3. Получение кислорода. Химические свойства и применение кислорода, озона и серы

Получение кислорода

В промышленности кислород получают из воздуха или электролизом воды, а в лабораторных условиях — разложением кислородсодержащих соединений (перманганата калия, бертолетовой соли, нитратов, пероксида водорода и других):

{2 KMnO}_{4} \overset{t}{=} K_{2} {MnO}_{4} + {MnO}_{2} + O_{2} {↑;}^{}

{2 KClO}_{3} \overset{t, {MnO}_{2}}{=} 2 KCl + {3 O}_{2} {↑;}^{}

{2 NaNO}_{3} \overset{t}{=} {2 NaNO}_{2} + O_{2} {↑;}^{}

{2 H}_{2} O_{2} \overset{t, {MnO}_{2}}{=} {2 H}_{2} O + O_{2} {↑ .}^{}

Химические свойства кислорода

При обычных условиях кислород относительно неактивен, так как двойная связь в его молекуле довольно прочная. При нагревании активность кислорода резко увеличивается и он реагирует с большинством простых веществ, а также со многими сложными веществами. В химических реакциях кислород проявляет окислительные свойства.

Взаимодействие с металлами.

Реакции с щелочными и щёлочноземельными металлами идут при обычных условиях. Образуются оксиды, а с натрием, калием, рубидием, цезием — пероксиды или надпероксиды:

2 Ca + \overset{0}{O_{2}} \overset{t}{=} \overset{- 2}{2 CaO}

;

2 Na + \overset{0}{O_{2}} = \overset{- 1}{{Na}_{2} O_{2}}

С менее активными металлами кислород реагирует при нагревании:

2 Cu + \overset{0}{O_{2}} \overset{t}{=} \overset{- 2}{2 CuO}

;

3 Fe + \overset{0}{{2 O}_{2}} \overset{t}{=} \overset{- 2}{{Fe}_{3} O_{4}}

Серебро, золото, платина с кислородом в реакции не вступают.

Взаимодействие с неметаллами.

Кислород реагирует с большинством неметаллов, кроме галогенов и благородных газов. Реакции идут при нагревании, состав продуктов зависит от температуры и соотношения количеств реагентов:

N_{2} + \overset{0}{O_{2}} \overset{t}{⇄} \overset{- 2}{2 NO}

;

2 C + \overset{0}{O_{2}} \overset{t}{=} \overset{- 2}{2 CO}

;

C + \overset{0}{O_{2}} = \overset{- 2}{{CO}_{2}}

;

4 P + \overset{0}{{3 O}_{2}} \overset{t}{=} \overset{- 2}{{2 P}_{2} O_{3}}

;

4 P + \overset{0}{{5 O}_{2}} = \overset{- 2}{{2 P}_{2} O_{5}}

Взаимодействие со сложными веществами.

В кислороде горят многие органические и неорганические соединения. При этом, как правило, образуются оксиды (но бывают исключения):

{4 FeS}_{2} + {11 O}_{2} \overset{t}{=} {2 Fe}_{2} O_{3} + {8 SO}_{2};

2 CO + O_{2} \overset{t}{=} {2 CO}_{2}

;

C_{6} H_{5} OH + {7 O}_{2} \overset{t}{=} {6 CO}_{2} + {3 H}_{2} O;

{2 C}_{2} H_{5} {NH}_{2} + {7,5 O}_{2} \overset{t}{=} {4 CO}_{2} + {7 H}_{2} O + N_{2} .

В присутствии катализаторов происходит неполное окисление органических веществ. Такие реакции используются в органическом синтезе. Например, при каталитическом окислении этилена получают уксусный альдегид, а окисление бутана в присутствии катализатора приводит к образованию уксусной кислоты:

{2 C}_{2} H_{4} + O_{2} \overset{{PdCl}_{2}, {CuCl}_{2}}{⟶} {2 CH}_{3} CHO;

{2 C}_{4} H_{10} + {5 O}_{2} \overset{{Mn}^{2 +}, {Co}^{2 +}}{⟶} {4 CH}_{3} COOH + {2 H}_{2} O .

Кислород используют:

в медицине для поддержания дыхания;
в кислородных аппаратах для лётчиков, подводников и водолазов;
в металлургии при получении чугуна и стали;
в производстве азотной и серной кислот;
в производстве органических соединений (ацетилена, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот).

Химические свойства озона

Озон отличается от кислорода большей активностью, так как его молекулы легко разлагаются с образованием атомов кислорода. Озон, в отличие от кислорода, окисляет многие металлы уже при обычных условиях, взаимодействует с серебром:

2 Ag + O_{3} = {Ag}_{2} O + O_{2}

Озон применяют:

для уничтожения опасных микроорганизмов в воде и воздухе;
для дезинфекции предметов и помещений;
для отбеливания тканей;
в косметологии и медицине.

Химические свойства серы

Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами (водородом, углём, фосфором и другими).

Реакции с активными металлами, с ртутью и медью идут при комнатной температуре, а с другими металлами — при нагревании. Образуются сульфиды, например:

Fe + \overset{0}{S} \overset{t}{=} \overset{- 2}{FeS}

С водородом сера реагирует с образованием сероводорода:

H_{2} + \overset{0}{S} \overset{t}{=} \overset{- 2}{H_{2} S} {↑ .}^{}

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с более электроотрицательными неметаллами и сложными веществами. В разных условиях образуются соединения в степенях окисления \(+4\) или \(+6\).

С кислородом сера реагирует при нагревании: