Кислород

Московский  государственный открытый университет 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

РЕФЕРАТ 

по дисциплине «Химия» 

на тему: «КИСЛОРОД» 
 
 
 
 
 
 
 
 

Выполнил: студент 1 курса

Плешаков  Е.А.

Специальность: 080502

Шифр: 2140174 

                                                      Проверил:  
 
 
 
 
 
 

Москва 2011

 

     Общая характеристика кислорода. 

    КИСЛОРОД (лат. Oxygenium), O (читается «о»), химический элемент с атомным номером 8, атомная  масса 15,9994. В периодической системе  элементов Менделеева кислород расположен во втором периоде в группе VIA.

    Природный кислород состоит из смеси трех стабильных нуклидов с массовыми числами 16 (доминирует в смеси, его в ней 99,759 % по массе), 17 (0,037%) и 18 (0,204%). Радиус нейтрального атома  кислорода 0,066 нм. Конфигурация внешнего электронного слоя нейтрального невозбужденного атома кислорода 2s2р4. Энергии последовательной ионизации атома кислорода 13,61819 и 35,118 эВ, сродство к электрону 1,467 эВ. Радиус иона О₂– при разных координационных числах от 0,121 нм (координационное число 2) до 0,128 нм (координационное число 8). В соединениях проявляет степень окисления –2 (валентность II) и, реже, –1 (валентность I). По шкале Полинга электроотрицательность кислорода 3,5 (второе место среди неметаллов после фтора).

    В свободном виде кислород — газ без цвета, запаха и вкуса.

    Особенности строения молекулы О₂: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О₂ 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О₂ имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.

    Энергия диссоциации молекулы О₂ на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.

     

    Физические и химические свойства 

    Физические  и химические свойства: в свободном  виде встречается в виде двух модификаций  О₂ («обычный» кислород) и О₃ (озон). О₂ — газ без цвета и запаха. При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/м³. Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) равна –182,9°C. При температурах от –218,7°C до –229,4°C существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от –229,4°C до –249,3°C — -модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже –249,3°C — кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.

    При 20°C растворимость газа О₂: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.

    Высокая прочность химической связи между  атомами в молекуле О2 приводит к  тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови (точнее с железом II гема), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.

    Со  многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, со щелочными и щелочноземельными  металлами (образуются соответствующие  оксиды типа Li₂O, CaO и др., пероксиды типа Na₂O2, BaO₂ и др. и супероксиды типа КО₂, RbO₂ 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 с  взрывом с водородом, метаном, другими  горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере  кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:  

    S+O₂ = SO₂; С + O₂ = СО₂ 

    4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃; 2Cu + O₂ = 2CuO 

    4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O; 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂ 

    Если  смесь кислорода и водорода хранить в стеклянном сосуде при комнатной температуре, то экзотермическая реакция образования воды 

    2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + 571 кДж 

    протекает крайне медленно; по расчету, первые капельки воды должны появиться в сосуде примерно через миллион лет. Но при внесении в сосуд со смесью этих газов платины или палладия (играющих роль катализатора), а также при поджигании реакция протекает с взрывом.  

    С азотом N₂ кислород реагирует или при высокой температуре (около 1500-2000°C), или при пропускании через смесь азота и кислорода электрического разряда. При этих условиях обратимо образуется оксид азота (II):  

    N₂ + O₂ = 2NO 

    Возникший NO затем реагирует с кислородом с образованием бурого газа (диоксида азота):  

    2NO + О₂ = 2NO2 

    Из  неметаллов кислород напрямую ни при  каких условиях не взаимодействует с галогенами, из металлов — с благородными металлами серебром, золотом, платиной и др.  

    Бинарные  соединения кислорода, в которых  степень окисления атомов кислорода  равна –2, называют оксидами (прежнее  название — окислы). Примеры оксидов: оксид углерода (IV) CO₂,оксид серы (VI) SO₃, оксид меди (I) Cu₂O, оксид алюминия Al₂O₃, оксид марганца (VII) Mn₂O₇.

    Кислород  образует также соединения, в которых  его степень окисления равна  –1. Это — пероксиды (старое название — перекиси), например, пероксид водорода Н₂О₂, пероксид бария ВаО₂, пероксид натрия Na₂O₂ и другие. В этих соединениях содержится пероксидная группировка — О — О —. С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО₂ (супероксид калия), RbO₂ (супероксид рубидия). В супероксидах степень окисления кислорода –1/2. Можно отметить, что часто формулы супероксидов записывают как К₂О₄, Rb₂O₄ и т.д.

    С самым активным неметаллом фтором кислород образует соединения в положительных степенях окисления. Так, в соединении O₂F₂ степень окисления кислорода +1, а в соединении O₂F — +2. Эти соединения принадлежат не к оксидам, а к фторидам. Фториды кислорода можно синтезировать только косвенным путем, например, действуя фтором F₂ на разбавленные водные растворы КОН.

     

    История открытия 

    История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько  веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе  не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая — нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе — Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. О том, что воздух содержит элемент, поддерживающий жизнь, в 18 веке было известно многим химикам. Шведский аптекарь и химик Карл Шееле начал изучать состав воздуха в 1768. В течение трех лет он разлагал нагреванием селитры (KNO₃, NaNO₃) и другие вещества и получал «огненный воздух», поддерживающий дыхание и горение. Но результаты своих опытов Шееле обнародовал только в 1777 году в книге «Химический трактат о воздухе и огне». В 1774 английский священник и натуралист Дж. Пристли нагреванием «жженой ртути» (оксида ртути HgO) получил газ, поддерживающий горение. Будучи в Париже, Пристли, не знавший, что полученный им газ входит в состав воздуха, сообщил о своем открытии А. Лавуазье и другим ученым. К этому времени был открыт и азот. В 1775 Лавуазье пришел к выводу, что обычный воздух состоит из двух газов — газа, необходимого для дыхания и поддерживающего горение, и газа «противоположного характера» — азота. Лавуазье назвал поддерживающий горение газ oxygene — «образующий кислоты» (от греч. oxys — кислый и gennao — рождаю; отсюда и русское название «кислород»), так как он тогда считал, что все кислоты содержат кислород. Давно уже известно, что кислоты бывают как кислородсодержащими, так и бескислородными, но название, данное элементу Лавуазье, осталось неизменным. На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).

    Нахождение  в природе: кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.  

    Получение: 

    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 (–182,9°C) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (–195,8°C). 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 используют 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 Н₂О₂ в присутствии каталитических количеств твердого диоксида марганца MnO₂:  

    2Н2О2 = 2Н2О + О2.  

    Кислород  образуется при сильном (выше 600°C) прокаливании нитрата натрия NaNO₃:  

    2NaNO₃ =2NaNO₂ + О₂,  

    при нагревании некоторых высших оксидов:  

    4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3О₂;  

    2PbO₂ = 2PbO + О₂;  

    3MnO₂ = Mn₃O₄ + О₂.  

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

    2KClO₃ = 2KCl + 3О₂.  

    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 оксида ртути HgO, так как образующийся в этой реакции кислород загрязнен ядовитыми парами ртути.