Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

line/>

Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа, уравнения реакций см. в 11.3. Особенно активен атомарный кислород О⁰ (активность выше, чем у озона O₃), обычно получаемый непосредственно в зоне реакции при термическом разложении многих веществ.

Простейшая качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.

Получение кислорода:

а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха, электролиз воды (уравнения реакций см. в разд. 12);

б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:

2HgO = 2Hg + O₂ (450–500 °C)

2КMnO₄ = К₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ (200–240 °C)

2Na₂O₂ = 2Na₂O + O₂ (400–675 °C, вакуум)

2КClO₃ = 2КCl + 3O₂ (150–300 °C, кат. MnO₂)

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ (400–520 °C)

Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель топлива в ракетной технике.

Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в первую очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.

Озон O₃. Простое вещество (трикислород), неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O)₂] (sр²-гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные ??-связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O₂ (озонированный кислород). Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н₂O), но значительно лучше, чем O₂. Сильный окислитель (более сильный, чем O₂, но более слабый, чем атомарный кислород O⁰). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево-красные озониды. Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O₂ в специальном приборе — озонаторе.

Качественная реакция – выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O₂ в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:

Получение: под действием электрического разряда в озонаторе:

Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в

неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.

Атомарный кислород О⁰. Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O₂ и O₃. Образуется при распаде молекул O₂ и O₃ под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O₂); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O₂ и O₃, в присутствии восстановителей окисляет их:

KNO₃ = KNO₂ + O⁰

О⁰ + С (графит) = СO₂

Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.

Пероксид водорода Н₂O₂. Бинарное соединение. Молекула Н₂O₂ неплоская, имеет строение с ?-связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.

Бесцветная жидкость, вязкая, тяжелее воды, чувствительна к свету и примесям (стабилизатор Н₃РO₄). Разлагается со взрывом при слабом нагревании, на катализаторе – при комнатной температуре. Неограниченно смешивается с водой. Разбавленными щелочами нейтрализуется не полностью. Сильный окислитель, слабый восстановитель.

Пероксид водорода применяется как отбеливатель текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислитель ракетного топлива, реагент в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (потемневший красочный слой из-за перехода белил – гидроксокарбонатов свинца – в черный PbS осветляют переводом в белый PbSO₄). В промышленности обычно используют взрывобезопасный 30 %-ный раствор Н₂O₂ (пергидроль), в медицине – 3 %-ный раствор.

Уравнения важнейших реакций:

2Н₂O₂ = 2Н₂O + O₂ (выше 150 °C или на кат. MnO₂)

Н₂O₂ (разб.) + NaOH (разб.) = NaHO₂ + Н₂O

Н₂O₂ (конц.) + 2NaOH_(т) = Na₂O₂v + 2H₂O (0 °C)

Н₂O₂ (3 %) + 2H⁺ + 2I^- = I₂v + 2Н₂O

5Н₂O₂ (30 %) + I_2(т) = 2НIO₃ + 4Н₂O

Н₂O₂ (10 %) + SO₃^2- = SO₃^2- + H₂O

4Н₂O₂ (30 %) + PbS (черн.) = 4H₂O + PbSO₄ (бел.)v

3H₂O₂ + 2[Cr(OH)₆]^3- = 2CrO₄^2- + 8H₂O + 2OH^-

2Н₂O₂ (конц.) + Са(ClO)₂ = СаCl₂ + 2Н₂O + 2O₂^

5H₂O₂ + 6H⁺ + 2MnO₄^- = 2Mn²⁺ + 5O₂^ + 8Н₂O

Получение: в лаборатории вначале синтезируют пероксид бария ВаO₂:

2ВаО + O₂ (изб.) = 2ВаO₂ (до 500 °C),

а затем его обрабатывают серной кислотой:

ВаO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄v + Н₂O₂ (на холоду)

В промышленности (старый метод) – электролиз водного раствора H₂SO₄ или (NH₄)₂SO₄ в специальных