Получение кислорода

В промышленности кислород получают низкотемпературной ректификацией (перегонкой) жидкого воздуха. Температура кипения жидкого азота ниже (–196°С), чем кислорода (–183°С), поэтому при медленном нагревании жидкого воздуха сначала испаряется азот, а кислород остается жидким.

В лаборатории кислород получают при разложении различных кислородсодержащих соединений (KMnO4, H2O2, KClO3 и др.), например:

2KMnO4= K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Обнаруживают выделяющийся кислород с помощью тлеющей лучинки, которая вспыхивает. Вспыхивание тлеющей лучинки — качественная реакция на молекулярный кислород.

Кислород также можно получить электролизом водных растворов щелочей или кислот (солей), анионы которых не окисляются на аноде в присутствии воды, например, H2SO4 (Na2SO4);

используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода

2Н2О2 → 2Н2О + О2↑.

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно получить каталитическим разложением (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑.

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II)

2HgO → Hg + O2↑.

Химические свойства кислорода

Кислород — окислитель во всех реакциях (по отношению к металлам, неметаллам и сложным веществам).

Кислород окисляет многие неметаллы при предварительном нагревании с образованием оксидов:

O2 + C = CO2

O2 + S = SO2

4P + 5O2 = 2P2O5

2H2 + O2 = 2H2O

Взаимодействие с азотом протекает только при 2000°С:

O2 + N2 2NO – Q

При нагревании кислород окисляет многие металлы:

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2 = 2CuO

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (Fe2O3·FeO)

С активными металлами реакция идет уже при комнатной температуре, например:

4Li + O2 = 2Li2O

4Al + 3O2 = 2Al2O3

При нагревании натрия в сухом кислороде образуется пероксид натрия:

2Na + O2 = Na2O2

Пероксиды могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от окислительной активности партнера по химической реакции. Например, при взаимодействии с перманганатом калия пероксид водорода — восстановитель:

5H2O2 + 2KMnO4 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2↑

В реакции с иодидом калия — окислитель:

2KI + H2O2 = I2↓ + 2KOH

Сложные вещества реагируют с кислородом с образованием оксидов:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Некоторые низшие оксиды также могут окисляться кислородом:

2CO + O2 = 2CO2

2NO + O2 = 2NO2

Отношение к воде

Оксид щелочных и щелочноземельных металлов активно реагируют с водой, образуя щелочи, напр.: К2О + Н2О 2КОН; некоторые кислотные оксиды -ангидриды неорганических кислот-активно взаимодействуют с водой, давая кислоты, например: SO3 + Н2О H2SO4.

Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода

Надпероксид

2NaO2 +H2O(хол.)= NaOH + NaHO2(р) +O2↑,

4NaO2 + 2H2O(гор.)= 4NaOH+3O2↑.

Вопрос№3

Общая характеристика подгруппы галогенов

В подгруппу галогенов входят элементы фтор (9F), хлор (17Cl),

Бром (35Вг). йод (53I), а также элемент астатий (85At), не имеющий стабильных изотопов.

Для элементов подгруппы галогенов свойственно существенное изменение свойств образуемых ими соединений. В ряду F—I (At) происходит переход от ярко выраженных неметаллических свойств наиболее активного неметалла (фтора) к металлическим свойствам, которыми, по-видимому, должен обладать самый тяжелый элемент подгруппы (астатий). Ряд свойств, характерных для элементов-металлов, проявляет в некоторых своих производных и йод. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s2p5. С увеличением ат. массы галогенов возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность. Галогены характеризуются наибольшими среди всех элементов значениями сродства к .электрону. наиб. электроотрицателен фтор. Сродство атомов галогенов к электрону и энергия диссоциации молекул возрастают от фтора к хлору, а затем уменьшаются к иоду.

Степени окисления галогенов:

F(-1,0)

Cl(-1,0,1,3,(4),5,(6),7)

Br( -1,0,1,3,5,(7))

I(-1,0,(1),3,5,7)

Ио́д— элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), пятого периода, с атомным номером 53. Обозначается символом I (лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.

Простое вещество иод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Молекула вещества двухатомна

Получение йода. Взаимодействие иодидов с более активными

галогенами : 2KI + Cl2 → KCl + I2.