Презентация на тему Кислород 1s2 2s2 2p4

кислорода
Качественная реакция и цвета пламени нек.Элементов
Пероксидные соединения
Пероксид водорода
Характеристика
Химические

свойства

Озон
Получение озона
Химические свойства озона
Качественные реакции озона

вкуса при нормальных условиях. Плохо растворим в воде. Жидкий

кислород имеет светло-голубой цвет, он притягивается магнитом, так как его молекулы парамагнитны, имеют два неспаренных электрона.

равную двум. Но в принципе, он может быть и

четырех валентен, так как на внешнем слое кислород имеет 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары.
Кислород тяжелее воздуха, и в 100 объемах воды растворяется около 3х объемов кислорода.
Поскольку атом кислорода имеет маленький размер, то максимальная валентность кислорода равна трем, так как вокруг него может разместиться только три атома водорода.
Кислород во всех своих соединениях проявляет степень окисления -2, кроме соединений с Фтором ( +2) и пероксидных соединений (-1)
Сильный окислитель! Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры 

изотопов 16О, 17О, 18О и в виде двух аллотропных

модификаций кислорода О2 и озона О3.
В воздухе кислорода в свободном состоянии содержится около 21% (об.) или 23,2%(мас.). В земной коре на долю кислорода приходится около 47% массы земной коры.

кислородом:
А)2KClO3 = 2KCl + 3 O2 ( Каталитическое разложение)
Б)2KMnO4

= O2 + K2MnO4 + MnO2 (нагревание)
B) H2O2 = 2H2O + O2 ( Каталитическое разложение, MnO2 - катализатор)
Г) 2HgO =temperature 100С= 2Hg + O2
Д) 2H2O= Электролиз= 2H2 + O2
Е) 2KNO3 =temperature= 2KNO2 + O2
Или реакцией пероксида натрия и углекислого газа
2Na2O2 + 2CO2= 2Na2CO3 + O2
Возможен электролиз кислородсодержащих кислот и щелочей с инертным анодом.
Возможно получение кислорода с помощью озона.
O3=O2 + Q (Т.к. молекула озона менее устойчива, чем кислород)

ректификационных колоннах
tкип. (N2) = -195,5 C; tкип. (O2)

= -189 C.

нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами,

кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.
С неметаллами (сгорание на воздухе)
По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:
H2+O2=H2O2
S + О2 = SО2 (t = 250 С) не высший оксид!
4Р + 10 О2 = 2 Р2О5 (t = 60 С) или 4Р + 10 О2 = 2 Р2О3
С(графит) + О2 = СО2 (t = 750 С) или 2С + О2 = 2СО (в зависимости от избытка/недостатка кислорода)
N2+O2 =2NO – Q (t = 1200C или Электрический разряд )
4Fe + 3O2 + 2nH2O = 2Fe2O3× nH2O (ржавчина – гидрат оксида железа III)
3Fe + 2O2 = Fe3O4 или 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 (при высоких температурах)
2. Наиболее активные металлы (металлы главной подгруппы 1-й группы) реагируют более энергично (часто без нагревания) и образуют более насыщенные кислородом соединения – пероксиды и надпероксиды:
4Li + O2 = 2Li2O (оксид) кислород -2
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид) кислород -1
Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:
K + O2 = KO2 (супероксид или надпероксид) кислород - 0.5

3O2 = Al2O3
Смесь кислорода (или даже воздуха) с водородом

называют гремучим газом. Гремучий газ взрывается от малейшей искры. При этом происходит образование воды.


Фториды кислорода
Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:


Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

*Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

При этом окисление происходит, как правило, до тех же

продуктов, которые образуются при окислении простых веществ соответствующих элементов:
CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2
C7H16 + 11O2 = 7CO2 + 8H2О
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
Азотсодержащие вещества обычно сгорают с образованием молекулярного азота:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Однако с помощью катализаторов это можно изменить:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (800°C, кат. Pt/Rh)
2SO2 + O2 = 2SO3 (400—500°C; кат. Pt, V2O5, Fe2O3)
С кислородом реагируют только соли, способные быть восстановителями, окисляясь обычно до солей соответствующих кислородных кислот или оксидов металлов и оксидов неметаллов. Соли аммиака и гидразина окисляются до воды, азота и кислотного оксида. 
K2S(тверд.) + 2O2 = K2SO4
CaC2+3/2O2=temperature=CaO+2CO 
(NH4)2S+3O2->N2+4H2O+SO2 
С кислородом реагируют кислоты, которые можно восстановить.
4HCl + O2 = 2H2O + Cl2
2HNO2 + O2 = 2HNO3

в атмосфере кислорода.

бесцветная жидкость. В отличие от воды пероксид водорода непрочное

соединение. Перекись водорода разлагается даже при комнатной температуре.
Катализаторами разложения могут быть Рt, Аg, MnО2. В качестве ингибиторов разложения иногда добавляют ортофосфорную или мочевую кислоту (1 г на 30 л).
Пероксид водорода, содержащий кислород в промежуточной степени окисления -1, может выступать в окислительно-восстановительных реакциях либо в качестве окислителя, либо в качестве восстановителя.

по количеству, израсходованного на окисление перманганата калия.
2KMnO4 + 5Н2О2

+ 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 +5O2 + 8Н2О (Н2О2 – вос-ль)
S-элементы активно взаимодействуют с кислородом, образуя пероксиды (кроме лития):
4 Li + O2 = 2 Li2O (оксид)
2 Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K + O2 = KO2 (надпероксид или супероксид оч. сильный ок-ль)
Все пероксиды и супероксиды взаимодействуют с влагой и углекислым газом, выделяя кислород:
2 Na2O2 + 2 СО2 == 2 Na2СO3 + O2
2 КО2 + Н2О = 2 КОН + Н2О2 + O2
Пероксиды щелочно-земельных металлов более устойчивы к действию влаги и СО2.
Пероксиды металлов способны образовывать соединения, содержащие либо кристаллизационную воду (Na2O2*8Н2О), либо кристаллизационный пероксид водорода
(Na2O*4 Н2О2, 2Na2СO3 *3Н2О2).
Кристаллопероксогидраты находят применение в качестве мягких отбеливателей («Персоль»),как компоненты синтетических моющих средств, в медицине.

2 H2SO4 + Н2О2↑
В лабораториях Н2О2 получают действием 20

% серной кислоты на влажный пероксид бария:
Ва + О2 = ВаО2 ( t)
ВаО2 + H2SO4 = ВаSO4 ↓ + Н2О2

голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом

виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.
Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут[6] превращается в O2 с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.
В присутствии небольших количеств HNO3 озон стабилизируется, а в герметичных сосудах из стекла, некоторых пластмасс или чистых металлов озон при низких температурах (—78 °С) практически не разлагается.
Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и

потому их несложно разделить. 
В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

оксидов:


Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:

С помощью

озона можно получить Серную кислоту из диоксида серы:

Твёрдый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:


Озон может образовывать озониды, содержащие анион O3−. Эти соединения взрывоопасны и могут храниться только при низких температурах. KO3, RbO3, и CsO3 могут быть получены из соответствующих супероксидов:

газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:


В водном

растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:


Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):

О3 = 4 Аg2О + О2
Очень активные металлы отдают

молекуле озона электрон без разрушения молекулы, превращая ее в озонид-ион:
К + О3 = КО3 (озонид калия)
Озон не реагирует с аммониевыми солями, но реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода: