Химические свойства кислорода и озона уравнения

Химические свойства кислорода и озона уравнения

4 объемы кислорода в 100 объемах воды

45 объемов озона в 100 объемах воды

Жидкий и твердый кислород — парамагнитные вещества, т.е. втягиваются в магнитное поле

Имеет диамагнитные свойства, то есть не взаимодействует с магнитным полем

Необходим для дыхания растений и животных (в смеси с азотом или инертным газом). Вдыхание чистого кислорода приводит к сильному отравлению

В атмосфере образует так называемый озоновый слой, который защищает биосферу от вредного воздействия ультрафиолетового излучения. Ядовитый

Химические свойства кислорода и озона

Взаимодействие кислорода с металлами

Молекулярный кислород — довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:

Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода — дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:

Взаимодействие кислорода с неметаллами

Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:

При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид — это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.

В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.

По определенных условиях кислород вступает во взаимодействие со многими сложными веществами. При этом образуются оксиды элементов, простые вещества, образованные этими элементами:

Кислород может вступать во взаимодействие с оксидами, в которых элементы находятся не в высших степенях окисления:

Озон является более сильным окисником, чем молекулярный кислород. Почти все реакции, которые проходят под действием кислорода, проходят также с озоном, но при этом реакция протекает быстрее и выделяется большее количество энергии. Многие вещества под действием озона занимаются:

При взаимодействия калия с озоном образуется озонід (соединение ионного типа):

Озон обнаруживают в лабораторных условиях пропусканием исследуемой смеси через раствор калий йодида с небольшим количеством крахмала:

Если в пропущенной газовой смеси присутствует озон, то раствор окрашивается в интенсивно-синий цвет, за счет образования комплексного соединения йода с крахмалом. Эту реакцию называют качественной реакцией на озон.

Кислород в аналогичную реакцию не вступает.

Кислород обычно добывают в лабораториях электролизом слабого водного раствора натрий гидроксида (никелированные электроды):

Кислород можно добыть термическим разложением богатых Оксиген соединений (хлоратов, перманганатів, нитратов, пероксидов, оксидов):

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха. Сначала воздух охлаждают до -200 °С, а затем постепенно нагревают. При -196 °С испаряется азот, и остается жидкий кислород.

Методы добывания озона

Озон образуется в атмосфере на высоте 20 — 30 километров из кислорода под действием ультрафиолетового излучения Солнца.

Озон можно добыть из кислорода под действием тлеющего электрического разряда.

Он также образуется в различных копировальных аппаратах, при сварке металлов, при работе трансформаторов и при ударе молнии.

Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя

Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.

Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С₂Н₂) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.

Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.

Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО₂:

В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.

Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.

Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.

Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром

Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации ( S _∞ ; S ₁₂ ; S ₈ ; S ₆ ; S ₂ и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α -серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α -серы в β -серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.

Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде ( CS ₂ ) и некоторых других неполярных растворителях.

Простая вещество сера при нагревании взаимодействует практически со всеми металлами, за исключением золота, иридия и платины. При этом образуются сульфиды соответствующих металлов. В сульфідах степень окисления Серы равна -2:

Под нагревании сера реагирует со многими неметаллами. При горении на воздухе образуется сульфур(И V ) оксид:

При нагревании серы в потоке водорода образуется сероводород. В сероводороде Сульфур находится в степени окисления-2. Такой же степень окисления Сульфур проявляет и в сероуглероде, который образуется при взаимодействии серы и углерода:

Взаимодействие серы со сложными веществами

Простая вещество сера вступает в реакции с сильными окислителями, при этом чаще всего окисляется до сульфура диоксида:

При кипячении с раствором щелочи образуется сульфид и сульфат, то есть проходит реакция диспропорціонування:

В этом случае в исходном состоянии степень окисления Серы равна 0. В натрий сульфаті ( N a ₂ SO ₄ ) степень окисления Серы равна +6, а в натрий сульфіді ( Na ₂ S ) -2, т.е. произошла реакция дислропорціонування.

В промышленных масштабах серу добывают из самородных подземных залежей методом выплавки ее перегретым водяным паром с последующей перегонкой полученного продукта.

Серу можно добывать также частичным окисненням сероводорода или неполным восстановлением сероуглерода:

Главный продукт серной промышленности — это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера — важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке — около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.

Кислород: химия кислорода

Кислород

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :

+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства и нахождение в природе

Кислород О₂ — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.

Озон О₃ — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

• Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO₂ :

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Разложение пероксида водорода:

2HgO → 2Hg + O₂

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

N₂ + O₂→ 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O₂→ Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

K + O₂→ KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→ 2ZnO

Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O₂→ 2FeO

4Fe + 3O₂→ 2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→ Fe₃O₄

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O₂→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→ 3CaO + P₂O₅

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:

2H₂S + 3O₂→ 2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS₂ + 3O₂→ CO₂ + 2SO₂

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O₂→ 2CO₂

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):

Кислород окисляет азотистую кислоту :

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→ 2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→ C + 2H₂O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

Химические свойства кислорода и озона: взаимодействие с простыми веществами

Разделы: Химия

Класс: 8

Цели урока

1. экспериментально изучить взаимодействие кислорода с простыми веществами;
2. родолжить отработку навыка составления уравнений реакций, формул соединений по валентности;
3. продолжить формирование умений наблюдения, умений формулировать выводы.

К уроку — колбы, наполненные кислородом, сера, красный фосфор, уголь древесный, железная игла, тигельные щипцы, спиртовка, спички, ложечки для сжигания веществ, стаканчик с водой, пинцет.

Компьютерная презентация, распечатки заданий на столах.

Ход урока

На столах – распечатки.

Ответьте на вопросы следующим образом: верно “+”, неверно “-”.

1 вариант.

1. Реакция соединения- это всегда реакция получения сложного вещества.
2. Кислород составляет основную часть атмосферы.
3. Бинарные соединения элементов с кислородом называются оксидами.
4. В процессе фотосинтеза поглощается углекислый газ и выделяется кислород.
5. Кислород легче воздуха
6. Озон и кислород – это разные названия одного и того же вещества.

2 вариант.

1. Реакция разложения — это всегда реакция получения простого вещества.
2. Бинарные соединения элементов с кислородом называются сульфидами
3. Кислород составляет одну пятую часть атмосферы
4. В процессе фотосинтеза выделяется углекислый газ и поглощается кислород.
5. Кислород тяжелее воздуха.
6. Озон и кислород – это аллотропные модификации одного и того же элемента.

У доски — решаем задачи.

1. Какой из оксидов железа содержит больше кислорода- FeO или Fe₂O₃?

2. Вычислите объём кислорода, содержащегося в классе у первоклашек (в 1-1) после трёх уроков, если площадь класса 500 м 3 , а в течении каждого урока первоклашки вместе с учителем расходуют 10 л кислорода. Как пополнить запас кислорода в классе?

Оцениваем работу у доски, работы в тетрадях.

Постановка проблемы.

Давайте поиграем. Я буду называть вещество или тело, а вы, если оно может гореть, хлопаете в ладоши.

Бумага, вода, лёд, дрова, уголь, стекло, спирт, железо…

— Почему не хлопнули? (Почему-то кто-то хлопнул, кто-то нет)

— Давайте проверим, горит ли железо, ведь ещё Адольф Вюрц, немецкий химик, сказал: “В химии нет ничего невозможного”

Демонстрационный опыт- горение железа в кислороде.

— Вижу, вы удивлены. Почему?

— Чего же мы ещё не знаем о кислороде?

— Почему горит железо? Какие будут гипотезы? Предположения?

(Возможный вариант диалога:

— В колбе больше кислорода, чем в воздухе!

— Ну и что, ведь это тот же кислород, вещество –то не изменилось! Или я не права? Что будем делать?)

— Помните афоризм, которому надобно следовать всегда? “Не ошибается только тот, кто ничего не делает”.

-Может быть стоит провести этот же опыт, но с другими веществами? С какими? (с простыми)

— А какие бывают простые вещества? (металлы и неметаллы)

— У меня на столе есть ещё сера, фосфор и углерод (демонстрирую). К какой группе простых веществ их можно отнести? (неметаллы).

— Кто-нибудь знает, горят они или нет? Давайте проверим.

— Как мы будем проверять? (экспериментально)

Только сегодня эксперимент будет демонстрационным, т. к. опыта обращения с кислородом и горючими веществами у вас пока маловато. Но скоро у нас урок- практикум, где я смогу увидеть и оценить сегодняшнюю вашу наблюдательность.

— Кислород- первое вещество, свойства которого нам предстоит изучить. С чего начнём?

(с планирования действий)

— Будем проводить химические реакции со всеми веществами, которые под руку попадутся или же всё-таки выстроим какую-то схему?

Тогда давайте сформулируем тему урока. (Химические свойства кислорода и озона: взаимодействие с простыми веществами)

Демонстрационный опыт: горение фосфора в кислороде и на воздухе.

— Разделите тетрадь на две половинки, пожалуйста.

Как вы думаете, почему?

(вспоминаем об озон — аллотропия, неустойчивость молекул)

— Свойства озона будут совершенно другими или всё же похожими на свойства кислорода? Вспомните о трёх “С” химии:

— Запишите уравнение горения фосфора в кислороде.

(Пошаговое комментирование у доски. Понятия – исходные вещества, продукт реакции, валентность, коэффициент, схема реакции, уравнение реакции)

Демонстрационный опыт: горении серы в кислороде и на воздухе, горение угля в кислороде и воздухе (записываем уравнения)

— Теперь пришла пора записать уравнение реакции окисления железа.

Давайте заглянем в учебник (стр. 81). Взгляните на уравнение реакции.

— Что вас удивляет? (дробная валентность железа) Мы с таким явлением сталкиваемся в первый, но поверьте мне,не в последний раз.

Дело в том,что железная окалина представляет собой смешанный оксид (смесь).

— Перенесете эту информацию дома в справочники. А как назовём этот оксид? ( за правильный ответ — орден “Мудрого совёнка)

Вывод: Простые вещества- как металлы, так и неметаллы- вступают в реакцию с кислородом, в результате получаются оксиды, а реакции называются реакциями окисления.

— А как ещё можно назвать увиденные нами реакции ( реакциями горения)

— Ни у кого не возникло вопросов по поводу нашего вывода?

• Все ли простые вещества вступают во взаимодействие с кислородом?
• При каких условиях начинается реакция? Да и почему всё-таки игла сгорела, но не на воздухе?
• И почему сера, фосфор и углерод ведут себя на воздухе совсем не так как в кислороде?
• И что будет, если увеличить содержание кислорода в воздухе до 30%? Или уменьшить до 8%?
• Всегда ли реакции окисления сопровождаются горением?
• Почему мы дышим кислородом? Мы горим !?

Это всё вопросы домашнего задания, поищите информацию в книгах, в Интернете, а на следующем уроке поговорим. Думаю, будет интересно.

— У нас осталась незаполненной половинка листа. О чём нам надо вспомнить? (об озоне)

Мы решили, что его свойства должны быть похожи на свойства кислорода, но только похожи.

Действительно, химические свойства озона отличает чрезвычайно высокая реакционная способность. Озон – один из сильнейших окислителей, за счёт атомарного кислорода, который образуется при распаде озона.

Очень важно помнить, что озон проявляет окислительные свойства уже при комнатной температуре. Так, при работе с озоном нельзя использовать резиновые шланги – они моментально прохудятся. (То есть в кислородной подушке его хранить нельзя).

Записываем уравнения реакций во второй половине тетради, помня о том. что и в реакциях простых веществ с кислородом получаются оксиды, но идут эти реакции гораздо интенсивнее, чем с кислородом.

Итог урока.

• И кислород, и озон вступают в реакции соединения с простыми веществами.
• Реакции соединения кислорода и озона с простыми веществами называются реакциями окисления, а сами кислород и озон называются окислителями.
• В результате этого взаимодействия образуются оксиды.

Закрепление. Упражнение № 8(в тексте учебника, стр. 82)

Какой вывод можно сделать из упражнения?

• В реакциях с озоном Ме проявляют более высокие валентности, чем в реакциях с кислородом

Д/з:$16, стр. 80-82; напишите с/х или сказку, нарисуйте комиксы по свойствам кислорода и озона. Для тех, кто тяготеет к исследовательской работе- проведите мини исследования по вопросам:

1. Что будет, если увеличить содержание кислорода в воздухе до 30%? Или уменьшить до 8%?
2. Озон-друг или враг?

Изучаем материал внимательно- готовимся к аукциону знаний.

Учебник: Кузнецова Л. М. , Химия-8, М. “Мнемозина”. 2003