Кислород

 

Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Степень окисления кис­лорода в подавляющем большинстве соединений равна –2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью О–О.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, неметалл. Природный кислород содержит изотоп ¹⁶О (с примесями ¹⁷О, ¹⁸О). Составная часть воздуха: содержание О₂ 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [Mr(воздух)=28,966]. Известно свыше 1400 минералов, содер­жащих кислород. Важнейшие кислородсодержащие минералы – кварц, полевые шпаты, слюды, глины, известняки. Огромное количество кислорода находится в воде, как в химически связанном, так и в растворенном состоянии. Кроме того, кислород является обязательной составной частью живых организмов.

Простые вещества. О₂ (дикислород) – бесцветный газ, в жидком состоянии светло-голубой, в твердом – синий. Плохо растворяется в воде (3 объемов О₂ в 100 объемах Н₂О при 20°С). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Очень реакционноактивен как окислитель атомарный кислород О⁰, образующийся при термически разложении многих соединений или получаемый искусственно из молекулярного кислорода.

Аллотропическую модификацию кислорода – озон О₃ можно рассматривать как соединение О(IV) – ОО₂.

Получение и применение кислорода.В промышленности кислород получают фракционной дистилляцией жидкого воздуха, электролизом воды; в лаборатории – при термическом распаде оксидов (CrO₃), пероксидов (BaO₂), солей оксокислот (КМnO₄, КСlO₃, KNO₃).

Кислород расходуется в процессах горения, дыхания, гниения и непрерывно регенерируется за счет фотосинтеза зелеными растениями и цианобактерими:

nСО₂ + mН₂О = Сn(Н₂O)m + nO₂

Его применяют для интенсификации химических процессов (в производстве серной и азотной кислот, в доменном процессе и др.), для получения высоких температур при сжигании горючих газов, а также в медицине.

Соединения кислорода (–II). Известны оксиды всех элементов, полученные непосредственно или косвенно, за исключением оксидов гелия, неона и аргона. Оксиды неметаллов в большинстве случаев являются кислотообразующими оксидами. Некоторые оксиды неметаллов, например СO и NO, индифферентны по отношению к воде.

Оксиды металлов по отношению к воде могут быть оснóвными, например:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

или кислотными:

Re₂O₇ + H₂O = 2HReO₄.

Амфотерные гидроксиды, как правило, не взаимодействуют с водой. Состав оксидов неметаллов с преимущественно ионной связью (в особенности d-элементов) в большей или меньшей степени переменный. Так, для MnО он изменяется в пределах от МnО до МnО_1,5. С ростом степени окисления металлического элемента возрастает ковалентный характер химической связи, и строение таких оксидов молекулярное (например, CrO₃, Mn₂O₇, Re₂O₇).

Важнейшим из оксидов является оксид водорода – вода. Поверхность Земли на ¾ покрыта жидкой (океаны, моря, озера, реки) и твердой (ледники) водой. В больших количествах вода содержится в атмосфере и земной коре, в связанном виде входит в состав различных минералов и пород. Вода составляет 50–99% массы живых организмов. Она играет особую роль в самых разнообразных процессах и явлениях живой и неживой природы, а также в практической деятельности человека. Химические свойства воды определяются ее химическим строением, в частности, наличием двух неподеленных электронных пар и значительной полярностью молекулы. Вода химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидролизует многие бинарные соединения и соли. В воде растворяется большинство неорганических кислот и оснований. Образует кристаллогидраты со многими веществами. Вода является катализатором целого ряда химических процессов; в ее отсутствии многие вещества почти не взаимодействуют химически.

Водные растворы пероксида водорода Н₂О₂ широко используются для отбелки различных материалов, для обеззараживания сточных вод. Пероксид водорода применяют как окислитель ракетного топлива.

Соединения пероксидного типа. Присоединение одного электрона к молекуле О₂ вызывает образова­ние надпероксид-иона О₂^–. Извест­ны надпероксиды наиболее активных щелочных металлов (К, Rb, Cs). Надпероксиды – очень сильные окислители; бурно реагируют с водой с выделением кислорода. Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ:

К+ О₂ = КО₂

Пероксиды образуются при окислении ряда металлов, так:

Ва + О₂ = ВаО₂

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода Н₂О₂. В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота:

Н₂О₂ + 2NаОН = Na₂O₂ + 2Н₂О

Пероксиды проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные:

2KI^–1 + Na₂O₂^–1 + H₂SO₄ = I₂⁰ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O^–2

2КMn⁺⁷O₄ + Н₂О₂^–1 + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5O₂⁰↑+ K₂SO₄ + 8H₂O

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные.

Для пероксида водорода характерен также распад по типу диспропорционирования:

2Н₂О₂^–1 = 2Н₂О^–2 + О₂⁰↑

Этот распад ускоряется в присутствии примесей, при освещении, наг­ревании.

Кислоты, в которых имеется группировка –О–О–, называют пероксокислотами, например: HNO₄ (пероксоазотная кислота), H₂SO₅ (пероксосерная кислота).

Соединения кислорода (II), (I) и (0). Эти степени окисления кислорода проявляются в его соединениях с фто­ром, например: OF₂, O₂F₂, NO₃F, ClO₄F, O₂[PtF₆].

Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Соединения кислорода (IV).Кислород проявляет степень окисления +4 в аллотропической модификации – озоне О₃ (О⁺⁴О₂) и озонидах (соединения, состоящие из положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов О₃^–; так, К₃О).

Озон – светло-синий газ с резким раздражающим запахом, токсичен. Образуется в атмосфере из О₂ при грозовых разрядах и под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Озон задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение.

Очень сильный окислитель; реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Cu, Au):

8Ag + 2O₃ = 4Ag₂O + O₂↑

Озон используется для очистки питьевой воды, дезинфекции воздуха, в различных органических синтезах, для очистки морей от разлитой нефти.