Чем обусловлена высокая окислительная способность кислорода кратко
Обновлено: 02.07.2024
Простое вещество кислород состоит из двухатомных молекул. Атомы в молекуле связаны ковалентной неполярной связью. Связь двойная , так как у каждого атома имеются два неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне. Структурная и электронная формулы кислорода:
При комнатной температуре кислород — газ без цвета, запаха и вкуса. Он примерно в \(1,1\) раза тяжелее воздуха.
При температуре \(–183\) °С кислород сжижается и превращается в голубую жидкость, а при \(–218\) \( \)°С становится твёрдым.
Кислород плохо растворяется в воде. При \(20\) °С в \(1\) объёме воды растворяется примерно \(3,1\) объёма кислорода. Растворимость кислорода, так же как и других газов, зависит от температуры. С повышением температуры растворимость уменьшается.
Связь в молекуле кислорода прочная. При обычных условиях это малоактивный газ, который вступает в реакции только с наиболее активными веществами: щелочными и щелочноземельными металлами. При повышении температуры активность кислорода резко возрастает. Он энергично реагирует с большинством простых и многими сложными веществами, проявляя при этом окислительные свойства.
Почти все реакции с кислородом экзотермичны, поэтому нагревание требуется лишь для начала процесса. Большинство реакций с участием кислорода сопровождается выделением тепла и света. Такие реакции называют реакциями горения .
- Взаимодействиес простыми веществами-неметаллами .
При нагревании неметаллы (кроме инертных газов и галогенов) сгорают в кислороде с образованием оксидов. Если серу зажечь и опустить в сосуд с кислородом, то она сгорает ярким синим пламенем. При этом образуется сернистый газ:
Зажжённый фосфор горит в кислороде белым пламенем. Сосуд заполняется дымом, состоящим из мелких частиц оксида фосфора(\(V\)):
Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение кислорода
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :
+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Физические свойства и нахождение в природе
Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.
Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Способы получения кислорода
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
- Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2 :
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2HgO → 2Hg + O2
Соединения кислорода
Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.
Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др.
Соли кислородсодержащих кислот
Кислородсодержащие органические вещества
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):
N2 + O2→ 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 → 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2→ Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:
K + O2→ KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2→ 2ZnO
Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2→ 2FeO
4Fe + 3O2→ 2Fe2O3
3Fe + 2O2→ Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде:
Графит также горит:
Графит также горит, например, в жидком кислороде:
Графитовые стержни под напряжением:
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2
Ca3P2 + 4O2→ 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
- летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2→ 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2→ 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2→ 4NO + 6H2O
- прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2
- некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2→ 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):
Кислород окисляет азотистую кислоту :
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2→ 2CO + 4H2O
CH4 + O2→ C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2. Элементы подгруппы кислорода.
§ 2.1. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода
К элементам главной подгруппы VI группы относятся кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и радиоактивный полоний Po. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов этих элементов (иногда называемых халькогенами) — ns 2 np 4 , для приобретения конфигурации инертного газа атомам не хватает только двух электронов, что объясняет их склонность проявлять окислительные свойства. При переходе от кислорода к полонию окислительные свойства простых веществ ослабляются. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера, являющиеся типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и металлами, а полоний — типичный металл.
Для всех элементов подгруппы (кроме полония) характерна степень окисления –2. Все элементы, за исключением кислорода, образуют также соединения, где их степень окисления равна +4 или +6; это связано с наличием свободной d - орбитали в электронной оболочке атома.
Первый представитель группы кислород по электроотрицательности уступает только фтору, поэтому для него почти всегда характерна степень окисления –2. В соединениях со фтором степень окисления кислорода +2, в пероксидах — (–1).
Кислород имеет три стабильных изотопа: 16 O, 17 O и 18 O. В свободном состоянии находится в виде двух аллотропных модификаций — кислорода O2 (газ без цвета и запаха) и озона O3 (газ с характерным запахом).
Кислород — самый распространенный элемент на Земле, он составляет 49,13% от общей массы Земной коры, а также около 90% массы Мирового океана. В воздухе его содержание по объему составляет 21%. Кроме того воздух содержит 78% азота и 1% других газов. Сера встречается в природе в виде залежей самородной серы, сульфидов (в минералах и нефти) и сульфатов (в минералах, морской и речной воде). Основные сульфидные полезные ископаемые: железный колчедан FeS2, цинковая обманка ZnS и галенит PbS; сульфатные — гипс CaSO4 и барит BaSO4. Соединения серы содержатся также в природном газе (в виде примесей сероводорода). Всего в земной коре около 0,03% серы; морская вода содержит примерно 0,1% серы.
Сера имеет четыре стабильных изотопа: 32 S, 33 S, 34 S и 36 S. Как и для кислорода, для серы характерно наличие аллотропных модификаций. В обычных условиях устойчива ромбическая сера — твердое вещество желтого цвета, кроме нее существуют сера моноклинная, состоящая из циклических молекул S8, и пластическая сера. Наиболее устойчива из них ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются другие модификации. Важнейшие свойства элементов подгруппы кислорода и образованных ими простых веществ представлены в табл.2.1.
К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:
Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы
От O к Po (сверху вниз в периодической таблице)
Увеличивается
- атомного радиуса,
- металлических, основных, восстановительных свойств,
Уменьшается
- электроотрицательность,
- энергия ионизация,
- сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns 2 np 4 :
Электронное строение кислорода и серы
Нахождение в природе кислорода и серы
Кислород занимает первое место среди элементов по распространенности в земной коре. Содержится он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO4∙2H2O, CaSO4∙H2O, Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O), сульфидов (FeS2, CuS, CuFeS2, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.
Самородная сера встречается в местах вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами (с содержанием > 25 %).
Аллотропные модификации серы
Кислород
Способы получения кислорода
В природе
Кислород образуется в процессе фотосинтеза:
Промышленный способ
Лабораторный способ
- термическое окислительно-восстановительное разложение солей:
- Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:
Физические свойства кислорода
При обычных условиях молекулярный кислород O2 – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха и вкуса.
При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Ткип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.
Химические свойства кислорода
Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.
Вступает во взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).
Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.
Взаимодействие с простыми веществами
С металлами
- Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:
- Сщелочными металламив результате реакций образуются различные кислородсодержащие продукты:
4Li + О2 = 2Li2O оксид лития
К + О2 = КО2 супероксид калия
- С железом образуется смесь оксидов:
- С марганцем образуется диоксид марганца:
С неметаллами
При взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды, со степенью окисления кислорода – 2:
Окисление сложных веществ
Горение сульфидов
Горение водородных соединений
Окисление оксидов
Кислород окисляет входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:
Окисление гидроксидов и солей
Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:
Окисление аммиака
В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):
Окисление фосфина
На воздухе самопроизвольно воспламеняется:
Окисление силана
На воздухе он самовоспламеняется (часто со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:
Окисление органических веществ
- Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:
Продукты окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:
Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:
Способы получения серы
Промышленный способ
- Извлечение самородной серы из ее месторождений или вулканов
- Получение серы из серной руды с помощью пароводяного, фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
- Переработка природных газов, содержащих H2S и их окисление при недостатке О2.
Лабораторный способ
Физические свойства серы
Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней. Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.
Химические свойства серы
При обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.
Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.
Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.
Взаимодействие с простыми веществами
С кислородом
Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):
В присутствии катализаторов:
С водородом
С водородом сера вступает в реакцию при нагревании, образуя сероводород:
С галогенами
При взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:
С фосфором
Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора
С углеродом
В реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:
С металлами
При взаимодействии с металлами сера выступает в качестве окислителя, образуя сульфиды.
Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:
Взаимодействие со сложными веществами
С водой
Сера вступает в реакцию диспропорционирования с перегретым паром:
С окислителями
В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4 при протекании реакции в растворе:
С щелочами
При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:
Читайте также: