Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Этан, структурная формула, химические, физические свойства Кислород

История открытия

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

 2HgO →ot  2Hg O2

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожжённых элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Кислородные соединения фосфора

С кислородом фосфор образует ряд оксидов, из которых наиболее изучены и важны в практическом отношении оксид фосфора(У) Р205 и оксид фосфора(Ш) Р203. Кроме этих оксидов известно и другое соединение — Р904, которое можно рассматривать как смешанный оксид, состоящий из двух первых.

Оксид фосфора(Ш) Р2Оэ образуется при горении фосфора в условиях ограниченного доступа кислорода:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Р203 представляет собой белые кристаллы, полиморфен. Существует в виде нескольких модификаций, построенных из пирамидальных структурных единиц Р03. Экспериментальное определение молекулярной массы показывает, что в газообразном состоянии существует модификация, отвечающая формуле Р40Г), т.е. удвоенной (Р203)2. Обычная форма Р2Оэ имеет молекулярную решетку, образованную молекулами P4Of).

По своим химическим свойствам Р.;03 является кислотным оксидом: при взаимодействии с водой образуется фосфористая кислота Н2[РОэН], а в реакции со щелочами он дает соответствующие соли:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Р90.> обладает восстановительными свойствами; кислородом окисляется до Р305:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Фосфористая кислота Н2[Р03Н] — бесцветное кристаллическое вещество, легко растворимое в воде. Фосфористая кислота, а также ее моно- и диэфиры характеризуются наличием в их молекуле одного некислотного водорода, который связан не с атомом кислорода, а непосредственно с атомом фосфора. Поэтому формулу фосфористой кислоты правильно писать Н2[Р03Н] или НР(0)(0Н)2 (рис. 14.5).

Структура фосфористой кислоты

Рис. 145.Структура фосфористой кислоты

Соответственно этой формуле фосфористая кислота является двухосновной кислотой и дает два ряда солей — однозамещенные NaHP03H и двух- замещенные Na2P03H. Соли называются фосфитами.

Фосфит-ион имеет формулу НР03~, а не Р03«. Наоборот, в триэфирах фосфористой кислоты, подобно тригалогенидам, фосфор образует только

/OR

три связи, что соответствует структуре P^OR.

OR

Таким образом, для фосфористой кислоты можно предположить наличие двух таутомерных форм (рис. 14.6). Из них самой кислоте соответствует структура (I), а ее производным — эфирам — структура (II).

Таутомерные формы фосфористой кислоты

Рис. 14.6.Таутомерные формы фосфористой кислоты

Фосфористая кислота обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Фосфористая кислота способна и к реакции диспропорционирования, при этом образуются Н3Р04 и РН3:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Обычно фосфористую кислоту получают гидролизом РС13 или взаимодействием Р203 с водой (см. параграф 14.6).

Фосфорноватистая (гинофосфористая) кислота Н3Р02 содержит два некислотных атома водорода, непосредственно связанных с атомом фосфора:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Поэтому она является одноосновной кислотой, образующей гипофосфит-ион Н2Р07, следовательно, формулу этой кислоты правильно писать НН2Р02. Как сама кислота, так и гипофосфит-ион обладают сильными восстановительными свойствами, причем эти свойства выражены у иона сильнее:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

При взаимодействии с металлами НН2Р02 проявляет типичные окислительные свойства, восстанавливаясь до РН3:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Если нагреть кристаллическую НН2Р02, то происходит реакция диспропорционирования:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Оксид фосфора(У) Р205 в парообразном состоянии имеет состав Р4О10. Молекулы Р4О10 состоят из четырех тетраэдров Р04, каждый из которых связан с тремя соседними через общие атомы кислорода:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

В твердом состоянии он существует в нескольких модификациях, отличающихся расположением тетраэдров Р04.

РА представляет собой белоснежный кристаллический порошок, возгоняющийся при нагревании; очень жадно поглощает воду, образуя фосфорные кислоты:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Эта особенность Р205 позволяет широко использовать его в качестве эффективного водоотнимающего средства.

При низких температурах Р205 отнимает воду у азотной кислоты:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Р205 проявляет типичные свойства кислотных оксидов, вступая во взаимодействие с основными оксидами и гидроксидами:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Ортофосфорная кислота (фосфорная кислота) Н3Р04 — важнейшая кислота фосфора. Получают ее взаимодействием Р205 с водой:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Менее чистая кислота получается при действии Н2504 на Са3(Р04)2:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

В лаборатории фосфорную кислоту можно получить окислением фосфора 30%-ной HN03:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Ортофосфорная кислота намного слабее серной и азотной кислот. Как правило, она устойчива и не обладает окислительными свойствами. Н3Р04 — трехосновная кислота, поэтому диссоциирует ступенчато:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Обычно преобладает первая ступень диссоциации.

В фосфорной кислоте все три атома водорода связаны с атомами кислорода. В твердой и жидкой Н3Р04 молекулы ассоциированы за счет водородных связей (рис. 14.7).

Структура НР0 в твердой и жидкой фазах

Рис. 14.7. Структура Н3Р04 в твердой и жидкой фазах

Безводная фосфорная кислота существует в виде белых кристаллов, легко растворимых в воде. Образует три вида солей: одно-, двух- и трехзаме- щенные фосфаты: дигидрофосфат натрия NaH2P04; гидрофосфат натрия Na2HP04; фосфат натрия Na:iP04.

Из солей фосфорной кислоты только фосфаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Фосфор в фосфорной кислоте находится в состоянии наивысшего окисления. Это состояние является самой устойчивой его формой. Восстановление фосфорной кислоты до фосфора возможно только при высоких температурах.

Для распознавания солей орто-, мета- и дифосфорных кислот и их анионов пользуются реакцией с AgNO;j, образующим в присутствии Р04“ желтый осадок Ag3P04, а в присутствии Р.;0| и РО3 — белый осадок. Метафосфор- ную кислоту можно отличить от дифосфорной по их действию на белок, который в присутствии НР03 коагулирует.

Для распознавания иона НР04“ пользуются кроме AgNO:} еще и реакцией с Mg2 :

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Анионы ортофосфорной кислоты могут быть связаны между собой кислородными мостиками (рис. 14.8). В образующихся полимерных структурах присутствуют фрагменты трех типов (I—III).

Фрагменты полимерных структур ортофосфорной кислоты

Рис. 14.8.Фрагменты полимерных структур ортофосфорной кислоты

Большое многообразие оксофосфатов объясняется тем, что тетраэдрические структурные единицы Р04 могут объединяться с соседними единицами Р()4 посредством одной, двух или трех вершин.

Полимерные анионы, имеющие циклическое строение, называют метафосфат-анионами, а линейные анионы — полифосфат-анионами. Полифосфаты — это соли анионов, отвечающие общей формуле

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Примером могут служить диполифосфат-иоп С2Оу» и триполифосфат-ион рз°?0 (Рис— 14.9).

Структура полифосфатов

Рис. 14.9.Структура полифосфатов:

а и б — диполифосфат-ионы; в — триполифосфат-ион

Метафосфаты — соли анионов общей формулы [Р„03п_, к ним относятся триметафосфат-ион и тетраметафосфат-ион (рис. 14.10).

Структура метафосфатов

Рис. 14.10.Структура метафосфатов:

а — триметафосфат-ион; б — тетраметафосфат-ион

Дифосфорная кислота (пирофосфорная кислота) образуется при постепенном нагревании ортофосфорной кислоты до 260°С:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Она представляет собой мягкую стекловидную массу, легко растворяющуюся в воде.

н4р207 является четырехосновной кислотой, которой соответствует структура

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Ион Р207 (см. рис. 14.9, б) построен из двух тетраэдров Р04 с одним общим кислородным атомом. Для этой кислоты характерны соли двух типов: кислые Ме2Н2Р207 и средние Ме4Р207. Кислые соли обычно хорошо растворимы в воде, причем растворы показывают кислую реакцию. Из средних солей растворимы только соли наиболее активных металлов.

При нагревании пирофосфорной кислоты до 300°С постепенно образуются мегафосфорные кислоты (НР03), структуры анионов которых приведены выше (см. рис. 14.10). Из них наибольшее значение имеет тетраметафо- сфорная кислота Н4Р4012, которая может быть получена взаимодействием избытка Р205 с малым количеством воды.

В растворе Н4Р4012 постепенно присоединяет воду с образованием Н3Р04:
Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Биологическая роль фосфора. Фосфорорганические соединения участвуют в важнейших биохимических процессах организма. Без этих соединений не мог бы идти процесс обмена углеводов в ткани мозга. Фосфорсодержащий фермент фосфорилаза способствует не только распаду, но и синтезу полисахаридов в мозге. В процессе окисления углеводов в ткани мозга важную роль играют дифосфопиридиннуклеотид и неорганический фосфат.

В молекулах нуклеиновых кислот РНК и ДНК мононуклеотиды соединены между собой за счет остатков фосфорной кислоты. Нуклеиновые кислоты РНК и ДНК принимают участие в синтезе белка, передаче наследственных признаков и в других биохимических процессах, без которых просто немыслимо существование живого организма.

Соли фосфорной кислоты представляют собой цепные минеральные удобрения, производство которых является одной из важнейших задач химической промышленности. К их числу относятся удобрения — суперфосфат, двойной суперфосфат, преципитат, аммофос.

Суперфосфат — смесь CaS04-2H20 с Са(Н2Р04)2. Для получения суперфосфата природный фосфорит обрабатывается серной кислотой:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Двойной суперфосфат Са(Н2Р04)2 получают действием фосфорной кислоты на природный фосфат кальция:

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Преципитат СаНР04Н20 нерастворим в воде, но растворяется в кислых почвах. Чистый преципитат употребляется в качестве фосфорноизвестковой добавки к корму скота. Получают его но уравнению реакции

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

Аммофос — смесь NH4H2P04 и (NH4)2HP04 — ценное удобрение, содержащее и азот, и фосфор. Получают взаимодействием аммиака с фосфорной кислотой.

Дигидрофосфат натрия NaH2P04 применяют в медицине при повышенной кислотности желудочного сока, при отравлении кислотами. Входит в состав препарата «Уродан».

Нахождение в природе

Кислород

Накопление O

2

в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.

1

. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O

2

не производился

2

. (2,45—1,85 млрд лет назад) O

2

производился, но поглощался океаном и породами морского дна

3

. (1,85—0,85 млрд лет назад) O

2

выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя

4

. (0,85—0,54 млрд лет назад) все горные породы на суше окислены, начинается накопление O

2

в атмосфере

5

. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) современный период, содержание O

2

в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад, в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы).

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими.

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

В 2022 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад.

Ортофосфорная кислота


В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора,
взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Ca3(PO4)2 H2SO4 → CaSO4 H3PO4


P2O5 H2O → H3PO4

PCl5 H2O → H3PO4 HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P HNO3 H2O → H3PO4 NO

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные
    соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

    3K2O H3PO4 = 2K3PO4 3H2O

    3KOH H3PO4 = K3PO4 3H2O

    2KOH H3PO4 = K2HPO4 H2O

    KOH H3PO4 = KH2PO4 H2O

  • Реакции с солями
  • Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок
    желтого цвета — фосфат серебра — образуется в результате реакции с нитратом серебра.

    AgNO3 H3PO4 → Ag3PO4 HNO3

    В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

    K2CO3 H3PO4 → K3PO4 H2O CO2

  • Реакции с металлами
  • Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

    Mg H3PO4 → Mg3(PO4)2 H2

  • Дегидратация
  • При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

    H3PO4 → (t) HPO3 H2O

Применение кислорода в сварке

Сам по себе O2 является негорючим газом, но из-за свойства активно поддерживать горение и увеличения интенсивности (интенсификации) горения газов и жидкого топлива его используют в ракетных энергетических установках и во всех процессах газопламенной обработки.

В таких процессах газопламенной обработки, как газовая сварка, поверхностная закалка высокая температура пламени достигается путем сжигания горючих газов в O2, а при газовой резке благодаря ему происходит окисление и сгорание разрезаемого металла.

При полуавтоматической сварке (MIG/MAG) кислород O2 используют как компонент защитных газовых смесей с аргоном (Ar) или углекислым газом (CO2).

Кислород добавляют в аргон при полуавтоматической сварке легированных сталей для обеспечения устойчивости горения дуги и струйного переноса расплавленного металла в сварочную ванну. Дело в том, что как поверхностно активный элемент он уменьшает поверхностное натяжение жидкого металла, способствуя образованию на конце электрода более мелких капель.

При сварке низколегированных и низкоуглеродистых сталей полуавтоматом O2 добавляют в углекислый газ для обеспечения глубокого проплавления и хорошего формирования сварного шва, а также для уменьшения разбрызгивания.

Чаще всего кислород используют в газообразном виде, а в виде жидкости используют только при его хранении и транспортировке от завода-изготовителя до потребителей.

Реакции горения

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания. Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

CmHn (m n/4) O2 = mCO2 (n/2) Н2O Q (8.1)

где m, n — число атомов углерода и водорода в молекуле; Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Стехиометрический состав горючей смеси (от греч. stoicheion — основа, элемент и греч. metreo — измеряю) — состав смеси, в которой окислителя ровно столько, сколько необходимо для полного окисления топлива.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qe и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Таблица 8.1. Реакции горения и теплота сгорания сухих газов (при 0°С и 101,3 кПа)

Газ

Реакция горения

Теплота сгорания

Молярная, кДж/кмоль

Массовая, кДж/кг

Объемная, кДж/м3

высшая

низшая

высшая

низшая

высшая

низшая

               

Водород

И2 0,502 = H2O

286,06

242,90

141 900

120 080

12 750

10 790

Оксид углерода

C0 0,502 = CO2

283,17

283,17

10 090

10 090

12 640

12 640

Метан

CH4 2O2 = CO2 2H2O

880,90

800,90

55 546

49 933

39 820

35 880

Этан

C2H6 0,5O2 = 2CO2 3H2O

1560,90

1425,70

52 019

47 415

70 310

64 360

Пропан

C3H 5H2O = 3CO2 4H2O

2221,40

2041,40

50 385

46 302

101 210

93 180

н-Бутан

C4H,0 6,5O2 = 4CO2 5H2O

2880,40

2655,00

51 344

47 327

133800

123 570

Изобутан

C4H,0 6,5O2 = 4CO2 5H2O

2873,50

2648,30

51 222

47 208

132960

122780

н-Пентан

C5H,2 8O2 = 5CO2 6H2O

3539,10

3274,40

49 052

45 383

169270

156 630

Этилен

C2H4 3O2=2CO2 2H2O

1412,00

1333,50

50 341

47 540

63 039

59 532

Пропилен

C3H6 4,5O2 = 3CO2 3H2O

2059,50

1937,40

48 944

46 042

91 945

88 493

Бутилен

C4H 6O2 = 4CO2 4H2O

2720,00

2549,70

48 487

45 450

121 434

113 830

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

Q = r1Q1 r2Q2rnQn (8.2)

где r1, r2, …, rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь; Q1, Q2,…, Qn — теплота сгорания компонентов.

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

QB = 127,5 Н2 126,4 СО 398 СН4 703 С2Н6 1012 С8Н8 1338 C4H10 1329 C4H10 1693 С5Н12 630 С2Н4 919 С3Н6 1214 C4H8 (8.3)

QH = 107,9 H2 126,4 CO 358,8 CH4 643 C2H6 931,8 С8Н8  1235 C4H10 1227 C4H10 1566 С5Н12  595 С2Н4  884 С8Н6 1138 C4H8 (8.4)

где H2, CO, CH4 и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н2О и двуокись углерода СО2. При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

w = kС1С2 (8.5)

где С1 и С2 — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м3; к — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

К = К0е-Е/RT (8.6)

где К0 — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, =1,0; Е — энергия активации, кДж/кмоль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/ (кг*К); Т — абсолютная температура, К (°С); е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К0 можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•103 кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2·104÷5•108 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначалаьно генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:

1 Н О2 —› ОН О

СН4 ОН —› СН3 Н2О

СН4 О —› СН2 Н2О

2 СН3 О2 —› НСНО ОН

СН2 О2 —› НСНО О

3 НСНО ОН —› НСО  Н2О

НСНО О —› СО  Н2О

НСО  О—› СО О ОН

4 СО О —› СО2

СО ОН —› СО2  Н

Итог единичного цикла:

2СН4 4О2 —› 2СО2  4Н2О

Физические свойства

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (темп. кипения −182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.


Твердый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы. Известны шесть кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О2 — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53° .β-О2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:δ-О2 интервал температур до 300 К и давление 6-10 ГПа, оранжевые кристаллы;ε-О2 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от темно красного до чёрного, моноклинная сингония;

Химические свойства кислорода

Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона.

Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.

Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:

4Li O2 = 2Li2O;

2Na O2 = Na2O2;

K O2 = KO2;

2Ca O2 = 2CaO;

4Al 3O2 = 2Al2O3;

2Cu O2 = 2CuO;

3Fe 2O2 = Fe3O4.

Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000^{circ}

4P 5O2 = 2P2O5;

S O2 = SO2;

С O2 = СО2;

2Н2 O2 = 2Н2О;


N2 O2 ↔ 2NO – Q.

Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

2H2S 3O2 = 2SO2↑ 2H2O (t^{circ}3 3O2 = 2N2↑ 6H2O (t^{circ}3 3O2 = 2N2↑ 6H2O (t^{circ}3 5O2 = 4NO↑ 6H2O (t^{circ}3 4O2 = 2H3PO4 (t^{circ}3 4O2 = 2H3PO4 (t^{circ}

SiH4 2O2 = SiO2 2H2O;

4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8 SO2↑ (t^{circ}


Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:

2CO O2 = 2CO2 (t^{circ}2 O2 = 2SO3 (t^{circ}2 O2 = 2SO3 (t^{circ}2O5);

2NO O2 = 2NO2;

4FeO O2 = 2Fe2O3 (t^{circ}

Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:


CH4 2O2 = CO2↑ H2O.

Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:

Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.

Этан, структурная формула, химические, физические свойства

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий