Хімічні властивості кисню — характеристика, будова, реакції

У 1772 році шведський хімік Шеєле відкрив елемент кисень. Хімічні властивості цієї речовини виявилися воістину унікальними: кисень реагує практично з усіма металами (крім золота і платини), взаємодіє з неметалами, органічними і неорганічними речовинами.

Пізніше, в 1774 році, це ж довів і англійський вчений Прістлі.

Знаходження в природі та фізичні властивості

Кисень (формула O₂) – це елемент, який найбільш поширений в земній корі (його ваговий вміст становить 49,13%). Також він міститься в повітрі, де його 23%, входить до складу води (88,9%), у всіх оксидах і кисневмісних солях.

Загальна характеристика кисню при звичайних умовах:

• безбарвний газ;
• не має запаху;
• погано розчинний у воді (як і в інших розчинниках);
• зріджується при -183 °C, а твердне при -219°C.

Примітно, що в рідкому і твердому стані O₂ набуває колір: він стає блакитним. А ще він притягується магнітом.

У таблиці періодичної системи кисень знаходиться в головній підгрупі (класі) VI групи. Елементи, розташовані тут, на зовнішньому електронному шарі мають по 6 електронів, тому можуть або приєднувати 2 електрони, або (крім кисню) віддавати 4 або 6 електронів. Саме цим і пояснюються їх фізичні та хімічні властивості.

При нормальних умовах чистий кисень малоактивний, але в присутності води його реакційна здатність посилюється. Реакції, які протікають за участю кисню, називаються горінням. До цього процесу відноситься і іржавіння, а також дихання (повільне горіння).

Примітка: хімічна сутність дихання полягає в з’єднанні вуглецю і водню органічних речовин з киснем.

Хімічні характеристики та сполуки

З точки зору хімії кисень – це типовий активний неметал. У всіх з’єднаннях він проявляє ступінь окислення -2 (виняток — реакції з фтором).

Як може протікати взаємодія речовин з киснем:

• Рівняння взаємодії з металами. 2Ca + O₂ → 2CaO (оксид кальцію або негашене вапно); 4AL + 3O₂ → 2Al₂O₃.
• Реакції з неметалами – в результаті утворюються несолетворні оксиди. S + O₂ → SO₂ (сірчистий газ); N₂ + O₂ → 2NO (окис азоту).

Крім цих речовин, кисень добре вступає в реакції з органічними і неорганічними сполуками (з сіркою, вуглецем, сульфідами металів — тобто зі сполуками, які горять в атмосфері O₂). Зі складними речовинами взаємодія буде протікати за планом (реакції горіння):

• CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.
• 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃.

Довідка: в атомарному стані елемент більш активний, ніж в молекулярному. Саме на цій властивості засноване застосування кисню як відбілювального агента — так легше руйнуються фарбують органічні речовини.

У молекулярному стані кисень може існувати у вигляді O₂ і озону O₃, тобто для нього характерне явище алотропії (існування декількох простих речовин одного і того ж хімічного елемента).

Оксиди та пероксиди

Якщо говорити коротко, можна сказати, що кисень утворює два типи сполук: оксиди і пероксиди. При цьому перші з названих можна розглядати як похідні води (схема):

H-O-H, Na-O-Na

Другі ж можна схарактеризувати як пероксиди водню (теж схематично):

H-O-O-H, Na-O-O-Na

Отримати оксиди можна декількома способами.

• Перший – це, безпосередньою, взаємодією з елементами;
• другий — розкладання при нагріванні гідроксидів або солей.

Приклад:

• Безпосередня взаємодія. 2Mg + O₂ → 2MgO.
• Розкладання. Cu(OH)₂ → CuO + H₂O; CaCO₃ → CaO + CO₂.

З киснем не будуть прямо з’єднуватися галогени, деякі гази і благородні метали. Лужні метали, за винятком літію, при взаємодії будуть утворювати пероксиди або супероксиди:

• 2Na +O2 → Na₂O₂;
• K + O₂ → KO₂ (супероксид).

Ряд оксидів може з’єднуватися з водою, утворюючи гідроксиди кислот — такі сполуки будуть називатися кислотними оксидами або ангідридами. До таких відносяться SO₂ (сірчистий ангідрид), CO₂ (вугільний ангідрид). Ті кисневі сполуки, які з водою утворюють основи, називають основними.

Частина оксидів володіє амфотерними властивостями. Гідроксиди таких сполук можуть виступати кислотами або основами.

Вищі оксиди металів (тобто ті, де він знаходиться у вищій мірі окислення) завжди володіють кислотними властивостями: V₂O₅, Cr₂O₃. Відома також група індиферентних (несолетворні) оксидів: CO, SiO, NO.

Більшість бінарних кисневих сполук стійкі до нагрівання. А ось оксиди благородних металів при підвищенні температури легко розкладаються.

Озон (O3) — алотропна модифікація

Це з’єднання утворюється при повільному окисленні вологого білого фосфору, а також при розкладанні концентрованої сульфатної кислоти, перманганату калію, біхромату калію і деяких інших сполук (в цьому випадку O₃ — домішка).

У природі озон утворюється при окисленні смоли хвойних дерев та ультрафіолетовому опроміненні кисню у верхніх шарах атмосфери.

Якісна реакція на присутність O₃ в повітрі:

O₃ + 2KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O + O₂

У промисловості його отримують при дії тихого електричного заряду на O₂: 3O₂ → 2O₃. Реакція протікає в спеціальному приладі — озонаторі, чиста речовина відділяється зрідженням.

За зовнішнім виглядом озон – це синя рідина, вибухонебезпечна. Від зіткнення з ним ефіри, спирти, скипидар запалюються. Озон руйнує багато органічних речовин, а мікроорганізми взагалі вбиває.

Хімічні властивості озону наступні:

• при впливі на ненасичені органічні речовини O₃ приєднується до них за місцем подвійного зв’язку, в результаті чого утворюються озоніди;
• озон сильний окислювач.

Завдяки своїм бактерицидним властивостям озон широко застосовується в промисловості: в пивоварному виробництві та для знезараження води.

Отримання кисню

Один з методів отримання – це рефракційна перегонка повітря, але такий кисень містить близько 3% інертних газів (в основній – це аргон). Інший варіант – ректифікація рідкого повітря. Цей процес можна коротко описати так:

• повітря стискають при тиску 100-200 атм;
• нагрівають, після чого охолоджують в спеціальних аміачних холодильниках;
• охолоджену суміш пропускають через дросель, при виході з якого тиск різко падає.

При розширенні газів температура знижується і повітря зріджується. Ця операція повторюється багаторазово для збільшення виходу кінцевого продукту.

Зріджене повітря – це суміш газів (в основному – це азот і кисень, інших там менш як 1%). Через різницю температур кипіння (у N₂ вона -195,8°C, кисень закипає при -183°C) з рідкого повітря відганяється азот, а потім O₂.

Отриманий цим методом кисень містить домішки азоту, тому його піддають додатковому очищенню.

У лабораторії його можна отримати кількома способами.

Основні з них:

• Розкладання бертолетової солі. Реакція протікає при підвищеній температурі і в присутності каталізатора, в ролі якого використовують діоксид марганцю: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
• Процес розкладання перманганату калію при нагріванні: 2KMnO₄ → K2MnO₄ + MnO₂ + O₂.
• Виділяють з нітратів лужних металів: 2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂.
• У процесі розпаду оксиду ртуті: 2HgO → 2HG + O₂.

Ще один спосіб синтезу – електролізація води в присутності гідроксидів лужних металів, наприклад, KOH. Ці речовини додаються для збільшення електропровідності.

Застосування та промислове значення кисню

Завдяки своїм властивостям кисень широко застосовується в техніці. У присутності цього елемента окислювальні процеси протікають набагато інтенсивніше, ніж в простому повітрі. При цьому підвищується температура полум’я. Тому O₂ активно застосовується для інтенсифікації окислення в хімічній і металургійній промисловості (виплавка чавуну і сталі, випал сульфідних руд, різання металів та інше).

Суміші рідкого кисню з горючими речовинами (вуглець, сірка, деревна тирса) під назвою оксиліквіти використовуються як вибухова речовина в гірничій і гірничодобувній промисловості (при проведенні гірничо-вибухових робіт).

Чистий O₂ застосовується:

• в медицині (при лікуванні бронхіальної астми, органів шлунково-кишкового тракту – приготування спеціальних коктейлів, та інше);
• в кисневих приладах при роботі під землею і під водою;
• на великих висотах.

Незамінний він і в процесі виробництва ракетного палива (окислювач).