Уравнение реакции кислорода с щелочью

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 щелочных и щелочноземельных металлов

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 334.

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 334.

Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов схожи. На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один электрон, щелочноземельных – два. При реакциях металлы легко расстаются с валентными электронами, проявляя свойства сильного восстановителя.

Щелочные

В I группу периодической таблицы входят щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

Рис. 1. Щелочные металлы.

Они отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), низкими температурами плавления и кипения. Это наиболее активные металлы.

Химические свойства щелочных металлов представлены в таблице.

Реакция

Особенности

Уравнение

Быстро окисляются на воздухе. Литий образует оксид при температуре выше 200°C. Натрий образует смесь – 80 % пероксида (R₂O₂) и 20 % оксида. Остальные металлы образуют надпероксиды (RO₂)

Реагирует только литий при комнатной температуре

Реакция проходит бурно

При нагревании. Образуют сульфиды, гидриды, фосфиды, силициды. С углеродом реагируют только литий и натрий, образуя карбиды

Спокойно реагирует только литий. Натрий горит жёлтым пламенем. Калий реагирует со вспышкой. Цезий и рубидий взрываются

С соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотами реагируют с взрывом. При реакции с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород, с концентрированной азотной кислотой образует оксид азота (I), с разбавленной азотной кислотой – азот

– 2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂;

Могут реагировать с органическими кислотами и спиртами.

Щелочноземельные

Во II группе таблицы Менделеева находятся щелочноземельные металлы:

В отличие от щелочных металлов они более твёрдые. Ножом можно разрезать только стронций. Наиболее плотный металл – радий (5,5 г/см 3 ).

Бериллий взаимодействует с кислородом только при нагревании до 900°С. С водородом и водой не реагирует при любых условиях. Магний окисляется при температуре 650°С и взаимодействует с водородом под высоким давлением.

В таблице отражены основные химические свойства щелочноземельных металлов.

Реакция

Особенности

Уравнение

Образуют оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются

При высокой температуре образуют гидриды

С галогенами и неметаллами

Реагируют при нагревании

При комнатной температуре

Реагируют все металлы с образованием солей

Реагирует только бериллий

Замещают менее активные металлы в оксидах. Исключение – бериллий

2Mg + ZrO₂ → Zr + 2MgO

Ионы щелочных и щелочноземельных металлов в солях легко обнаружить по изменению цвета пламени. Соли натрия горят жёлтым пламенем, калия – фиолетовым, рубидия – красным, кальция – кирпично-красным, бария – жёлто-зелёным. Соли этих металлов используют для создания фейерверков.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные металлы – активные элементы периодической таблицы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами. Щелочные металлы более мягкие, бурно реагируют с водой и галогенами, легко окисляются на воздухе, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды, взаимодействуют с кислотами и аммиаком. При нагревании вступают в реакцию с неметаллами. Щелочноземельные металлы реагируют с неметаллами, кислотами, водой. Бериллий не взаимодействует с водородом и водой, но реагирует со щелочами и с кислородом при высокой температуре.

2.2.1. Характерные химические свойства щелочных металлов.

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na₂O₂:

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO₂:

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br₂ = 2LiBr бромид лития

2Na + I₂ = 2NaI иодид натрия

2K + Cl₂ = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na₃Р фосфид натрия

3K + P = K₃Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н₂ + 2K = 2KН -1 гидрид калия

Н₂ + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2Na = Na₂S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H₂↑

2K + 2HOH = 2KOH + H₂↑

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

со спиртами и фенолами

ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества: