Кислородните атоми могат да образуват два вида молекули: O 2 - кислород и O 3 - озон.

Феноменът на съществуването на няколко прости вещества, образувани от атоми на един химичен елемент, се нарича алотропия. А простите вещества, образувани от един елемент, се наричат ​​алотропни модификации.

Следователно озонът и кислородът са алотропни модификации на елемента Кислород.

Имоти	Кислород	Озон
Съставна формула	O2	О 3
Външен вид при нормални условия	Газ	Газ
Цвят	Кислородът в пари е безцветен. Течността е бледо синя, а твърдата е синя	Озоновите пари са светлосини. Течността е синя, а твърдото вещество е тъмновиолетови кристали.
Мирис и вкус	Без мирис и вкус	Остра характерна миризма (в малки концентрации придава на въздуха свежа миризма)
Температура на топене	219 °C	192 °C
Температура на кипене	183 °C	112 °C
Плътност при n. u.	1,43 g/l	2,14 g/l
Разтворимост	4 обема кислород в 100 обема вода	45 обема озон в 100 обема вода
Магнитни свойства	Течният и твърдият кислород са парамагнитни вещества, т.е. са привлечени в магнитно поле	Има диамагнитни свойства, тоест не взаимодейства с магнитното поле
Биологична роля	Необходим за дишането на растения и животни (смесен с азот или инертен газ). Вдишването на чист кислород води до тежко отравяне	В атмосферата образува така наречения озонов слой, който предпазва биосферата от вредното въздействие на ултравиолетовото лъчение. Отровни

Химични свойства на кислорода и озона

Взаимодействие на кислород с метали

Молекулярният кислород е доста силен окислител. Окислява почти всички метали (с изключение на златото и платината). Много метали се окисляват бавно във въздуха, но в атмосфера на чист кислород те изгарят много бързо, образувайки оксид:

Въпреки това, когато някои метали горят, те образуват не оксиди, а пероксиди (в такива съединения степента на окисление на кислорода е -1) или супероксиди (степента на окисление на кислородния атом е фракционна). Примери за такива метали са барий, натрий и калий:

Взаимодействие на кислород с неметали

Кислородът проявява степен на окисление -2 в съединения, които се образуват с всички неметали с изключение на флуор, хелий, неон и аргон. При нагряване молекулите на кислорода директно взаимодействат с всички неметали, с изключение на халогени и инертни газове. В кислородна атмосфера фосфорът и някои други неметали се запалват спонтанно:

Когато кислородът взаимодейства с флуора, се образува кислороден флуорид, а не флуорен оксид, тъй като флуорният атом има по-висока електроотрицателност от кислородния атом. Кислородният флуорид е бледожълт газ. Използва се като много силенокислител и флуоровалентен агент. В това съединение степента на окисление на кислорода е +2.

При излишък на флуор може да се образува двукислороден дифлуорид, при който степента на окисление на кислорода е +1. Структурата на такава молекула е подобна на молекулата на водородния прекис.

Приложение на кислород и озон. Значение озонов слой

Кислородът се използва от всички аеробни живи същества за дишане. По време на фотосинтезата растенията отделят кислород и абсорбират въглероден диоксид.

Молекулярният кислород се използва за така наречената интензификация, тоест ускоряване на окислителните процеси в металургичната промишленост. Кислородът също се използва за получаване на пламък с висока температура. Когато ацетиленът (C 2 H 2) гори в кислород, температурата на пламъка достига 3500 ° C. В медицината кислородът се използва за улесняване на дишането на пациентите. Използва се и в дихателни апарати за хора, работещи в трудни за дишане атмосфери. Течният кислород се използва като окислител на ракетно гориво.

Озонът се използва в лабораторната практика като много силен окислител. В промишлеността се използва за дезинфекция на вода, тъй като има силно окислително действие, което унищожава различни микроорганизми.

Пероксиди, супероксиди и озониди на алкални метали се използват за регенериране на кислород в космически кораби и подводници.Това приложение се основава на реакцията на тези вещества с въглероден диоксид CO 2:

В природата озонът се намира във високите слоеве на атмосферата на височина около 20-25 км, в така наречения озонов слой, който предпазва Земята от силната слънчева радиация. Намаляването на концентрацията на озон в стратосферата дори с 1 може да доведе до сериозни последствия, като увеличаване на броя на раковите заболявания на кожата при хора и животни, увеличаване на броя на заболяванията, свързани с потискане на човешката имунна система, забавяне в растежа на сухоземните растения, намаляване на скоростта на растеж на фитопланктона и др.

Без озоновия слой, животът на планетата би бил невъзможен. Междувременно замърсяването на атмосферата от различни промишлени емисии води до разрушаване на озоновия слой. Най-опасните вещества за озона са фреоните (използват се като хладилни агенти в хладилни машини, както и като пълнители на кутии с дезодоранти) и отпадъчното ракетно гориво.

Световната общност е силно обезпокоена от образуването на дупка в озоновия слой на полюсите на нашата планета и затова през 1987 г. беше приет Монреалският протокол за веществата, които разрушават озоновия слой, който ограничи употребата на вещества, вредни за озоновия слой.

Физични свойства на веществата, образувани от елемента сяра

Атомите на сярата, както и кислородът, могат да образуват различни алотропни модификации ( S∞; S 12; S 8; S 6; S 2 и други). При стайна температура сярата е под форматаα -сяра (или ромбична сяра), която е жълти, крехки кристали, без мирис, неразтворими във вода. При температури над +96 °C настъпва бавен преходα-сяра до β -сяра (или моноклинна сяра), която е почти бели плочи. Ако разтопената сяра се излее във вода, течната сяра се преохлажда и се образува жълто-кафява, подобна на гума пластмасова сяра, която по-късно се превръща обратно в a-сяра. Сярата кипи при температура +445 ° C, образувайки тъмнокафяви пари.

Всички модификации на сярата са неразтворими във вода, но се разтварят доста добре във въглероден дисулфид(CS 2) и някои други неполярни разтворители.

Приложение на сяра

Основният продукт на сярната промишленост е сулфатната киселина. Производството му представлява около 60% от добиваната сяра. В производството на дъвки сярата се използва за превръщане на каучук във висококачествен каучук, тоест за вулканизиране на каучук. Сярата е най-важният компонент на всички пиротехнически смеси. Например кибритените глави съдържат около 5%, а мазнината върху кутия съдържа около 20% сяра от теглото. В селското стопанство сярата се използва за борба с вредителите по лозята. В медицината сярата се използва при производството на различни мехлеми за лечение на кожни заболявания.

Кислородни формипероксиди със степен на окисление -1.
— Например пероксидите се получават при изгаряне на алкални метали в кислород:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

— Някои оксиди абсорбират кислород:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

— Съгласно принципите на горене, разработени от А. Н. Бах и К. О. Енглер, окисляването протича на два етапа с образуването на междинно пероксидно съединение. Това междинно съединение може да бъде изолирано, например, когато пламък от горящ водород се охлажда с лед, заедно с вода се образува водороден пероксид:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Супероксидиимат степен на окисление -1/2, тоест един електрон на два кислородни атома (O 2 - йон). Получава се чрез взаимодействие на пероксиди с кислород при повишено налягане и температура:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Озонидисъдържа O 3 - йон със степен на окисление -1/3. Получава се чрез действието на озон върху хидроксиди на алкални метали:
KOH(tv) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

И той диоксигенил O 2 + има степен на окисление +1/2. Получено чрез реакцията:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Кислородни флуориди
Кислороден дифлуорид, OF 2 степен на окисление +2, се получава чрез преминаване на флуор през алкален разтвор:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Кислороден монофлуорид (Диоксидифлуорид), O 2 F 2, нестабилен, степен на окисление +1. Получава се от смес от флуор и кислород в тлеещ разряд при температура -196 °C.

Чрез преминаване на тлеещ разряд през смес от флуор и кислород при определено налягане и температура се получават смеси от висши кислородни флуориди O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 и O 6 F 2.
Кислородът поддържа процесите на дишане, горене и гниене. В свободната си форма елементът съществува в две алотропни модификации: O 2 и O 3 (озон).

Приложение на кислород

Широкото промишлено използване на кислорода започва в средата на 20-ти век, след изобретяването на турборазширители - устройства за втечняване и отделяне на течен въздух.

В металургията

Конверторният метод за производство на стомана включва използването на кислород.

Заваряване и рязане на метали

Кислородът в бутилки се използва широко за пламъчно рязане и заваряване на метали.

Ракетно гориво

Течен кислород, водороден пероксид, азотна киселина и други богати на кислород съединения се използват като окислители за ракетно гориво. Смес от течен кислород и течен озон е един от най-мощните окислители на ракетното гориво (специфичният импулс на сместа водород-озон надвишава специфичния импулс за двойките водород-флуор и водород-кислород флуорид).

В медицината

Кислородът се използва за обогатяване на дихателни газови смеси при проблеми с дишането, за лечение на астма, под формата на кислородни коктейли, кислородни възглавници и др.

В хранително-вкусовата промишленост

В хранително-вкусовата промишленост кислородът е регистриран като хранителна добавка E948, като гориво и опаковъчен газ.

Биологична роля на кислорода

Живите същества дишат кислород от въздуха. Кислородът се използва широко в медицината. При сърдечно-съдови заболявания, за подобряване на метаболитните процеси, в стомаха се инжектира кислородна пяна („кислороден коктейл“). Подкожното приложение на кислород се използва при трофични язви, елефантиаза, гангрена и други сериозни заболявания. Изкуственото обогатяване с озон се използва за дезинфекция и дезодориране на въздуха и пречистване на питейната вода. Радиоактивният кислороден изотоп 15 O се използва за изследване на скоростта на кръвния поток и белодробната вентилация.

Токсични производни на кислорода

Някои производни на кислорода (така наречените реактивни кислородни видове), като синглетен кислород, водороден пероксид, супероксид, озон и хидроксилен радикал, са силно токсични. Те се образуват по време на процеса на активиране или частично намаляване на кислорода. Супероксид (супероксиден радикал), водороден пероксид и хидроксилен радикал могат да се образуват в клетките и тъканите на човешкото и животинското тяло и да причинят оксидативен стрес.

Изотопи на кислорода

Кислородът има три стабилни изотопа: 16 O, 17 O и 18 O, чието средно съдържание е съответно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общия брой кислородни атоми на Земята. Рязкото преобладаване на най-лекия от тях, 16 O, в сместа от изотопи се дължи на факта, че ядрото на атома 16 O се състои от 8 протона и 8 неутрона. И такива ядра, както следва от теорията за структурата на атомното ядро, са особено стабилни.

Има радиоактивни изотопи 11 O, 13 O, 14 O (период на полуразпад 74 секунди), 15 O (T 1/2 = 2,1 минути), 19 O (T 1/2 = 29,4 секунди), 20 O (противоречив полу- данни за живота от 10 минути до 150 години).

Допълнителна информация

Кислородни съединения
Течен кислород
Озон

Кислород, Oxygenium, O (8)
Откриването на кислорода (Oxygen, френски Oxygene, немски Sauerstoff) бележи началото на модерния период в развитието на химията. От древни времена е известно, че за горенето е необходим въздух, но в продължение на много векове процесът на горене остава неясен. Едва през 17в. Мейоу и Бойл независимо изразиха идеята, че въздухът съдържа някакво вещество, което поддържа горенето, но тази напълно рационална хипотеза не беше развита по това време, тъй като идеята за горенето като процес на комбиниране на горящо тяло с определен компонент на въздухът по това време изглеждаше в противоречие с такъв очевиден акт като факта, че по време на горенето се извършва разлагането на горящото тяло на елементарни компоненти. Именно на тази основа в началото на 17в. Възниква теорията за флогистона, създадена от Бехер и Щал. С настъпването на химико-аналитичния период в развитието на химията (втората половина на 18 век) и появата на "пневматичната химия" - един от основните клонове на химико-аналитичната посока - горенето, както и дишането , отново привлече вниманието на изследователите. Откриването на различни газове и установяването на тяхната важна роля в химичните процеси е един от основните стимули за систематичните изследвания на процесите на горене, предприети от Лавоазие. Кислородът е открит в началото на 70-те години на 18 век.

Първият доклад за това откритие е направен от Пристли на среща на Кралското общество на Англия през 1775 г. Пристли, чрез нагряване на червен живачен оксид с голяма горяща чаша, получава газ, в който свещта гори по-ярко, отколкото в обикновен въздух, и тлеещата треска пламна. Пристли определя някои от свойствата на новия газ и го нарича дафлогистичен въздух. Въпреки това, две години по-рано от Пристли (1772), Шееле също получава кислород чрез разлагане на живачен оксид и други методи. Шееле нарича този газ огън въздух (Feuerluft). Шееле успя да съобщи за откритието си едва през 1777 г.

През 1775 г. Лавоазие говори пред Парижката академия на науките със съобщението, че е успял да получи „най-чистата част от въздуха, който ни заобикаля“, и описва свойствата на тази част от въздуха. Отначало Лавоазие нарича този „въздух” емпирийски, витален (Air empireal, Air vital) основата на жизнения въздух (Base de l'air vital).Почти едновременното откриване на кислорода от няколко учени в различни страни породи спорове за Пристли беше особено упорит в постигането на признание като откривател. По същество тези спорове не са приключили и до днес. Подробно проучване на свойствата на кислорода и неговата роля в процесите на горене и образуването на оксиди доведе Лавоазие до неправилното заключение, че този газ е киселиннообразуващ принцип. През 1779 г. Лавоазие, в съответствие с това заключение, въвежда ново име за кислорода - киселиннообразуващ принцип (principe acidifiant ou principe oxygine). Лавоазие извежда думата oxygine, която се появява в този комплекс име от гръцки - киселина и „произвеждам“.

Кислородът се характеризира с висока химична активност. Много вещества реагират с кислорода при стайна температура. Например прясна част от ябълка бързо придобива кафяв цвят, това се дължи на химични реакции между органичните вещества, съдържащи се в ябълката, и кислорода, съдържащ се във въздуха.

Кислородът обикновено реагира с прости вещества при нагряване. Поставете въглен в метална лъжица за горящи вещества, нагрейте го до червено в пламъка на спиртна лампа и го спуснете в съд с кислород. Наблюдаваме яркото изгаряне на въглища в кислород. Въглищата са просто вещество, образувано от елемента въглерод. Реакцията на кислорода с въглерода произвежда въглероден диоксид:

C + O2 = CO2

Струва си да се отбележи, че много химикали имат тривиални имена. Въглеродният диоксид е тривиално име за вещество. В ежедневието се използват тривиални имена на вещества, много от тях имат древен произход. Например сода бикарбонат, бертолетна сол. Всяко химично вещество обаче има и систематично химично наименование, чието съставяне се регулира от международни правила - систематична химична номенклатура. По този начин въглеродният диоксид има систематично име въглероден окис (IV).

Въглеродният диоксид е сложно вещество, бинарно съединение, което съдържа кислород.

Поставете сярата в лъжица за горящи вещества и я загрейте. Сярата се топи, след което се запалва. Във въздуха сярата гори с блед, почти незабележим син пламък. Нека добавим сяра в съд с кислород - сярата гори с ярко син пламък. Реакцията на сярата с кислорода произвежда серен диоксид:

S + O2 = SO2

Серният диоксид, подобно на въглеродния диоксид, принадлежи към групата на оксидите. Това е серен оксид(IV) е безцветен газ с остра, остра миризма.

Сега нека добавим запален червен фосфор в съд с кислород. Фосфорът гори с ярък, ослепителен пламък. Съдът се изпълва с бял дим. Белият дим е реакционен продукт, малки твърди частици Фосфорен (V) оксид:

4P + 5O2 = 2P2O5

Не само неметалите могат да горят в кислород. Металите също реагират енергично с кислорода. Например, магнезият гори в кислород и въздух с ослепителен бял пламък. Реакционен продукт - магнезиев оксид:

2Mg + O2 = 2MgO

Нека се опитаме да изгорим желязо в кислород. Загрейте стоманена тел в пламъка на спиртна лампа и бързо я спуснете в съд с кислород. Желязото гори в кислород, произвеждайки много искри. Веществото, получено в резултат на реакцията, се нарича железен оксид:

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Сноповете искри, които се получават при изгаряне на бенгалски огън, се обясняват с изгарянето на железен прах, който е част от тези пиротехнически продукти.

След разгледаните реакции могат да се направят важни изводи: кислородът реагира както с метали, така и с неметали; Често тези реакции са придружени от изгаряне на вещества. Продуктите от реакциите на кислорода с прости вещества са оксиди.

Моля, имайте предвид, че когато кислородът взаимодейства с прости вещества - метали и неметали - се образуват сложни вещества - оксиди. Този тип химична реакция се нарича съединения реакции.

Реакция на съединение - реакция, в резултат на която от две или повече по-малко сложни вещества се образуват по-сложни вещества

Взаимодействие на кислорода със сложни вещества

Кислородът може да реагира и със сложни вещества. Като пример, помислете за реакцията, която възниква по време на изгарянето на битов газ, който се състои от метан CH4.

Въз основа на изгарянето на метан в горелката на печката можем да заключим, че реакцията протича с освобождаване на енергия под формата на топлина и светлина. Какви са продуктите на тази реакция?

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O.

Продуктите на реакцията са оксиди: въглероден диоксид (въглероден (IV) оксид) и вода (водороден оксид).

Реакцията на кислорода с минерала пирит FeS2 (важен минерал от желязо и сяра) произвежда оксиди на сярата и желязото. Реакцията протича при нагряване:

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3

Окисляване – изгаряне и бавно окисляване

Изгаряне- Това е първата химическа реакция, с която човекът се запознава. Огън... Възможно ли е да си представим нашето съществуване без огън? Той влезе в живота ни и стана неотделим от него. Без огън човек не може да готви храна или стомана, без него транспортът е невъзможен. Огънят стана наш приятел и съюзник, символ на славни дела, добри дела и спомен за миналото.

От химическа гледна точка горенетое химическа реакция, придружена от освобождаване на поток от горещи газове и енергия под формата на топлина и светлина. Можем да кажем, че кислородът, реагирайки с прости вещества, ги окислява:

Просто вещество + Окисление на кислород → Продукти на окисление (оксиди) + Енергия.

Окисляването на веществата може да не е придружено от изгаряне, т.е. освобождаване на пламък. Такива процеси се наричат ​​бавно окисляване. Бавното окисление е процес на постепенно взаимодействие на вещества с кислород, с бавно отделяне на топлина, което не е придружено от изгаряне. Например въглеродният диоксид се образува не само при изгарянето на въглерод в кислород, но и при бавното окисление на органични вещества с атмосферен кислород (гниене, разлагане).

• При реакцията на прости вещества с кислород те се образуват оксиди
• Реакциите на прости вещества с кислород обикновено протичат при нагряване
• Реакции на прости вещества с кислородса сложни реакции
• Тривиалните имена на химичните вещества не отразяват химичния състав на веществата, те се използват в ежедневната практика, много от тях са се развили исторически
• Систематичните наименования на химичните вещества отразяват химичния състав на веществото и съответстват на международната систематична номенклатура
• Реакция на съединение- реакция, в резултат на която от две или повече вещества с по-малко сложна структура се образуват по-сложни вещества
• Кислородът може да реагира със сложни вещества
• Изгаряне– химическа реакция, съпроводена с освобождаване на енергия под формата на топлина и светлина
• Бавно окисление– процесът на постепенно взаимодействие на веществата с кислорода, с бавно отделяне на топлина, без да се придружава от горене

При рязане на метал се извършва с високотемпературен газов пламък, получен чрез изгаряне на запалим газ или течни пари, смесени с технически чист кислород.

Кислородът е най-разпространеният елемент на земята, намиращи се под формата на химични съединения с различни вещества: в земята - до 50% от теглото, в комбинация с водород във водата - около 86% от теглото и във въздуха - до 21% от обема и 23% от тегло.

Кислородът при нормални условия (температура 20°C, налягане 0,1 MPa) е безцветен, незапалим газ, малко по-тежък от въздуха, без мирис, но активно поддържащ горенето. При нормално атмосферно налягане и температура 0°C масата на 1 m 3 кислород е 1,43 kg, а при температура 20°C и нормално атмосферно налягане - 1,33 kg.

Кислородът има висока химическа активност, образуващи съединения с всички химични елементи с изключение на (аргон, хелий, ксенон, криптон и неон). Реакциите на съединението с кислород протичат с отделяне на голямо количество топлина, т.е. те имат екзотермичен характер.

Когато компресираният газообразен кислород влезе в контакт с органични вещества, масла, мазнини, въглищен прах, запалими пластмаси, те могат спонтанно да се възпламенят в резултат на отделяне на топлина при бързо компресиране на кислород, триене и удар на твърди частици върху метал, както и като електростатичен искров разряд. Следователно, когато използвате кислород, трябва да се внимава да не влиза в контакт със запалими или горими вещества.

Цялото кислородно оборудване, кислородните тръбопроводи и бутилки трябва да бъдат напълно обезмаслени.способни да образуват експлозивни смеси със запалими газове или течни запалими пари в широк диапазон, което също може да доведе до експлозии в присъствието на открит пламък или дори искра.

Отбелязаните характеристики на кислорода винаги трябва да се имат предвид, когато се използва в процеси на газопламъчна обработка.

Атмосферният въздух е предимно механична смес от три газа със следното обемно съдържание: азот - 78,08%, кислород - 20,95%, аргон - 0,94%, останалото е въглероден диоксид, азотен оксид и др. Кислородът се получава чрез отделяне на въздухадо кислород и чрез метода на дълбоко охлаждане (втечняване), заедно с отделянето на аргон, чието използване непрекъснато нараства. Азотът се използва като защитен газ при заваряване на мед.

Кислородът може да се получи по химичен път или чрез електролиза на вода. Химични методинеефективни и неикономични. При електролиза на водаПри постоянен ток кислородът се произвежда като страничен продукт при производството на чист водород.

Кислородът се произвежда в промишленосттаот атмосферния въздух чрез дълбоко охлаждане и ректификация. В инсталациите за получаване на кислород и азот от въздуха, последният се почиства от вредни примеси, компресира се в компресор до подходящо налягане на хладилния цикъл от 0,6-20 MPa и се охлажда в топлообменници до температурата на втечняване, разликата в температурите на втечняване на кислород и азот е 13°C, което е достатъчно за пълното им разделяне в течната фаза.

Течният чист кислород се натрупва в апарат за разделяне на въздуха, изпарява се и се събира в газов резервоар, откъдето се изпомпва в цилиндри от компресор под налягане до 20 MPa.

По тръбопровод се транспортира и технически кислород. Налягането на кислорода, транспортиран през тръбопровода, трябва да бъде съгласувано между производителя и потребителя. Кислородът се доставя до обекта в кислородни бутилки, а в течно състояние в специални съдове с добра топлоизолация.

За превръщането на течния кислород в газ се използват газификатори или помпи с изпарители на течен кислород. При нормално атмосферно налягане и температура 20 ° C 1 dm 3 течен кислород при изпаряване дава 860 dm 3 газообразен кислород. Поради това е препоръчително кислородът да се доставя до мястото на заваряване в течно състояние, тъй като това намалява теглото на контейнера 10 пъти, което спестява метал за производството на цилиндри и намалява разходите за транспортиране и съхранение на цилиндри.

За заваряване и рязанеСпоред -78 техническият кислород се произвежда в три степени:

• 1-во - чистота най-малко 99,7%
• 2-ро - не по-малко от 99,5%
• 3-то - не по-малко от 99,2% обемни

Чистотата на кислорода е от голямо значение за рязане с кислородно гориво. Колкото по-малко газови примеси съдържа, толкова по-висока е скоростта на рязане, по-чисто и по-малко потребление на кислород.

8 O 1s 2 2s 2 2p 4 ; A r = 15.999 Изотопи: 16 O (99.759%); 170 (0,037%); 180 (0,204%); ЕО - 3,5

Кларк в земната кора е 47% от масата; в хидросферата 85,82% от масата; в атмосферата 20,95% обемни.

Най-често срещаният елемент.

Форми на поява на елемента: а) в свободна форма - O 2, O 3;

б) в свързана форма: O 2- аниони (главно)

Кислородът е типичен неметал, p-елемент. Валентност = II; степен на окисление -2 (с изключение на H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Физични свойства на O2

При нормални условия молекулярният кислород O2 е в газообразно състояние, няма цвят, мирис или вкус и е слабо разтворим във вода. При дълбоко охлаждане под налягане кондензира в бледосиня течност (Tkip - 183°C), която при -219°C се превръща в синьо-сини кристали.

Методи за получаване

1. Кислородът се образува в природата по време на фотосинтезата mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm(H 2 O)n

2. Промишлено производство

а) ректификация на течен въздух (отделяне от N 2);

б) електролиза на вода: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

3. В лабораторията се получава следното чрез термично редокс разлагане на соли:

а) 2КlO 3 = 3О 2 + 2KCI

б) 2KMnO 4 = O 2 + MnO 2 + K 2 MnO 4

в) 2KNO 3 = O 2 + 2KNO 2

г) 2Cu(NO3)O2 = O2 + 4NO2 + 2CuO

д) 2AgNO 3 = O 2 + 2NO 2 + 2Ag

4. В херметически затворени помещения и в устройства за автономно дишане кислородът се получава по реакцията:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = O 2 + 2Na 2 CO 3

Химични свойства на кислорода

Кислородът е силен окислител. По химическа активност отстъпва само на флуора. Образува съединения с всички елементи с изключение на He, Ne и Ar. Реагира директно с повечето прости вещества при нормални условия или при нагряване, както и в присъствието на катализатори (изключения са Au, Pt, Hal 2, благородни газове). Реакциите с участието на O 2 в повечето случаи са екзотермични, често протичат в режим на горене, понякога в експлозия. В резултат на реакциите се образуват съединения, в които кислородните атоми, като правило, имат С.О. -2:

Окисляване на алкални метали

4Li + O 2 = 2Li 2 O литиев оксид

2Na + O 2 = Na 2 O 2 натриев пероксид

K + O 2 = KO 2 калиев супероксид

Окисляване на всички метали с изключение на Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y оксиди

Окисляване на неметали, различни от халогени и благородни газове

N 2 + O 2 = 2NO - Q

S + O 2 = SO 2;

C + O 2 = CO 2;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Si + O 2 = SiO 2

Окисляване на водородни съединения на неметали и метали

4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

C x H y + O 2 = CO 2 + H 2 O

MeH x + 3O 2 = Me x O y + H 2 O

Окисляване на нисши оксиди и хидроксиди на поливалентни метали и неметали

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Окисляване на метални сулфиди

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

Окисляване на органични вещества

Всички органични съединения горят, окислени от атмосферния кислород.

Продуктите на окисление на различни елементи, включени в техните молекули, са:

В допълнение към реакциите на пълно окисление (горене) са възможни и реакции на непълно окисление.

Примери за реакции на непълно окисление на органични вещества:

1) каталитично окисление на алкани

2) каталитично окисление на алкени

3) окисляване на алкохоли

2R-CH 2 OH + O 2 → 2RCOH + 2H 2 O

4) окисляване на алдехиди

Озон

Озонът O3 е по-силен окислител от O2, тъй като по време на реакцията неговите молекули се разпадат, за да образуват атомарен кислород.

Чистият O 3 е син газ, много отровен.

K + O 3 = KO 3 калиев озонид, червен.

PbS + 2O 3 = PbSO 4 + O 2

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2

Последната реакция се използва за качествено и количествено определяне на озон.