Контрольная работа: Химические свойства кислорода
Химические свойства
Кислород — второй по электроотрицательности элемент после фтора, поэтому он проявляет сильные окислительные свойства. С большинством металлов он реагирует уже при комнатной температуре, образуя основные оксиды. С неметаллами (за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфором он реагирует при температуре ~ 60 °С, образуя Р2 О5, с серой — при температуре около 250 °С:
S + О2 = SO2.
С графитом кислород реагирует при 700 °С
С + О2 = СО2.
Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде
N2 + О22NО — Q.
Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре:
2NО + О2 = 2NО2.
Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу
2Н2 S + О2 = 2S + 2Н2 О
или оксид серы (IV)
2Н2 S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2 О
в зависимости от соотношения между кислородом и сероводорододом.
В приведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессы называются горением.
Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, объясняется специфический запах свежести после грозы. Обычно озон получают пропусканием разряда через кислород (реакция эндотермическая и сильно обратимая; выход озона около 5%):
ЗО22О3 — 284 кДж.<SPAN< P>
При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется йод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:
2КI + О3 + Н2 О = I2 + 2КОН + О2 .
Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I — или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся иодом. Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Сl — и Br- .
При пропускании газообразного озона через раствор какого-либо алкена в тетрахлорметане при температуре ниже 20°С образуется озонид соответствующего алкена:
O | |
/ | \ |
H2 C = CH2 + O3 → H2 C | CH2 |
\ | / |
O | O |
озонид этилена |
Озониды — неустойчивые соединения. Они подвергаются гидролизу с образованием альдегидов или кетонов, например:
O | ||
/ | \ | |
H 2 C | CH2 | + H2 O → CH2 = O+H2 O2 |
\ | / | |
O | O |
В этом случае часть метаналя (формальдегида) реагирует с пероксидом водорода, образуя метановую (муравьиную) кислоту:
НСНО + Н2 О2 → НСООН + Н2 О.
Получение и применение
В промышленности кислород получают:
1) фракционной перегонкой жидкого воздуха (азот, обладающий более низкой температурой кипения, испаряется, а жидкий кислород остается);
2) электролизом воды. Ежегодно во всем мире получают свыше 80 млн. т кислорода.
В лабораторных условиях кислород получают разложением ряда солей, оксидов и пероксидов:
2КМnО4 К2 MnО4 + МnО2 + О2 ↑,
4К2 Сr2 О7 4К2 CrO4 + 2Сr2 О3 + 3O2 ↑,
2КNО3 2КNО2 + О2 ↑,
2Pb3 О4 6PbО + О2 ↑,
2НgО 2Нg + О2 ↑,
2ВаО2 2ВаО + О2 ↑,
2Н2 O2 2Н2 О + О2 ↑.
Особенно легко кислород выделяется в результате последней реакции, поскольку в пероксиде водорода Н2 О2 не двойная, а одинарная связь между атомами кислорода -О-О-.
В частности, пероксиды щелочных металлов используют на космических станциях для обеспечения космонавтов кислородом за счет его регенерации из выдыхаемого СО2 :
2К2 О2 + 2СО2 = 2К2 СО3 + О2.
Кислород и его соединения (в первую очередь Н2 О, СО2 ) незаменимы для поддержания жизни. Они играют важнейшую роль в процессах обмена веществ и дыхания. Большая часть добываемого в мире кислорода расходуется в металлургической промышленности для получения стали из чугуна. Кислород необходим также для сжигания всевозможных горючих топливных материалов, таких как метан, нефть, уголь и т.п. Его широко применяют в химической промышленности для получения самых разнообразных соединений. В космической технике кислород используется для сжигания водорода и других видов горючего, в медицинской практике — для поддержания жизни больных с затрудненным дыханием (кислородные подушки, барокамеры, «кислородный коктейль»).