Ступені окиснення оксигену

О-2 Н2О, Н3О+, ОН, оксиди і т.д.
О-1 Н2О2, пероксиди
О0 О2, О3
О+1 О2F2
О+2 OF2

 

Оксиген існує в природі у вигляді трьох ізотопів:

Нуклід Атомна маса Поширеність в природі,% Період піврозпаду Т1/2 Ядерний спін І Ядерний магнітний момент  Застосування
16О 15.995 99.76 стабільний 0+    
17О 16.999 0.048 стабільний 5/2+ –1.894 ЯМР[1]
18О 17.999 0.20 стабільний 0+   Радіоактивна мітка в біології

 

 

Штучно добуто ізотоп 19О. Це бета-випромінювач, період піврозпаду якого складає лише 30 секунд. Він утворюється в результаті радіолізу води.

Кисень можна добути:

1) нагріванням (термічним розкладом) оксидів неактивних металів (Ag2O, HgO):

2 HgO  2 Hg + O2

2) нагріванням оксидів металів у вищих ступенях окиснення (PbO2, Pb3O4):

PbO2  Pb + O2

3) нагріванням бертолетової солі при наявності каталізатора (MnO2):

KClO3 2KCl + 3O2

4) із пероксидів або супероксидів, дією на них води або СО2:

4KO2 + 2H2O 4KOH + 3O2

2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2

5) розкладанням хроматів і дихроматів, при наявності H2SO4:

2K2Cr2O7+ 8H2SO42K2SO4 +2Cr2(SO4)3 +3O2+8H2O

6) методом Бріна:

2BaO + O2 2BaO2 (при 5000С)

2ВаО2 2ВаО + О2 (при 9000С)

7) розкладанням хлорного вапна при наявності солей кобальту або міді:

2CaOCl2 2CaCl2 + O2

8) розкладанням пероксиду гідрогену (водн.):

2О2 2Н2О + О2

9) електролізом води з додаванням кислоти або лугу:

катод: 4Н2О + 4е 2Н2 + 4ОН

4ОН4е О2 + 2Н2О

10) фракційною перегонкою зрідженого повітря.

 

Максимальна ковалентність кисню дорівнює чотирьом. При цьому атоми кисню можуть перебувати у стані sp3, sp2, sp-гібридизації, що відповідає тетраедричному, трикутному і лінійному розташуванню -зв’язків.

Наявністю в атома кисню двох неподілених пар електронів зумовлена можливість донорно-акцепторної взаємодії й утворення оксонієвих сполук, в яких атоми кисню сполучені трьома ковалентними зв’язками. Так, у кислих водних розчинах містяться іони гідроксонію [H3O]+.

Хімічні властивості молекулярного кисню:

ü При звичайній температурі більшість металів і неметалів реагують з киснем:

4P + 5O2 P4O10

2H2 + O2 2H2О

4Li + O2 2Li2O

2Na + O2 Na2O2

K + O2 KO2.

ü Кисень утворює три види оксидів: нормальні, пероксиди і супероксиди (надпероксиди). В нормальному оксиді діючим є іон О2–; в пероксиді – О22–; і в супероксиді – О2. В деяких випадках кисень виконуючи функцію окисника, може приєднувати електрони, які раніше належали відновнику, не розриваючи зв’язку між двома атомами в молекулі кисню. Іон пероксиду О22– діамагнітний. Супероксиди утворюються, при спалюванні лужних металів в атмосфері кисню при підвищеному тиску О2. Супероксиди парамагнітні.

ü Киснем окиснюються:

вуглеводні:

СН4 + 2О2 СО2 + 2Н2О

азот (при електричному розряді (30000С)):

N2 + O2« 2NO

аміак:

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

гідриди металів (Ca, Sr, Ba) окиснюються О2:

СаН2+ О2 Са(ОН)2

ü Кисень окиснює альдегіди до кислот, Fe2+ до Fe3+, SO32– до SO42–:

СН3СОН + 1/2О2 СН3СООН

ü Кисень утворює оксигенільні комплекси, тобто комплекси молекулярного кисню. Найбільш відомим є продукт взаємодії О2 і залізовмістної частини гемоглобіну крові гему. Цей комплекс виконує важливу функцію перенесення кисню в організмах вищих тварин і людини. Аналогічну функцію в інших живих організмів виконує міоглобін і гемоціанін, білок, що містить порфіриновий комплекс міді.

ü При нагріванні металів на повітрі утворюються оксиди:

Ba + O2  BaO2

Cu + 1/2O2 CuO

3Fe + 2O2  Fe3O4

 

ü В природних умовах під час грози завдяки електричним розрядам, а також під дією ультрафіолетових променів в атмосфері на висоті 10 – 30 км з кисню утворюється озон. Озон (від грец. озо – пахнути)– алотропна видозміна кисню. Це екзотермічна сполука, яка легко розкладається з утворенням атомарного кисню: О3 ® О2 + [О]. Необхідна енергія для отримання озону може бути підведена до реагентів у формі тихого електричного розряду, а також іонізуючої радіації, потоку електронів або позитивно заряджених іонів. Якщо нагріти О2 до 13000С, то лише 0.1% О2 перетворюється в О3, а при температурі вольтової дуги (45000С), в умовах підвищеного тиску можна значну кількість О2 (близько 16%) перевести в О32 « 2О3. Озон за своїм властивостям різко відрізняється від молекулярного кисню. У нього вища температура кипіння: –111.90С і температура плавлення: –192.70С:

ü Довжина зв’язку в молекулі озону дорівнює 0,1278 нм. В молекулі озону центральний атом оксигену перебуває в стані sp2-гібридизації. Молекула озону – діамагнетик. В лабораторії озон добувають, пропускаючи газоподібний кисень через озонатор, тобто трубку, де кисень проходить між двома електродами. Один електрод – це фольга, яка ззовні обмотує скляну трубку, другий електрод знаходиться в центрі трубки, по якій проходить кисень. Рідкий озон синього кольору, а твердий, кристалічний О3 має чорне забарвлення. В малих концентраціях озон має приємний запах, але у великих концентраціях він подразнює дихальні шляхи. Озон – ендотермічна сполука, дуже не стійка. Рідкий озон при наявності органічних домішок вибухонебезпечний.

ü Озон – дуже сильний окисник. Він окиснює за звичайних умов такі малоактивні прості речовини, як Ag:

2O3 + 2Ag Ag2O2 + 2O2

ü Для якісного виявлення озону використовується реакція взаємодії його з розчином йодиду калію:

2KJ + O3 + H2O J2 + 2KOH + O2

ü При взаємодії озону з лужними металами або гідроксидами металів (Na, K, Rb, Cs) утворюються озоніди:

К + О3  КО3

3КОН + 2О3 КО3+ 2КОН·Н2О + 1/2О2

Іон озоніду О3 парамагнітний.

ü Озоніди, як і пероксиди і супероксиди, використовуються в промисловості, в різних галузях науки і техніки в якості сильних окисників і джерел кисню.