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:
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:
Р90.> обладает восстановительными свойствами; кислородом окисляется до Р305:
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).
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).
Рис. 14.6.Таутомерные формы фосфористой кислоты
Фосфористая кислота обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами:
Фосфористая кислота способна и к реакции диспропорционирования, при этом образуются Н3Р04 и РН3:
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:
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:
При взаимодействии с металлами НН2Р02 проявляет типичные окислительные свойства, восстанавливаясь до РН3:
Если нагреть кристаллическую НН2Р02, то происходит реакция диспропорционирования:
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:
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:
Эта особенность Р205 позволяет широко использовать его в качестве эффективного водоотнимающего средства.
При низких температурах Р205 отнимает воду у азотной кислоты:
Р205 проявляет типичные свойства кислотных оксидов, вступая во взаимодействие с основными оксидами и гидроксидами:
Ортофосфорная кислота (фосфорная кислота) Н3Р04 — важнейшая кислота фосфора. Получают ее взаимодействием Р205 с водой:
Менее чистая кислота получается при действии Н2504 на Са3(Р04)2:
В лаборатории фосфорную кислоту можно получить окислением фосфора 30%-ной HN03:
Ортофосфорная кислота намного слабее серной и азотной кислот. Как правило, она устойчива и не обладает окислительными свойствами. Н3Р04 — трехосновная кислота, поэтому диссоциирует ступенчато:
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).
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 :
Анионы ортофосфорной кислоты могут быть связаны между собой кислородными мостиками (рис. 14.8). В образующихся полимерных структурах присутствуют фрагменты трех типов (I—III).
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
Примером могут служить диполифосфат-иоп С2Оу» и триполифосфат-ион рз°?0 (Рис— 14.9).
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).
Рис. 14.10.Структура метафосфатов:
а — триметафосфат-ион; б — тетраметафосфат-ион
Дифосфорная кислота (пирофосфорная кислота) образуется при постепенном нагревании ортофосфорной кислоты до 260°С:
Она представляет собой мягкую стекловидную массу, легко растворяющуюся в воде.
н4р207 является четырехосновной кислотой, которой соответствует структура
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:
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:
Двойной суперфосфат Са(Н2Р04)2 получают действием фосфорной кислоты на природный фосфат кальция:
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
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
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
- Реакции с солями
- Реакции с металлами
- Дегидратация
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 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
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
Mg H3PO4 → Mg3(PO4)2 H2↑
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 r2Q2 … rnQn (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 О2 —› 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
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 (t3 3O2 = 2N2↑ 6H2O (t3 3O2 = 2N2↑ 6H2O (t3 5O2 = 4NO↑ 6H2O (t3 4O2 = 2H3PO4 (t3 4O2 = 2H3PO4 (t
SiH4 2O2 = SiO2 2H2O;
4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8 SO2↑ (t
Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:
2CO O2 = 2CO2 (t2 O2 = 2SO3 (t2 O2 = 2SO3 (t2O5);
2NO O2 = 2NO2;
4FeO O2 = 2Fe2O3 (t
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
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
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.