Оксиген вперше отриманий у вільному вигляді при нагріванні селітри в 1770 році (Шеєле, Швеція) і в 1774 році при розкладанні оксиду HgO і свинцевого сурику (PbII2PbIV)O4 (Прістлі, Англія). Функція оксигену в реакціях горіння багатьох речовин на повітрі була пояснена в 1775 році (Лавуазьє, Франція), що підірвало основи теорії флогістону, висунутої 1697 році (Шталь, Німеччина).
Поширення оксигену в природі. Оксиген – найпоширеніший елемент на Землі. Вміст оксигену в земній корі становить 55,1% ат. Вільний кисень знаходиться в повітрі (1,1e15 тонн) і в природних водах (біохімічне самоочищення річкової і морської води йде зі споживанням кисню). Зв’язаний оксиген міститься в воді, силікатах, кварці та інших мінералах, а також в живих організмах.
Склад атмосферного повітря: Азот 78,09% (об.) / 75,51% (мас.); кисень 20,95% (об.) / 23,15% (мас.); аргон 0,93% (об.) / 1,28% (мас.); карбон діоксид 0,03% (об.) / 0,046% (мас.); водяна пара (25*С) ≤ 3% (об.) / ≤ 0,27% (мас.).
Крім того, в повітрі містяться Ne, He, Kr, Xe, CH4, нітроген оксиди, незначні домішки інших речовин.
Щільність повітря становить 1,293 г./дм3 при 0*С і 101,325 кПа.
Повітряна оболонка Землі поглинає і нейтралізує шкідливе ультрафіолетове випромінювання Сонця і оберігає від перегріву земну поверхню.
Фізіологічна дія оксигену. Оксиген є життєво важливим елементом майже для всіх живих організмів (виняток – анаеробні бактерії). В процесі дихання і асиміляції оксиген (в формі кисню) надходить в кров через легені. У крові оксиген слабо зв’язується з гемоглобіном (хромофор червоних кров’яних тілець) з утворенням оксигемоглобіну і в такому вигляді надходить до клітин. Під дією ферментів в клітинах, кисень окиснює, принесений з кров’ю, виноградний цукор (глюкозу), перетворюючи його в карбон діоксид і воду; звільнена в цьому процесі енергія використовується для протікання різних життєвих хімічних процесів (робота м’язів, нагрівання тіла і т.п.).
Алотропні модифікації оксигену. У вільному стані оксиген утворює дві модифікації: діоксиген (кисень) O2 і триоксиген (озон) O3.
Діоксиген O2 (кисень)
Будова молекули O2. Будова молекули O2, що має два неспарених електрона, коректно описує тільки метод молекулярних орбіталей. Традиційне зображення молекули кисню з подвійним зв’язком (O=O) не передає особливості будови молекули.
Отримання кисню O2.
- Кисень отримують з повітря шляхом фракційної конденсації і дистиляції (спосіб Лінде); спосіб застосовується в промисловості.
- Нагрівання оксигенвмісних речовин, а саме хлоратів в присутності каталізатора – піролюзита MnO2 (реакція 1), нітратів (реакція 2), перманганатів при помірних або при дуже високих температурах (відповідно реакції 3 та 4), пероксидів (реакція 5):
2KClO3 = 3KCl + 3O2 (1)
2KNO3 = 2KNO2 + O2 (2)
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (3)
4KMnO4 = 2K2O + 4MnO2 + 3O2 (4)
2BaO2 = 2BaO + O2 (5)
- Каталітичне розкладання гідроген пероксиду (каталізатор – піролюзит – MnO2):
2H2O2 = 2H2O + O2
- Електроліз лужних або сульфатних розчинів з застосуванням нерозчинних (платинових) анодів, на яких відбувається розрядка гідроксид іонів або окиснення води
4OH– – 4e– = O2 + 2H2O
2H2O – 4e– = O2 + 4H+
- Взаємодія пероксидів лужних елементів з карбон діоксидом:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Ця реакція здійснюється в кисневих ізолюючих приладах.
Фізичні властивості кисню O2. Кисень – безбарвний газ, який не має смаку і запаху. Помірно розчинний у воді (краще, ніж азот); в розчиненому повітрі вміст кисню становить 36% (об.). Рідкий і твердий кисень має світло-синє забарвлення. На парамагнетизмі кисню засновані аналітичні методи виявлення і кількісного визначення O2.
Хімічні властивості кисню O2. При кімнатній температурі відносно мало реакційноздатний; при високих температурах внаслідок поослаблення зв’язку оксиген-оксиген активність O2 зростає. Хімічне приєднання кисню називається окиснення; воно буває повільним і швидким.
Повільне окиснення – це, наприклад, процеси утворення іржі на залізних предметах, засвоєння їжі організмом, гниття органічних залишків, старіння гуми, затвердіння олійних фарб.
Швидке окислення, часто супроводжується появою полум’я, називають – горіння.
У чистому газоподібному (а також в рідкому) кисні речовини горять інтенсивніше, ніж в повітрі, наприклад запалюється тліюча на повітрі деревна тріска. Недооцінка цієї властивості чистого O2 часто призводить до нещасних випадків в космонавтиці і медицині, де використовується саме чистий O2. При окисненні речовин киснем утворюються оксиди, наприклад:
S + O2 = SO2; 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
Горіння, тобто, швидке окиснення можливе без участі кисню; наприклад, водень згоряє (окиснюється) в газоподібному хлорі і в парі брому, при цьому утворюються гідроген хлорид і гідрогенбромід відповідно.
Виявлення кисню O2. За яскравим спалахом тліючої скіпки (при вмісті кисню більше 30%); за появою коричневого забарвлення лужного розчину пірогалола.
Застосування кисню O2. Кисень зберігають і перевозять в сталевих балонах під надлишковим тиском 15 МПа; на вентилі балона не повинно бути жирового мастила. Кисень використовують для зварювання та різання металів і в дихальних апаратах, як окиснювач ракетного палива і реагент в багатьох хіміко-технологічних процесах. Збагачене киснем повітря застосовується в різних металургійних методах, для газифікації бурого вугілля під тиском і ін.
Рідке повітря. Отримують за способом Лінде, який полягає в наступному. Повітря стискають і теплоту, яка при цьому виділяється, відводять; при подальшому розширенні відбувається охолодження. Шляхом повторення такої операції з проміжним охолодженням отримують зріджене повітря при температурі близько -190*С. Рідке повітря має світло-синє забарвлення. Його зберігають в судинах Дьюара, які заборонено закривати щільною пробкою. Інтенсивність забарвлення рідкого повітря при зберіганні збільшується, оскільки більш летючий безбарвний азот випаровується. Суміші рідкого повітря з активним вугіллям, деревним борошном та іншими дисперсними матеріалами вибухові.
Триоксиген O3 (озон)
Отримання озону. Озон утворюється зі звичайного кисню (в чистому вигляді або в повітрі) під дією тліючого електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання
3O2 ⇄ 2O3
Кисень, що отримується на аноді при електролізі розведеної сульфатної кислоти з застосуванням високої щільності електричного струму, містить значну кількість озону.
Властивості озону. Світло-синій газ з характерним “електричним” запахом. Вибухає при нагріванні. Дуже сильний окиснювач, але слабший за атомний оксиген. З сріблом утворює чорний аргентум пероксид (AgIAgIIIO2); при контакті з ефіром або спиртом останні загоряються.
Застосування озону. Озон використовують для знезараження питної води, в медицині як дезинфікуючий засіб, для знезараження промислових стічних вод.
Атмосферний озоновий шар. У стратосфері (на висоті близько 25 кілометрів над поверхнею Землі) озон утворюється під дією сонячної радіації, і хоча його кількість незначна (в порівнянні з киснем повітря), озон поглинає ультрафіолетове випромінювання, небезпечне для всіх живих організмів. Таким чином, озоновий шар в стратосфері забезпечує нормальний розвиток органічного життя на Землі.
Сполуки оксигену
Оксиди
Отримання оксидів.
- Взаємодія простих речовин з киснем (окиснення елементів у вигляді простих речовин), наприклад, при їх згорянні в атмосфері кисню або на повітрі.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
- Прожарювання гідроксидів або гідратованих оксидів, наприклад:
Cu(OH)2 = CuO + H2O; SnO2*nH2O = SnO2 + nH2O
- Нагрівання солей, що розкладаються з утворенням летких кислотних оксидів (карбонатів, сульфатів, сульфітів, нітратів та ін.), Наприклад:
CuCO3 = CuO + CO2
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Властивості оксидів. Оксиди багатьох неметалів, за винятком CO, NO, N2O, відповідають кислотам. Вони часто утворюються в результаті термічного розкладання кислоти або утворюють кислоту при взаємодії з водою (кислотні оксиди), наприклад:
SO3 + H2O ⇄ H2SO4
Оксиди металів в вищих ступенях окиснення від (+V) до (+VII) відносяться до кислотних оксидів. Наприклад, хром(III) оксид при взаємодії з водою дає хромовую кислоту:
CrO3 + H2O = H2CrO4
Оксиди металів в низьких ступенях окиснення від (+I) до (+IV) є основними або амфотерними оксидами; їм відповідають основні або амфотерні гідроксиди, наприклад:
CaO + H2O ⇄ Ca(OH)2
Al2O3 + 3H2O ⇄ 2Al(OH)3
Більшість оксидів металів в звичайних умовах не реагують з водою, тому гідроксиди, які їм відповідають, отримують непрямим шляхом, наприклад через солі:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
Основні оксиди при взаємодії з типовими кислотними оксидами і кислотами утворюють відповідні солі; також протікають реакції між кислотними оксидами і типовими основними оксидами або основами. Амфотерні оксиди і з кислотними, і з основними оксидами утворюють солі.
Гідроксиди
Гідроксиди обов’язково містять групу -ОН. Залежно від того, чи пов’язана гідроксогрупа з атомами металу чи неметалу, гідроксиди мають основні, кислотні або амфотерні властивості. Тобто, і основи і оксигенвмісні кислоти то є гідроксиди. Більшість гідроксидів металів мало розчинні у воді; при їх отриманні у водному розчині утворюють осад, наприклад:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Зазвичай при кімнатній температурі гідроксиди випадають у вигляді слизових, пластивчастих, часто забарвлених осадів, в яких вміст води вище, ніж за стехіометричною формулою, тому їм приписується склад полігідрат оксиду. Стехіометричний склад може досягатися при нагріванні полігідратірованного оксиду, але зазвичай утворюються частково зневоднені гідроксиди-оксиди, наприклад AlO(OH) або TiO(OH)2.
Забарвлення малорозчинних гідроксидів:
- білий – Al(OH)3, AlO(OH), Zn(OH)2, Cd(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Bi(OH)3, BiO(OH), Mg(OH)2;
- світло-зелений або майже білий – Fe(OH)2 (па повітрі цей гідроксид стає коричневим через перехід в FeO(OH));
- світло-коричневий або майже білий – Mn(OH)2 (на повітрі стає темно-коричневим через перехід в MnO(OH) і MnO2);
- яскраво-зелений – Ni(OH)2;
- сіро-блакитний – Cr(OH)3 і CrO(OH);
- блакитний – Cu(OH)2;
- рожевий – Co(OH)2;
- темно-коричневий – FeO(OH).
Аргентум(I) гідроксид і меркурій(II) гідроксид дуже нестійкі і при кімнатній температурі розпадаються на оксиди і воду. При нагріванні розкладаються і інші гідроксиди.
Пероксиди
Пероксиди обов’язково містять кисневий ланцюг -O-O- (пероксогруппа), їх можна тлумачити як похідні гідроген пероксиду H-O-O-H. Найважливішими представниками є натрій пероксид Na2O2 і барій пероксид BaO2: вони містять пероксид-іони O22-.
Якщо в складі оксиду немає ланцюга -O-O-, то таку сполуку не можна називати пероксидом, наприклад PbO2 (структурна формула O=Pb=O) являє собою плюмбум(IV) оксид. Органічні пероксиди широко використовуються як каталізатори полімеризації.
Надпероксиди металів містять ланцюговий іон O2–; наприклад, при згорянні калію утворюється калій надпероксид KO2.