ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Характеристика элемента

₈О 1s²2s²2p⁴; А_r = 15,999 Изотопы: ¹⁶O (99,759 %); ¹⁷О (0,037 %); ¹⁸О (0,204 %); ЭО - 3,5

Кларк в земной коре 47% по массе; в гидросфере 85,82% по массе; в атмосфере 20,95% по объему.

Самый распространенный элемент.

Формы нахождения элемента: а) в свободном виде - О₂, О₃;

б) в связанном виде: анионы О^2- (преимущественно)

Кислород - типичный неметалл, p-элемент. Валентность = II; степень окисления -2 ( за исключением Н₂О₂, OF₂, O₂F₂)

Физические свойства O₂

Молекулярный кислород O₂ при обычных условиях находится в газообразном состоянии, не имеет цвета, запаха и вкуса, малорастворим в воде. При глубоком охлаждении под давлением конденсируется в бледно - голубую жидкость (Тkип - 183°С), которая при -219°С превращается в кристаллы сине - голубого цвета.

Способы получения

1. Кислород образуется в природе в поцессе фотосинтеза mCО₂ + nH₂O → mO₂ + Сm(H₂O)n

2. Промышленное получение

а) ректификация жидкого воздуха (отделение от N₂);

б) электролиз воды: 2H₂O → 2Н₂↑ + О₂↑

3. В лаборатории получают термическим окислительно-восстановительным разложением солей:

а) 2КСlO₃ = 3О₂↑ + 2KCI

б) 2КМпO₄ = О₂↑ + МпО₂ + К₂МпО₄↑

в) 2KNO₃ = О₂↑ + 2KNО₂

г) 2Cu(NO₃)O₂ = О₂↑ + 4NО₂↑ + 2CuO

д) 2AgNO₃ = О₂↑ + 2NО₂↑ +2Ag

4. В герметически замкнутых помещениях и в аппаратах для автономного дыхания кислород получают реакцией:

2Na₂O₂ + 2СO₂ = О₂↑ + 2Na₂CO₃

Химические свойства кислорода

Кислород - сильный окислитель. По химической активности уступает только фтору. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Аг. Непосредственно реагирует с большинством простых веществ при обычных условиях или при нагревании, а также в присутствии катализаторов (исключение - Au, Pt, Hal₂, благородные газы). Реакции с участием О₂ в большинстве случаев экзотермичны, часто протекают в режиме горения, иногда - взрыва. В результате реакций образуются соединения, в которых атомы кислорода, как правило, имеют С.О. -2:

Окисление щелочных металлов

4Li + О₂ = 2Li₂O оксид лития

2Na + О₂ = Na₂О₂ пероксид натрия

К + О₂ = КО₂ супероксид калия

Окисление всех металлов, кроме Au, Pt

Me + О₂ = Ме_xO_y оксиды

Окисление неметаллов, кроме галогенов и благородных газов

N₂ +О₂ = 2NO - Q

S + О₂ = SО₂;

C + О₂ = CО₂;

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Si + О₂ = SiО₂

Окисление водородных соединений неметаллов и металлов

4HI + О₂ = 2I₂ + 2Н₂O

2H₂S + 3О₂ =2SО₂ + 2Н₂O

4NH₃ + 3О₂ =2N₂ + 6Н₂O

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂O

2PH₃ + 4О₂ = P₂О₅ + 3Н₂O

SiH₄ + 2О₂ = SiО₂ + 2Н₂O

C_xH_y + О₂ = CО₂ + Н₂O

MeH_x + 3О₂ = Me_xO_y + Н₂O

Окисление низших оксидов и гидроксидов поливалентных металлов и неметаллов

4FeO + О₂ = 2Fe₂О₃

4Fe(OH)₂ +О₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

2SО₂ + О₂ = 2SО₃

4NО₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNО₃

Окисление сульфидов металлов

4FeS₂ + 11О₂ = 8SО₂ + 2Fe₂О₃

Окисление органических веществ

Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха.

Продуктами окисления различных элементов, входящих в их молекулы, являются:

С → CO₂

Н → Н₂O

Hal → Hal₂

N → N₂

P → P₂O₅

S → SO₂

Кроме реакций полного окисления (горения) возможны также реакции неполного окисления.

Примеры реакций неполного окисления органических веществ:

1) каталитическое окисление алканов

2) каталитическое окисление алкенов

3) окисление спиртов

2R-CH₂OH + O₂ → 2RCOH + 2Н₂O

4) окисление альдегидов

Озон

Озон О₃ - более сильный окислитель, чем O₂, так как в процессе реакции его молекулы распадаются с образованием атомарного кислорода.

Чистый О₃ - газ синего цвета, очень ядовит.

К + О₃ = КО₃ озонид калия, красного цвета.

PbS + 2О₃ = PbSО₄ + О₂↑

2KI + О₃ + Н₂O = I₂ + 2КОН + О₂↑

Последняя реакция используется для качественного и количественного определения озона.