ВИЗНАЧЕННЯ

Кисень- восьмий елемент Періодичної таблиці. Належить до неметалів. Розташований у другому періоді VI групи A підгрупи.

Порядковий номер дорівнює 8. Заряд ядра дорівнює +8. Атомна вага – 15,999а.е.м. У природі зустрічаються три ізотопи кисню: 16 O, 17 O та 18 O, з яких найбільш поширеним є 16 O (99,762 %).

Електронна будова атома кисню

Атом кисню має дві оболонки, як і всі елементи, розташовані у другому періоді. Номер групи -VI (Халькоген) - свідчить про те, що на зовнішньому електронному рівні атома азоту знаходиться 6 валентних електронів. Має високу окисну здатність (вище тільки у фтору).

Мал. 1. Схематичне зображення будови атома кисню.

Електронна конфігурація основного стану записується так:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Кисень - елемент p-родини. Енергетична діаграма для валентних електронів у незбудженому стані виглядає так:

У кисню є 2 пари спарених електронів і два неспарені електрони. У всіх своїх сполуках кисень виявляє валентність ІІ.

Мал. 2. Просторове зображення будови атома кисню.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- І p-орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів Про у збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, що дорівнює II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у сполуках заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступені окислення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку доводиться трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 Про, 17 Про і 18 Про (переважає 16 Про). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О2 і озону О3.

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимоволі перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O 2 блакитний, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Отримання кисню

1. Промисловий спосіб- Перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

на космічних корабляхі підводних човнах кисень отримують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Сумарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль Про 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин повітря – це окислювально-відновний процес, у якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню легко пояснити будовою його зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро ​​сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4знаходиться 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому у переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окиснення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню із фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окислення.

Отже, кисень – другий за силою окислювач серед усіх елементів періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують усі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень – окислювач.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 , а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

S + O 2 → SO 2

C + O 2 → CO 2

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пірит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигенілу O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - у розчині Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань поки що не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря, для відбілювання тканин.

Кисень– хімічний елемент, властивості якого будуть розглянуті у кількох параграфах. Звернемося до Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Елемент кисень розташований у 2 періоді, VI групі, головній підгрупі.

Саме там зазначено, що відносна атомна маса кисню дорівнює 16.

За порядковим номером кисню в Періодичній Системі можна легко визначити кількість електронів, що містяться в атомі, заряд ядра атома кисню, кількість протонів.

Валентність кисню у більшості сполук дорівнює II. Атом кисню може приєднувати два електрони і перетворюватися на іон: O0 + 2? = O−2.

Варто відзначити, що кисень – найпоширеніший елемент на нашій планеті. Кисень входить до складу води. Морські та прісні водина 89% масою складаються з кисню. Кисень входить до складу безлічі мінералів та гірських порід. Масова часткакисню у земній корі становить близько 47%. У повітрі кисню міститься близько 23% за масою.

Фізичні властивості кисню

При взаємодії двох атомів кисню утворюється стійка молекула простої речовини кисню O2. Ця проста речовина, як і елемент, називається киснем. Не плутайте кисень-елемент, і кисень – проста речовина!

За фізичними властивостями кисень– безбарвний газ без запаху та смаку. Практично нерозчинний у воді (при кімнатній температурі та нормальному атмосферному тискурозчинність кисню становить близько 8 мг на літр води).

Кисень розчинний у воді - в 1 л води при температурі 20 ° С розчиняється 31 мл кисню (0,004% за масою). Однак цієї кількості достатньо для дихання риб, що мешкають у водоймах. Газоподібний кисень трохи важчий за повітря: 1 л повітря при температурі 0°С та звичайному тиску важить 1,29 г, а 1 л кисню – 1,43 г.

Кисень виявляє цікаві властивостіпри сильному охолодженні. Так, за температури -183 ° Скисень конденсується в прозору рухому рідину блідо-блакитного кольору.

Якщо рідкий кисень охолодити ще сильніше, то за температури -218 ° Скисень «замерзає» у вигляді синіх кристалів. Якщо температуру поступово підвищувати, то при -218 ° С,твердий кисень почне плавиться, а при -183 ° С- Закипить. Отже, температури кипіння та конденсації, а також температури замерзання та плавлення для речовин є однаковими.

Для зберігання та транспортування рідкого кисню використовують так звані судини Дьюара. Судини Дьюара використовують для зберігання та транспортування рідин, температура яких повинна тривалий часзалишатися постійною. Посудина Дьюара носить ім'я його винахідника, шотландського фізика та хіміка Джеймса Дьюара.

Найпростішою судиною Дьюара є побутовий термос.Пристрій судини досить простий: це колба, поміщена у велику колбу. З герметичного простору між колбами відкачується повітря. Завдяки відсутності повітря між стінками колб, рідина, налита у внутрішню колбу, довгий часне остигає або не нагрівається.

Кисень - парамагнітна речовина, тобто в рідкому та твердому станах він притягується магнітом

У природі існує ще одна проста речовина, що складається з атомів кисню. Це озон. Хімічна формулаозону О3.Озон, так само як і кисень, звичайних умовах– газ. Озон утворюється у атмосфері під час грозових розрядів. Характерний запах свіжості після грози є запахом озону.

Якщо озон отримати в лабораторії і зібрати значну кількість його, то у великих концентраціях озон матиме різкий неприємний запах. Отримують озон у лабораторії у спеціальних приладах – озонаторах. Озонатор- Скляна трубка, в яку подають струм кисню, і створюють електричний розряд. Електричний розряд перетворює кисень на озон:

На відміну від безбарвного кисню озон – газ блакитного кольору. Розчинність озону у воді становить близько 0,5 л газу на 1 літр води, що значно більше ніж у кисню. З урахуванням цієї властивості озон застосовується для знезараження питної води, оскільки має згубну дію на хвороботворні мікроорганізми.

При низьких температурах, озон поводиться аналогічно кисню.При температурі -112 ° С він конденсується в рідину фіолетового кольору, а при температурі -197 ° С кристалізується у вигляді темно-фіолетових, майже чорних кристалів

Отже, можна дійти невтішного висновку, що атоми однієї й тієї ж хімічного елемента можуть утворювати різні прості речовини.

Явлення існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовинназивається алотропією.

Прості речовини, утворені одним і тим самим елементом, називають алотропними модифікаціями

Значить, кисень та озон – алотропні модифікації хімічного елемента кисню.Існують дані, що при наднизьких температурах, рідкому або твердому стані кисень може існувати у вигляді молекул О4 і О8.

Кругообіг кисню в природі

Кількість кисню у атмосфері постійно. Отже, кисень, що витрачається, постійно поповнюється новим.

Найважливішими джерелами кисню у природі є вуглекислий газ і вода. Кисень потрапляє в атмосферу головним чином в результаті процесу фотосинтезу, що протікає в рослинах, згідно зі схемою реакції:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Кисень може утворюватися і в верхніх шарахатмосфери Землі: внаслідок впливу сонячного випромінювання водяні пари частково розкладаються з утворенням кисню.

Кисень витрачається при диханні, спалюванні палива, окисленні різних речовин у живих організмах, окисленні неорганічних речовин, що містяться в природі. Велика кількість кисню витрачається на технологічних процесах, таких як, наприклад, виплавка сталі.

Кругообіг кисню в природі можна представити у вигляді схеми:

• Кисень- Елемент VI групи, головної підгрупи, 2 періоду Періодичної Системи Д.І. Менделєєва
• Елемент кисень утворює в природі дві алотропні модифікації: кисень О2 та озон О3
• Явлення існування хімічного елемента як кількох простих речовин називається алотропией
• Прості речовини називають алотропними модифікаціями
• Кисень та озон мають різні фізичні властивості
• Кисень- Безбарвний газ без запаху, смаку, практично не розчинний у воді, при температурі -183 ° С конденсується в блідо-блакитну рідину. При температурі -218 ° С кристалізується у вигляді кристалів синього кольору
• Озон– газ синього кольору з різким неприємним запахом. Добре розчинний у воді. При температурі -112 ° С конденсується у фіолетову рідину, кристалізується у вигляді темно-фіолетових, майже чорних кристалів, при температурі -197 ° С
• Рідкий кисень, озон та інші гази зберігають у судинах Дьюара

§8 Елементи VI А групи.

Кисень, сірка, селен, телур, полоній.

Загальні відомостіелементів VI А групи:

Елементи VI групи (крім полонію) називаються халькогенідами. На зовнішньому електронному рівні цих елементів перебувають шість валентних електронів (ns 2 np 4), тому вони у нормальному стані виявляють валентність 2, а збудженому -4 чи 6 (крім кисню). Атом кисню відрізняється від атомів інших елементів підгрупи відсутністю d-підрівня у зовнішньому електронному шарі, що зумовлює великі енергетичні витрати на «розпарювання» його електронів, які не компенсуються енергією утворення нових ковалентних зв'язків. Тому ковалентність кисню дорівнює двом. Однак у деяких випадках атом кисню, що володіє неподіленими електронними парами, може виступати в якості донора електронів і утворювати додаткові ковалентні зв'язки донорно-акцепторного механізму.

Електронегативність цих елементів поступово зменшується в порядку О-S-Se-Те-Ро. Ступінь окислення від -2+2+4+6. Збільшується радіус атома, що послаблює неметалеві властивості елементів.

Елементи цієї підгрупи утворюють з воднем сполуки виду H 2 R (H 2 О, H 2 S, H 2 Se, H 2 Ті, H 2 Ро). Ці сполуки розчиняючись у воді, утворюють кислоти. Кислотні властивості збільшуються в напрямку H 2 Про H 2 S H 2 Se H 2 Ті H 2 Ро. S,Se і Ті утворюють з киснем сполуки типу RO2 і RO3. З цих оксидів утворюються кислоти типу H2RO3 і H2RO4. Зі збільшенням порядкового номера, сили кислот зменшуються. Усі вони мають окисні властивості. Кислоти типу H2RO3 виявляють і відновлювальні властивості.

Кисень

Природні сполуки та отримання:Кисень - найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані він знаходиться у атмосферному повітрі (21%); у зв'язаному вигляді входить до складу води (88,9%), мінералів, гірських порід та всіх речовин, з яких побудовано організми рослин та тварин. Атмосферне повітря є сумішшю багатьох газів, основну частину якої складають азот і кисень, і не велика кількістьблагородні гази, вуглекислий газ та водяні пари. Вуглекислий газутворюється в природі при горінні дерева, вугілля та інших видів палива, диханні тварин, гниття. У деяких місцях земної кулі CO 2 виділяється повітря внаслідок вулканічної діяльності, і навіть з підземних джерел.

Природний кисень складається з трьох стабільних ізотопів: 816О(99,75%), 817О(0,04), 818О(0,20). Штучним шляхом були також отримані ізотопи 814О, 815О, 819О.

Кисень було отримано вперше у чистому вигляді К.В.Шееле в 1772 р., та був у 1774 р. Д.Ю.Пристли, який виділив його з HgO. Однак Прістлі не знав, що отриманий ним газ входить до складу повітря. Лише через кілька років Лавуазьє, який докладно вивчив властивості цього газу, встановив, що він є основною частиною повітря.

У лабораторії кисень виходить такими методами:

Е електроліз води.Щоб збільшити електропровідність води до неї додають розчин лугу (зазвичай 30%-ий KOH) або сульфати лужних металів:

У загальному вигляді: 2H 2 О →2H 2 +О 2

На катоді: 4H 2 Про+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

На аноді: 4OH−4е→2H 2 Про+О 2

- Розкладанням кисневмісних сполук:

Термічне розкладання солі Бертолетової під дією каталізатора MnO 2.

KClO 3 →2KCl+3О 2

Термічне розкладання перманганату калію

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +О 2.

Термічне розкладання нітратів лужних металів:

2KNO 3 →2KNO 2 +О 2.

Розкладання пероксидів:

2H 2 Про 2 →2H 2 Про+О 2.

2ВаО 2 →2ВаО+О 2.

Термічним розкладанням оксиду ртуті (II):

2HgO→2HgO+Про 2.

Взаємодія пероксидів лужних металів з оксидом вуглецю (IV):

2Na 2 Про 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +О 2.

Термічним розкладанням хлорного вапна у присутності каталізатора - солей кобальту:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +О 2.

Окисленням пероксиду водню перманганатом калію в кислому середовищі:

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 Про 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 Про+5О 2.

У промисловості:Нині у промисловості кисень отримують фракційною перегонкою рідкого повітря. При слабкому нагріванні рідкого повітря з нього спочатку відокремлюється азот (t кип (N 2) = -196 ° C), потім виділяється кисень (t кип (О 2) = -183 ° С).

Кисень, отриманий цим способом, містить домішки азоту. Тому для отримання чистого кисню отриману суміш знову дистилюють і в кінцевому підсумку виходить 99,5% кисень. Крім того, деяку кількість кисню отримують електролізом води. Електроліт служить 30% розчин KOH.

Кисень зазвичай зберігають у балонах синього кольору під тиском 15МПа.

Фізико- хімічні властивості: Кисень - газ без кольору, запаху, смаку, трохи важчий за повітря, слабо розчиняється у воді. Кисень при тиску 0,1 МПа та температурі -183ºС переходить у рідкий стан, при -219 С замерзає. У рідкому та твердому стані притягується магнітом.

Відповідно до методу валентних зв'язків будова молекули кисню, представлена ​​схемою -:Ö::Ö: , не пояснює велику міцність молекули, що має паромагнітні властивості, тобто неспарені електрони у нормальному стані.

В результаті зв'язку електронів двох атомів утворюється одна загальна електронна пара, після цього неспарений електрон у кожному атомі утворює взаємний зв'язок з нерозділеною парою іншого атома і між ними утворюється три електронний зв'язок. У збудженому стані молекула кисню виявляє діамагнітні властивості, яким відповідає будова за схемою: Ö=Ö: ,

Для заповнення електронного рівня атомі кисню не вистачає двох електронів. Тому кисень у хімічних реакціяхможе легко приєднувати два електрони і виявляти ступінь окислення -2. Кисень тільки в сполуках з більш електронегативним елементом фтором виявляє ступінь окислення +1 і +2: 2 F 2 ОФ 2.

Кисень – сильний окислювач. Він не взаємодіє тільки з важкими інертними газами (Kr, Xe, He, Rn), із золотом та платиною. Оксиди цих елементів утворюються іншими шляхами. Кисень входить у реакції горіння, окислення як із простими речовинами і зі складними. При взаємодії неметалів з киснем утворюються кислотні або соленоутворюючі оксиди, а при взаємодії металів утворюються амфотерні або змішані оксиди.

4P+5О 2 → 2Р 2 Про 5

З металами-оксиди відповідних металів

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

при нагріванні лужних металів у сухому повітрі тільки літії утворює оксид Li 2 O, а інші пероксиди і супероксиди:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

З воднем кисень взаємодіє при 300 °С:

2Н2 + О2 = 2Н2О.

При взаємодії з фтором він виявляє відновлювальні властивості:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (в електричному розряді),

із сіркою - при температурі близько 250 °С:

S + О2 = SO2.

З графітом кисень реагує за 700 °С

З + Про 2 = СО 2 .

Взаємодія кисню з азотом починається лише за 1200°З чи електричному розряді.

КИСНЕ (латинський Oxygenium), О, хімічний елемент VI групи короткої форми (16-ї групи довгої форми) періодичної системи, відноситься до халькогенів; атомний номер 8, атомна маса 159994. Природний кисень складається з трьох ізотопів: 16 (99,757%), 17 (0,038%) і 18 (0,205%). Переважання в суміші ізотопів найлегшого 16 Про пов'язано з тим, що ядро ​​атома 16 Про складається з 8 протонів та 8 нейтронів. Рівна кількість протонів і нейтронів обумовлює високу енергію їхнього зв'язку в ядрі і найбільшу стабільність ядер 16 Про проти іншими. Штучно отримані радіоізотопи з масовими числами 12-26.

Історична довідка.Кисень отримали в 1774 незалежно К. Шееле (шляхом прожарювання нітратів калію КNО 3 і натрію NaNO 3 , діоксиду марганцю MnO 2 та інших речовин) і Дж. Прістлі (при нагріванні тетраоксиду свинцю Pb 3 Про 4 і оксиду ртуті HgO). Пізніше, коли було встановлено, що кисень входить до складу кислот, А. Лавуазьє запропонував назву oxygène (від грецької όχύς - кислий і γεννάω - народжую, звідси і російська назва"кисень").

Поширеність у природі.Кисень - найпоширеніший хімічний елемент Землі: вміст хімічно пов'язаного кисню у гідросфері становить 85,82% (переважно як води), у земної корі -49% по масі. Відомо понад 1400 мінералів, до складу яких входить кисень. Серед них переважають мінерали, утворені солями кисневмісних кислот (найважливіші класи – карбонати природні, силікати природні, сульфати природні, фосфати природні), та гірські породи на їх основі (наприклад, вапняк, мармур), а також різні оксиди природні, гідроксиди природ породи (наприклад базальт). Молекулярний кисень становить 20,95% (23,10% за масою) земної атмосфери. Кисень атмосфери має біологічне походженняі утворюється в зелених рослинах, що містять хлорофіл, з води та діоксиду вуглецю при фотосинтезі Кількість кисню, що виділяється рослинами, компенсує кількість кисню, що витрачається у процесах гниття, горіння, дихання.

Кисень - біогенний елемент - входить до складу найважливіших природних класів органічних сполук(білків, жирів, нуклеїнових кислот, вуглеводів та ін.) та до складу неорганічних сполук скелета.

Властивості. Будова зовнішньої електронної оболонки атома кисню 2s 2 2р 4; у сполуках виявляє ступеня окиснення -2, -1, рідко +1, +2; електронегативність за Полінгом 3,44 (найбільш електронегативний елемент після фтору); атомний радіус 60 пм; радіус іона Про 2 -121 пм (координаційне число 2). У газоподібному, рідкому та твердому станах кисень існує у вигляді двоатомних молекул О 2 . Молекули О2 парамагнітні. Існує також алотропна модифікація кисню - озон, що складається з трихатомних молекул 3 .

В основному стан атом кисню має парну кількість валентних електронів, два з яких не спарених. Тому кисень, що не має низької енергії вакантної d-opбіталі, в більшості хімічних сполукдвовалентний. Залежно від характеру хімічного зв'язкуі типу кристалічної структури сполуки координаційне число кисню може бути різним: О (атомарний кисень), 1 (наприклад, О 2 , СО 2), 2 (наприклад, Н 2 О, Н 2 О 2), 3 (наприклад, Н 3 О +), 4 (наприклад, оксоацетати Be та Zn), 6 (наприклад, MgO, CdO), 8 (наприклад, Na 2 Про, Cs 2 Про). За рахунок невеликого радіусу атома кисень здатний утворювати міцні π-зв'язки з іншими атомами, наприклад, з атомами кисню (О 2 , О 3), вуглецю, азоту, сірки, фосфору. Тому для кисню один подвійний зв'язок (494 кДж/моль) енергетично вигідніший, ніж дві прості (146 кДж/моль).

Парамагнетизм молекул Про 2 пояснюється наявністю двох неспарених електронів з паралельними спинами на двічі вироджених розпушують π*-орбіталях. Оскільки на зв'язувальних орбіталях молекули перебуває на чотири електрони більше, ніж на розпушують, порядок зв'язку О 2 дорівнює 2, тобто зв'язок між атомами кисню подвійна. Якщо при фотохімічній або хімічній дії на одній π*-орбіталі виявляються два електрони з протилежними спинами, виникає перше збуджене стан, енергії розташоване на 92 кДж/моль вище основного. Якщо при збудженні атома кисню два електрони займають дві різні π*-орбіталі та мають протилежні спини, виникає другий збуджений стан, енергія якого на 155 кДж/моль більша, ніж основного. Порушення супроводжується збільшенням міжатомних відстаней О-О: від 120,74 пм в основному стані до 121,55 пм для першого та до 122,77 пм для другого збудженого стану, що, у свою чергу, призводить до послаблення зв'язку О-Ота до посилення хімічної активності кисню. Обидва збуджені стани молекули Про 2 грають важливу рольу реакціях окислення у газовій фазі.

Кисень - газ без кольору, запаху та смаку; t пл -218,3 °С, t кіп -182,9 °С, щільність газоподібного кисню 1428,97 кг/дм 3 (при 0 °С і нормальному тиску). Рідкий кисень – блідо-блакитна рідина, твердий кисень – синя кристалічна речовина. При 0 °С теплопровідність 24,65-10 -3 Вт/(мК), молярна теплоємність при постійному тиску 29,27 Дж/(моль К), діелектрична проникність газоподібного кисню 1,000547, рідкого 1,491. Кисень погано розчинний у воді (3,1% кисню за обсягом при 20°С), добре розчинний у деяких фторорганічних розчинниках, наприклад, перфтордекаліні (4500% кисню за обсягом при 0°С). Значна кількість кисню розчиняють шляхетні метали: срібло, золото та платина. Розчинність газу в розплавленому сріблі (2200% за обсягом при 962 ° С) різко знижується зі зменшенням температури, тому при охолодженні на повітрі розплав срібла «закипає» і розбризкується внаслідок інтенсивного виділення розчиненого кисню.

Кисень має високу реакційну здатність, сильний окислювач: взаємодіє з більшістю простих речовин за нормальних умов, в основному з утворенням відповідних оксидів (багато реакцій, що протікають повільно при кімнатній і нижчих температурах, при нагріванні супроводжуються вибухом і виділенням великої кількості теплоти). Кисень взаємодіє за нормальних умов з воднем (утворюється вода Н 2 Про; суміші кисню з воднем вибухонебезпечні - дивись Гримучий газ), при нагріванні - з сіркою (сірки діоксид SO 2 і сірки триоксид SO 3), вуглецем (вуглецю оксид СО, вуглецю діоксид СО 2), фосфором (фосфору оксиди), багатьма металами (оксиди металів), особливо легко з лужними і лужноземельними (в основному пероксиди і надпероксиди металів, наприклад пероксид барію ВА 2 надпероксид калію КО 2). З азотом кисень взаємодіє при температурі вище 1200 ° С або за впливу електричного розряду (утворюється монооксид азоту NO). Сполуки кисню з ксеноном, криптоном, галогенами, золотом і платиною отримують непрямим шляхом. Кисень не утворює хімічних сполук із гелієм, неоном та аргоном. Рідкий кисень також є сильним окислювачем: просочена ним вата при підпалюванні миттєво згорає, деякі леткі органічні речовиниздатні самозаймистись, коли знаходяться на відстані декількох метрів від відкритої судини з рідким киснем.

Кисень утворює три іонні форми, кожна з яких визначає властивості окремого класу хімічних сполук: Про 2 - супероксидів (формальний ступінь окислення атома кисню -0,5), Про 2 - пероксидних сполук (ступінь окислення атома кисню -1, наприклад водню пероксид Н 2 Про 2), Про 2 - оксидів (ступінь окислення атома кисню -2). Позитивні ступені окислення +1 і +2 кисень виявляє у фторидах Про 2 F 2 та OF 2 відповідно. Фториди кисню нестійкі, є сильними окислювачами та реагентами, що фторують.

Молекулярний кисень є слабким лігандом і приєднується до деяких комплексів Fe, C, Mn, Cu. Серед таких комплексів найбільш важливим є залізопорфірин, що входить до складу гемоглобіну - білка, який здійснює перенесення кисню в організмі теплокровних.

Біологічна роль. Кисень як у вільному вигляді, так і у складі різних речовин (наприклад, ферментів оксидаз та оксидоредуктаз) бере участь у всіх окислювальних процесах, що протікають у живих організмах. В результаті виділяється велика кількість енергії, що витрачається у процесі життєдіяльності.

Отримання. У промислових масштабах кисень виробляють шляхом зрідження та фракційної перегонки повітря (дивись у статті Повітря поділ), а також електролізом води. У лабораторних умовах кисень отримують розкладанням при нагріванні пероксиду водню (2Р 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2), оксидів металів (наприклад, оксиду ртуті: 2HgO = 2Hg + О 2), солей кисневмісних кислот-окислювачів (наприклад, хлорату кал : 2КlO 3 = 2KCl + 3О 2 перманганату калію: 2KMnO 4 = К 2 MnO 4 + MnO 2 + О 2), електролізом водного розчину NaOH. Газоподібний кисень зберігають і транспортують у сталевих балонах, забарвлених у блакитний колір, при тиску 15 і 42 МПа, рідкий кисень - у металевих судинах Дьюара або спеціальних цистернах-танках.

Застосування. Технічний кисень використовують як окислювач у металургії (дивись, наприклад, Киснево-конвертерний процес), при газополум'яній обробці металів (дивись, наприклад, Кисневе різання), у хімічній промисловості при отриманні штучного рідкого палива, мастильних масел, азотної та сірчаної кислот, метанолу, аміаку та аміачних добрив, пероксидів металів та ін. лікувальних ціляху медицині (дивись у статті Оксигенотерапія). Рідкий кисень застосовують як окислювач ракетного палива, при вибухових роботах. Водні емульсії розчинів газоподібного кисню в деяких фторорганічних розчинниках запропоновано використовувати як штучні кровозамінники (наприклад, перфторан).

Літ.: Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003; Дроздов А. А., Зломанів Ст П., Мазо Г. Н., Спиридонів Ф. М. Неорганічна хімія. М., 2004. Т. 2; Шрайвер Д., Еткінс П. Неорганічна хімія. М., 2004. Т. 1-2.