При неполном сгорании образуется оксид углерода (II):

2С + О2 2СО

4. Фосфор сгорает в кислороде ярким пламенем с образованием белого дыма, состоящего из твердых частиц оксида фосфора (V):

4Р + 5О2 2Р2О5

В недостатке кислорода фосфор сгорает с образованием оксида фосфора (III):

4Р + 3О2 2Р2О3

5. Водород горит в кислороде с выделением значительного количества теплоты:

2Н2 + О2 = 2Н2О

Смесь водорода с кислородом (2 объема Н2 и 1 объем О2) при поджигании сильно взрывается и потому носит название гремучего газа.

6. Алюминий в виде порошка сгорает в кислороде с образованием оксида алюминия:

4 Al + 3O2 2Al2O3

7. Железо на воздухе окисляется образуя защитную оксидную пленку, препятствующую ржавлению металла:

3Fe + 2O2 Fe2O3FeO (Fe3O4)

8. Кальций быстро сгорает в воздухе с образованием оксида кальция:

2Са + О2 2СаО

9. Магний на воздухе горит ослепительно белым пламенем:

2Mg + O2 2MgO

10. Если натрий и калий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180 С, то получаются оксиды:

4Na + O2 2Na2O

4K + O2 2K2O

11. Все органические вещества горят с выделением углекислого газа и воды:

СН4 + О2 СО2+ Н2О

С2Н5ОН + О2 СО2+ Н2О

СН3СООН + О2 СО2+ Н2О

12. Многие неорганические вещества также сгорают в кислороде:

Н2S + 3O2 2SO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

13. Кислород участвует в реакциях неполного окисления:

Способы получения кислорода:

1. В промышленности

а) Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (tкип=-195 С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, т.к. его температура кипения выше (-183 С).

б) Широко распространен электролизный способ получения кислорода:

Диссоциация воды Н2ОН+ + ОН-

Анод 4ОН- - 4е- = 2Н2О + О2

Катод 2Н+ + 2е- = Н2

Общий электролиз воды сводится к уравнению:

2Н2О 2Н2 + О2

2. В лаборатории

а) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO2

KClO3 2KCl + 3O2

б) разложением при нагревании перманганата калия:

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

в) разложением перекиси водорода в присутствии катализатора MnO2:

2Н2О2 2Н2О + О2

г) термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2NaNO3 2NaNO2 + O2

д) взаимодействие пероксидов щелочных металлов с углекислым газом:

2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2

е) разложение оксида ртути при нагревании:

2HgO 2Hg + O2

Применение кислорода

Кислород применяется для ускорения процессов окисления: вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство серной и азотной кислот).

Металлургическая промышленность расходует много кислорода. Он используется для получения высоких температур.

В медицине кислород используется для облегчения дыхания. Он применяется также в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Аллотропные модификации кислорода

В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях О2 и О3. Аллотропия - это явление образования нескольких простых веществ одним элементом.

Элемент кислород О

В данном случае аллотропные модификации отличаются друг от друга составом молекул, а также физическими и химическими свойствами.

Озон - простое вещество, аллотропическое видоизменение кислорода. Молекула его трехатомна - О3. При обычных условиях озон - резко пахнущий взрывчатый газ, обладающий окислительным действием.

1. Физические свойства

Озон - газ синего цвета, жидкость темно-синего цвета, твердое вещество - фиолетовые кристаллы. tкип = -112 С, tплавл. = -192,5 С. В небольших концентрациях полезен, т.к. убивает болезнетворные бактерии; в больших концентрациях токсичен. Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину. В жидком состоянии неустоячив и иногда взрывается.

2. Строение молекулы озона

Молекула О3 диамагнитна, имеет угловую форму и обладает некоторой полярностью ( = 0,52 D). Длина связи равна 1,26 А, угол связи равен 116,5 .

О

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»

В целях интенсификации процесса обучения в ходе проведения лекции по теме учителем совместно с учащимися составляются опорные конспекты. [8]

ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ VI ГРУППЫ (халькогены)

Строение внешнего энергетического слоя атомов элементов этой подгруппы:

О, S - ns2, np4; Se, Те, Ро - (n - 1)d10, ns2, np4. В общем виде ns2, np4.

При переходе в возбужденное состояние у всех атомов халькогенов (кроме кислорода) может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с ns- и nр- подуровней на свободный nd- подуровень. При этом проявляются следующие валентные состояния.

· Валентность, равная IV.

ns2, np3, nd1

· Валентность, равная VI.

·

ns1, np3,.nd2

СЕРА

Электронная формула серы 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3р4

Электронно-графическая формула внешнего электронного слоя:

При переходе в возбужденное состояние происходит переход по одному электрону с 3s- и 3р-орбиталей на свободную 3d-орбиталь:

В связи с этим у серы возможны проявления II, IV, VI валентностей. Возможные степени окисления -2, 0, +2, +4, +6.

Например: H2S-2 S0 S+2O S+4O2 S+6O3

Таблица 1. Химические свойства серы

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15