Кислород, его соединения

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в возду­хе составляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.

Получение

В лабораторных условиях кислород получают:

1) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора МпО₂:

2КС1О₃ = 2КС1 + ЗО₂

2)разложением при нагревании перманганата калия: 2KMnO₄ = K₂Mn0₄ + Mn0₂ + O₂ При этом получается очень чистый кислород.

— можно также получить кислород электролизом водного раство­ра гидроксида натрия (электроды никелевые);

Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют, Вначале выделяется азот (t_кип = -195°С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, так как его температура кипе­ния выше (-183°С). Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.

Физические свойства

В нормальных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягива­ется в магнитное поле.

Природный кислород содержит три стабильных изотопа O (99,76%), О (0,04%) и O(0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа — О, O, О.

Химические свойства

Для завершения внешнего электронного уровня атому кисло­рода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кисло­род проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтoром (OF₂ и О₂Р₂) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора-1.

Молекула кислорода состоит из двух атомов О₂. Химическая связь ковалентная неполярная.

Кислород образует соединения со всеми химическими элемен­тами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и пла­тины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со слож­ными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий.

Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кисло­роде воздуха уже при комнатной температуре.

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой — до 250°С, с водородом — более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700-800°С.

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

2H₂+O =2H₂O

S + 0₂ = SO₂

C + O₂ = CO₂

При горении сложных веществ в избытке кислорода образу-ются оксиды соответствующих элементов:

2H₂S + 3O₂=2S0₂+2H₂0

сероводород

С₂Н₅ОН + 30₂ = 2С0₂ +ЗН₂О

этанол

СН₄ + 2О₂ = С0₂ + 2Н₂О

метан

Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода назы­вают горением.

По относительной электроотрицательности кислород являет­ся вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислите­лем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-

восстановительные процессы.

Применение

Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислоро­дом. Кислород используют для интенсификации окислительных 'процессов в химической промышленности (производство азот­ной, серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).

Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород используют для получения высоких температур. Температура кислородно-ацетиленового пламени до­стигает 3500°С, кислородно-водородного — 3000°С.

В медицине кислород применяют для облегчения дыхания. Его используют в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Озон

Озон — это аллотропная модификация элемента кислорода. Молекула озона состоит из трех атомов кислорода О₃. Хотя кисло­род и озон образованы одним и тем же элементом, свойства их различны . Озон — газ с характерным запахом, в лаборатории и в промышленности его получают действием тихого разряда на кислород; относится к числу очень активных окислителей. Разрушает органические вещества, окисляет многие ме­таллы, в том числе золото и платину.

В жидком состоянии озон неустойчив и иногда взрывается. В реакциях окисления с его участием только один атом кислорода присоединяет электроны, а два образуют молекулу O₂

Озон более сильный окислитель, чем кислород. Например, из раствора иодида калия он выделяет иод, в то время как с кислоро­дом эта реакция не протекает.

2KI + 0₃ + Н₂О = I₂ + 2КОН + О₂

Озон обладает отбеливающим и дезинфицирующим дейст­вием.

Азот. Нитриды

Нахождение в природе

Азот составляет около 4/5 атмосферного воздуха, т.е. 78,09% по объему. Соединения азота в больших количествах содержатся в по­чвах. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Азот вместе с углеродом и кислородом за­служивает названия элемента жизни: особенно велика его роль в энергетике биологических процессов. Азот, уг­лерод, водород и кислород образуют полипептиды и белки, а азотнофосфорные органические соединения обладают способностью накапливать энергию, выделяющуюся в процессах окисления, и затем направлять ее на выполнение всевозможных работ, произ­водимых организмом (механическую работу, химическую работу синтеза белков и т.п.).

Получение

В лаборатории азот можно получить из нитрита аммония тер­мическим разложением:

NH₄N0₂ = N₂ + 2Н₂0

В технике азот получают из жидкого воздуха. Испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (t_кип азота -195,8°С, кислорода -183°С)

Молекула азота состоит из двух атомов. Длина связи между ними очень мала — 0,110 нм.

Взаимоперпендикулярное расположение электронных орбиталей позволяет атому образовать три прочные связи N=N, одна из которых является -связью (направлена вдоль линии, связы­вающей центры атомов) и две п-связи (направлены по обе стороны линии, связывающей центры атомов).

Физические свойства

При обычных условиях азот — газ без цвета, запаха и вкуса. Молекулярный азот при -195,8°С превращается в бесцветную жидкость. При дальнейшем охлаждении до -210,5°С появляются кристаллы твердого азота, похожие на снег или лед. Молекуляр­ная масса 28, а воздуха 29 а.е.м. В воде растворим меньше, чем кислород: при 20°С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота (кисло­рода 31 мл). Поэтому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере. Малая растворимость объясняется весьма слабыми межмолекулярными взаимодействиями как между молекулами азота и воды, так и между молекулами азота.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с мас­совыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Химические свойства

Химическая пассивность азота при обычной температуре и давлении, кроме прочности тройной связи, объясняется отсутст­вием в молекуле :N(тройная связь)N: неспаренных электронов и ее неполярнос­тью, т.е. равномерным распределением электронов между двумя атомами.

1. При комнатной температуре N₂ реагирует только с литием, а с кальцием при нагревании: 2Li + N₂ = 2Li₃N N₂ + 6Ca = 2Ca₃N

2. С другими металлами он реагирует только при высоких темпе­ратурах, образуя нитриды:

N₂ + 3Mg = Mg₃N₂ 2Fe + N₂ = 2FeN

Нитриды металлов имеют не вполне определенный состав. Не­которые из них представляют собой структуры внедрения, ко­торые очень стойки, и поэтому обработку стали азотом приме­няют для упрочения поверхностного слоя металла. Некоторые нитриды металлов оченьтвсрды, например, нитрид ванадия по твердости близок к алмазу.

3. Азот соединяется с кислородом при температуре электрической дуги(3000-4000°С):

N₂ + О₂ 2NO

4. При высоких температурах азот реагирует с другими неметал­лами:

2В + N₂ = 2BN

5. В присутствии катализатора, давления и при высокой темпера­туре азот взаимодействует с водородом:

N₂ + 3H_{2 } 2NH₃

С галогенами азот непосредственно не реагирует.

Применение

В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инертной среды — наполнения электрических ламп накаливания и свободного про­странства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жид­костей. Им азотируют поверхность сталей.

Жидкий, а в случае необходимости и твердый азот применяют для глубокого охлаждения или вымораживания. Этим широко пользуются при химических, биологических и медицинских ис­следованиях, а также в криогенной технике.

Аммиак. Соли аммония. Амиды металлов

Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим является аммиак. Аммиак — одно из соединений, важность которого для неорганической и органической химии чрезвычайно велика. Подавляющая часть азотсодержащих со­единений получается при участии аммиака. Благодаря способнос­ти отдельных видов бактерий и, вероятно, растений превращать азот воздуха в аммиак, на Земле появилась существующая форма жизни.

Электронная формула молекулы аммиака такова:

Из четырех электронных пар при азоте три общие (связываю­щие) и одна неподеленная (несвязывающая).

В образовании молекулы NH₃ участвуют три неспарен­ных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых взаимно перпендикулярны, и ls-электро-ны трех атомов водорода. Связи распо­лагаются вдоль трех осей р-орбиталей

Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника нахо­дятся атомы водорода, в вершине пира­миды — атом азота. Угол между связями /_H-N-H = 107,3°.

Химическая связь N—Н полярная: положительный заряд сосредоточен на атоме азота. Вследствие этого между молекулами аммиака образуется водородная связь, что можно изо­бразить так:

Благодаря водородным связям аммиак имеет сравнительно высокие температуры плавления и кипения, а также высокую теплоту испарения, он легко сжижается.