Водород и кислород

Физические свойства кислорода

Кислород, с атомIC номер 8 на Периодтаблица IC, это бесцветный газ без запаха. Это двухатомная молекула, то есть она существует в виде O2. В этом разделе мы рассмотрим различные физические свойства кислорода.

Температура плавления кислорода

Температура плавления кислорода -218 градусов Цельсия. Это означает, что кислород перейдет из твердого состояния в жидкость состояние at эта температура. В нормальные атмосферные условия, кислород существует в виде газа. Однако под экстремально низкие температуры, его можно сжать в жидкость форма.

Точка кипения кислорода

Точка кипения кислорода составляет -183 градуса Цельсия. Это температура при котором кислород переходит из жидкость в газовое состояние. При нагревании, молекулы кислорода усиление достаточно энергии преодолеть межмолекулярные силы удерживая их вместе, в результате чего преобразование в газообразное состояние.

Ван-дер-Ваальсовый радиус кислорода

Радиус Ван-дер-Ваальса кислорода равен 152 м. (пикометры). Радиус Ван-дер-Ваальса является мерой размер атома или молекулы с учетом силы притяжения и отталкивания между частицами. В случае с кислородом радиус Ван-дер-Ваальса представляет Расстояние между атомы кислорода когда они не связаны друг с другом.

Ионный/ковалентный радиус кислорода

Ионный/ковалентный радиус кислорода 66 м.. Этот радиус представляет размер атома кислорода при образовании химической связи. Кислород обычно образует ковалентные связи, где он делит электроны с другие атомы. Однако в некоторых соединениях кислород также может образовывать ионные связи, где он приобретает или теряет электроны с образованием ионов.

Подводя итог, можно сказать, что кислород имеет особые физические свойства которые определяют его поведение. Он имеет точка плавления of -218 градусов Цельсия и точка кипения -183 градуса Цельсия. Радиус Ван-дер-Ваальса кислорода равен 152 м., В то время ионный/ковалентный радиус is 66 м.. Эти свойства способствовать уникальные характеристики кислорода и его роль в различных химических реакциях и процессах.

Взаимодействие кислорода с простыми веществами

Кислороду присуща высокая химическая активность. Многие вещества реагируют с кислородом при комнатной температуре. Так, например, свежий срез яблока довольно быстро приобретает бурую окраску, это происходит вследствие химических реакций между органическими веществами, содержащимися в яблоке, и кислородом, содержащимся в воздухе. С простыми веществами кислород, как правило, реагирует при нагревании. В металлическую ложечку для сжигания веществ поместим уголек, нагреем его в пламени спиртовки докрасна и опустим в сосуд с кислородом. Наблюдаем яркое горение уголька в кислороде. Уголь – простое вещество, образованное элементом углеродом. В реакции кислорода с углеродом образуется углекислый газ:

Стоит отметить, что многие химические вещества имеют тривиальные названия. Углекислый газ – это тривиальное название вещества. Тривиальные названия веществ используются в повседневной жизни, многие из них имеют давнее происхождение. Например, пищевая сода, бертолетова соль. Однако у каждого химического вещества есть и систематическое химическое название, составление которого регламентируется международными правилами – систематической химической номенклатурой.

Так, углекислый газ имеет систематическое название оксид углерода (IV).

Углекислый газ является сложным веществом, бинарным соединением, в состав которого входит кислород. Поместим в ложечку для сжигания веществ серу и нагреем. Сера плавится, затем загорается. На воздухе сера горит бледным, почти незаметным, синим пламенем. Внесем серу в сосуд с кислородом – сера горит ярким синим пламенем. В реакции серы с кислородом образуется сернистый газ:

Сернистый газ, как и углекислый газ, относится к группе оксидов. Это оксид серы (IV) – бесцветный газ с резким едким запахом. Теперь внесем в сосуд с кислородом подожженный красный фосфор. Фосфор горит ярким, ослепительным пламенем. Сосуд заполняется белым дымом. Белый дым – это продукт реакции, мелкие твердые частицы оксида фосфора (V):

В кислороде способны гореть не только неметаллы. Металлы также энергично взаимодействуют с кислородом. Например, магний горит в кислороде и на воздухе ослепительным белым пламенем. Продукт реакции – оксид магния:

Попробуем сжечь в кислороде железо. Раскалим в пламени спиртовки стальную проволоку и быстро опустим в сосуд с кислородом. Железо горит в кислороде с образованием множества искр. Вещество, полученное в результате реакции, называют железной окалиной:

Снопы искр, образующихся при горении бенгальского огня, объясняются сгоранием порошка железа, входящего в состав этих пиротехнических изделий. После рассмотренных реакций можно сделать важные выводы: кислород реагирует как с металлами, так и неметаллами; часто эти реакции сопровождаются горением веществ. Продуктами реакций кислорода с простыми веществами являются оксиды

Обратите внимание, что при взаимодействии кислорода с простыми веществами – металлами и неметаллами образуются сложные вещества – оксиды. Такой тип химических реакций называют реакциями соединения

Реакция соединения – реакция, в результате которой из двух или нескольких менее сложных по строению веществ, образуются более сложные по строению вещества

Свойства и строение атома кислорода:

200	Свойства и строение атома
201	Атомная масса (молярная масса)*	15,99903-15,99977 а.е.м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s2 2s2 2p4
203	Электронная оболочка	K2 L6 M0 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Заполнение электронных орбиталей электронами (электронно-графическая схема)	2s 2p
1s
205	Радиус атома (вычисленный)	48 пм
206	Эмпирический радиус атома	60 пм
207	Ковалентный радиус*	73 пм
208	Радиус иона (кристаллический)	O2- 124 (4) пм, 126 (6) пм, 128 (8) (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
209	Радиус Ван-дер-Ваальса	152 пм
210	Электроны, Протоны, Нейтроны	8 электронов, 8 протонов, 8 нейтронов
211	Семейство (блок)	элемент p-семейства
212	Период в периодической таблице	2
213	Группа в периодической таблице	16-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 6-ой группы)
214	Эмиссионный спектр излучения

Энергия ионизации кислорода

Кислород, с. атомный номер из 8, представляет собой газ, который существует в виде двухатомной молекулы (O2) в своем естественном состоянии. Это существенный элемент для жизни, играя решающую роль в различных химических реакциях. Один из фундаментальные свойства кислорода его энергия ионизации, который относится к количество энергии, необходимой для удаления электрон из атома или иона кислорода. Давайте исследуем энергии ионизации кислорода подробнее.

Первая энергия ионизации кислорода (13.6181 эВ)

Первый энергия ионизации кислорода – это энергия, необходимая для удаления самый внешний электрон от атома кислорода, в результате чего формация иона кислорода с положительный заряд. В случае кислорода этот процесс включает в себя удаление одного электрона из орбиталь 2p. Первый энергия ионизации кислорода измеряется как 13.6181 электронвольта (эВ).

Относительно высокая стоимость of первый энергия ионизации указывает на то, что кислород сильная хватка on его электроны. Эта характеристика относится к высокая электроотрицательность кислорода, что является мерой его способности притягивать к себе электроны в химической связи. Значение электроотрицательности кислорода 3.44 (на шкала Полинга) является одним из самых высоких в Периодтаблица IC.

Вторая энергия ионизации кислорода (3388.3 эВ)

Второй энергия ионизации кислорода относится к энергии, необходимой для удаления второго электрона от иона кислорода. После первый электрон удаляется, ион кислорода становится положительно заряженным и более стабильным. Для удаления второго электрона у иона кислорода требуется дополнительная энергия, которое по измерениям составляет 3388.3 эВ.

Второй энергия ионизации кислорода значительно выше, чем первый энергия ионизации. Это происходит потому, что удаление второго электрона из положительно заряженный ион требует преодоления сила притяжения между остальные электроны и положительно заряженное ядро. Большое увеличение in энергия ионизации между первая и вторая энергии ионизации отражает сильная связь и стабильность иона кислорода.

Третья энергия ионизации кислорода (5300.5 эВ)

Третий энергия ионизации кислорода относится к энергии, необходимой для удаления третьего электрона из иона кислорода. После второй электрон удаляется, ион кислорода становится еще более положительно заряженным и стабильным. Удаление третьего электрона у иона кислорода приводит к необходимости более высокая сумма энергии, которая измеряется как 5300.5 эВ.

Похож на второй энергия ионизации, третий энергия ионизации кислорода значительно выше, чем предыдущие энергии ионизации. Это происходит потому, что удаление третьего электрона из двухзарядный ион требует преодоления еще более сильная электростатическая сила. Большое увеличение in энергия ионизации между вторая и третья энергии ионизации основной момент возрастающая сложность удаления электронов из ионы кислорода.

Подводя итог, энергии ионизации кислорода дают представление о реакционная способность и химическое поведение of этот важный элемент. Высокие энергии ионизации кислорода указывают его сильная тенденция приобретать электроны и образовывать стабильные соединения. Понимание эти энергии ионизации помогает нам понять роли кислорода как окислителя, его участие in процессы горения, и его значение в дыхательной системе.

Химические свойства[]

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

 4Li+O2→2Li2O{\displaystyle ~{\mathsf {4Li+O_{2}\rightarrow 2Li_{2}O}}}

 2Sr+O2→2SrO{\displaystyle ~{\mathsf {2Sr+O_{2}\rightarrow 2SrO}}}

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

 2NO+O2→2NO2↑{\displaystyle ~{\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}

Окисляет большинство органических соединений:

 CH3CH2OH+3O2→2CO2+3H2O{\displaystyle ~{\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+3O_{2}\rightarrow 2CO_{2}+3H_{2}O}}}

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

 CH3CH2OH+O2→CH3COOH+H2O{\displaystyle ~{\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+O_{2}\rightarrow CH_{3}COOH+H_{2}O}}}

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже ).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

 2Na+O2→Na2O2{\displaystyle ~{\mathsf {2Na+O_{2}\rightarrow Na_{2}O_{2}}}}

Некоторые оксиды поглощают кислород:

 2BaO+O2→2BaO2{\displaystyle ~{\mathsf {2BaO+O_{2}\rightarrow 2BaO_{2}}}}

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

 H2+O2→H2O2{\displaystyle ~{\mathsf {H_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O_{2}}}}

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

 Na2O2+O2→2NaO2{\displaystyle ~{\mathsf {Na_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow 2NaO_{2}}}}

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

 K+O2→KO2{\displaystyle ~{\mathsf {K+O_{2}\rightarrow KO_{2}}}}

Озониды содержат ион O−3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

 KOH+O3→KO3+H2O+O2↑{\displaystyle ~{\mathsf {KOH+O_{3}\rightarrow KO_{3}+H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

 PtF6+O2→O2PtF6{\displaystyle ~{\mathsf {PtF_{6}+O_{2}\rightarrow O_{2}PtF_{6}}}}

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

 2F2+2NaOH→2NaF+H2O+OF2↑{\displaystyle ~{\mathsf {2F_{2}+2NaOH\rightarrow 2NaF+H_{2}O+OF_{2}\uparrow }}}

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

 F2+O2→O2F2{\displaystyle ~{\mathsf {F_{2}+O_{2}\rightarrow O_{2}F_{2}}}}

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония (англ.) OF3+. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O₂ переходит в O₃.

Символ кислорода и периодическая классификация

Кислород, символизируемый письмо О, это существенный элемент in Периодтаблица IC. Он принадлежит к группе 16, также известной как семейство халькогенов. С точки зрения его положение in ПериодВ таблице ic кислород находится во 2-м периоде и попадает под p-блок.

Символ и двухатомная форма кислорода

Символ ведь кислород — это просто О. Однако кислород редко встречается в его элементарная форма as один атом. Вместо этого он существует как двухатомная молекула, то есть состоит из двух атомы кислорода связаны вместе. Эта двухатомная форма представлен как O2. Молекула О2 is наиболее стабильная и распространенная форма кислорода, встречающегося в природе.

Группа кислорода в периодической таблице

In ПериодВ таблице ic элементы организованы в группы на основе похожие химические свойства. Кислород принадлежит к группе 16, которая также известна как семейство халькогенов. Эта группа находится на правая сторона of Периодтаблица IC, чуть ниже кислородная группа. Элементы в эта группа Share аналогичные характеристики, Такие, как высокая электроотрицательность и способность образовывать соединения с другими элементами.

Период кислорода в таблице Менделеева

Таблица Менделеева делится на ряды, называемые периодами. Кислород находится во 2-м периоде, а это значит, что он имеет два энергетических уровня или оболочки электронов. Элементы в тот же период как правило, есть одинаковые размеры атомов и выставлять определенные тенденции in их химические свойства когда ты проходишь через Период.

Блок кислорода в периодической таблице

Таблица Менделеева далее делится на блоки в зависимости от электронная конфигурация элементов. Кислород попадает под р-блок, в который входят элементы с их внешние электроны in р-орбиталь. Элементы в выставка p-блока Широкий ассортимент of химические свойства и может образовываться различные виды химических связей.

Короче говоря, кислород символизируется письмо О и обычно встречается в его двухатомная форма, О2. Он принадлежит к группе 16 в Периодтаблица ic, известная как семейство халькогенов. Кислород располагается во 2-м периоде и попадает под р-блок. Понимание Положение кислорода в Периодтаблица ic помогает нам понять ее химические свойства и его роль в различных химических реакциях.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Физические свойства кислорода

При взаимодействии двух атомов кислорода образуется устойчивая молекула простого вещества кислорода O2. Данное простое вещество, как и элемент, называется кислородом. Не путайте кислород-элемент, и кислород – простое вещество!

По физическим свойствам кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Практически нерастворим в воде (при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении растворимость кислорода составляет около 8 мг на один литр воды). Кислород растворим в воде – в 1 л воды при температуре 20°С растворяется 31 мл кислорода (0,004% по массе). Однако этого количества достаточно для дыхания рыб, живущих в водоемах. Газообразный кислород немного тяжелее воздуха:

1 л воздуха при температуре 0°С и обычном давлении весит 1,29 г, а 1 л кислорода – 1,43 г.

Кислород проявляет интересные свойства при сильном охлаждении. Так, при температуре –183°С кислород конденсируется в прозрачную подвижную жидкость бледно- голубого цвета. Если жидкий кислород охладить еще сильнее, то при температуре –218°С кислород «замерзает» в виде синих кристаллов. Если температуру постепенно повышать, то при –218°С, твердый кислород начнет плавится, а при –183°С – закипит. Следовательно, температуры кипения и конденсации, а также температуры замерзания и плавления для веществ являются одинаковыми.

Для хранения и транспортировки жидкого кислорода используют так называемые сосуды Дьюара. Сосуды Дьюара используют для хранения и транспортировки жидкостей, температура которых должна длительное время оставаться постоянной. Сосуд Дьюара носит имя его изобретателя, шотландского физика и химика Джеймса Дьюара. Простейшим сосудом Дьюара является бытовой термос. Устройство сосуда довольно простое: это колба, помещенная в большую колбу. Из герметичного пространства между колбами откачивается воздух. Благодаря отсутствию воздуха между стенками колб, жидкость, налитая во внутреннюю колбу, долгое время не остывает или не нагревается.

Кислород — парамагнитное вещество, то есть в жидком и твердом состояниях он притягивается магнитом

В природе существует еще одно простое вещество, состоящее из атомов кислорода. Это озон. Химическая формула озона О3.

Озон, так же как и кислород, в обычных условиях – газ. Озон образуется в атмосфере во время грозовых разрядов. Характерный запах свежести после грозы является запахом озона. Если озон получить в лаборатории и собрать значительное количество его, то в больших концентрациях озон будет иметь резкий неприятный запах. Получают озон в лаборатории в специальных приборах – озонаторах.

Озонатор – это стеклянная трубка, в которую подают ток кислорода, и создают электрический разряд. Электрический разряд превращает кислород в озон: В отличие от бесцветного кислорода, озон – газ голубого цвета. Растворимость озона в воде составляет около 0,5 л газа на 1 литр воды, что значительно больше, чем у кислорода. С учетом этого свойства озон применяется для обеззараживания питьевой воды, так как оказывает губительное действие на болезнетворные микроорганизмы.

При низких температурах, озон ведет себя аналогично кислороду. При температуре –112°С он конденсируется в жидкость фиолетового цвета, а при температуре –197°С кристаллизуется в виде темно-фиолетовых, почти черных кристаллов Таким образом, можно сделать вывод, что атомы одного и того же химического элемента могут образовывать разные простые вещества.

Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называют аллотропными модификациями

Значит, кислород и озон – аллотропные модификации химического элемента кислорода. Существуют данные, что при сверхнизких температурах, в жидком или твердом состоянии кислород может существовать в виде молекул О4 и О8.

Физические свойства

В мировом океане концентрация растворённого O₂ больше в холодных водах, меньше — в тёплых

Жидкий кислород

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его при нормальных условиях имеет массу 1,429 г, то есть немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при +50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при +25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O₂ в 1 объёме Ag при +961 °C). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20—40 об %).

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при +2000 °C — 0,03 %, при +2600 °C — 1 %, +4000 °C — 59 %, +6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород кипит под давлением 101,325 кПа при температуре −182,98 °C и представляет собой бледно-голубую жидкость. Критическая температура кислорода 154,58 К (-118,57 °C), критическое давление 4,882 МПа.

Фазовая диаграмма O₂

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы.

Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

• α-О₂ — существует при температуре ниже 23,65 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.
• β-O₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°.
• γ-O₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы существуют при высоких давлениях:

• δ-O₂ — интервал температур 20—240 K и давление 6—8 ГПа, оранжевые кристаллы;
• ε-фаза, содержит молекулы O₄ или O₈, существует при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
• ζ-O_n — давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Способы получения и собирания кислорода в лаборатории

Лабораторные способы получения кислорода весьма разнообразны. Существует много веществ, из которых можно получить кислород. Рассмотрим наиболее распространенные способы.

1) Разложение оксида ртути (II)

Одним из способов получения кислорода в лаборатории, является его получение по описанной выше реакции разложения оксида ртути (II). Ввиду высокой токсичности соединений ртути и паров самой ртути, данный способ используется крайне редко.

2) Разложение перманганата калия

Перманганат калия (в быту мы называем его марганцовкой) – кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. При нагревании перманганата калия выделяется кислород. В пробирку насыплем немного порошка перманганата калия и закрепим ее горизонтально в лапке штатива. Недалеко от отверстия пробирки поместим кусочек ваты. Закроем пробирку пробкой, в которую вставлена газоотводная трубка, конец которой опустим в сосуд- приемник. Газоотводная трубка должна доходить до дна сосуда-приемника. Ватка, находящаяся около отверстия пробирки нужна, чтобы предотвратить попадание частиц перманганата калия в сосуд-приемник (при разложении выделяющийся кислород увлекает за собой частички перманганата). Когда прибор собран, начинаем нагревание пробирки. Начинается выделение кислорода.

Уравнение реакции разложения перманганата калия:

Как обнаружить присутствие кислорода? Воспользуемся способом Пристли. Подожжем деревянную лучину, дадим ей немного погореть, затем погасим, так, чтобы она едва тлела. Опустим тлеющую лучину в сосуд с кислородом. Лучина ярко вспыхивает! Газоотводная трубка была не случайно опущена до дна сосуда-приемника. Кислород тяжелее воздуха, следовательно, он будет собираться в нижней части приемника, вытесняя из него воздух. Кислород можно собрать и методом вытеснения воды. Для этого газоотводную трубку необходимо опустить в пробирку, заполненную водой, и опущенную в кристаллизатор с водой вниз отверстием. При поступлении кислорода газ вытесняет воду из пробирки.

Разложение пероксида водорода

Пероксид водорода – вещество всем известное. В аптеке оно продается под названием «перекись водорода». Данное название является устаревшим, более правильно использовать термин «пероксид». Химическая формула пероксида водорода Н2О2 Пероксид водорода при хранении медленно разлагается на воду и кислород. Чтобы ускорить процесс разложения можно произвести нагрев или применить катализатор.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость протекания химической реакции

Нальем в колбу пероксид водорода, внесем в жидкость катализатор. Катализатором может служить порошок черного цвета – оксид марганца MnO2. Тотчас смесь начнет вспениваться вследствие выделения большого количества кислорода. Внесем в колбу тлеющую лучину – она ярко вспыхивает. Уравнение реакции разложения пероксида водорода:

Обратите внимание: катализатор, ускоряющий протекание реакции, записывается над стрелкой, или знаком «=», потому что он не расходуется в ходе реакции, а только ускоряет ее

Разложение хлората калия

Хлорат калия – кристаллическое вещество белого цвета. Используется в производстве фейерверков и других различных пиротехнических изделий. Встречается тривиальное название этого вещества – «бертолетова соль». Такое название вещество получило в честь французского химика, впервые синтезировавшего его, – Клода Луи Бертолле. Химическая формула хлората калия KСlO3. При нагревании хлората калия в присутствии катализатора – оксида марганца MnO2, бертолетова соль разлагается по следующей схеме:

Разложение нитратов

Нитраты – вещества, содержащие в своем составе ионы NO3⎺. Соединения данного класса используются в качестве минеральных удобрений, входят в состав пиротехнических изделий.

Нитраты – соединения термически нестойкие, и при нагревании разлагаются с выделением кислорода:

Обратите внимание, что все рассмотренные способы получения кислорода схожи. Во всех случаях кислород выделяется при разложении более сложных веществ

Реакция разложения – реакция, в результате которой сложные вещества разлагаются на более простые В общем виде реакцию разложения можно описать буквенной схемой:

Реакции разложения могут протекать при действии различных факторов. Это может быть нагревание, действие электрического тока, применение катализатора. Существуют реакции, в которых вещества разлагаются самопроизвольно.

Водород

1. Водород как химический элемент

Водород — химический элемент с порядковым номером 1 — самый легкий из всех элементов периодической таблицы. В состав атома входят один протон и один электрон, такое строение является причиной уникальных свойств водорода.

Водород в периодической системе занимает особое место. С одной стороны, он может быть помещен в главную подгруппу первой группы, т.к. водород, как и щелочные металлы, способен отдавать один электрон. С другой стороны, подобно галогенам, водород способен присоединять один электрон, поэтому он может быть помещен в главную подгруппу седьмой группы. 

В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1

характеристика	водород
Химический знак	H
Электронная конфигурация	1S1
Степени окисления	+1, 0, -1

степень окисления	-1	+1
соединения	KH, MgH2	H2	H2O, HF, NH3

Существуют три изотопа водорода: протий H, дейтерий D и тритий T. 

	H	D	T
электроны	1	1	1
протоны	1	2	3

2. Физические свойства водорода

• Температура кипения: -252,76 °С
• Температура плавления: -259,14 °С
• Слабо растворяется в воде 
• Легче воздуха в 14,5 раз
• Взрывоопасное вещество

3. Химические свойства водорода

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами (проявление восстановительных свойств, повышение степени окисления)

реагент	реакция	Условия/особенности
кислород	2H2 + O2 = 2H2O	Нагревание, смесь H2 и O2 взрывоопасна
Хлор (возможно с другими галогенами)	H2 + Cl2 = 2HCl	Ультрафиолетовый свет или нагревание
Сера	H2 + S = H2S	Пропускание водорода над нагретой серой, H2S имеет запах тухлых яиц
Азот	N2 + 3H2 = 2NH3	Присутствие катализатора, повышенное давление и температура

2. Взаимодействие с простыми веществами — металлами (проявление окислительных свойств, понижение степени окисления)

реагент	реакция	условия/особенности
ЩМ, ЩЗМ	2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2	Нагревание, происходит образование гидридов

3. Взаимодействие со сложными веществами

реагент	реакция	Примечания
Оксиды металлов	CuO + H2 = Cu + H2O Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O	Получение металлов из их оксидов в металлургии Не реагируют оксиды активных металлов (левее марганца в ряду активности)
Оксиды неметаллов	CO + 2H2 = CH3OH	Присутствие катализатора Смесь CO и H2 — “синтез-газ”
	2NO + 2H2 = N2 + 2H2O	Реакция используется в очистительных системах при производстве HNO3

4. Основные способы получения водорода 

а) В лаборатории: 

водород получают действием кислот (соляной или разбавленной серной) на металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (чаще цинк или железо): 

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ 

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂ 

Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа, а для получения малых количеств водорода — в приборе Кирюшкина. Водород собирают методом вытеснения воздуха, держа пробирку донышком вверх, или методом вытеснения воды.

Рис. 1. Получение водорода в аппарате Киппа

Рис. 2. Прибор Кирюшкина

б) В промышленности:

Способ получения	Уравнение реакции
Газопаровая конверсия угля	C + H2O = CO + H2
Взаимодействие метана с водяным паром	CH4 + H2O = CO + 3H2
Разложение метана	CH4 = C + 2H2
Электролиз воды	2H2O = 2H2 + O2

5. Применение водорода

1. Получение многих веществ
   • аммиака
   • хлороводорода
   • метилового спирта и других органических веществ из синтез-газа
   • маргарина
   • металлов (например, вольфрама) из оксидов
2. Жидкий водород используется как ракетное горючее

6. Вода

Физические свойства:

Чистая вода — прозрачная жидкость, без цвета, вкуса и запаха

• температура кипения: 100 °С при 1 атм
• температура плавления 0°С
• плотность 1 кг/л

Химические свойства:

С металлами (в ряду напряжений до водорода)

H₂O + K = KOH + H₂

С основными и кислотными оксидами:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Гидролиз солей

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

С гидридами активных металлов 

Реакции с C, CO, CH4 

С галогенами 

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO₃ (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

7. Кристаллогидраты 

Кристаллогидраты — это сложные вещества, содержащие в кристаллической решетке молекулы воды

медный купорос CuSO4*5H2O — пентагидрат сульфата меди (II)	кристаллическая содаNa2CO3*10H2O — декагидрат карбоната натрия	цинковый купорос ZnSO4*7H2O — гептагидрат сульфата цинка

8. Пероксид водорода H₂O₂

Физические свойства:

бесцветная прозрачная жидкость со слабым своеобразным запахом, “металлическим” вкусом, слегка вязкая

Получение

Используют пероксиды и супероксиды металлов

K₂O₂ + H₂O = KOH + H₂O₂ 

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄+ H₂O₂ 

Химические свойства

разложение в разбавленных растворах

H₂O₂ = H₂O₂+ O₂ 

проявление окислительных свойств

KCl + H₂O₂ + H₂SO₄ = Cl₂ + K₂SO₄ + H₂O

Примечания

Комментарии

1. Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.

Источники

1. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
2. J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
3. W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
4. ↑ Кнунянц И. Л. и др. Химическая энциклопедия. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387—389. — 671 с. — 100 000 экз.
5. Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. — Москва: Высшая школа, 1997. — С. 432—435. — 527 с.
6. Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biology, 7th Edition. — San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings, 2005. — С. 522–23. — ISBN 0-8053-7171-0.
7. Freeman, Scott. Biological Science, 2nd. — Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall, 2005. — P. 214, 586. — ISBN Biological Science, 2nd.
8. . Дата обращения: 26 июля 2015.
9. . Дата обращения: 26 июля 2015.
10. . Дата обращения: 25 марта 2016.
11. , с. 127.
12. ↑ . Дата обращения: 3 августа 2009.
13. Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
14. Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28—33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4.
15. Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170