Підготовка до ЗНО з хімії

Оксиген – типовий елемент VIА підгрупи ІІ періоду. На зовнішньому електронному рівні міститься 6 електронів (2s²2p⁴). Висока спорідненість до електрона і неможливість переходу у збуджений стан зумовлює високу хімічну активність кисню, як неметалу. За електронегативністю Оксиген поступається лише Флуору (3,5 і 4,0 відповідно).

Будова зовнішнього електронного рівня атома Оксигену:

Найпоширеніші ступені окиснення Оксигену –2, –1, 0. За рахунок двох неспарених електронів, Оксиген найчастіше виявляє ступінь окиснення –2 і лише у сполуках з Флуором +2 (оксиген фторид ОF₂). Існують сполуки, у яких Оксиген виявляє ступінь окиснення –1 (пероксиди H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂). У пероксидах існує зв’язок між атомами Оксигену О–О. Гідроген пероксид – кислота, пероксиди – солі.

Проста речовина Оксигену – кисень – двоатомна молекула О₂, у якій атоми зв’язані ковалентним неполярним зв’язком.

Оксиген вперше добув Дж. Прістлі (Англія) у XVIII ст. термічним розкладом HgO. Назву Оксиген (гр. oxy genes – кислоти утворює) запропонував А. Лавуазьє.

Природні сполуки Оксигену.

Оксиген – найпоширеніший елемент на Землі, масова частка – 47,2%, атомна – 58%. Основна маса Оксигену міститься в повітрі (табл. 17.1).

Вода містить 89% Оксигену. Він також входить до складу оксидів, багатьох солей, рослинних і тваринних організмів.

Одержання кисню у лабораторії.

1. Термічний розклад сполук з високим вмістом Оксигену (KMnO₄, KClO₃, NaNO₃, HgO):

2KMnO₄ = O₂ + K₂MnO₄ + MnO₂,   2KClO₃2KCl + 3O₂,

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂,        2HgO = 2Hg + O₂.

2. З пероксидів:

BaO₂ + CO₂ = BaCO₃ + O₂,    Na₂O₂ + H₂O = 2NaOH + O₂.

3. Електролізом води, підкисленої сульфатною кислотою для збільшення електропровідності:

2H₂O  2Н₂ + О₂.

Вперше електроліз води провели У. Ніколсон та Е. Карслайл (Англія) у XIX ст.

Одержання кисню у промисловості.

У промисловості кисень одержують електролізом води та багатоступеневою перегонкою рідкого повітря. Останній спосіб базується на різниці температур кипіння його компонентів.

В природі кисень утворюється шляхом фотосинтезу у зелених рослинах за схемою:

6СО₂ + 6Н₂О  С₆Н₁₂О₆ + 6О₂.

Фізичні властивості.

За н.у. кисень – безбарвний газ, без запаху і смаку, погано розчинний у воді (масова частка О₂ 0,004%). Температура плавлення –219,0 ⁰С, температура кипіння –183,0 ⁰С. Рідкий кисень блакитного кольору. Рідкий кисень вперше добув Дж. Дьюар у 90-х рр. XIX ст., і зберігав його у спеціальній посудині з подвійними посрібленими стінками, між якими було викачане повітря – посудині Дюара. Сучасний побутовий термос – це посудина Дьюара з пробкою.

Хімічні властивості.

Кисень – сильний окисник, сильніший від нього лише фтор. Безпосередньо кисень реагує з:

І. Простими речовинами.

Реакція взаємодії кисню з речовинами, що супроводжується значним виділенням тепла і світла називається горінням. Механізм процесу горіння встановив А. Лавуаз’є (Франція, 1774).

1. Неметалами (крім галогенів) з утворенням ангідридів відповідних кислот:

S + O₂ = SO₂,                 4P + 5O₂ = 2P₂O₅,

або індиферентних оксидів:

2С + O₂ = 2СO.

2. Металами (крім золота та платинових металів) з утворенням оксидів:

5O₂ + 2Ca = 2CaO,       3O₂ + 2Al = 2Al₂O₃,       3O₂ +2Fe = Fe₂O₃.

З лужних металів з киснем лише літій утворює оксид:

O₂ + 4Li = 2Li₂O,

а решта – пероксиди (Na₂O₂) або надпероксиди (супероксиди) (КО₂):

О₂ + 2Na = Na₂O₂,                  О₂ + К = КО₂.

Оксиди галогенів, золота, благородних металів одержують непрямим шляхом.

ІІ. Складними речовинами.

1. Оксидами елементів у нижчих ступенях окиснення:

2CО + О₂ = 2СО₂,                   2SО₂ + О₂ = 2SО₃.

2. Гідридами неметалів:

4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O,

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O,              2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O.

3. Сульфідами:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂,            4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

4. Органічними речовинами:

СH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O.

Застосування кисню.

Кисень відіграє велику роль у життєдіяльності людини. Він підтримує процеси дихання та горіння. На підводних човнах і космічних кораблях кисень використовують для життєзабезпечення людей, у медицині – для полегшення дихання хворих.

У промисловості кисень застосовують для випалювання руд металів при одержанні чавуну і сталі. Кисень застосовують як окисник органічних речовин, у виробництві нітратної кислоти з амоніаку та сульфатної кислоти з піриту тощо.

При горінні багатьох газів (Н₂, С₂Н₂) виділяється багато теплоти, що використовують для зварювання і різання металів.

Озон

Озон відкрив швейцарський хімік Х. Шенбайн (1799 – 1868 рр.).

Будову молекули озону можна представити формулою:

Ступінь окиснення Оксигену в озоні +4 та –2 (О⁺⁴О^–2₂).

Одержують озон в озонаторах дією електричного струму, робота їх базується на реакції:

3О₂ ↔ 2О₃.

Вихід озону – 10%.

В атмосфері озон утворюється з кисню під час грози, на висоті 20 – 30 км під дією УФ-світла. При повільному окисненні смоли хвойних дерев утворюється озон, тому в хвойних лісах, як і під час грози, відчувається запах озону. На висоті 25 – 28 км над Землею розміщений озоновий шар товщиною до 5 км, що захищає планету від УФ-опромінення сонця і затримує ІЧ-промені від Землі, запобігаючи її охолодженню.

Озон утворюється при роботі копіювальних приладів (“ксероксів”) і при тривалому вдиханні порушує репродуктивну функцію чоловіків.

Озон – важкий газ, синього кольору (температура кипіння –110 ⁰С) з різким запахом, у високій концентрації – отруйний.

Озон – сильний окисник за рахунок утворення при розкладі атомарного кисню:

О₃ = О₂ + О·;                  2О· = О₂,

окиснює навіть срібло, золото і платинові метали з утворенням пероксидів:

2Ag + 3O₂ = Ag₂O₂ + 2O₂.

З лужними металами утворює яскраво забарвлені озоніди:

К + О₃ = КО₃.

Якісною реакцією на О₃ є взаємодія з розчинами йодидів:

2КІ + О₃ + Н₂О = 2КОН + І₂ +О₂.

За рахунок виділення молекулярного йоду, розчин забарвлюється у бурий колір.

Озон використовують для відбілювання матеріалів, дезинфекції води та повітря, очистки димових газів і стічних вод.