Здравствуйте. Вы уже читали мои статьи в блоге Tutoronline.ru. Сегодня я расскажу Вам о кислороде и о способах его получения. Напоминаю, если у Вас будут ко мне вопросы, Вы можете писать их в комментариях к статье. Если же Вам понадобиться любая помощь по химии, записывайтесь на мои занятия в расписании . Буду рад Вам помочь.

Кислород распространён в природе в виде изотопов 16 О, 17 О, 18 О, которые имеют следующее процентное содержание на Земле – 99,76%, 0,048%, 0,192% соответственно.

В свободном состоянии кислород находится в виде трёх алло-тропных модификаций : атомарного кислорода - О о, дикислорода – О 2 и озона – О 3 . Причём, атомарный кислород может быть получен следующим образом:

КClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Кислород входит в состав более 1400 различных минералов и органических веществ, в атмосфере его содержание составляет 21% по объёму. А в человеческом теле содержится до 65% кислорода. Кислород газ без цвета и запаха, мало растворим в воде (в 100 объёмах воды при 20 о С растворяется 3 объёма кислорода).

В лаборатории кислород получают умеренным нагреванием некоторых веществ:

1) При разложении соединений марганца (+7) и (+4):

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
перманганат манганат
калия калия

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) При разложении перхлоратов:

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
перхлорат
калия

3) При разложении бертолетовой соли (хлората калия) .
При этом образуется атомарный кислород:

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
хлорат
калия

4) При разложении на свету солей хлорноватистой кислоты - гипохлоритов:

2NaClO → 2NaCl + O 2

Ca(ClO) 2 → CaCl 2 + O 2

5) При нагревании нитратов.
При этом образуется атомарный кислород. В зависимости от того, какое положение в ряду активности занимает металл нитрата, образуются различные продукты реакции:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO 3 → 2 Ag + 2NO 2 + O 2

6) При разложении пероксидов:

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) При нагревании оксидов неактивных металлов:

2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2

Данный процесс имеет актуальное значение в быту. Дело в том, что посуда, изготовленная из меди или серебра, имея естественный слой оксидной плёнки, при нагревании образует активный кислород, что является антибактериальным эффектом. Растворение солей неактивных металлов, особенно нитратов, также приводит к образованию кислорода. Например, суммарный процесс растворения нитрата серебра можно представить по этапам:

AgNO 3 + H 2 O → AgOH + HNO 3

2AgOH → Ag 2 O + O 2

2Ag 2 O → 4Ag + O 2

или в суммарном виде:

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) При нагревании солей хрома высшей степени окисления:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
бихромат хромат
калия калия

В промышленности кислород получают:

1) Электролитическим разложением воды:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2) Взаимодействием углекислого газа с пероксидами:

СО 2 + К 2 О 2 →К 2 СО 3 + О 2

Данный способ представляет собой незаменимое техническое решение проблемы дыхания в изолированных системах: подводных лодках, шахтах, космических аппаратах.

3) При взаимодействии озона с восстановителями:

О 3 + 2КJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2

Особое значение получение кислорода имеет место в процессе фотосинтеза , происходящего в растениях. Кардинальным образом от этого процесса зависит вся жизнь на Земле. Фотосинтез – сложный многоступенчатый процесс. Начало ему даёт свет. Сам фотосинтез состоит из двух фаз: световой и темновой. В световую фазу пигмент хлорофилл, содержащийся в листьях растений, образует так называемый «светопоглощающий» комплекс», который отнимает электроны у воды, и тем самым расщепляет её на ионы водорода и кислород:

2Н 2 О = 4е + 4Н + О 2

Накопившиеся протоны способствуют синтезу АТФ:

АДФ + Ф = АТФ

В темновую фазу происходит преобразование углекислого газа и воды в глюкозу. И побочно выделяется кислород:

6СО 2 + 6Н 2 О = С 6 Н 12 О 6 + О 2

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

При и резке металла осуществляется высокотемпературным газовым пламенем, получаемым при сжигании горючего газа или паров жидкости в смеси с технически чистым кислородом.

Кислород является самым распространенным элементом на земле , встречающимся в виде химических соединений с различными веществами: в земле - до 50% по массе, в соединении с водородом в воде - около 86% по массе и в воздухе - до 21% по объему и 23% по массе.

Кислород при нормальных условиях (температура 20°С, давление 0,1 МПа) - это бесцветный, негорючий газ, немного тяжелее воздуха, не имеющий запаха, но активно поддерживающий горение. При нормальном атмосферном давлении и температуре 0°С масса 1 м 3 кислорода равна 1,43 кг, а при температуре 20°С и нормальном атмосферном давлении - 1,33 кг.

Кислород имеет высокую химическую активность , образуя соединения со всеми химическими элементами, кроме (аргона, гелия, ксенона, криптона и неона). Реакции соединения с кислородом протекают с выделением большого количества теплоты, т. е. носят экзотермический характер.

При соприкосновении сжатого газообразного кислорода с органическими веществами, маслами, жирами, угольной пылью, горючими пластмассами может произойти их самовоспламенение в результате выделения теплоты при быстром сжатии кислорода, трении и ударе твердых частиц о металл, а также электростатического искрового разряда. Поэтому при использовании кислорода необходимо тщательно следить за тем, чтобы он не находился в контакте с легковоспламеняющимися и горючими веществами.

Всю кислородную аппаратуру, кислородопроводы и баллоны необходимо тщательно обезжиривать. способен образовывать в широких пределах взрывчатые смеси с горючими газами или парами жидких горючих, что также может привести к взрывам при наличии открытого огня или даже искры.

Отмеченные особенности кислорода следует всегда иметь в виду при использовании его в процессах газопламенной обработки.

Атмосферный воздух в основном представляет собой механическую смесь трех газов при следующем их объемном содержании: азота - 78,08%, кислорода - 20,95%, аргона-0,94%, остальное - углекислый газ, закись азота и др. Кислород получают разделением воздуха на кислород и методом глубокого охлаждения (сжижения), попутно идет отделение аргона, применение которого при непрерывно возрастает. Азот применяют как защитный газ при сварке меди.

Кислород можно получать химическим способом или электролизом воды. Химические способы малопроизводительны и неэкономичны. При электролизе воды постоянным током кислород получают как побочный продукт при производстве чистого водорода.

В промышленности кислород получают из атмосферного воздуха методом глубокого охлаждения и ректификации. В установках для получения кислорода и азота из воздуха последний очищают от вредных примесей, сжимают в компрессоре до соответствующего давления холодильного цикла 0,6-20 МПа и охлаждают в теплообменниках до температуры сжижения, разница в температурах сжижения кислорода и азота составляет 13°С, что достаточно для их полного разделения в жидкой фазе.

Жидкий чистый кислород накапливается в воздухоразделительном аппарате, испаряется и собирается в газгольдере, откуда компрессором его накачивают в баллоны под давлением до 20 МПа.

Технический кислород транспортируют также по трубопроводу. Давление кислорода, транспортируемого по трубопроводу, должно быть согласовано между изготовителем и потребителем. К месту кислород доставляется в кислородных баллонах, и в жидком виде - в специальных сосудах с хорошей теплоизоляцией.

Для превращения жидкого кислорода в газ используют газификаторы или насосы с испарителями для жидкого кислорода. При нормальном атмосферном давлении и температуре 20°С 1 дм 3 жидкого кислорода при испарении дает 860 дм 3 газообразного. Поэтому доставлять кислород к месту сварки целесообразно в жидком состоянии, так как при этом в 10 раз уменьшается масса тары, что позволяет экономить металл на изготовление баллонов, уменьшать расходы на транспортировку и хранение баллонов.

Для сварки и резки по -78 технический кислород выпускается трех сортов:

• 1-й - чистотой не менее 99,7%
• 2-й - не менее 99,5%
• 3-й - не менее 99,2% по объему

Чистота кислорода имеет большое значение для кислородной резки. Чем меньше содержится в нем газовых примесей, тем выше скорость реза, чище и меньше расход кислорода.

Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s — и p -орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF 2 и O 2 F 2 .

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км 3 (н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

Открыт шведом К. Шееле (1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли (1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» - «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

1. Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+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 бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

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

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение. Горение — б ыстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s 2 2p 4 находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

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

Мелкий порошок железа (так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe 2 O 3 , а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

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 , и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O 2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 o C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (избыток кислорода),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недостаток кислорода),

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O 2 + , например, O 2 + — (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O 2 . Так, озон окисляет иодид - ионы I — в растворе Kl:

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

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O 2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О 3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

Для получения кислорода , потребуются вещества, которые им богаты. Это пероксиды, селитры, хлораты. Мы будем использовать те, что можно достать без особого труда.

Для получения кислорода в домашних условиях есть несколько способов, разберём их по-порядку.

Самый простой и доступный способ получения кислорода – использовать марганцовку (или более правильное название – перманганат калия). Всем известно, что марганцовка – прекрасный антисептик, используется в качестве обеззараживающего вещества. Если её нет, то можно приобрести в аптеке.

Поступим так. В пробирку насыпаем немного марганцовки, закроем пробиркой с отверстием, в отверстие установим газоотводную трубку (по ней будет идти кислород). Другой конец трубки поместим в другую пробирку (она должна располагаться вверх дном, так как выделяющийся кислород легче воздуха и будет подниматься вверх. Такой же пробкой закром вторую пробирку.
В итоге у нас должно получиться две пробирки, соединённые между собой газоотводной трубкой через пробки. В одной (неперевёрнутой) пробирке - марганцовка. Будем нагревать пробирку с марганцовкой. Тёмно-фиолетово-вишнёвый цвет кристалликов марганцовки исчезнет и превратится в тёмно-зелёные кристаллы манганата калия.

Реакция протекает так:

2KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 +O 2

Так из 10 грамм марганцовки можно получить почти 1 литр кислорода. Через пару минут можно извлечь колбу с марганцовкой из пламени. Мы получили кислород в перевёрнутой пробирке. Можем его проверить. Для этого аккуратно отсоединим вторую трубку (с кислородом) от газоотводной трубки, прикрыв отверстие пальцем. Теперь, если внести слабо горящую спичку в колбу с кислородом, то она ярко вспыхнет!

Получение кислорода возможно также с помощью натриевой или калиевой селитры (соответствующие соли натрия и калия азотной кислоты).
(Нитраты калия и натрия – они же – селитры, продаются на магазинах для удобрений).

Итак, для получения кислорода из селитры возьмём пробирку из тугоплавкого стекла на штативе, поместим туда селитровый порошок (5 грамм будет достаточно).Потребуется под пробирку поставить керамическую чашечку с песком, та как стекло может расплавиться от температуры и потечь. Следовательно, горелку надо будет держать немного сбоку, а пробирку с селитрой – под наклоном.

При сильном нагреве селитры она начинает плавиться, при этом выделяется кислород. Реакция проходит так:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

Образующееся вещество – нитрит калия (или натрия, смотря, какая селитра использована) – соль азотистой кислоты.

Ещё один способ получения кислорода – использовать перекись водорода. Пероксид, гидроперит – всё одно и то же вещество. Перекись водорода продаётся в таблетках и в виде растворов (3%, 5%, 10%), которое можно приобрести в аптеке.

В отличии от предыдущих веществ, селитр или марганцовки, перекись водорода – неустойчивое вещество. Уже при наличии света она начинает распадаться на кислород и воду. Поэтому в аптеках перекись продаётся в пузырьках из тёмного стекла.

Кроме того, быстрому разложению перекиси водорода на воду и кислород способствуют катализаторы, например, оксид марганца, активированный уголь, стальной порошок (мелкая стружка) и даже слюна. Поэтому, перекись водорода нагревать не нужно, достаточно катализатора!

Четыре элемента-«халькогена» (т.е. «рождающих медь») возглавляют главную подгруппу VI группы (по новой классификации - 16-ю группу) периодической системы. Кроме серы, теллура и селена к ним также относится кислород. Давайте подробно разберем свойства этого наиболее распространенного на Земле элемента, а также применение и получение кислорода.

Распространенность элемента

В связанном виде кислород входит в химический состав воды - его процентное соотношение составляет порядка 89%, а также в состав клеток всех живых существ - растений и животных.

В воздухе кислород находится в свободном состоянии в виде О2, занимая пятую часть его состава, и в виде озона - О3.

Физические свойства

Кислород О2 представляет собой газ, который не обладает цветом, вкусом и запахом. В воде растворяется слабо. Температура кипения - 183 градуса ниже нуля по Цельсию. В жидком виде кислород имеет голубой цвет, а в твердом виде образует синие кристаллы. Температура плавления кислородных кристаллов составляет 218,7 градуса ниже нуля по Цельсию.

Химические свойства

При нагревании этот элемент реагирует со многими простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, образуя при этом так называемые оксиды - соединения элементов с кислородом. в которую элементы вступают с кислородом, называется окислением.

Например,

4Na + О2= 2Na2O

2. Через разложение перекиси водорода при нагревании ее в присутствии оксида марганца, выступающего в роли катализатора.

3. Через разложение перманганата калия.

Получение кислорода в промышленности проводится такими способами:

1. Для технических целей кислород получают из воздуха, в котором обычное его содержание составляет порядка 20%, т.е. пятую часть. Для этого воздух сначала сжигают, получая смесь с содержанием жидкого кислорода около 54%, жидкого азота - 44% и жидкого аргона - 2%. Затем эти газы разделяют с помощью процесса перегонки, используя сравнительно небольшой интервал между температурами кипения жидкого кислорода и жидкого азота - минус 183 и минус 198,5 градуса соответственно. Получается, что азот испаряется раньше, чем кислород.

Современная аппаратура обеспечивает получение кислорода любой степени чистоты. Азот, который получается при разделении жидкого воздуха, используется в качестве сырья при синтезе его производных.

2. также дает кислород очень чистой степени. Этот способ получил распространение в странах с богатыми ресурсами и дешевой электроэнергией.

Применение кислорода

Кислород является основным по значению элементом в жизнедеятельности всей нашей планеты. Этот газ, который содержится в атмосфере, расходуется в процессе животными и людьми.

Получение кислорода очень важно для таких сфер деятельности человека, как медицина, сварка и резка металлов, взрывные работы, авиация (для дыхания людей и для работы двигателей), металлургия.

В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах - например, при сжигании различных видов топлива: природного газа, метана, угля, древесины. Во всех этих процессах образуется При этом природа предусмотрела процесс естественного связывания данного соединения с помощью фотосинтеза, который проходит в зеленых растениях под действием солнечного света. В результате этого процесса образуется глюкоза, которую растение потом расходует для строительства своих тканей.