рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры
- Раздел Химия
- /
- Кислород
Реферат Курсовая Конспект
Кислород
Кислород - раздел Химия, Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ Кислород – Элемент 2‑го Периода И Via‑груп...
Кислород – элемент 2‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная формула атома [2He]2s22p4, характерные степени окисления чаще 0 и – II, реже – I и +II, состояние ОII считается устойчивым.
Шкала степеней окисления кислорода:
Кислород обладает высокой электроотрицательностью (3,50, второй элемент после фтора), проявляет типичные неметаллические свойства. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Ar, входит в состав многочисленных оксидов, гидроксидов, солей кислородсодержащих кислот.
Природный кислород содержит изотоп 16O с примесью изотопов 17O и 18O. В химии большинство соединений природного кислорода рассматривается как изотопно‑чистые соединения кислорода‑16.
Кислород – самый распространенный элемент в земной коре (55 %) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Кислород O2. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул О2 (дикислород ) с σπ‑связью O=O, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде. Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло‑голубой, в твердом – синий.
Составная часть воздуха: 20,94 % по объему, 23,13 % по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота N2. Малорастворим в воде (31 мл/1 л Н2O при 20 °C), но несколько лучше, чем N2. 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 металлов и неметаллов:
Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа, уравнения реакций см. в 11.3. Особенно активен атомарный кислород О0 (активность выше, чем у озона O3), обычно получаемый непосредственно в зоне реакции при термическом разложении многих веществ.
Простейшая качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.
Получение кислорода:
а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха, электролиз воды (уравнения реакций см. в разд. 12);
б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:
2HgO = 2Hg + O2 (450–500 °C)
2КMnO4 = К2MnO4 + MnO2 + O2 (200–240 °C)
2Na2O2 = 2Na2O + O2 (400–675 °C, вакуум)
2КClO3 = 2КCl + 3O2 (150–300 °C, кат. MnO2)
2KNO3 = 2KNO2 + O2 (400–520 °C)
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 топлива в ракетной технике.
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 первую очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.
Озон O3. Простое вещество (трикислород), неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло‑синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O)2] (sр2‑гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные σπ‑связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O2 (озонированный кислород). Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н2O), но значительно лучше, чем O2. Сильный окислитель (более сильный, чем O2, но более слабый, чем атомарный кислород O0). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево‑красные озониды. Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O2 в специальном приборе – озонаторе.
Качественная реакция – выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O2 в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:
Получение : под действием электрического разряда в озонаторе:
Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в
неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.
Атомарный кислород О0. Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O2 и O3. Образуется при распаде молекул O2 и O3 под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O2); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O2 и O3, в присутствии восстановителей окисляет их:
KNO3 = KNO2 + O0
О0 + С (графит) = СO2
Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.
Пероксид водорода Н2O2. Бинарное соединение. Молекула Н2O2 неплоская, имеет строение с σ‑связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.
Бесцветная жидкость, вязкая, тяжелее воды, чувствительна к свету и примесям (стабилизатор Н3РO4). Разлагается со взрывом при слабом нагревании, на катализаторе – при комнатной температуре. Неограниченно смешивается с водой. Разбавленными щелочами нейтрализуется не полностью. Сильный окислитель, слабый восстановитель.
Пероксид водорода применяется как отбеливатель текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислитель ракетного топлива, реагент в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (потемневший красочный слой из‑за перехода белил – гидроксокарбонатов свинца – в черный PbS осветляют переводом в белый PbSO4). В промышленности обычно используют взрывобезопасный 30 %‑ный раствор Н2O2 (пергидроль), в медицине – 3 %‑ный раствор.
Уравнения важнейших реакций:
2Н2O2 = 2Н2O + O2 (выше 150 °C или на кат. MnO2)
Н2O2 (разб.) + NaOH (разб.) = NaHO2 + Н2O
Н2O2 (конц.) + 2NaOH(т) = Na2O2↓ + 2H2O (0 °C)
Н2O2 (3 %) + 2H+ + 2I‑ = I2↓ + 2Н2O
5Н2O2 (30 %) + I2(т) = 2НIO3 + 4Н2O
Н2O2 (10 %) + SO32‑ = SO32‑ + H2O
4Н2O2 (30 %) + PbS (черн.) = 4H2O + PbSO4 (бел.)↓
3H2O2 + 2[Cr(OH)6]3‑ = 2CrO42‑ + 8H2O + 2OH‑
2Н2O2 (конц.) + Са(ClO)2 = СаCl2 + 2Н2O + 2O2↑
5H2O2 + 6H+ + 2MnO4‑ = 2Mn2+ + 5O2↑ + 8Н2O
Получение : в лаборатории вначале синтезируют пероксид бария ВаO2:
2ВаО + O2 (изб.) = 2ВаO2 (до 500 °C),
а затем его обрабатывают серной кислотой:
ВаO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + Н2O2 (на холоду)
В промышленности (старый метод) – электролиз водного раствора H2SO4 или (NH4)2SO4 в специальных условиях; при этом кислота или соль не расходуются, а протекает электролиз воды с образованием на аноде Н2O2:
Современный промышленный способ (8O% мирового производства) – окисление сложного органического соединения 2‑этилантрагидрохинон кислородом воздуха на холоду.
– Конец работы –
Эта тема принадлежит разделу:
Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Химия Полный справочник для подготовки к ЕГЭ...
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Кислород
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Подпишитесь на Нашу рассылку
Реклама
Информация в виде рефератов, конспектов, лекций, курсовых и дипломных работ имеют своего автора, которому принадлежат права. Поэтому, прежде чем использовать какую либо информацию с этого сайта, убедитесь, что этим Вы не нарушаете чье либо право.
© copyright 1999 - 2024 allRefs.net. Все права защищены. Страница сгенерирована за: 0.025 сек.
Новости и инфо для студентов