I. Промышленные методы.
1) Ректификация (перегонка) жидкого воздуха, основанная на различии в температурах кипения N2 (196 0C) и О2 (183 0С).
2) Электролиз воды (см. получение водорода).
II. Лабораторные методы основаны на нагревании веществ, способных к внутримолекулярному окислению-восстановлению:
2HgO 2Hg + O2 (все оксиды пассивных металлов)
2KClO3 2Kcl + 3O2 (катализатор MnO2)
2KNO3 2KNO2 + O2; 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
III. Для регенерации воздуха в замкнутых помещениях (подводные лодки, космические аппараты) используют патроны, заполненные пероксидом щелочного металла:
2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2
Химические свойства
Вследствие высокой прочности молекулы кислорода его взаимодействие с большинством как простых, так и сложных веществ требует инициирования. Однако, NO, Cu1 и гемоглобин крови вступают в реакцию с кислородом при комнатной температуре.
Непосредственно кислород не вступает в реакцию только с Au, Pt, Xe, Kr и галогенами, оксиды которых получают косвенным путем. В реакциях с простыми веществами (кроме фтора) кислород окислитель.
1) Взаимодействие с металлами.
Наиболее активны щелочные и щелочноземельные металлы, образующие в зависимости от условий оксиды и пероксиды:
4Na + О2
2
;
Ba + O2
Остальные металлы образуют оксиды. В присутствии воды возможно образование гидроксида.
3Fe + 2O2 Fe3O4 (Fe+2, Fe+3) ; 4Fe + 3O2 + 6H2O 4Fe(OH)3
2) Взаимодействие с неметаллами.
C + O2 CO2 ; 2H2 + O2 2H2O ;
S + O2 SO2 ; 2SO2 + O2 2SO3 (в присутствии катализатора)
3) Реакция с водородными соединениями неметаллов.
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O (при избытке кислорода)
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O (в присутствии катализатора)
4) Окисление органических соединений.
C2H6
C2H5OH
CH3CH=O
CH3COOH
При жестком окислении (горении) органические соединения сгорают до оксида углерода(IV). Эта реакция является основным источником энергии животных организмов (реакция биологического окисления):
С6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
Простое вещество о3 (озон)
Очень токсичный газ синего цвета, легко разлагается.
Сильные окислительные (и, соответственно, бактерицидные) свойст-ва озона используются для обеззараживания воды и воздуха. Длительное пребывание в атмосфере, содержащей повышенное количество озона (физиотерапевтические кабинеты, кварцевое облучение) может вызвать тяжелые нарушения нервной системы.
Получение
Образуется в процессах, сопровождающихся образованием атомарного кислорода.
О2 2О; 3О2 2О3; О + О2 О3
В естественных условиях образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, на высоте 1030 км под действием ультрафиолета. В технике получают при действии тихого разряда на кислород.
Химические свойства
Озон более сильный окислитель, чем кислород, и способен на ряд реакций, в которые последний не вступает:
2Ag + O3 Ag2O + O2
2KI + O3 +H2O I2 + 2KOH + O2
(количественное определение озона в воздухе)