2CO₂ +3H₂O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O₂ = 2CO + тепловая энергия

2CO + O₂ =2CO₂ + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд  C-, H-, N-, O -содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. При этих реакциях продуктами сгорания также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат: тринитроглицерин (или нитроглицерин ) C₃H₅(NO₃)₃ и тринитротолуол (или ТНТ) C₇H₅(NO₂)₃.

    Оксиды  металлов или не металлов с  низшими степенями окисления  элемента реагируют с кислородом  с образованием оксидов высоких  степеней окисления этого элемента:

2C^IIO + O₂ = 2C^IVO₂

P₄^IIIO₆ + 2O₂ = P₄^VO₁₀

Pb^IIO + O₂ = Pb^IVO₂

   Оксиды природные полученные  из руд или синтезированные,  служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe₂O₃ (гематит) и Fe₃O₄ (магнетит), алюминия из Al₂O₃ (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO₂ находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO₂ применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выделяемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KHO         поглощает CO₂. получение оксида CaO  и гидроксида кальция Ca(OH)₂- многоэтажное производство в технологии керамики и цемента.

        Важность воды Н₂О как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества. Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль Н₂О).