Atómy kyslíka môžu tvoriť dva typy molekúl: O 2 - kyslík a O 3 - ozón.

Fenomén existencie viacerých jednoduché látky, tvorený atómami jedného chemický prvok, sa nazýva alotrópia. A jednoduché látky tvorené jedným prvkom sa nazývajú alotropné modifikácie.

V dôsledku toho sú ozón a kyslík alotropnými modifikáciami prvku kyslíka.

Chemické vlastnosti kyslíka a ozónu

Interakcia kyslíka s kovmi

Molekulový kyslík je pomerne silné oxidačné činidlo. Oxiduje takmer všetky kovy (okrem zlata a platiny). Mnohé kovy oxidujú na vzduchu pomaly, ale v atmosfére čistého kyslíka veľmi rýchlo horia a vytvárajú oxid:

Keď však niektoré kovy horia, nevytvárajú oxidy, ale peroxidy (v takýchto zlúčeninách je oxidačný stav kyslíka -1) alebo superoxidy (oxidačný stav atómu kyslíka je zlomkový). Príkladmi takýchto kovov sú bárium, sodík a draslík:

Interakcia kyslíka s nekovmi

Kyslík vykazuje oxidačný stav -2 v zlúčeninách, ktoré sú tvorené všetkými nekovmi okrem fluóru, hélia, neónu a argónu. Pri zahrievaní molekuly kyslíka priamo interagujú so všetkými nekovmi, okrem halogénov a inertných plynov. V kyslíkovej atmosfére sa fosfor a niektoré ďalšie nekovy spontánne vznietia:

Keď kyslík interaguje s fluórom, vytvára sa fluorid kyslíka a nie oxid fluóru, pretože atóm fluóru má vyššiu elektronegativitu ako atóm kyslíka. Fluorid kyslíku je svetložltý plyn. Používa sa ako veľmi silnýoxidačné činidlo a fluorovalentné činidlo. V tejto zlúčenine je oxidačný stav kyslíka +2.

V nadbytku fluóru sa môže tvoriť difluorid dikyslíkatý, v ktorom je oxidačný stav kyslíka +1. Štruktúra takejto molekuly je podobná molekule peroxidu vodíka.

Aplikácia kyslíka a ozónu. Význam ozónová vrstva

Kyslík využívajú všetky aeróbne živé bytosti na dýchanie. Počas fotosyntézy rastliny uvoľňujú kyslík a absorbujú oxid uhličitý.

Molekulárny kyslík sa používa na takzvanú intenzifikáciu, teda urýchlenie oxidačných procesov v hutníckom priemysle. Kyslík sa používa aj na výrobu vysokoteplotného plameňa. Keď acetylén (C2H2) horí v kyslíku, teplota plameňa dosiahne 3500 °C. V medicíne sa kyslík používa na uľahčenie dýchania pacientov. Používa sa aj v dýchacích prístrojoch pre ľudí pracujúcich v ťažko dýchateľnej atmosfére. Kvapalný kyslík sa používa ako okysličovadlo raketového paliva.

Ozón sa v laboratórnej praxi používa ako veľmi silné oxidačné činidlo. V priemysle sa používa na dezinfekciu vody, pretože má silný oxidačný účinok, ktorý ničí rôzne mikroorganizmy.

Na regeneráciu kyslíka v kozmických lodiach a ponorkách sa používajú peroxidy, superoxidy a ozonidy alkalických kovov.Táto aplikácia je založená na reakcii týchto látok s oxidom uhličitým CO 2:

V prírode sa ozón nachádza vo vysokých vrstvách atmosféry vo výške okolo 20-25 km, v takzvanej ozónovej vrstve, ktorá chráni Zem pred drsným slnečným žiarením. Pokles koncentrácie ozónu v stratosfére dokonca o 1 môže viesť k vážnym následkom, ako je zvýšenie počtu onkologické ochorenia kože u ľudí a zvierat, zvýšenie počtu ochorení spojených s potlačením imunitného systému človeka, spomalenie rastu suchozemských rastlín, zníženie rýchlosti rastu fytoplanktónu atď.

Bez ozónová vrstva, život na planéte by bol nemožný. Znečistenie ovzdušia z rôznych priemyselných emisií vedie k zničeniu ozónovej vrstvy. Najnebezpečnejšími látkami pre ozón sú freóny (používajú sa ako chladivá v chladiacich strojoch, ako aj plnivá do plechoviek dezodorantov) a odpadové raketové palivo.

Svetové spoločenstvo je veľmi znepokojené tvorbou diery v ozónovej vrstve na póloch našej planéty, a preto bol v roku 1987 prijatý Montrealský protokol o látkach, ktoré poškodzujú ozónovú vrstvu, ktorý obmedzil používanie látok škodlivých pre ozónová vrstva.

Fyzikálne vlastnosti látok tvorených prvkom Síra

Atómy síry, ako aj kyslík, môžu vytvárať rôzne alotropické modifikácie ( S°; S 12; S 8; S6; S 2 a ďalšie). Pri izbovej teplote je vo forme síraα -síra (alebo kosoštvorcová síra), ktorá je žltá, krehké kryštály, bez zápachu, nerozpustná vo vode. Pri teplotách nad +96 °C dochádza k pomalému prechoduα-síry na β -síra (alebo jednoklonná síra), čo sú takmer biele platne. Ak sa roztavená síra naleje do vody, kvapalná síra sa podchladí a vytvorí sa žltohnedá plastická síra podobná gume, ktorá sa neskôr opäť zmení na a-síru. Síra vrie pri teplote +445 ° C a vytvára tmavohnedé pary.

Všetky modifikácie síry sú nerozpustné vo vode, ale celkom dobre sa rozpúšťajú v sírouhlíku(CS 2) a niektoré ďalšie nepolárne rozpúšťadlá.

Aplikácia síry

Hlavným produktom sírneho priemyslu je síranová kyselina. Jeho produkcia tvorí asi 60 % síry, ktorá sa ťaží. V gumárenskom priemysle sa síra používa na premenu gumy na vysokokvalitnú gumu, to znamená na vulkanizáciu gumy. Síra je najdôležitejšou zložkou všetkých pyrotechnických zmesí. Napríklad hlavičky zápaliek obsahujú približne 5 % a nátierka na škatuľke obsahuje približne 20 % hmotnosti síry. V poľnohospodárstve sa síra používa na ničenie škodcov vo vinohradoch. V medicíne sa síra používa pri výrobe rôznych mastí na liečbu kožných ochorení.

Štyri „chalkogénne“ prvky (t. j. „rodiace meď“) vedú hlavnú podskupinu skupiny VI (podľa novej klasifikácie - 16. skupina) periodického systému. Okrem síry, telúru a selénu k nim patrí aj kyslík. Pozrime sa bližšie na vlastnosti tohto prvku, najrozšírenejšieho na Zemi, ako aj na využitie a výrobu kyslíka.

Prevalencia prvkov

Vo viazanej forme vstupuje kyslík chemické zloženie voda - jej percento je asi 89%, ako aj v zložení buniek všetkých živých bytostí - rastlín a zvierat.

Vo vzduchu je kyslík vo voľnom stave vo forme O2, ktorý zaberá pätinu jeho zloženia, a vo forme ozónu - O3.

Fyzikálne vlastnosti

Kyslík O2 je plyn bez farby, chuti a zápachu. Mierne rozpustný vo vode. Bod varu je 183 stupňov pod nulou Celzia. V kvapalnej forme je kyslík modrý a v pevnej forme tvorí modré kryštály. Teplota topenia kyslíkových kryštálov je 218,7 stupňov pod nulou Celzia.

Chemické vlastnosti

Pri zahrievaní tento prvok reaguje s mnohými jednoduchými látkami, kovmi aj nekovmi, pričom vytvára takzvané oxidy - zlúčeniny prvkov s kyslíkom. pri ktorej prvky vstupujú s kyslíkom sa nazýva oxidácia.

Napríklad,

4Na + 02 = 2Na20

2. Rozkladom peroxidu vodíka pri jeho zahrievaní v prítomnosti oxidu mangánu, ktorý pôsobí ako katalyzátor.

3. Prostredníctvom rozkladu manganistanu draselného.

Kyslík sa v priemysle vyrába nasledujúcimi spôsobmi:

1. Na technické účely sa kyslík získava zo vzduchu, v ktorom je jeho obvyklý obsah asi 20 %, t.j. piata časť. Na tento účel sa vzduch najskôr spáli, čím sa získa zmes s obsahom kvapalného kyslíka asi 54 %, tekutý dusík- 44% a tekutý argón - 2%. Tieto plyny sa potom oddelia pomocou destilačného procesu s použitím relatívne malého rozsahu medzi bodmi varu kvapalného kyslíka a kvapalného dusíka - mínus 183 a mínus 198,5 stupňov. Ukazuje sa, že dusík sa odparuje skôr ako kyslík.

Moderné vybavenie zabezpečuje produkciu kyslíka akéhokoľvek stupňa čistoty. Dusík, ktorý sa získa pri separácii, sa používa ako surovina pri syntéze jeho derivátov.

2. Tiež produkuje veľmi čistý kyslík. Táto metóda sa rozšírila v krajinách s bohatými zdrojmi a lacnou elektrickou energiou.

Aplikácia kyslíka

Kyslík je najdôležitejším prvkom v živote celej našej planéty. Tento plyn, ktorý je obsiahnutý v atmosfére, pri tom spotrebúvajú zvieratá a ľudia.

Získavanie kyslíka je veľmi dôležité pre také oblasti ľudskej činnosti, ako je medicína, zváranie a rezanie kovov, trhacie práce, letectvo (pre dýchanie ľudí a prevádzku motorov) a hutníctvo.

Prebieha ekonomická aktivitaľudský kyslík sa spotrebúva vo veľkom množstve – napríklad pri horení rôzne druhy palivá: zemný plyn, metán, uhlie, drevo. Pri všetkých týchto procesoch vzniká.Príroda zároveň zabezpečila proces prirodzenej väzby tejto zlúčeniny pomocou fotosyntézy, ktorá prebieha v zelených rastlinách vplyvom slnečného žiarenia. V dôsledku tohto procesu vzniká glukóza, ktorú potom rastlina využíva na stavbu svojich tkanív.

DEFINÍCIA

Kyslík– prvok druhej periódy VIA skupina Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev, s atómovým číslom 8. Symbol - O.

Atómová hmotnosť - 16 amu. Molekula kyslíka je dvojatómová a má vzorec – O2

Kyslík patrí do rodiny p-prvkov. Elektronická konfigurácia atóm kyslíka 1s 2 2s 2 2p 4 . Vo svojich zlúčeninách môže kyslík vykazovať niekoľko oxidačných stavov: „-2“, „-1“ (v peroxidoch), „+2“ (F 2 O). Pre kyslík je charakteristický prejav fenoménu alotropie – existencia vo forme niekoľkých jednoduchých látok – alotropných modifikácií. Alotropnými modifikáciami kyslíka sú kyslík O 2 a ozón O 3 .

Chemické vlastnosti kyslíka

Kyslík je silné oxidačné činidlo, pretože Na dokončenie vonkajšej hladiny elektrónov potrebuje iba 2 elektróny a ľahko ich pridá. Z hľadiska chemickej aktivity je kyslík na druhom mieste za fluórom. Kyslík tvorí zlúčeniny so všetkými prvkami okrem hélia, neónu a argónu. Kyslík priamo reaguje s halogénmi, striebrom, zlatom a platinou (ich zlúčeniny sa získavajú nepriamo). Takmer všetky reakcie zahŕňajúce kyslík sú exotermické. Funkcia Mnohé reakcie v kombinácii s kyslíkom uvoľňujú veľké množstvo tepla a svetla. Takéto procesy sa nazývajú spaľovanie.

Interakcia kyslíka s kovmi. S alkalickými kovmi (okrem lítia) tvorí kyslík peroxidy alebo superoxidy, so zvyškom - oxidy. Napríklad:

4Li + 02 = 2Li20;

2Na + 02 = Na202;

K + 02 = K02;

2Ca + 02 = 2CaO;

4Al + 302 = 2Al203;

2Cu + 02 = 2CuO;

3Fe + 202 = Fe304.

Interakcia kyslíka s nekovmi. K interakcii kyslíka s nekovmi dochádza pri zahrievaní; všetky reakcie sú exotermické, s výnimkou interakcie s dusíkom (reakcia je endotermická, prebieha pri 3000C v elektrickom oblúku, v prírode - pri výboji blesku). Napríklad:

4P + 502 = 2P205;

C + 02 = C02;

2H2+02 = 2H20;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Interakcia s komplexnými anorganickými látkami. Pri horení komplexné látky v nadbytku kyslíka sa tvoria oxidy príslušných prvkov:

2H2S + 302 = 2S02 + 2H20 (t);

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20 (t);

4NH3 + 502 = 4NO + 6H20 (t, kat);

2PH3 + 402 = 2H3P04 (t);

SiH4 + 202 = Si02 + 2H20;

4FeS2+1102 = 2Fe203+8S02 (t).

Kyslík je schopný oxidovať oxidy a hydroxidy na zlúčeniny s vyšším oxidačným stavom:

2CO + 02 = 2C02 (t);

2S02 + 02 = 2S03 (t, V205);

2NO + 02 = 2N02;

4FeO + 02 = 2Fe203 (t).

Interakcia s komplexnými organickými látkami. Takmer všetky organické látky horia, oxidujú sa vzdušným kyslíkom na oxid uhličitý a vodu:

CH4+202 = C02 + H20.

Okrem spaľovacích reakcií (úplná oxidácia) sú možné aj neúplné alebo katalytické oxidačné reakcie, v tomto prípade môžu byť produktmi reakcie alkoholy, aldehydy, ketóny, karboxylové kyseliny a iné látky:

Oxidácia sacharidov, bielkovín a tukov slúži ako zdroj energie v živom organizme.

Fyzikálne vlastnosti kyslíka

Kyslík je najrozšírenejším prvkom na Zemi (47 % hmotnosti). Obsah kyslíka vo vzduchu je 21 % objemu. Kyslík je súčasťou vody, minerálov a organických látok. Rastlinné a živočíšne tkanivá obsahujú 50-85% kyslíka vo forme rôznych zlúčenín.

Vo voľnom stave je kyslík bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, zle rozpustný vo vode (3 litre kyslíka sa rozpustia v 100 litroch vody pri 20C. Kvapalný kyslík je modrej farby a má paramagnetické vlastnosti (je vťahovaný do magnetické pole).

Získavanie kyslíka

Na výrobu kyslíka existujú priemyselné a laboratórne metódy. V priemysle sa teda kyslík získava destiláciou kvapalného vzduchu a medzi hlavné laboratórne metódy výroby kyslíka patria reakcie tepelného rozkladu zložitých látok:

2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2

2KN03 = 2KN02 + O2

2KC103 = 2KCI +302

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Plán:

História objavovania

Pôvod mena

Byť v prírode

Potvrdenie

Fyzikálne vlastnosti

Chemické vlastnosti

Aplikácia

Biologická úloha kyslíka

Toxické kyslíkové deriváty

10. Izotopy

Kyslík

Kyslík- prvok 16. skupiny (podľa zastaranej klasifikácie - hlavná podskupina VI. skupiny), druhá perióda periodickej sústavy chemických prvkov D.I.Mendelejeva, s atómovým číslom 8. Označuje sa symbolom O (lat. Oxygenium) . Kyslík je chemicky aktívny nekov a je najľahším prvkom zo skupiny chalkogénov. Jednoduchá látka kyslík(CAS číslo: 7782-44-7) je za normálnych podmienok bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorého molekula pozostáva z dvoch atómov kyslíka (vzorec O 2), a preto sa nazýva aj dikyslík.Kvapalný kyslík má svetlo modrá farba a pevné kryštály sú svetlomodrej farby.

Existujú aj iné alotropné formy kyslíka, napríklad ozón (číslo CAS: 10028-15-6) - za normálnych podmienok modrý plyn so špecifickým zápachom, ktorého molekula pozostáva z troch atómov kyslíka (vzorec O 3).

1. História objavovania

Oficiálne sa verí, že kyslík objavil anglický chemik Joseph Priestley 1. augusta 1774 rozkladom oxidu ortutnatého v hermeticky uzavretej nádobe (Priestley nasmeroval slnečné svetlo na túto zlúčeninu pomocou výkonnej šošovky).

Priestley si však spočiatku neuvedomil, že objavil novú jednoduchú látku; veril, že izoloval jednu zo základných častí vzduchu (a nazval tento plyn „deflogistický vzduch“). Priestley oznámil svoj objav vynikajúcemu francúzskemu chemikovi Antoine Lavoisierovi. V roku 1775 A. Lavoisier zistil, že kyslík je súčasťou vzduchu, kyselín a nachádza sa v mnohých látkach.

O niekoľko rokov skôr (v roku 1771) získal kyslík švédsky chemik Karl Scheele. Kalcinoval ľadok kyselinou sírovou a potom rozložil výsledný oxid dusnatý. Scheele nazval tento plyn „ohnivý vzduch“ a svoj objav opísal v knihe vydanej v roku 1777 (práve preto, že kniha vyšla neskôr, ako Priestley oznámil svoj objav, ten je považovaný za objaviteľa kyslíka). Scheele tiež oznámil svoje skúsenosti Lavoisierovi.

Dôležitým krokom, ktorý prispel k objavu kyslíka, bola práca francúzskeho chemika Pierra Bayena, ktorý publikoval práce o oxidácii ortuti a následnom rozklade jej oxidu.

Nakoniec A. Lavoisier s využitím informácií od Priestleyho a Scheeleho konečne zistil povahu výsledného plynu. Jeho dielo malo obrovský význam, pretože vďaka nemu bola zvrhnutá teória flogistónu, ktorá bola v tom čase dominantná a brzdila rozvoj chémie. Lavoisier uskutočnil experimenty so spaľovaním rôznych látok a vyvrátil teóriu flogistónu a zverejnil výsledky o hmotnosti spálených prvkov. Hmotnosť popola presahovala pôvodnú hmotnosť prvku, čo dalo Lavoisierovi právo tvrdiť, že pri horení dochádza k chemickej reakcii (oxidácii) látky, a preto sa hmotnosť pôvodnej látky zvyšuje, čo vyvracia teóriu o flogistóne. .

O zásluhy za objav kyslíka sa teda v skutočnosti delia Priestley, Scheele a Lavoisier.

1. pôvod mena

Slovo kyslík (na začiatku 19. storočia nazývané aj „kyselý roztok“) vďačí za svoj výskyt v ruskom jazyku do určitej miery M. V. Lomonosovovi, ktorý zaviedol slovo „kyselina“ spolu s ďalšími neologizmami; Slovo „kyslík“ teda bolo nasledovaním výrazu „kyslík“ (francúzsky oxygène), ktorý navrhol A. Lavoisier (zo starogréčtiny ὀξύς – „kyslý“ a γεννάω – „rodenie“), čo je v preklade „vytvárajúca kyselina“, čo sa spája s jeho pôvodným významom – „kyselina“, čo predtým znamenalo látky nazývané oxidy podľa modernej medzinárodnej nomenklatúry.

1. Byť v prírode

Kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (v rôznych zlúčeninách, najmä kremičitanoch) predstavuje asi 47,4 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladké vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka – 88,8 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 20,95 % objemu a 23,12 % hmotnosti. Viac ako 1500 zlúčenín v zemskej kôre obsahuje kyslík.

Kyslík je súčasťou mnohých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách. Z hľadiska počtu atómov v živých bunkách je to asi 25% a z hľadiska hmotnostného zlomku - asi 65%.

Prednáška „Kyslík – chemický prvok a jednoduchá látka »

Osnova prednášky:

1. Kyslík je chemický prvok:

c) Výskyt chemického prvku v prírode

2. Kyslík je jednoduchá látka

a) Získanie kyslíka

b) Chemické vlastnosti kyslíka

c) Cyklus kyslíka v prírode

d) Použitie kyslíka

„Dum spiro spero „(Kým dýcham, dúfam...), hovorí latiník

Dýchanie je synonymom života a zdrojom života na Zemi je kyslík.

Materiál v tejto prednáške sumarizuje doterajšie poznatky na tému „Kyslík“.

1. Kyslík je chemický prvok

a) Charakteristika chemického prvku - kyslíka podľa jeho polohy v PSCE

Kyslík - prvok hlavnej podskupiny šiestej skupiny, druhá perióda periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým atómovým číslom 8. Označuje sa symbolom. O(lat.Oxygenium). Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku kyslík je 16, t.j. Ar(0)=16.

b) Valenčné možnosti atómu kyslíka

V zlúčeninách je kyslík zvyčajne dvojmocný (v oxidoch), valencia VI Vo voľnej forme sa nachádza vo forme dvoch jednoduchých látok: O 2 („obyčajný“ kyslík) a O 3 (ozón). O 2 je bezfarebný plyn bez zápachu s relatívnou molekulovou hmotnosťou = 32. O 3 je bezfarebný plyn štipľavého zápachu s relatívnou molekulovou hmotnosťou = 48.

Pozor! H2O2( peroxid vodíka) - O (valencia II)

CO (oxid uhoľnatý) – O (valencia III)

c) Výskyt chemického prvku kyslíka v prírode

Kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (v rôznych zlúčeninách, najmä kremičitanoch) predstavuje asi 49 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladké vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka – 85,5 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 21 % objemu a 23 % hmotnosti. Viac ako 1500 zlúčenín v zemskej kôre obsahuje kyslík.

Kyslík je súčasťou mnohých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách. Z hľadiska počtu atómov v živých bunkách je to asi 20% a z hľadiska hmotnostného zlomku - asi 65%.

2. Kyslík je jednoduchá látka

a) Získanie kyslíka

Získané v laboratóriu

1) Rozklad manganistanu draselného (manganistanu draselného):

2KMnO 4 t˚C = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2) Rozklad peroxidu vodíka:

2H202Mn02 = 2H20 + 02

3) Rozklad Bertholletovej soli:

2KClO 3 t˚C, MnO2 = 2 KCl + 3O 2

Príjem v priemysle

1) Elektrolýza vody

2 H 2 O el. prúd =2 H2 + O2

2) Zo vzduchu

Tlak VZDUCHU, -183˚C = O2 (modrá kvapalina)

V súčasnosti sa v priemysle získava kyslík zo vzduchu. V laboratóriách je možné malé množstvá kyslíka získať zahrievaním manganistanu draselného (manganistanu draselného) KMnO 4 . Kyslík je mierne rozpustný vo vode a je ťažší ako vzduch, takže ho možno získať dvoma spôsobmi: