Р
еферат
з Хімії
на тему:

p=16; p=8
e=16; 1S² 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁴ — Електронна Формула — 1S²2S²2p⁴ e=8
n=16 n=8

Підготували: Карапенко Р.

Колот А.

Дніпропетровськ - 2006

1. Оксиген

КИСЕНЬ (лат. Oхygenіum), O, хімічний елемент з атомним номером 8, атомна маса 15,9994. У періодичній системі елементів Менделєєва розташований у другому періоді в групі VІ.

Природний кисень складається із суміші трьох стабільних нуклідів з масовими числами 16 (домінує в суміші, його в ній 99,759 % по масі), 17 (0,037%) і 18 (0,204%). Радіус нейтрального атома кисню 0,066 нм. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального не збудженого атома кисню 2 s 2 р 4. Енергії послідовної іонізації атома кисню 13,61819 і 35,118 Ев, спорідненість до електрона 1,467 Ев. Радіус іона О₂-при різних координаційних числах від 0,121 нм (координаційне число 2) до 0,128 нм (координаційне число 8). У з'єднаннях виявляє ступінь окислювання -2 (валентність ІІ) і, рідше, -1 (валентність І). По шкалі Полінга электронегативність кисню 3,5 (друге місце серед неметалів після фтору ).

У вільному виді кисень - газ без кольору, запаху і смаку.

1. Історія відкриття

Історія відкриття кисню, як і азоту, зв'язана з вивченням, що продовжувалися кілька століть, атмосферного повітря. Про те, що повітря по своїй природі не однорідний, а включає частини, одна з яких підтримує горіння і подих, а інша - ні, знав ще в VIII столітті китайський алхімік Мао Хоа, а пізніше в Європі - Леонардо Да Вінчі. У 1665 англійський натураліст Р. Гук писав, що повітря складається з газу, що міститься в селітрі, а також з неактивного газу, що складає велику частину повітря. Про те, що повітря містить елемент, що підтримує життя, у 18 столітті було відомо багатьом хімікам. Шведський аптекар і хімік Карл Шееле почав вивчати склад повітря в 1768. Протягом трьох років він розкладав нагріванням селітри (KNO₃, NaNO₃) і інші речовини й одержував "вогненне повітря", що підтримує подих і горіння. Але результати своїх досвідів Шееле обнародував тільки в 1777 році в книзі "Хімічний трактат про повітря і вогонь". У 1774 англійський священик і натураліст Дж. Прістлі нагріванням "паленої ртуті" (оксиду ртуті Hg) одержав газ, що підтримує горіння. Будучи в Парижі, Прістлі, що не знав, що отриманий їм газ входить до складу повітря, повідомив про своє відкриття А. Лавуазьє й іншим ученим. До цього часу був відкритий і азот. У 1775 Лавуазьє прийшов до висновку, що звичайне повітря складається з двох газів - газу, необхідного для подиху і підтримуючого горіння, і газу "протилежного характеру" - азоту. Лавуазьє назвав підтримуючий горіння газ oxygene - "утворюючий кислоти" (від грецьк. oxys - кислий і gennao - народжую; звідси і російська назва "кисень"), тому що він тоді вважав, що всі кислоти містять кисень. Давно уже відомо, що кислоти бувають і безкисневими, але назва, дана елементу Лавуазьє, залишилося незмінною.
Протягом майже півтора століть 1/16 частина маси атома кисню служила одиницею порівняння мас різних атомів між собою і використовувалася при чисельній характеристиці мас атомів різних елементів (так називана киснева шкала атомних мас).

1. Поширення в природі

Кисень - найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних з'єднань, головним чином силікатів), приходиться близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські і прісні води містять величезна кількість зв'язаного кисню - 88,8% (по масі), в атмосфері зміст вільного кисню складає 20,95 % (по обсязі). Елемент кисень входить до складу більш 1500 з'єднань земної кори.

1. Одержання

В даний час кисень у промисловості одержують за рахунок поділу повітря при низьких температурах. Спочатку повітря стискають компресором, при цьому повітря розігрівається. Стиснутому газу дають остудитися до кімнатної температури, а потім забезпечують його вільне розширення. При розширенні температура газу різко знижується. Охолоджене повітря, температура якого на кілька десятків градусів нижче температури навколишнього середовища, знову піддають стиску до 10-15 МПа. Потім знову відбирають теплоту, що виділилася. Через кілька циклів "стиск-розширення" температура падає нижче температури кипіння і кисню, і азоту. Утвориться рідке повітря, що потім піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння кисню (-182,9°C) більш ніж на 10 градусів вище, ніж температура кипіння азоту (-195,8°C). Тому з рідини азот випаровується першим, а в залишку накопичується кисень. За рахунок повільної (фракційної) дистиляції вдається одержати чистий кисень, у якому зміст домішки азоту складає менш 0,1 об'ємного відсотка.

Ще більш чистий кисень можна одержати при електролізі водяних розчинів лугів (NaOH чи KOH) чи солей кисневмісних кислот (звичайно використовують розчин сульфату натрію Na₂SO₄). У лабораторії невеликі кількості не дуже чистого кисню можна одержати при нагріванні перманганату калію KMn₄:

• 2KMn₄ = K₂Mn₄ + Mn₂ + O₂.

Більш чистий кисень одержують розкладанням пероксиду водню Н₂O₂ у присутності каталітичних кількостей твердого діоксида марганцю Mn₂:

• 2Н₂O₂ = 2Н₂O + O₂.

Кисень утвориться при сильному (вище 600°C) прожарюванні нітрату натрію NaNO₃:

• 2NaNO₃ =2NaNO₂ + O₂,

при нагріванні деяких вищих оксидів:

• 4Cr₃= 2Cr₂O₃ + 3O₂;

• 2Pb₂ = 2Pb + O₂;

• 3Mn₂ = Mn₃O₄ + O₂.

Раніше кисень одержували розкладанням Бертолетової солі KCl₃ у присутності каталітичних кількостей диоксида марганцю Mn₂:

• 2KCl₃ = 2KCl + 3O₂.

Однак бертолетова сіль утворить вибухові суміші, тому її для одержання кисню в лабораторіях тепер не використовують. Зрозуміло, зараз нікому в голову не прийде використовувати для одержання кисню прожарювання оксиду ртуті Hg, тому що кисень, що утвориться в цій реакції, забруднений отрутними парами ртуті.

Джерелом кисню в космічних кораблях, підвідних човнах і т.п. замкнутих приміщеннях служить суміш пероксиду натрію Na₂O₂ і супероксиду калію KO₂. При взаємодії цих з'єднань з вуглекислим газом звільняється кисень:

• 2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂,

• 4K₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂.

Якщо використовувати суміш Na₂O₂ і K₂, узятих у молярному відношенні 1:1, то на кожен моль поглиненого з повітря вуглекислого газу буде виділятися 1 моль кисню, так що склад повітря не буде змінюватися за рахунок поглинання при подиху кисню і виділення CO₂.

Особливості будови молекули O₂

Атмосферний кисень складається з двохатомних молекул. Міжатомне відстань у молекулі O₂ 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітна речовина, у кожній молекулі O₂ знаходиться по 2 неспарених електрони.

Енергія дисоціації молекули O₂ на атоми досить висока і складає 493,57 кдж/моль.

1. Фізичні і хімічні властивості

При нормальних умовах щільність газу кисню 1,42897 кг/м3. Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) -182,9°C. При температурах від -218,7°C до -229,4°C існує твердий кисень з кубічними ґратами (модифікація), при температурах від -229,4°C до -249,3°C - модифікація з гексагональними ґратами і при температурах нижче -249,3°C - кубічна -модифікація. При підвищеному тиску і низьких температурах отримані й інші модифікації твердого кисню.

При 20°C розчинність газу O₂: 3 ,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторовмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагідрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.

Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі O₂ призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний.
У природі він повільно вступає в перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові (точніше з залізом ІІ гема), що забезпечує перенос кисню від органів подиху до інших органів.

З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними і лужноземельними металами (утворяться відповідні оксиди типу Lі₂O, CaО і інші, пероксиди типу Na₂O₂, BaО ₂ та ін. і супероксиди типу KО ₂, RbО ₂ та ін.), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів.
Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, з деякими альдегідами й іншими органічними речовинами.

При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими пальними газами, з великою кількістю простих і складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню чи на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:

• S+O₂ = SO₂

• С + O₂ = СО₂

• 4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃

• 2Cu + O₂ = 2Cu

• 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

• 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

Якщо суміш кисню і водню зберігати в скляній судині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води

• 2Н₂ + O₂= 2Н₂O + 571 кДж

протікає вкрай повільно; з розрахунку, перші крапельки води повинні з'явитися в судині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в судину із сумішшю цих газів Платини чи Палладія (що грають роль каталізатора), а також при підпалюванні реакція протікає з вибухом.

З азотом N₂ кисень чи реагує при високій температурі (близько 1500-2000 C), чи при пропущенні через суміш азоту і кисню електричного розряду. При цих умовах оборотно утвориться оксид азоту (ІІ):

• N₂ + O₂ = 2NO

Утворений NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (диоксида азоту):

• 2NO + O₂ = 2NO₂

З неметалів кисень прямо ні при яких умовах не взаємодіє з галогенами, з металів - зі шляхетними металами: Сріблом, Золотом, Платиною й ін.

Бінарні сполуки кисню, у яких ступінь окислювання атомів кисню дорівнює -2, називають оксидами (колишня назва - окисли). Приклади оксидів: оксид вуглецю (ІV) CO2,оксид сірки (VІ) SO3, оксид міді (І) Cu2O, оксид алюмінію Al2O3, оксид марганцю (VІІ) Mn2O7.

Кисень утворює також сполуки, у яких його ступінь окислювання дорівнює -1. Це - пероксиди (стара назва - перекиси), наприклад, пероксид водню Н₂O₂, пероксид барію ВаО₂, пероксид натрію Na₂O₂ і інші. У цих сполуках міститься пероксидне угруповання —O—O—.
З активними лужними металами, наприклад, з калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, KО₂ (супероксид калію), RbО₂ (супероксид рубідію). У супероксидах ступінь окислювання кисню -1/2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як K₂O₄, Rb₂O₄ і т.д.