Кисень в природі. Одержання кисню

Кисень зустрічається як у вільному стані, так і у вигляді різноманітних сполук, він складає 89 % від маси води та входить до складу більш ніж 1400 мінералів. Найважливіші з них — карбонати та силікати кальцію, заліза, алюмінію, а також оксиди заліза, алюмінію, олова та марганцю. Крім кисню повітря у верхніх шарах атмосфери знаходиться також алотропна видозміна кисню — озон. Кисень входить до складу найважливіших природних органічних сполук: білків, жирів та вуглеводів.

В промисловості кисень одержують фракційною перегонкою рідкого повітря та електролізом води (електроліт – розчин КОН з масовою часткою 30%). У лабораторії кисень одержують за рахунок термічного або, каталітичного розкладання сполук, багатих на кисень:

2Н₂О₂ 2Н₂О+О₂↑

2КМnО₄ K2МnO₄ + MnO₂ + О₂↑,

2КСІО₃, 2КС1 + ЗО₂↑,

2HgO 2Hg + O₂↑.

Фізичні та хімічні властивості кисню

Кисень — безбарвний газ, без запаху та смаку, трохи важчий за повітря, температура плавлення дорівнює -218,8 °С, температура кипіння —182,9 °С. Рідкий кисень блакитного кольору, а твердий - утворює кристали синього. В усіх агрегатних станах кисть парамагнітний, Будова молекул описуєтеся лише методом МО. Кисень слабо розчинний у воді: в 100 об'ємах води при 20 °С розчиняється 3 об'єми кисню. Однак навіть така мала його кількість забезпечує життєдіяльність водних організмів.

Кисень виявляє широкий діапазон ступенів окиснення в сполуках. У зв'язку з тим, що атому кисню не вистачає двох електронів до завершення зовнішнього енергетичного рівня, він легко може приймати їх від менш електронегативних елементів, виявляючи мінімальний ступінь окиснення — 2 (Н₂О, КОН, H₂SO₄). У пероксидах кисень має ступінь окиснення — 1 (Н₂О₂, Na₂O₂), в над пероксидах — - (KO₂), а в озонідах — - (КО₃). Крім негативних, кисень утворює сполуки з фтором із позитивними ступенями окиснення: +1(O₂F₂), +2(OF₂), +4(O₃).

Існує не лише молекулярний кисень О₂, а ще й озон О₃, його друга алотропна форма. Будову молекули озону можна представити такою схемою:

Міжатомна відстань О-О в озоні дорівнює 0,128 нм, це менше ніж довжина одинарного зв'язку (0,149 нм), але більше, ніж довжина подвійного зв'язку в молекулі О₂ (0,12 нм), отже, кратність зв'язку в молекулі 1,5.

Озон одержують в приладах-озонаторах, які перетворюють О₂ на О₃ під дією тихого електричного розряду, створюваного високовольтним трансформатором. За допомогою озонатора лише 10 % кисню перетворюється на озон:

3О₂2О₃

У природі озон утворюється з кисню повітря під час грози, а також у розрідженій атмосфері на висоті 20-30 кілометрів під дією ультрафіолетових променів. Озоновий шар має неоціненне значення для розвитку життя на Землі: поглинаючи ультрафіолетові промені, він захищає все живе від згубної дії зовнішнього гамма-випромінювання, а також поглинає інфрачервоні промені, що йдуть від Землі, таким чином перешкоджаючи ЇЇ охолодженню. При повільному окисненні смоли хвойних дерев також утворюється озон. Тому в хвойних лісах відчувається такий самий запах, як у повітрі під час грози, коли теж утворюється деяка кількість озону.

Озон — важкий газ синього кольору (температура плавлення — -193 °С, температура кипіння — -110 ^оС), з різким запахом, отруйний. О₃ — один з дуже сильних окисників, окиснює золото й платину. При дії на метали утворює пероксидні сполуки. Навіть така стійка до окиснення речовина, як срібло, під дією озону перетворюється на пероксид срібла:

2Ag + 3О₃ = Ag₂О₂ + 2О₂.

Якісною реакцією на озон є реакція з йодидом калію, в результаті якої виділяється молекулярний йод. При дії озону на вологий йодкрохмальний папір той набуває синього кольору:

2КІ + О₃ + Н₂О  І₂ + 2КОН + О₂.

Озон використовують для знезараження питної води. На відміну від обробленої хлором води, яка містить шкідливі неорганічні та органічні сполуки, озонована вода абсолютно нешкідлива для використання в народному господарстві та побуті.

За хімічною активністю кисень поступається лише галогенам. Він утворює сполуки з усіма елементами за винятком легких інертних газів Не, Ne, Аг. За звичайних умов кисень не є сильним окисником. Інакше ми б не змогли спостерігати за розмаїтістю квітів та кольорів, які нас оточують. Лише при підвищеній температурі зв'язок у молекулі О₂ руйнується (D 494 кДж/моль) і тоді кисень починає реагувати з усіма простими речовинами, за виключенням галогенів, інертних газів та благородних металів Ag, Au, Pt, Rh. У залежності від умов перебігу реакції кисень утворює чотири типи сполук: оксиди, до складу яких кисень входить у ступені окиснення — 2 (але іони О^2- не існують навіть у сполуках Na₂O, K₃O); пероксиди, які містять пероксидну групу —О—О—; надпероксиди, в структурі яких міститься над пероксид-іон О^2-, та озоніди, то містять озонід-іон О^3-.

Приєднання молекулою кисню одного електрона дає радикал О₂^-; речовини, до складу яких входить такий радикал, називаються надпероксидами. Відомі надпероксиди найбільш активних лужних металів (К, Pb, Cs). Одержують їх взаємодією простих речовин:

К + О₂°= КО₂

Надпероксиди дуже сильні окисники, активно окиснюють воду з виділенням кисню:

4КО₂ + 2Н₂О = 4КОН + ЗО₂.

При взаємодії лужних металів з озоном утворюються озоніди:

К + О₃ = КО₃.

Озоніди — сполуки, до складу молекул яких входять катіони металів та озонід-іони О₃^-Г Наявність в озонід-іоні неспареного електрона надає йому властивості радикала та обумовлює забарвлення і парамагнітні властивості.

Приєднуючи два електрони, молекула кисню перетворюється на пероксид-іон О₂^2-, в якому атоми кисню зв'язані одним двох-електронним зв'язком. Похідні О₂^2- називають пероксидами. Найбільше значення в хіміко-фармацевтичній практиці має пероксид водню Н₂О₂. Він був вперше одержаний французьким хіміком Луї Жаком Тенаром у 1818 році дією сірчаної кислоти на пероксид барію:

ВаО₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + Н₂О₂.

Існує два промислових методи одержання пероксиду водню. Перший — аутоокиснення дигідроксоантрахінонів:

Одержаний хінон відновлюється воднем до антрахінону, який повторно використовується. За цією методикою одержують розчин Н₂О₂ з масовою часткою 20 %. За другим методом пероксид водню одержують електрохімічним окисненням сірчаної кислоти або сульфату амонію на платиновому аноді при температурі +5—8 °С з утворенням пероксодисірчаної кислоти:

2HSO₄^- - 2е  H₂S₂O₈.

Остання гідролізується у водному розчині при температурі = +70 °С, утворюючи Н₂О₂ та H₂SO₄:

H₂S₂O₈ + Н₂О =- H₂SO₅ + H₂SO₄.

H₂SO₅ + Н₂О = H₂SO₄ + H₂O₂

Енергія зв'язку О—О (210 кДж/моль) значно менша, ніж у молекулі кисню (494 кДж/моль). Між молекулами Н₂О₂ існує міцний міжмолекулярний водневий зв'язок. У зв'язку з цим пероксид водню за нормальних умов — сиропоподібна в'язка рідина (р = 1,44 г/см³), з високою температурою кипіння 150,2 °С. З водою змішується у будь-яких співвідношеннях завдяки утворенню нових водневих зв'язків. —- У лабораторній практиці та в медицині використовують розчини Н₂О₂ з масовою часткою 30 % (пергідроль) або 3 %. Пероксид водню — нестійка сполука, повільно розкладається під дією світла:

2Н₂О₂  2Н₂О + О₂.

Реакцію розкладу каталізують МnО₂ та катіони важких металів (Cu²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺). З цієї причини до розчинів Н₂О₂, які виготовляються промисловістю, додають стабілізатори.

Водний розчин пероксиду водню — слабка кислота:

2Н₂О₂  Н₃О⁺ + НО₂^-, Кд=1,4 • 10^-12

Кислотні властивості Н₂О₂ можна виявити, додаючи до гексагідроксоалюмінаіу(ІІІ) натрію пероксид водню. При цьому в розчині зростає концентрація катіонів водню, внаслідок чого, у відповідності з принципом Ле-Шательє, спряжена рівновага реакції дисоціації

[А1(ОН₂)₆]³⁺А1(ОН)₃  [А1(ОН)₆]^3-

змішується ліворуч, а гексагідроксокомплекс руйнується і випадає осад А1(ОН)₃. У разі використання замість Н₂О₂ більш сильної кислоти, рівновага зміщується у бік утворення гексааквакомплексу і осад А1(ОН)₃ не утворюється.

Пероксид водню — сильний окисник як у кислому, так і в лужному середовищі. У кислому середовищі він відновлюється до Н₂О, а в лужному — до ОН^-, наприклад:

2КІ + Н₂О₂ + H₂SO₄ = І₂ + K₂SO₄ + 2Н₂О.

2К₃[Сг(ОН)₆] + ЗН₂О₂ = 2К₂СгО₄ + 2КОН + 8Н₂О.

Під дією досить сильних окисників Н₂О₂ виявляє відновні властивості, а продуктом його окиснення є вільний кисень:

5Н₂О₂ + 2КМnО₄ + 3H₂SO₄ = 5О₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О.

Наведену реакцію використовують у хімічному аналізі для кількісного визначення Н₂О₂.