Урок 1.

Тема. Оксиген Кисень, склад його молекули, Фізичні властивості.

Одержання кисню у лабораторії Реакція розкладання.

Концепція каталізатора.

Завдання уроку: під час уроку закріпити знання учнів про хімічне

елементі та простої речовини на прикладі Оксигену та

кисню;

розглянути способи отримання кисню в лабораторії та

промисловості;

познайомити учнів з історією відкриття кисню та

поширенням елемента Оксигену у природі;

узагальнити знання учнів про повітря та його склад;

сформувати уявлення про реакцію розкладання,

каталізатор.

продовжувати формувати вміння працювати з додатковою

літературою, узагальнювати, виокремлювати головне.

Хід уроку.

1. Орг. момент.

2. Актуалізація опорних знань учнів.

Що вивчає хімія?

Дайте визначення речовини.

Що ми називаємо простою речовиною? Наведіть приклади.

На які дві групи поділяються прості речовини?

Наведіть приклади металів та неметалів.

За якими ознаками метали відрізняються від неметалів?

Що таке "хімічний елемент"?

У чому різниця між «хімічним елементом» та «простою речовиною»?

3. Вивчення нового матеріалу.

З цього уроку ми починаємо знайомитися з речовинами, які відіграють важливу роль у житті людини – однією з таких речовин є кисень.

Що ви вже знаєте про кисень?

А що ще можете і хочете дізнатися?

На думку людей релігійних, всюдисущим, всемогутнім і водночас невидимим може бути лише бог. Насправді всі ці три епітети цілком можна до хімічного елементу з порядковим номером 8 – Оксигену, який утворює просту речовину Кисень.

Подумайте і заповніть таблиці - характеристики хімічного елемента та простої речовини.

Хімічний знак Проста речовина

Назва елемента Оксиген Формула сполукиO 2

Символ O Mr 32

Ar 16 Фізичні властивості

Валентність 11 Хімічні властивості

Отримання

Знаходження у природі

Застосування

Де, на вашу думку, є елемент Оксиген?

47% від маси захисної кори

(SiO2, Fe2 O3, Al2 O3 і т . п .)

65% маси тіла

Про 2

людини

80% гідросфери ( H 2 O)

Хімічний елемент Оксиген цілком заслуговує на такі поетичні рядки.

Я скрізь навколо тебе є,

Бо Оксиген – ім'я моє.

Я і в деревах, у траві

У твоїх жилах, у крові.

Що ми знаємо про фізичні властивості простої речовини кисню?

При У звичайних умовах це газ, який не має кольору, смаку та запаху. Він важчий за повітря і його збирають способом витіснення повітря. Він малорозчинний у воді, але цього достатньо, щоб у воді жили живі істоти (риби, комахи тощо). Його можна збирати і способом витіснення води. Для людини найважливіші такі властивості кисню як здатність підтримувати дихання та горіння.

Як можна отримати кисень?

У лабораторі кисень отримують при нагріванні кисневмісних

речовин, таких як перманганат калію, перекис водню, хлорат калію. Вони розкладаються з виділенням кисню. Зверніть увагу на наступні рівняння

o

t

2КМ n Про 4 → До 2 М n Про 4 +М n Про 2 + Про 2

o

t,MnO2

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

o

t

2KCLO 3 → 2KCL + 3O 2

Що спільного у цих рівняннях?

Да ви праві. І такі реакції називаютьсяреакціями розкладання. Це реакції, внаслідок яких з однієї складної речовини одержують кілька простих чи складних.

Зверніть увагу, що в реакції розкладання перекису водню в

умови протікання реакцій крім температури, стоїть і формула манган (IV) оксиду. Ця речовинаназивається каталізатором.

Знайдіть у §17 на стор. 137 визначення, що називається каталізатором. Запишіть це визначення у зошит.

У промисловості для отримання кисню використовують ті речовини, які поширені у природі.

Це вода та повітря.

Через воду пропускають постійний струмі вона розкладається з виділенням кисню.

пост. струм

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

- Якого типу належить ця реакція?

Щоб виділити кисень з повітря, повітря охолоджують до t º = -196 ºС. Потім підвищують температуру в розчині залишається рідкий кисень. Його зберігають у спеціальних судинах – кисневих танках і використовують із потреб промисловості.

Хімічні властивості кисню ми з вами розглянемо наступні уроки.

4. Спілкування знань учнів.

- Що нового ви дізналися на уроці?

- Дайте характеристику хімічному елементу оксигену.

- Опишіть фізичні властивості кисню.

- Розкажіть, як отримують кисень у лабораторії та промисловості.

- Розставте коефіцієнти у рівняннях реакцій та знайдіть реакції розкладання.

Fe + HCL → FeCL 2 + H 2 CaCO 3 → CaO + CO 2

tº

N 2 O 5 → No 2 + O 2 KBr + Cl 2 → Kcl + Br 2

tº

Pb + O 2 → PbO KNO 3 → KNO 2 + O 2

5. Підсумки уроку.

Виставлення оцінок.

Завдання творчої групи підготує повідомлення історії відкриття кисню.

6. Домашнє завдання.

2) Скласти схему – конспект

"Характеристика елемента Оксигену"

«Отримання кисню лабораторії та промисловості»

«Фізичні властивості кисню»

3) спробуйте скласти сенкан, який описує властивості кисню або його застосування (див. с.12).

Урок 2

ТЕМА.Хімічні властивості кисню: взаємодія із вугіллям, сіркою, фосфором. Реакція з'єднання. Поняття про оксиди, окиснення, горіння.

Завдання уроку: у ході уроку продовжити формувати уявлення про

відмінності понять «хімічний елемент» та «просте

речовина»;

розглянути Хімічні властивостіпростої речовини

кисню;

продовжити формувати вміння складати рівняння

хімічні реакції;

ознайомитись з поняттями: реакція горіння, оксиди, окислення, горіння;

продовжити формувати вміння виділяти головне, узагальнювати.

Хід уроку.

орг. момент.

Перевірка виконання домашнього завдання.

а) виконання упр. 9 (с.141).

б) розглянути складені схеми – конспекти.

в) заслуховування віршів.

г) повідомлення творчої групи.

3. Актуалізація опорних знань учнів.

- Які найпростіші речовини утворює хімічний елемент Оксиген?

- Якими методами можна зібрати кисню? Чому?

- Як довести, що у склянці знаходиться кисень?

- Перелічіть фізичні властивості кисню.

- Які з них відіграють важливу роль у житті? Чому?

Які властивості речовини називаються хімічними ?

4.Вивчення нового матеріалу.

Кисень – одна з найактивніших речовин він реагує з простими речовинами: металами та неметалами, зі складними речовинами. Більшість реакцій відбувається при нагріванні.

Розглянемо деякі з цих реакцій.

- Демонстрація горіння сірки, вуглецю, спирту у кисні.

Давайте запишемо рівняння цих перетворень.

S + O 2 → SO 2

IV II

C + O 2 → CO 2

- Знайдіть у §19 опис досвіду спалювання червоного фосфору.

- Записуємо рівняння реакції горіння фосфору.

IVII

4 P + 5 O 2 → 2 P 2 O 5

Що спільного у рівняння записаних реакцій.

- Реакції, коли з кількох сполук виходить лише одна складна речовина, називаються реакціями з'єднання.

- Реакції, у яких бере участь кисень, називаються реакціями окиснення. Якщо процес окислення супроводжується виділенням світла та тепла, то він називаєтьсягорінням.

Давайте розглянемо сполуки, що утворилися під час горіння сірки, вуглецю, фосфору.

- Що спільного у цих з'єднаннях?

- Які відмінності ви бачите у записаних формулах:

Ці сполуки називають оксидами.Оксиди – це складні речовини, що складаються із двох елементів, один з яких кисень.

Все нове, що ми дізналися на цьому уроці, можна записати у вигляді короткої схеми.

Meокиснення

O2 + неMeЕ 2 Проx

сл. в-вагоріння оксиди.

5. Закріплення знань учнів.

- Що нового ми дізналися на уроці?

Що вам сподобалося на уроці?

Що не сподобалось?

Хто з учнів, на вашу думку, був найактивнішим?

- З переліку речовин випишіть формули оксидів

HNO 3 , K 2 O, NaCl, HJ, CaO, H 2 So 4 , So 2 , CuSo 4 , O 2 .

- Розставте коефіцієнти у рівняннях наступних реакцій.

Fe + O2 → Fe3 O4 Ca + O2 → CaO

SO 2 + O 2 → SO 3 Li + O 2 → Li 2 O

H 2 + O 2 → H 2 O PH 3 + O 2

KMnO 4 O 2

BaO

Хімічний елемент кисень може існувати як двох алотропних модифікацій, тобто. утворює дві прості речовини. Обидві ці речовини мають молекулярну будову. Одне має формулу O 2 і має назву кисень, тобто. така сама, як і назва хімічного елемента, яким вона утворена.

Інша проста речовина, утворена киснем, називається озон. Озон на відміну кисню складається з триатомних молекул, тобто. має формулу O 3 .

Оскільки основною і найпоширенішою формою кисню є молекулярний кисень O 2 перш за все ми розглянемо саме його хімічні властивості.

Хімічний елемент кисень знаходиться на другому місці за значенням електронегативності серед усіх елементів і поступається лише фтору. У зв'язку з цим логічно припустити високу активність кисню та наявність у нього практично лише окисних властивостей. Справді, список простих та складних речовин, з якими може реагувати кисень величезний. Однак, слід зазначити, що оскільки в молекулі кисню має місце міцний подвійний зв'язок, для здійснення більшості реакцій із киснем потрібно вдаватися до нагрівання. Найчастіше сильне нагрівання потрібно на самому початку реакції (запалення) після чого багато реакцій йдуть далі вже самостійно без підведення тепла ззовні.

Серед простих речовин не окислюються киснем лише благородні метали (Ag, Pt, Au), галогени та інертні гази.

Сірка згоряє в кисні з утворенням діоксиду сірки:

Фосфор залежно від надлишку або нестачі кисню може утворити як оксид фосфору (V), так і оксид фосфору (III):

Взаємодія кисню з азотом протікає в дуже жорстких умовах, через те, що енергії зв'язку в молекулах кисню і особливо азоту дуже великі. Також свій внесок у складність перебігу реакції робить висока електронегативність обох елементів. Реакція починається лише при температурі понад 2000 o C і є оборотною:

Не всі прості речовини, реагуючи з киснем, утворюють оксиди. Так, наприклад, натрій, згоряючи в кисні утворює пероксид:

а калій - надпероксид:

Найчастіше, при згорянні у кисні складних речовин утворюється суміш оксидів елементів, якими було утворено вихідну речовину. Так наприклад:

Однак, при згорянні в кисні азотовмісних органічних речовин замість оксиду азоту утворюється молекулярний азот N2. Наприклад:

При згорянні в кисні хлорпохідних замість оксидів хлору утворюється хлороводень:

Хімічні властивості озону:

Озон є сильнішим окислювачем, ніж кисень. Зумовлено це тим, що один із кисень-кисневих зв'язків у молекулі озону легко рветься і в результаті утворюється надзвичайно активний атомарний кисень. Озон на відміну кисню не вимагає прояви своїх високих окисних властивостей нагрівання. Він проявляє свою активність за звичайної і навіть низької температури:

PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Як було зазначено вище, срібло з киснем не реагує, проте, реагує з озоном:

2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2

Якісною реакцією на наявність озону є те, що при пропущенні досліджуваного газу через розчин іодиду калію спостерігається утворення йоду:

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 ↓ + O 2 + 2KOH

Хімічні властивості сірки

Сірка як хімічний елемент може існувати у кількох алотропних модифікаціях. Розрізняють ромбічну, моноклінну та пластичну сірку. Моноклинна сірка може бути отримана при повільному охолодженні розплаву ромбічної сірки, а пластична, навпаки, виходить при різкому охолодженні розплаву сірки, попередньо доведеного до кипіння. Пластична сірка має рідкісну для неорганічних речовин властивість еластичності - вона здатна оборотно розтягуватися під дією зовнішнього зусилля, повертаючись у вихідну форму при припиненні цієї дії. Найбільш стійка в звичайних умовах ромбічна сірка та всі інші алотропні модифікації з часом переходять до неї.

Молекули ромбічної сірки складаються із восьми атомів, тобто. її формулу можна записати як S8. Однак, оскільки хімічні властивості всіх модифікацій досить схожі, щоб не ускладнювати запис рівнянь реакцій будь-яку сірку позначають символом S.

Сірка може взаємодіяти і з простими та складними речовинами. У хімічних реакціях проявить як окисні, і відновлювальні властивості.

Окисні властивості сірки виявляються при її взаємодії з металами, а також неметалами, утвореними атомами менш електронегативного елемента (водень, вуглець, фосфор):

Як відновник сірка виступає при взаємодії з неметалами, утвореними більш електронегативними елементами (кисень, галогени), а також складними речовинами з яскраво вираженою окисною функцією, наприклад, сірчаної та азотної концентрованою кислотами:

Також сірка взаємодіє при кип'ятінні з концентрованими водними розчинами лугів. Взаємодія протікає типу диспропорціонування, тобто. сірка одночасно і знижує, і підвищує свій рівень окислення.

Процеси горіння та дихання здавна привертали увагу вчених. Перші вказівки на те, що не все повітря, а лише "активна" його частина підтримує горіння, виявлено у китайських рукописах 8 століття. Багато пізніше Леонардо да Вінчі (1452-1519) розглядав повітря як суміш двох газів, лише один з яких витрачається при горінні та диханні. Остаточне відкриття двох головних складових частин повітря - азоту і кисню, що зробило епоху в науці, відбулося лише наприкінці 18 століття. Кисень отримали майже одночасно К. Шееле (1769-70) шляхом прожарювання селітр (KNO 3 NaNO 3), двоокису марганцю МnО 2 та інших речовин і Дж. Прістлі (1774) при нагріванні сурика Рb 3 Про 4 і оксиду ртуті HgO. У 1772 Д. Резерфорд відкрив азот. У 1775 році А. Лавуазьє, зробивши кількісний аналіз повітря, виявив, що він "складається з двох (газів) різного і, так би мовити, протилежного характеру", тобто з Кисню та азоту. На основі широких експериментальних досліджень Лавуазьє правильно пояснив горіння та дихання як процеси взаємодії речовин із Киснем. Оскільки Кисень входить до складу кислот, Лавуазьє назвав його оксиген, тобто "утворюючий кислоти" (від грец. oxys - кислий і gennao - народжу; звідси і російська назва "кисень").

Поширення кисню в природі.Кисень - найпоширеніший хімічний елемент Землі. Пов'язаний Кисень становить близько 6/7 маси водної оболонки Землі - гідросфери (85,82% за масою), майже половину літосфери (47% за масою), і лише в атмосфері, де Кисень перебуває у вільному стані, він посідає друге місце (23 15% за масою) після азоту.

Кисень стоїть на першому місці і за кількістю утворених ним мінералів (1364); серед мінералів, що містять кисень, переважають силікати (польові шпати, слюди та інші), кварц, оксиди заліза, карбонати та сульфати. У живих організмах у середньому близько 70% кисню; він входить до складу більшості найважливіших органічних сполук (білків, жирів, вуглеводів тощо) і до складу неорганічних сполук скелета. Винятково велика роль вільного кисню в біохімічних і фізіологічних процесах, особливо в диханні. За винятком деяких мікроорганізмів-анаеробів, всі тварини та рослини отримують необхідну для життєдіяльності енергію за рахунок біологічного окиснення різних речовин за допомогою Кисню.

Вся маса вільного кисню Землі виникла і зберігається завдяки життєдіяльності зелених рослин суші та Світового океану, що виділяють кисень у процесі фотосинтезу. На земної поверхні, де протікає фотосинтез та панує вільний Кисень, формуються різко окисні умови. Навпаки, у магмі, а також глибоких горизонтах підземних вод, у мулах морів та озер, у болотах, де вільний Кисень відсутній, формується відновне середовище. Окисно-відновні процеси за участю Кисню визначають концентрацію багатьох елементів та утворення родовищ корисних копалин – вугілля, нафти, сірки, руд заліза, міді тощо. Зміни у кругообігу Кисню вносить і господарську діяльність людини. У деяких промислових країнах при згорянні палива витрачається більше кисню, ніж його виділяють рослини при фотосинтезі. Усього ж спалювання палива у світі щорічно споживається близько 9·10 9 т Кисню.

Ізотопи, атом та молекула Кисню.Кисень має три стійкі ізотопи: 16 О, 17 О і 18 О, середній вміст яких становить відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загальної кількості атомів Кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найбільш легкого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро ​​атома 16 складається з 8 протонів і 8 нейтронів. А такі ядра, як випливає з теорії атомного ядра, мають особливу стійкість.

Відповідно до положення кисню в періодичній системі елементів Менделєєва електрони атома кисню розташовуються на двох оболонках: 2 - на внутрішній і 6 - на зовнішній (конфігурація 1s 2 2s 2 2p 4). Оскільки зовнішня оболонка атома Кисню не заповнена, а потенціал іонізації та спорідненість до електрона становлять відповідно 13,61 і 1,46 ев, атом Кисню в хімічних сполуках зазвичай набуває електронів і має негативний ефективний заряд. Навпаки, дуже рідкі сполуки, в яких електрони відриваються (точніше відтягуються) від атома Кисень (такі, наприклад, F 2 O, F 2 Про 3). Раніше, виходячи з положення кисню в періодичній системі, атому кисню в оксидах і в більшості інших сполук приписували негативний заряд (-2). Однак, як показують експериментальні дані, іон Про 2 - не існує ні у вільному стані, ні в з'єднаннях, і негативний ефективний заряд атома Кисню практично ніколи не перевищує одиниці.

У звичайних умовах молекула Кисню двоатомна (2); в тихому електричному розряді утворюється також триатомна молекула 3 - озон; при високих тисках виявлені в невеликих кількостях молекули 4 . Електронна будова Про 2 є великий теоретичний інтерес. В основному стані молекула 2 має два неспареного електрона; для неї не застосовна "звичайна" класична структурна формулаО=О з двома двоелектронними зв'язками. Вичерпне пояснення цього факту дано у межах теорії молекулярних орбіталей. Енергія іонізації молекули Кисню (О 2 - е → О 2 +) становить 12,2 ев, а спорідненість до електрона (О 2 + е → О 2 -) - 0,94 ев. Дисоціація молекулярного Кисню на атоми при звичайній температурі мізерно мала, вона стає помітною лише за 1500°С; при 5000 ° С молекули Кисню майже повністю дисоційовані на атоми.

Фізичні властивості Кисню.Кисень безбарвний газ, що згущується при -182,9°З нормальному тиску в блідо-синю рідину, яка при -218,7°С твердне, утворюючи сині кристали. Щільність газоподібного Кисню (при 0°З нормальному тиску) 1,42897 г/л. Критична температура Кисню досить низька (Т крит = -118,84 ° С), тобто нижче, ніж у Cl 2 , СО 2 , SO 2 та деяких інших газів; Т критий = 4,97 Мн/м 2 (49,71 ат). Теплопровідність (при 0 ° С) 23,86 · 10 -3 вт / (м · К). Молярна теплоємність (при 0°С) в дж/(моль·К) З p = 28,9, V = 20,5, З / С v = 1,403. Діелектрична проникність газоподібного Кисню 1,000547 (0°С), рідкого 1,491. В'язкість 189 мпуаз (0 ° С). Кисень мало розчинний у воді: при 20 ° С і 1 ат в 1 м 3 води розчиняється 0,031 м 3 а при 0 ° С - 0,049 м 3 Кисню. Хорошими твердими поглиначами Кисню є платинова чернь та активне деревне вугілля.

Хімічні властивості Кисню.Кисень утворює хімічні сполуки з усіма елементами, за винятком легких інертних газів. Будучи найбільш активним (після фтору) неметалом, Кисень взаємодіє з більшістю елементів безпосередньо; виняток становлять важкі інертні гази, галогени, золото та платина; їх з'єднання з Киснем отримують непрямим шляхом. Майже всі реакції кисню з іншими речовинами - реакції окиснення екзотермічні, тобто супроводжуються виділенням енергії. З воднем при нормальних температурах Кисень реагує дуже повільно, вище 550°С ця реакція йде з вибухом:

2Н2 + О2 = 2Н2О.

З сіркою, вуглецем, азотом, фосфором Кисень взаємодіє за звичайних умов дуже повільно. При підвищенні температури швидкість реакції зростає і за деякої, характерною для кожного елемента температури запалення починається горіння. Реакція азоту з Киснем завдяки особливій міцності молекули N 2 ендотермічна і стає помітною лише вище 1200 ° С або в електричному розряді: N 2 + 2 = 2NO. Кисень активно окислює майже всі метали, особливо легко - лужні та лужноземельні. Активність взаємодії металу з Киснем залежить від багатьох факторів – стану поверхні металу, ступеня подрібнення, присутності домішок.

У процесі взаємодії речовини з Киснем винятково важлива роль води. Наприклад, навіть такий активний метал, як калій, з зовсім позбавленим вологи киснем не реагує, але спалахує в кисню при звичайній температурі в присутності навіть нікчемних кількостей пар води. Підраховано, що в результаті корозії щорічно втрачається до 10% всього металу, що виробляється.

Оксиди деяких металів, приєднуючи кисень, утворюють перекисні сполуки, що містять 2 або більше зв'язаних атомів кисню. Так, пероксиди Na 2 O 2 і ВаО 2 включають пероксидний іон О 2 2- , надпероксиди NaO 2 і КО 2 - іон О 2 - , а озоніни NaO 3 , КО 3 , RbO 3 і CsO 3 - іон О 3 - . Кисень екзотермічно взаємодіє з багатьма складними речовинами. Так, аміак горить у Кислі без каталізаторів, реакція йде за рівнянням: 4NH 3 + ЗО 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Окислення аміаку киснем у присутності каталізатора дає NO (цей процес використовують при отриманні азотної кислоти). Особливе значення має горіння вуглеводнів (природного газу, бензину, гасу) - найважливіше джерело тепла в побуті та промисловості, наприклад СН 4 + 2О 2 = CO 2 + 2H 2 O. Взаємодія вуглеводнів з Киснею лежить в основі багатьох найважливіших виробничих процесів - така наприклад, так звана конверсія метану, що проводиться для отримання водню: 2СН 4 + 2 + 2Н 2 О = 2СО 2 + 6Н 2 . Багато органічних сполук (вуглеводні з подвійним або потрійним зв'язком, альдегіди, феноли, а також скипидар, масла, що висихають та інші) енергійно приєднують Кисень. Окислення Киснем поживних речовин у клітинах є джерелом енергії живих організмів.

Одержання Кисню.Існує 3 основних способи одержання Кисню: хімічний, електролізний (електроліз води) та фізичний (поділ повітря).

Хімічний спосіб винайдений раніше за інших. Кисень можна отримувати, наприклад, з бертолетової солі КClОз, яка при нагріванні розкладається, виділяючи 2 в кількості 0,27 м 3 на 1 кг солі. Оксид барію ВаО при нагріванні до 540°С спочатку поглинає Кисень з повітря, утворюючи пероксид ВаО 2 , а при наступному нагріванні до 870°С ВаО 2 розкладається, виділяючи чистий Кисень. Його можна отримувати також з KMnO 4 Ca 2 PbO 4 До 2 Сг 2 Про 7 та інших речовин при нагріванні і додаванні каталізаторів. Хімічний спосіб отримання Кисню малопродуктивний і дорогий, промислового значення немає і використовується лише лабораторної практиці.

Електролізний спосіб полягає у пропусканні постійного електричного струму через воду, в яку для підвищення її електропровідності доданий розчин їдкого натру NaOH. При цьому вода розкладається на кисень і водень. Кисень збирається у позитивного електрода електролізера, а водень - у негативного. Цим способом кисень видобувають як побічний продукт під час виробництва водню. Для отримання 2 м 3 водню та 1 м 3 Кисню витрачається 12-15 кВт · год електроенергії.

Поділ повітря є основним способом отримання кисню в сучасній техніці. Здійснити поділ повітря в нормальному газоподібному стані дуже важко, тому повітря спершу зріджують, а вже потім поділяють на складові частини. Такий спосіб отримання кисню називається поділом повітря методом глибокого охолодження. Спочатку повітря стискається компресором, потім, після проходження теплообмінників, розширюється в машині-детандері або дросельному вентилі, внаслідок чого охолоджується до температури 93 К (-180 ° С) і перетворюється на рідке повітря. Подальший поділ рідкого повітря, що складається в основному з рідкого азоту і рідкого Кисень, заснований на відмінності температури кипіння його компонентів [Т кіп О 2 90,18 К (-182,9 ° С), t кіп N 2 77,36 К (- 195,8 ° С)]. При поступовому випаровуванні рідкого повітря спочатку випаровується переважно азот, а рідина, що залишається, все більше збагачується Киснем. Повторюючи подібний процес багаторазово на ректифікаційних тарілках повітророзподільних колон, отримують рідкий кисень потрібної чистоти (концентрації). У СРСР випускають дрібні (на кілька літрів) та найбільші у світі кисневі повітророзподільні установки (на 35000 м-коду 3 /год Киснева). Ці установки виробляють технологічний кисень з концентрацією 95-98,5%, технічний - з концентрацією 99,2-99,9% і чистіший, медичний кисень, видаючи продукцію в рідкому та газоподібному вигляді. Витрата електричної енергії становить від 0,41 до 1,6 квт·ч/м 3 .

Кисень можна отримувати також при поділі повітря за методом вибіркового проникнення (дифузії) через перегородки-мембрани. Повітря під підвищеним тиском пропускається через фторопластові, скляні або пластикові перегородки, структурні грати яких здатні пропускати молекули одних компонентів і затримувати інші.

Газоподібний Кисень зберігають і транспортують у сталевих балонах і ресиверах при тиску 15 і 42 Мн/м 2 (відповідно 150 і 420 бар, або 150 і 420 ат), рідкий Кисень у металевих судинах Дьюара або спеціальних цистернах-танках. Для транспортування рідкого та газоподібного кисню використовують також спеціальні трубопроводи. Кисневі балони пофарбовані в блакитний колір і мають чорний напис "кисень".

Застосування кисню.Технічний Кисень використовують у процесах газополум'яної обробки металів, у зварюванні, кисневому різанні, поверхневому загартуванні, металізації та інших, а також в авіації, на підводних судах та інше. Технологічний Кисень застосовують у хімічній промисловості при отриманні штучного рідкого палива, мастил, азотної та сірчаної кислот, метанолу, аміаку та аміачних добрив, пероксидів металів та інших хімічних продуктів. Рідкий Кисень застосовують при вибухових роботах, реактивних двигунах і в лабораторній практиці як холодоагент.

В медицині Кисень дають для вдихання важко хворим, застосовують для приготування кисневих, водяних і повітряних (в кисневих наметах) ванн, для внутрішньом'язового введення і .п.

Кисень у металургії широко застосовується для інтенсифікації низки пірометалургійних процесів. Повна або часткова заміна повітря, що надходить у металургійні агрегати, киснем змінила хімізм процесів, їх теплотехнічні параметри та техніко-економічні показники. Кисневе дуття дозволило скоротити втрати тепла з газами, значна частина яких при повітряному дутті становив азот. Не беручи істотної участі у хімічних процесах, азот уповільнював перебіг реакцій, зменшуючи концентрацію активних реагентів окиснювально-відновного середовища. При продуванні Киснем знижується витрата палива, покращується якість металу, в металургійних агрегатах можливе отримання нових видів продукції (наприклад, шлаків і газів незвичайного для цього процесу складу, що знаходять спеціальне технічне застосування) та ін.

Перші досліди по застосуванню дуття, збагаченого Киснею, в доменному виробництві для виплавки чавуну і феромарганця були проведені одночасно в СРСР і Німеччині в 1932-33. Підвищений вміст Кисню в доменному дутті супроводжується великим скороченням витрати останнього, при цьому збільшується вміст доменного газу оксиду вуглецю і підвищується його теплота згоряння. Збагачення дуття Кисень дозволяє підвищити продуктивність доменної печі, а в поєднанні з газоподібним і рідким паливом, що подається в горн, призводить до зниження витрати коксу. В цьому випадку на кожний додатковий відсоток Кисню у дутті продуктивність збільшується приблизно на 2,5%, а витрата коксу знижується на 1%.

Кисень у мартенівському виробництві в СРСР спочатку використовували для інтенсифікації спалювання палива (у промисловому масштабі Кисень для цієї мети вперше застосували на заводах "Серп і молот" та "Червоне Сормово" у 1932-33). У 1933 почали вдмухувати Кисень безпосередньо в рідку ванну з метою окислення домішок у період доведення. З підвищенням інтенсивності продування розплаву на 1 м 3 /т за 1 год продуктивність печі зростає на 5-10% витрата палива скорочується на 4-5%. Однак під час продування збільшуються втрати металу. При витраті кисню до 10 м 3 /т за 1 год вихід сталі знижується незначно (до 1%). У мартенівському виробництві Кисень знаходить все більшого поширення. Так, якщо 1965 року із застосуванням Кисню в мартенівських печах було виплавлено 52,1% сталі, то 1970-го вже 71%.

Досліди щодо застосування Кисню в електросталеплавильних печах у СРСР було розпочато в 1946 році на заводі "Електросталь". Впровадження кисневого дуття дозволило збільшити продуктивність печей на 25-30%, знизити питому витрату електроенергії на 20-30%, підвищити якість сталі, скоротити витрати електродів та деяких дефіцитних легуючих добавок. Особливо ефективною виявилася подача Кисню в електропечі при виробництві нержавіючих сталей з низьким вмістом вуглецю, виплавка яких сильно утруднюється внаслідок дії електродів, що вуглерожує. Частка електросталі, одержуваної СРСР з використанням Кисню, безупинно зростала й у 1970 становила 74,6% від загального виробництва стали.

У ваграночній плавці збагачене Кисень дуття застосовується головним чином для високого перегріву чавуну, що необхідно при виробництві високоякісного, зокрема високолегованого, лиття (кремнистого, хромистого тощо). Залежно від ступеня збагачення Киснем вагранкового дуття на 30-50% знижується витрата палива, на 30-40% зменшується вміст сірки в металі, на 80-100% збільшується продуктивність вагранки і суттєво (до 1500°С) підвищується температура чавуну, що випускається з неї. .

Кисень у кольоровій металургії набув поширення трохи пізніше, ніж у чорній. Збагачене Кислородом дуття використовується при конвертуванні штейнів, у процесах шлаковозгонки, вельцювання, агломерації та при відбивній плавці мідних концентратів. У свинцевому, мідному та нікелевому виробництві кисневе дуття інтенсифікувало процеси шахтної плавки, дозволило знизити витрату коксу на 10-20%, збільшити проплав на 15-20% та скоротити кількість флюсів в окремих випадках у 2-3 рази. Збагачення Кисень повітряного дуття до 30% при випаленні цинкових сульфідних концентратів збільшило продуктивність процесу на 70% і зменшило обсяг газів, що відходять, на 30%.

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- І p-орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів в збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, рівну II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у з'єднаннях заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступеня окиснення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку доводиться трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 О, 17 О і 18 О (переважає 16 О). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О 2 та озону О 3 .

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимовільно перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O2 блакитного, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Одержання кисню

1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космічних кораблях і підводних човнах кисень одержують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Сумарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль О 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин на повітрі – це окиснювально-відновний процес, в якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню можна легко пояснити будовою зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро ​​сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4перебуває 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому в переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню із фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окиснення.

Отже, кисень – другий за силою окисник серед усіх елементів Періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окисник.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

S + O 2 → SO 2

C + O 2 → CO 2

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пірит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигеніла O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - у розчині Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань поки що не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), у медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря, відбілювання тканин.

• Позначення – O (Oxygen);
• Латинська назва – Oxigenium;
• Період – II;
• Група – 16 (VIa);
• Атомна маса – 15,9994;
• Атомний номер – 8;
• Радіус атома = 60 пм;
• Ковалентний радіус = 73 пм;
• Розподіл електронів - 1s 2 2s 2 2p 4;
• t плавлення = -218,4 ° C;
• t кипіння = -182,96 ° C;
• Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 3,44/3,50;
• Ступінь окиснення: +2; +1; 1/2; 0; - 1/3; - 1/2; -1; -2;
• Щільність (н. у.) = 1,42897 г/см3;
• Молярний об'єм = 14,0 см3/моль.

Кисень ("що породжує кислоти") відкрив у 1774 р. Дж. Прістлі. Це найпоширеніший хімічний елемент Землі - масова частка кисню у земної корі становить 47,2%. У атмосферному повітрі частка кисню становить 21%, що з діяльністю зелених рослин.

Кисень входить до складу багатьох як неорганічних, так і органічних сполук. Кисень необхідний життєдіяльності всіх високоорганізованих живих організмів: людини, звірів, птахів, риб. Кисень становить від 50 до 85% маси тканин тварин та рослин.

Відомі три стабільні ізотопи кисню: 16 O, 17 O, 18 O.

У вільному стані кисень існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 – кисень; O 3 – озон.

Періодичною таблицею хімічних елементів Д. І. Менделєєва стоїть під номером "8", відноситься до 16(VIa) групи (Див. Атоми 16(VIa) групи).

Рис. Будова атома кисню.

Атом кисню містить 8 електронів: 2 електрони знаходяться на внутрішній s-орбіталі і ще 6 на зовнішньому енергетичному рівні - 2 (спарені) на s-підрівні і 4 (два спарені і два неспарені) на p-підрівні (див. .

За рахунок двох неспарених p-електронів зовнішнього рівня кисень утворює два ковалентні зв'язки, приймаючи два електрони і виявляючи ступінь окислення -2 (H 2 O, CaO, H 2 SO 4).

У з'єднаннях з кисневою зв'язком О-Оатом кисню виявляє ступінь окиснення -1 (H2O2).

З електронегативним фтором кисень віддає свої валентні електрони, виявляючи ступінь окислення +2 (OF 2).

O 2

Двохатомна молекула кисню утворена подвійним зв'язком двох атомів кисню. З цієї причини молекулярний кисень за нормальних умов є стійкою сполукою.

Енергія дисоціації молекули кисню приблизно в 2 рази нижче, ніж у молекулі азоту (див. Кратність ковалентного зв'язку), тому кисень порівняно з азотом має більш високу реакційну здатність (але набагато меншу порівняно, наприклад, з фтором).

Реакційна здатність кисню збільшується з нагріванням. Кисень реагує з усіма елементами, крім інертних газів. Через свою високу електронегативність (див. Що таке електронегативність) у хімічних сполуках (за винятком фтору) кисень виступає в ролі окислювача зі ступенем -2 (тільки фтор окислює кисень з утворенням дифториду кисню OF 2).

Властивості газу кисню:

• газ без кольору, запаху та смаку;
• у рідкому або твердому вигляді кисень має блакитне забарвлення;
• помірно розчинний у воді: масова частка кисню при 20°C становить 0,004%.

Хімічні властивості кисню

У всіх реакціях кисень відіграє роль окислювача, з'єднуючись з усіма елементами (за винятком гелію, аргону та неону) безпосередньою взаємодією (крім фтору, хлору, золота та платинових металів).

З металами та неметалами (простими речовинами) кисень утворює оксиди:

2Cu + O 2 = 2CuO 4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Ca + O 2 = 2CaO S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2

При окисненні лужних металів натрію та калію утворюються пероксиди:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Практично всі реакції за участю кисню є екзотермічними, але є винятки:

N 2 +O 2 ↔ 2NO-Q

Багато речовин реагують з киснем з великим виділенням тепла та світла, такий процес називається горінням.

Реакції горіння:

• горіння аміаку на повітрі з утворенням води та азоту: 4NH 3 +3O 2 = 2N 2 +6H 2 O
• каталітичне окиснення аміаку: 4NH 3 +5O 2 = 2NO+6H 2 O
• горіння сірководню в надлишку кисню: 2H 2 S+3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
• при нестачі кисню сірководень повільно окислюється до вільної сірки: 2H 2 S+O 2 = 2S+2H 2 O
• горіння органічних речовин у кисні з утворенням води та вуглекислого газу: CH 4 +2O 2 → CO 2 +2H 2 O C 2 H 5 OH+3O 2 → 2CO 2 +3H 2 O
• при згорянні азотовмісних органічних речовин крім вуглекислого газу та води виділяється вільний азот: 4CH 3 NH 5 +9O 2 → 4CO 2 +2N 2 +10H 2 O

Багато речовин (спирти, альдегіди, кислоти) одержують реакцією контрольованого окиснення органічних речовин. Також багато природних процесів, наприклад, дихання або гниття, за своєю суттю є окисними реакціямиорганічні речовини.

Ще сильнішим окислювачем, ніж кисень, є озон, здатний окислювати йодид калію до вільного йону - ця реакція використовується для якісного та кількісного визначення озону: O 3 +2KI+H 2 O = I 2 ↓+2KOH+O 2

Одержання та застосування кисню

Кисень знаходить досить широке застосування у промисловості та медицині:

• у металургії кисень використовується при виплавці сталі (чавуну);
• у хімічній промисловості кисень потрібен для виробництва кислот (сірчаної та азотної), метанолу, ацетилену, альдегідів;
• у космічній промисловості кисень використовується як окислювач ракетного палива;
• у медицині кисень застосовують у дихальних апаратах;
• у природі кисень відіграє винятково важливу роль, - у процесі окислення вуглеводів, жирів та білків відбувається вивільнення енергії, необхідної для живих організмів.

Способи отриманнякисню:

• промисловіспособи:
  • зрідженням повітря з наступним поділом рідкої суміші газів на компоненти;
  • електроліз води:
    2H 2 O = 2H 2 + O 2 .
• лабораторніспособи (розкладання солей при нагріванні):
  • перманганат калію:
    2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2;
  • бертолетова сіль:
    2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .
• термічне розкладання нітратів лужних металів:
  2NaNO 3 = 2NaNO 2 +O 2
• каталітичне розкладання пероксиду водню (каталізатор MnO 2):
  2H 2 O 2 = 2H 2 O+O 2;
• взаємодія пероксидів вуглекислого газу з пероксидами лужних металів:
  2CO 2 +2Na 2 O 2 = 2Na 2 CO 3 +O 2 .