• Označenie - O (kyslík);
• Latinský názov - Oxigenium;
• Obdobie - II;
• skupina - 16 (VIa);
• Atómová hmotnosť - 15,9994;
• Atómové číslo - 8;
• Polomer atómu = 60 pm;
• kovalentný polomer = 73 pm;
• Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 4 ;
• t topenia = -218,4 °C;
• teplota varu = -182,96 °C;
• Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) = 3,44 / 3,50;
• Oxidačný stav: +2; +1; 12; 0; - 13; - 12; - jeden; -2;
• Hustota (n.a.) \u003d 1,42897 g/cm3;
• Molárny objem = 14,0 cm3/mol.

Kyslík ("generujúce kyseliny") objavil v roku 1774 J. Priestley. Toto je najbežnejšie chemický prvok na Zemi - hmotnostný podiel kyslíka v zemská kôra je 47,2 %. V atmosférickom vzduchu je podiel kyslíka 21 %, čo súvisí s činnosťou zelených rastlín.

Kyslík je zložkou mnohých anorganických aj organických zlúčenín. Kyslík je nevyhnutný pre život všetkých vysoko organizovaných živých organizmov: ľudí, zvierat, vtákov, rýb. Kyslík tvorí 50 až 85 % hmoty živočíšnych a rastlinných tkanív.

Sú známe tri stabilné izotopy kyslíka: 16 O, 17 O, 18 O.

Vo voľnom stave existuje kyslík v dvoch alotropných modifikáciách: O 2 - kyslík; O 3 - ozón.

Periodická tabuľka chemických prvkov D. I. Mendelejeva, stojí na čísle "8", sa vzťahuje na skupinu 16 (VIa) (pozri Atómy skupiny 16 (VIa)).

Ryža. Štruktúra atómu kyslíka.

Atóm kyslíka obsahuje 8 elektrónov: 2 elektróny sú vo vnútornom s-orbitáli a 6 ďalších na vonkajšej energetickej úrovni - 2 (párové) v s-podúrovni a 4 (dva párové a dva nepárové) v p-úrovni (viď. Elektrónová štruktúra atómov).

Vďaka dvom nepárovým p-elektrónom vonkajšej úrovne kyslík vytvára dve kovalentné väzby, ktoré prijímajú dva elektróny a vykazujú oxidačný stav -2 (H 2 O, CaO, H 2 SO 4).

V zlúčeninách s kyslíkovými väzbami O-O atóm kyslík vykazuje oxidačný stav -1 (H 2 O 2).

S elektronegatívnejším fluórom kyslík daruje svoje valenčné elektróny, pričom vykazuje oxidačný stav +2 (OF 2).

O2

Dvojatómová molekula kyslíka je tvorená dvojitou väzbou dvoch atómov kyslíka. Z tohto dôvodu je molekulárny kyslík za normálnych podmienok stabilnou zlúčeninou.

Disociačná energia molekuly kyslíka je asi 2-krát nižšia ako v molekule dusíka (pozri Multiplicita kovalentnej väzby), preto má kyslík vyššiu reaktivitu ako dusík (ale oveľa menšiu ako napr. fluór).

Reaktivita kyslíka sa zvyšuje, keď sa zahrieva. Kyslík reaguje so všetkými prvkami okrem inertných plynov. Vďaka svojej vysokej elektronegativite (pozri Čo je elektronegativita) v chemické zlúčeniny(s výnimkou fluóru) pôsobí kyslík ako oxidačné činidlo so stupňom -2 (iba fluór oxiduje kyslík za vzniku difluoridu kyslíka OF 2).

Vlastnosti plynného kyslíka:

• bezfarebný plyn bez zápachu a chuti;
• v kvapalnej alebo tuhej forme má kyslík modrú farbu;
• ťažko rozpustný vo vode: hmotnostný podiel kyslíka pri 20 °C je 0,004 %.

Chemické vlastnosti kyslíka

Vo všetkých reakciách hrá kyslík úlohu oxidačného činidla, ktoré sa spája so všetkými prvkami (s výnimkou hélia, argónu a neónu) priamou interakciou (okrem fluóru, chlóru, zlata a platinových kovov).

S kovmi a nekovmi (jednoduché látky) tvorí kyslík oxidy:

2Cu + O 2 = 2CuO 4Li + O 2 = 2 Li 2 O 2Ca + O 2 = 2CaO S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2

Pri oxidácii alkalických kovov sodíka a draslíka vznikajú peroxidy:

2Na + O2 \u003d Na202

Takmer všetky reakcie zahŕňajúce kyslík sú exotermické, existujú však výnimky:

N2 + O2 ↔ 2NO-Q

Mnohé látky reagujú s kyslíkom a uvoľňujú teplo a svetlo, čo je proces tzv pálenie.

Reakcie horenia:

• spaľovanie amoniaku vo vzduchu s tvorbou vody a dusíka: 4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
• katalytická oxidácia amoniaku: 4NH3 + 5O2 \u003d 2NO + 6H20
• spaľovanie sírovodíka v prebytku kyslíka: 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
• pri nedostatku kyslíka sa sírovodík pomaly oxiduje na voľnú síru: 2H2S + O2 \u003d 2S + 2H2O
• spaľovanie organickej hmoty v kyslíku za vzniku vody a oxidu uhličitého: CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
• pri spaľovaní organických látok obsahujúcich dusík sa okrem oxidu uhličitého a vody uvoľňuje voľný dusík: 4CH 3 NH 5 + 9O 2 → 4CO 2 + 2N 2 + 10H 2 O

Mnohé látky (alkoholy, aldehydy, kyseliny) sa získavajú reakciou riadenej oxidácie organických látok. Tiež mnohé prirodzené procesy, ako je dýchanie alebo rozklad, sú neodmysliteľné oxidačné reakcie organické látky.

Ešte silnejším oxidačným činidlom ako kyslík je ozón, ktorý dokáže oxidovať jodid draselný na voľný ión - táto reakcia sa používa na kvalitatívne a kvantitatívne stanovenie ozónu: O 3 + 2KI + H 2 O \u003d I 2 ↓ + 2KOH + O 2

Získavanie a používanie kyslíka

Kyslík je široko používaný v priemysle a medicíne:

• v metalurgii sa kyslík používa pri tavení ocele (liatiny);
• v chemickom priemysle je kyslík potrebný na výrobu kyselín (sírovej a dusičnej), metanolu, acetylénu, aldehydov;
• vo vesmírnom priemysle sa kyslík používa ako okysličovadlo pre raketové palivo;
• v medicíne sa kyslík používa v dýchacích prístrojoch;
• v prírode zohráva kyslík mimoriadne dôležitú úlohu - v procese oxidácie sacharidov, tukov a bielkovín sa uvoľňuje energia potrebná pre živé organizmy.

Ako získať kyslík:

• priemyselný spôsoby:
  • skvapalnenie vzduchu s následnou separáciou kvapalnej zmesi plynov na zložky;
  • elektrolýza vody:
    2H20 \u003d 2H2 + O2.
• laboratórium metódy (rozklad solí pri zahrievaní):
  • manganistan draselný:
    2KMn04 \u003d K2Mn04 + Mn02 + O2;
  • Bertholletova soľ:
    2KClO 3 \u003d 2 KCl + 3O 2.
• tepelný rozklad dusičnanov alkalických kovov:
  2NaN03 \u003d 2NaN02 + O2
• katalytický rozklad peroxidu vodíka (katalyzátor MnO2):
  2H202 \u003d 2H20 + 02;
• interakcia peroxidov oxidu uhličitého s peroxidmi alkalických kovov:
  2CO2 + 2Na202 \u003d 2Na2C03 + O2.

Obsah článku

KYSLÍK, O (oxygenium), chemický prvok podskupiny VIA periodickej sústavy prvkov: O, S, Se, Te, Po, patrí do rodiny chalkogénov. Ide o najbežnejší prvok v prírode, jeho obsah v zemskej atmosfére je 21 % (obj.), v zemskej kôre vo forme zlúčenín cca. 50 % (hm.) a v hydrosfére 88,8 % (hm.).

Kyslík je nevyhnutný pre život na Zemi: zvieratá a rastliny spotrebúvajú kyslík prostredníctvom dýchania a rastliny uvoľňujú kyslík prostredníctvom fotosyntézy. Živá hmota obsahuje viazaný kyslík nielen v telesných tekutinách (krvinky a pod.), ale aj v sacharidoch (cukor, celulóza, škrob, glykogén), tukoch a bielkovinách. Íly, horniny sú zložené z kremičitanov a iných anorganických zlúčenín obsahujúcich kyslík, ako sú oxidy, hydroxidy, uhličitany, sírany a dusičnany.

Odkaz na históriu.

Prvé informácie o kyslíku sa v Európe stali známymi z čínskych rukopisov z 8. storočia. Začiatkom 16. stor Leonardo da Vinci zverejnil údaje týkajúce sa chémie kyslíka, pričom ešte nevedel, že kyslík je prvok. Reakcie pridávania kyslíka sú opísané v vedeckých prác S. Gales (1731) a P. Bayen (1774). Osobitnú pozornosť si zaslúžia štúdie K. Scheeleho v rokoch 1771–1773 o interakcii kovov a fosforu s kyslíkom. J. Priestley ohlásil objav kyslíka ako prvku v roku 1774, niekoľko mesiacov po tom, čo Bayen informoval o reakciách so vzduchom. Názov oxygenium ("kyslík") dostal tento prvok krátko po jeho objavení Priestley a pochádza z Grécke slová, označujúce "rodenie kyseliny"; je to spôsobené mylnou predstavou, že kyslík je prítomný vo všetkých kyselinách. Vysvetlenie úlohy kyslíka v procesoch dýchania a spaľovania však patrí A. Lavoisierovi (1777).

Štruktúra atómu.

Každý prírodný atóm kyslíka obsahuje v jadre 8 protónov, ale počet neutrónov môže byť 8, 9 alebo 10. Najbežnejší z troch izotopov kyslíka (99,76 %) je 16 8 O (8 protónov a 8 neutrónov). Obsah ďalšieho izotopu 18 8 O (8 protónov a 10 neutrónov) je len 0,2 %. Tento izotop sa používa ako značka alebo na identifikáciu určitých molekúl, ako aj na biochemické a medicínsko-chemické štúdie (metóda na štúdium nerádioaktívnych stôp). Tretí nerádioaktívny izotop kyslíka 17 8 O (0,04 %) obsahuje 9 neutrónov a má hmotnostné číslo 17. Po prijatí hmotnosti izotopu uhlíka 12 6 C medzinárodnou komisiou pre štandardnú atómovú hmotnosť v roku 1961 Vážený priemer atómová hmotnosť kyslík sa rovnal 15,9994. Do roku 1961 chemici považovali za štandardnú jednotku atómovej hmotnosti atómovú hmotnosť kyslíka, o ktorej sa predpokladalo, že je 16 000 pre zmes troch prírodných izotopov kyslíka. Fyzici považovali hmotnostné číslo izotopu kyslíka 16 8 O za štandardnú jednotku atómovej hmotnosti, preto podľa fyzikálneho meradla bola priemerná atómová hmotnosť kyslíka 16,0044.

V atóme kyslíka je 8 elektrónov, pričom 2 elektróny sú na vnútornej úrovni a 6 elektrónov na vonkajšej. Preto pri chemických reakciách môže kyslík prijať od darcov až dva elektróny, pričom doplní svoj vonkajší obal až o 8 elektrónov a vytvorí prebytočný záporný náboj.

Molekulárny kyslík.

Ako väčšina ostatných prvkov, ktorých atómom chýbajú 1–2 elektróny na dokončenie vonkajšieho obalu 8 elektrónov, kyslík tvorí dvojatómovú molekulu. Pri tomto procese sa uvoľňuje veľa energie (~490 kJ/mol), a preto sa rovnaké množstvo energie musí vynaložiť na opačný proces disociácie molekúl na atómy. Sila O–O väzby je taká vysoká, že pri 2300 °C sa iba 1 % molekúl kyslíka disociuje na atómy. (Je pozoruhodné, že pri tvorbe molekuly dusíka N2 je sila väzby N–N ešte vyššia, ~710 kJ/mol.)

Elektronická štruktúra.

V elektrónovej štruktúre molekuly kyslíka, ako by sa dalo očakávať, nie je realizovaná distribúcia elektrónov oktetom okolo každého atómu, ale sú tam nepárové elektróny a kyslík má vlastnosti typické pre takúto štruktúru (napríklad interaguje s magnetické pole ako paramagnet).

Reakcie.

Za vhodných podmienok reaguje molekulárny kyslík takmer s akýmkoľvek prvkom okrem vzácnych plynov. V izbových podmienkach však iba najaktívnejšie prvky reagujú s kyslíkom pomerne rýchlo. Je pravdepodobné, že väčšina reakcií prebieha až po disociácii kyslíka na atómy a k disociácii dochádza až pri veľmi vysokých teplotách. Avšak katalyzátory alebo iné látky v reakčnom systéme môžu podporovať disociáciu O2. Je známe, že alkalické (Li, Na, K) a kovy alkalických zemín (Ca, Sr, Ba) reagujú s molekulárnym kyslíkom za vzniku peroxidov:

Príjem a prihláška.

V dôsledku prítomnosti voľného kyslíka v atmosfére väčšina efektívna metóda jeho odsávanie je skvapalňovanie vzduchu, z ktorého sa odstraňujú nečistoty, CO 2, prach a pod. chemické a fyzikálne metódy. Cyklický proces zahŕňa kompresiu, chladenie a expanziu, čo vedie k skvapalňovaniu vzduchu. Pri pomalom zvyšovaní teploty (frakčná destilácia) sa z kvapalného vzduchu odparujú najskôr vzácne plyny (najťažšie skvapalniteľné), potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Výsledkom je, že kvapalný kyslík obsahuje stopy vzácnych plynov a relatívne vysoké percento dusíka. Pri mnohých aplikáciách tieto nečistoty neprekážajú. Aby sa však získal kyslík vysokej čistoty, musí sa destilačný proces opakovať. Kyslík sa skladuje v nádržiach a fľašiach. Vo veľkých množstvách sa používa ako okysličovadlo petroleja a iných palív v raketách a kozmických lodiach. Oceliarsky priemysel používa plynný kyslík na fúkanie železa cez Bessemerov proces, aby sa rýchlo a efektívne odstránili nečistoty C, S a P. Kyslíkové fúkanie produkuje oceľ rýchlejšie a lepšie ako fúkanie vzduchom. Kyslík sa používa aj na zváranie a rezanie kovov (kyslíko-acetylénový plameň). Kyslík sa používa napríklad aj v medicíne na obohatenie dýchacieho prostredia pacientov s ťažkosťami s dýchaním. Kyslík je možné získavať rôznymi chemickými metódami a niektoré z nich sa využívajú na získavanie malého množstva čistého kyslíka v laboratórnej praxi.

Elektrolýza.

Jednou z metód získavania kyslíka je elektrolýza vody obsahujúcej malé prídavky NaOH alebo H2S04 ako katalyzátora: 2H20®2H2 + O2. V tomto prípade sa tvoria malé nečistoty vodíka. Pomocou vybíjacieho zariadenia sa do nej dostanú stopy vodíka zmes plynov opäť premení na vodu, ktorej pary sa odstránia zmrazením alebo adsorpciou.

Tepelná disociácia.

Dôležitou laboratórnou metódou získavania kyslíka, ktorú navrhol J. Priestley, je tepelný rozklad oxidov ťažké kovy: 2HgO® 2Hg + O2. Priestley na tento účel zameral slnečné lúče na prášok oxidu ortuti. Známou laboratórnou metódou je aj tepelná disociácia oxosolí, napríklad chlorečnanu draselného v prítomnosti katalyzátora - oxidu manganičitého:

Oxid manganičitý, pridávaný v malých množstvách pred kalcináciou, umožňuje udržiavať požadovanú teplotu a rýchlosť disociácie a samotný MnO 2 sa počas procesu nemení.

Používajú sa aj metódy tepelného rozkladu dusičnanov:

ako aj peroxidy niektorých aktívnych kovov, napr.

2BaO2® 2BaO + O2

Posledná uvedená metóda bola svojho času široko používaná na extrakciu kyslíka z atmosféry a spočívala v zahrievaní BaO na vzduchu, kým sa nevytvoril Ba02, po čom nasledoval tepelný rozklad peroxidu. Metóda tepelného rozkladu si zachováva svoj význam pre výrobu peroxidu vodíka.

NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI KYSLÍKA
atómové číslo	8
Atómová hmotnosť	15,9994
Teplota topenia, °С	–218,4
Teplota varu, °C	–183,0
Hustota
tuhá látka, g/cm3 (at t pl)	1,27
kvapalina g/cm3 (at t kip)	1,14
plynný, g / dm 3 (pri 0 ° C)	1,429
vzhľadom na vzduch	1,105
kritické a,g/cm3	0,430
Kritická teplota a, °C	–118,8
Kritický tlak a, atm	49,7
Rozpustnosť, cm3/100 ml rozpúšťadla
vo vode (0°C)	4,89
vo vode (100°C)	1,7
v alkohole (25°C)	2,78
Polomer, Å	0,74
kovalentný	0,66
iónové (O2-)	1,40
Ionizačný potenciál, V
prvý	13,614
druhý	35,146
Elektronegativita (F=4)	3,5
a Teplota a tlak, pri ktorých je hustota plynu a kvapaliny rovnaká.

fyzikálne vlastnosti.

Kyslík je za normálnych podmienok bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Kvapalný kyslík má svetlomodrú farbu. Pevný kyslík existuje aspoň v troch kryštalických modifikáciách. Plynný kyslík je rozpustný vo vode a pravdepodobne tvorí nestabilné zlúčeniny, ako je O2HH20 a možno O2H2H20.

Chemické vlastnosti.

Ako už bolo uvedené, chemická aktivita kyslíka je určená jeho schopnosťou disociovať sa na atómy O, ktoré sú vysoko reaktívne. Iba najviac aktívne kovy a minerály reagujú s O 2 vysokou rýchlosťou pri nízkych teplotách. Najaktívnejšie alkalické (podskupiny IA) a niektoré kovy alkalických zemín (podskupiny IIA) tvoria peroxidy, ako je Na02 a Ba02 s O2. Ostatné prvky a zlúčeniny reagujú len s produktom disociácie O 2 . Za vhodných podmienok všetky prvky okrem vzácnych plynov a kovov Pt, Ag, Au reagujú s kyslíkom. Tieto kovy tiež tvoria oxidy, ale za špeciálnych podmienok.

Elektrónová štruktúra kyslíka (1s 2 2s 2 2p 4) je taká, že atóm O prijíma dva elektróny na vonkajšiu úroveň, aby vytvoril stabilný vonkajší elektrónový obal a vytvoril ión O 2–. V oxidoch alkalických kovov sa tvorí prevažne iónová väzba. Dá sa predpokladať, že elektróny týchto kovov sú takmer úplne priťahované kyslíkom. V oxidoch menej aktívnych kovov a nekovov je prechod elektrónov neúplný a hustota záporného náboja na kyslíku je menej výrazná, takže väzba je menej iónová alebo viac kovalentná.

Pri oxidácii kovov kyslíkom sa uvoľňuje teplo, ktorého veľkosť koreluje so silou väzby M–O. Pri oxidácii niektorých nekovov dochádza k pohlcovaniu tepla, čo poukazuje na ich slabšie väzby s kyslíkom. Takéto oxidy sú tepelne nestabilné (alebo menej stabilné ako iónovo viazané oxidy) a sú často vysoko reaktívne. V tabuľke sú pre porovnanie uvedené hodnoty entalpií tvorby oxidov najtypickejších kovov, prechodných kovov a nekovov, prvkov podskupiny A a B (znamienko mínus znamená uvoľňovanie tepla).

O vlastnostiach oxidov možno vyvodiť niekoľko všeobecných záverov:

1. Teploty topenia oxidov alkalických kovov klesajú so zvyšujúcou sa hodnotou atómový polomer kov; takže, t pl (Cs20) tpl (Na20). Oxidy, v ktorých dominuje iónová väzba, majú vyššie teploty topenia ako teploty topenia kovalentných oxidov: t pl (Na20) > t pl (S02).

2. Oxidy reaktívnych kovov (podskupiny IA–IIIA) sú tepelne stabilnejšie ako oxidy prechodných kovov a nekovov. Oxidy ťažkých kovov v najvyššom oxidačnom stupni pri tepelnej disociácii tvoria oxidy s nižšími oxidačnými stavmi (napríklad 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Takéto oxidy vo vysokom oxidačnom stave môžu byť dobrými oxidačnými činidlami.

3. Najaktívnejšie kovy interagujú s molekulárnym kyslíkom pri zvýšených teplotách za vzniku peroxidov:

Sr + O2® Sr02.

4. Oxidy aktívnych kovov tvoria bezfarebné roztoky, kým oxidy väčšiny prechodných kovov sú farebné a prakticky nerozpustné. Vodné roztoky oxidov kovov majú zásadité vlastnosti a sú to hydroxidy obsahujúce OH skupiny, zatiaľ čo oxidy nekovov vo vodných roztokoch tvoria kyseliny obsahujúce ión H+.

5. Kovy a nekovy podskupín A tvoria oxidy s oxidačným stavom zodpovedajúcim číslu skupiny, napr. Na, Be a B tvoria Na 1 2 O, Be II O a B 2 III O 3 a ne- kovy IVA-VIIA podskupín C, N, S, Cl forma C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Skupinové číslo prvku koreluje iba s maximálnym oxidačným stavom, pretože sú možné aj oxidy s nižším oxidačným stavom prvkov. V procesoch spaľovania zlúčenín sú oxidy typickými produktmi, napríklad:

2H2S + 302®2S02 + 2H20

Látky obsahujúce uhlík a uhľovodíky sa pri miernom zahriatí oxidujú (spaľujú) na CO 2 a H 2 O. Príkladmi takýchto látok sú palivá - drevo, olej, alkoholy (ako aj uhlík - uhlie, koks a drevené uhlie). Teplo zo spaľovacieho procesu sa využíva na výrobu pary (a následne elektriny alebo ide do elektrární), ako aj na vykurovanie domov. Typické rovnice pre spaľovacie procesy sú:

a) drevo (celulóza):

(C6H10O5) n + 6n O2®6 n CO2+5 n H 2 O + tepelná energia

b) ropa alebo plyn (benzín C 8 H 18 alebo zemný plyn CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + tepelná energia

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + tepelná energia

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + tepelná energia

d) uhlík (kameň alebo drevené uhlie, koks):

2C + O 2 ® 2CO + tepelná energia

2CO + O 2 ® 2CO 2 + tepelná energia

Množstvo zlúčenín obsahujúcich C, H, N-, O s vysokou energetickou rezervou tiež podlieha spaľovaniu. Kyslík na oxidáciu možno použiť nielen z atmosféry (ako pri predchádzajúcich reakciách), ale aj zo samotnej látky. Na spustenie reakcie stačí mierna aktivácia reakcie, ako je úder alebo zatrasenie. Pri týchto reakciách sú oxidy tiež produktmi spaľovania, ale všetky sú plynné a rýchlo expandujú pri vysokej konečnej teplote procesu. Preto sú takéto látky výbušné. Príkladmi výbušnín sú trinitroglycerín (alebo nitroglycerín) C 3 H 5 (NO 3) 3 a trinitrotoluén (alebo TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Oxidy kovov alebo nekovov s najnižším oxidačným stavom prvku reagujú s kyslíkom za vzniku oxidov vysokých stupňov oxidácia tohto prvku:

Prírodné oxidy, získané z rúd alebo syntetizované, slúžia ako suroviny na výrobu mnohých dôležitých kovov, napríklad železa z Fe 2 O 3 (hematit) a Fe 3 O 4 (magnetit), hliníka z Al 2 O 3 (oxid hlinitý). ), horčík z MgO (magnézia). Oxidy ľahkých kovov sa používajú v chemickom priemysle na výrobu alkálií alebo zásad. Peroxid draselný KO 2 nachádza nezvyčajné využitie, pretože v prítomnosti vlhkosti a v dôsledku reakcie s ňou uvoľňuje kyslík. Preto sa KO 2 používa v respirátoroch na výrobu kyslíka. Vlhkosť z vydychovaného vzduchu uvoľňuje kyslík v respirátore a KOH absorbuje CO 2 . Výroba oxidu CaO a hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2 je veľkovýroba v technológii keramiky a cementu.

Voda (oxid vodíka).

Význam vody H 2 O tak v laboratórnej praxi pre chemické reakcie, ako aj v životných procesoch si vyžaduje osobitné zohľadnenie tejto látky VODA, ĽAD A PARA). Ako už bolo uvedené, pri priamej interakcii kyslíka a vodíka za podmienok napríklad iskrového výboja dochádza k výbuchu a tvorbe vody, pričom sa uvoľní 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula vody má takmer štvorstennú štruktúru, uhol H–O–H je 104° 30°. Väzby v molekule sú čiastočne iónové (30%) a čiastočne kovalentné s vysokou hustotou záporného náboja pre kyslík, a teda kladného náboja pre vodík:

Kvôli vysokej sile H–O väzieb sa vodík len ťažko oddeľuje od kyslíka a voda má veľmi slabé kyslé vlastnosti. Mnohé vlastnosti vody sú určené rozložením nábojov. Napríklad molekula vody tvorí hydrát s kovovým iónom:

Voda dáva jeden elektrónový pár akceptoru, ktorým môže byť H +:

Oxoanióny a oxokatióny

- častice obsahujúce kyslík, ktoré majú zvyškový negatívny (oxoanióny) alebo zvyškový pozitívny (oxokácie) náboj. O2– ión má vysokú afinitu (vysoká reaktivita) na kladne nabité častice ako H+. Najjednoduchším predstaviteľom stabilných oxoaniónov je hydroxidový ión OH -. To vysvetľuje nestabilitu atómov s vysokou hustotou náboja a ich čiastočnú stabilizáciu v dôsledku pridania častice s kladným nábojom. Preto, keď aktívny kov (alebo jeho oxid) pôsobí na vodu, vzniká OH a nie O 2–:

2Na + 2H20® 2Na + + 2OH - + H2

Na20 + H20 ® 2Na + + 2OH -

Zložitejšie oxoanióny sa tvoria z kyslíka s kovovým iónom alebo nekovovou časticou, ktorá má veľký kladný náboj, čo vedie k častici s nízkym nábojom, ktorá je stabilnejšia, napríklad:

°C vznikne tmavofialová tuhá látka. Kvapalný ozón je mierne rozpustný v kvapalnom kyslíku a 49 cm 3 O 3 sa rozpustí v 100 g vody pri 0 ° C. Z hľadiska chemických vlastností je ozón oveľa aktívnejší ako kyslík a z hľadiska oxidačných vlastností je na druhom mieste po O, F 2 a OF 2 (difluorid kyslíku). Pri normálnej oxidácii vzniká oxid a molekulárny kyslík O 2 . Pôsobením ozónu na aktívne kovy za špeciálnych podmienok vznikajú ozonidy zloženia K + O 3 -. Ozón sa získava v priemysle na špeciálne účely, je dobrým dezinfekčným prostriedkom a používa sa na čistenie vody a ako bielidlo, zlepšuje stav atmosféry v uzavretých systémoch, dezinfikuje predmety a potraviny, urýchľuje dozrievanie obilia a ovocia. AT chemické laboratóriumčasto používajú ozonizátor na výrobu ozónu potrebného pre niektoré metódy chemická analýza a syntéza. Guma sa ľahko ničí aj pod vplyvom nízkych koncentrácií ozónu. V niektorých priemyselných mestách vedie výrazná koncentrácia ozónu vo vzduchu k rýchlemu znehodnoteniu gumených výrobkov, ak nie sú chránené antioxidantmi. Ozón je vysoko toxický. Nepretržité dýchanie vzduchu aj pri veľmi nízkych koncentráciách ozónu spôsobuje bolesť hlavy, nevoľnosť a iné nepríjemné stavy.

Kyslík O Má atómové číslo 8, ktorý sa nachádza v hlavnej podskupine (podskupina a) VI skupine v druhej tretine. V atómoch kyslíka sa valenčné elektróny nachádzajú na 2. energetickej úrovni, ktorá má len s- a p-orbitály. To vylučuje možnosť prechodu atómov O do excitovaného stavu, preto kyslík vo všetkých zlúčeninách vykazuje konštantnú valenciu rovnajúcu sa II. Atómy kyslíka, ktoré majú vysokú elektronegativitu, sú v zlúčeninách vždy negatívne nabité (s.o. = -2 alebo -1). Výnimkou sú fluoridy OF 2 a O 2 F 2 .

Pre kyslík sú známe oxidačné stavy -2, -1, +1, +2

Všeobecná charakteristika prvku

Kyslík je najrozšírenejším prvkom na Zemi a predstavuje o niečo menej ako polovicu, 49% celkovej hmotnosti zemskej kôry. Prírodný kyslík pozostáva z 3 stabilných izotopov 16 O, 17 O a 18 O (prevláda 16 O). Kyslík je súčasťou atmosféry (20,9 % obj., 23,2 % hm.), vody a viac ako 1400 minerálov: kremičitanu, kremičitanov a hlinitokremičitanov, mramorov, čadičov, hematitu a iných minerálov a skaly. Kyslík tvorí 50-85% hmoty rastlinných a živočíšnych tkanív, pretože je obsiahnutý v bielkovinách, tukoch a sacharidoch, ktoré tvoria živé organizmy. Úloha kyslíka pre dýchanie a oxidačné procesy je dobre známa.

Kyslík je relatívne málo rozpustný vo vode - 5 objemov v 100 objemoch vody. Ak by však všetok kyslík rozpustený vo vode prešiel do atmosféry, potom by zaberal obrovský objem – 10 miliónov km 3 (n.c.). To sa rovná približne 1 % všetkého kyslíka v atmosfére. Vzdelanie na Zemi kyslíková atmosféra v dôsledku procesu fotosyntézy.

Objavili ho Švéd K. Scheele (1771 - 1772) a Angličan J. Priestley (1774). Prvý využíval vyhrievanie ledku, druhý - oxid ortuti (+2). Názov dal A. Lavoisier („oxygenium“ – „rodenie kyselín“).

Vo voľnej forme existuje v dvoch alotropných modifikáciách – „obyčajný“ kyslík O 2 a ozón O 3.

Štruktúra molekuly ozónu

3O 2 \u003d 2O 3 – 285 kJ
Ozón v stratosfére tvorí tenkú vrstvu, ktorá pohlcuje väčšinu biologicky škodlivého ultrafialového žiarenia.
Počas skladovania sa ozón spontánne premieňa na kyslík. Chemicky je kyslík O 2 menej aktívny ako ozón. Elektronegativita kyslíka je 3,5.

Fyzikálne vlastnosti kyslíka

O 2 - bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, t.t. –218,7 °С, b.p. -182,96 °C, paramagnetický.

Kvapalný O 2 modrý, pevný - modrej farby. O 2 je rozpustný vo vode (lepšie ako dusík a vodík).

Získavanie kyslíka

1. priemyselným spôsobom- destilácia kvapalného vzduchu a elektrolýza vody:

2H20 -> 2H2+02

2. V laboratóriu sa kyslík vyrába:
1.Alkalická elektrolýza vodné roztoky alebo vodné roztoky solí obsahujúcich kyslík (Na2S04 atď.)

2. Tepelný rozklad manganistan draselný KMnO 4:
2KMnO4 \u003d K2MnO4 + MnO2 + O2,

Bertholletova soľ KClO 3:
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2 (katalyzátor MnO2)

Oxid mangánu (+4) MnO2:
4MnO2 \u003d 2Mn203 + O2 (700 °C),

3MnO2 \u003d 2Mn304 + O2 (1000 °C),

Peroxid bárnatý BaO2:
2BaO2 \u003d 2BaO + O2

3. Rozklad peroxidu vodíka:
2H202 \u003d H20 + O2 (katalyzátor Mn02)

4. Rozklad dusičnanov:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Na vesmírne lode a ponorky sa kyslík získava zo zmesi K 2 O 2 a K 2 O 4:
2K204 + 2H20 \u003d 4KOH + 3O2
4KOH + 2CO2 \u003d 2K2CO3 + 2H20

Celkom:
2K 2 O 4 + 2 CO 2 \u003d 2 K 2 CO 3 + 3O 2

Keď sa použije K202, celková reakcia vyzerá takto:
2K 2 O 2 + 2 CO 2 \u003d 2 K 2 CO 3 + O 2

Ak zmiešate K202 a K204 v rovnakých molárnych (t.j. ekvimolárnych) množstvách, potom sa uvoľní jeden mol O2 na 1 mol absorbovaného CO2.

Chemické vlastnosti kyslíka

Kyslík podporuje spaľovanie. Pálenie - b rýchly proces oxidácie látky, sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepla a svetla. Aby sa dokázalo, že banka obsahuje kyslík a nie nejaký iný plyn, je potrebné do banky spustiť tlejúcu triesku. V kyslíku jasne žiari tlejúca trieska. Spaľovanie rôzne látky vo vzduchu je oxidačno-redukčný proces, pri ktorom je kyslík oxidačným činidlom. Oxidačné činidlá sú látky, ktoré „odoberajú“ elektróny z redukujúcich látok. Dobrých oxidačné vlastnosti kyslík možno ľahko vysvetliť štruktúrou jeho vonkajšieho elektrónového obalu.

Valenčný obal kyslíka sa nachádza na 2. úrovni – relatívne blízko jadra. Preto jadro k sebe silne priťahuje elektróny. Na valenčnom obale kyslíka 2s 2 2p 4 je tam 6 elektrónov. Preto pred oktetom chýbajú dva elektróny, ktoré sa kyslík snaží prijať elektrónové obaly iné prvky, ktoré s nimi vstupujú do reakcií ako oxidačné činidlo.

Kyslík má druhú (po fluóre) elektronegativitu na Paulingovej stupnici. Preto v prevažnej väčšine svojich zlúčenín s inými prvkami má kyslík negatívne stupeň oxidácie. Silnejším oxidačným činidlom ako kyslík je len jeho sused v období – fluór. Preto sú zlúčeniny kyslíka s fluórom jediné, kde má kyslík kladný oxidačný stav.

Kyslík je teda druhým najsilnejším oxidačným činidlom spomedzi všetkých prvkov. Periodický systém. S tým súvisí väčšina jeho najdôležitejších chemických vlastností.
Všetky prvky reagujú s kyslíkom, okrem Au, Pt, He, Ne a Ar, vo všetkých reakciách (okrem interakcie s fluórom) je kyslík oxidačným činidlom.

Kyslík ľahko reaguje s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín:

4Li + O 2 → 2 Li 2 O,

2K + O2 → K202,

2Ca + O2 → 2CaO,

2Na + O2 → Na202,

2K + 202 → K204

Jemný železný prášok (tzv. samozápalné železo) sa na vzduchu samovoľne zapáli za vzniku Fe 2 O 3 a oceľový drôt horí v kyslíku, ak sa vopred zahreje:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + 02 -> 2MgO

2Cu + O2 → 2CuO

S nekovmi (síra, grafit, vodík, fosfor atď.) reaguje kyslík pri zahrievaní:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H2 + O2 → H20,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 atď.

Takmer všetky reakcie zahŕňajúce kyslík O2 sú exotermické, so zriedkavými výnimkami, napríklad:

N2 + O2 → 2NO-Q

Táto reakcia prebieha pri teplote nad 1200 o C alebo v elektrickom výboji.

Kyslík je schopný oxidovať zložité látky, napr.

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H20 (nadbytok kyslíka),

2H2S + O2 → 2S + 2H20 (nedostatok kyslíka),

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 (bez katalyzátora),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (v prítomnosti Pt katalyzátora),

CH4 (metán) + 202 → CO2 + 2H20,

4FeS2 (pyrit) + 1102 → 2Fe203 + 8SO2.

Známe sú zlúčeniny obsahujúce dioxygenylový katión 02+, napríklad 02+ - (úspešná syntéza tejto zlúčeniny podnietila N. Bartletta, aby sa pokúsil získať zlúčeniny inertných plynov).

Ozón

Ozón je chemicky aktívnejší ako kyslík O 2 . Ozón teda oxiduje jodidové ióny I v roztoku Kl:

O3 + 2Kl + H20 \u003d I2 + O2 + 2KOH

Ozón je vysoko toxický, jeho toxické vlastnosti sú silnejšie ako napríklad sírovodík. V prírode však ozón, obsiahnutý vo vysokých vrstvách atmosféry, pôsobí ako ochranca všetkého života na Zemi pred škodlivým ultrafialovým žiarením slnka. Tenký ozónová vrstva absorbuje toto žiarenie a nedosiahne povrch Zeme. V priebehu času dochádza k výrazným výkyvom hrúbky a rozsahu tejto vrstvy (tzv ozónové diery), dôvody takýchto výkyvov ešte neboli objasnené.

Aplikácia kyslíka O 2: zintenzívniť procesy výroby železa a ocele pri tavení neželezných kovov ako oxidačného činidla v rôznych chemický priemysel, na podporu života na ponorkách, ako okysličovadlo pre raketové palivo (tekutý kyslík), v medicíne, pri zváraní a rezaní kovov.

Použitie ozónu O3: na dezinfekciu pitná voda, Odpadová voda, vzduch, na bielenie tkanín.

Kyslík má vysokú chemickú aktivitu. Mnoho látok reaguje s kyslíkom pri izbovej teplote. Takže napríklad čerstvý rez jablka rýchlo získa hnedú farbu, je to spôsobené chemickými reakciami medzi organickými látkami obsiahnutými v jablku a kyslíkom obsiahnutým vo vzduchu. S jednoduchými látkami kyslík spravidla reaguje pri zahrievaní. Kúsok uhlia vložíme do kovovej lyžice na horiace látky, rozžeravíme ho v plameni liehovej lampy a spustíme do nádoby s kyslíkom. Pozorujeme jasné spaľovanie uhlia v kyslíku. Uhlie je jednoduchá látka tvorená prvkom uhlík. Reakciou kyslíka s uhlíkom vzniká oxid uhličitý:

Stojí za zmienku, že mnohé chemikálie majú triviálne názvy. Oxid uhličitý je triviálny názov pre látku. V každodennom živote sa používajú triviálne názvy látok, mnohé z nich majú dlhú históriu. Napríklad sóda bikarbóna, Bertolet soľ. Každá chemikália má však aj systematickosť chemický názov, ktorej zostavovanie upravujú medzinárodné pravidlá - systematické chemické názvoslovie.

Oxid uhličitý má teda systematický názov oxid uhoľnatý (IV).

Oxid uhličitý je komplexná látka, binárna zlúčenina, ktorá obsahuje kyslík. Do lyžice na horiace látky dáme síru a zahrejeme. Síra sa topí, potom sa zapáli. Vo vzduchu horí síra bledým, takmer nepostrehnuteľným modrým plameňom. Do nádoby s kyslíkom zavádzame síru - síra horí jasne modrým plameňom. Pri reakcii síry s kyslíkom vzniká oxid siričitý:

Oxid siričitý, podobne ako oxid uhličitý, patrí do skupiny oxidov. Je to oxid sírový(IV) je bezfarebný plyn so štipľavým štipľavým zápachom. Teraz pridajme zapálený červený fosfor do nádoby s kyslíkom. Fosfor horí jasným, oslnivým plameňom. Nádoba je naplnená bielym dymom. Biely dym je produkt reakcie, jemné častice oxid fosforečný (V):

4P + 502 = 2P205

V kyslíku môžu horieť nielen nekovy. Kovy tiež intenzívne interagujú s kyslíkom. Napríklad horčík horí v kyslíku a na vzduchu oslnivým bielym plameňom. Reakčným produktom je oxid horečnatý:

2Mg + O2 = 2MgO

Skúsme spáliť železo v kyslíku. Oceľový drôt zohrejeme v plameni alkoholovej lampy a rýchlo ho spustíme do nádoby s kyslíkom. Železo horí v kyslíku a vytvára veľa iskier. Látka, ktorá je výsledkom reakcie, sa nazýva oxid železa:

3Fe + 202 = Fe304.

Snopy iskier vznikajúce pri horení bengálskeho ohňa sa vysvetľujú spaľovaním železného prášku, ktorý je súčasťou týchto pyrotechnických výrobkov. Po zvážení reakcií možno vyvodiť dôležité závery: kyslík reaguje s kovmi aj nekovmi; často sú tieto reakcie sprevádzané spaľovaním látok. Produkty reakcie kyslíka s jednoduchými látkami sú oxidy. Upozorňujeme, že pri interakcii kyslíka s jednoduchými látkami - kovmi a nekovmi vznikajú zložité látky - oxidy. Tento typ chemickej reakcie sa nazýva spojovacie reakcie.

Reakcia pripojenia - reakcia, pri ktorej vznikajú dve alebo viac menej zložitých látok, v dôsledku čoho vznikajú zložitejšie látky

Interakcia kyslíka s komplexnými látkami

Kyslík môže reagovať s komplexné látky. Ako príklad zvážte reakciu, ku ktorej dochádza pri spaľovaní plynu pre domácnosť, ktorý pozostáva z metán CH4. Podľa spaľovania metánu v horáku pece možno usudzovať, že reakcia prebieha s uvoľňovaním energie vo forme tepla a svetla. Aké sú produkty tejto reakcie?

CH4 + 202 = C02 + 2H20.

Reakčnými produktmi sú oxidy: oxid uhličitý (IV) a voda (oxid vodíka). Reakciou kyslíka s minerálom pyritom FeS2 (dôležitý minerál železa a síry) vznikajú oxidy síry a železa. Reakcia nastáva pri zahrievaní:

4FeS2 + 1102 = 8SO2 + 2Fe203

Oxidácia – spaľovanie a pomalá oxidácia

Spaľovanie- toto je prvé chemická reakciaže sa daná osoba stretla. Oheň... Je možné si predstaviť našu existenciu bez ohňa? Vstúpil do nášho života, stal sa od neho neoddeliteľným. Bez ohňa človek nemôže variť jedlo, oceľ, bez neho nie je možná preprava. Oheň sa stal našim priateľom a spojencom, symbolom slávnych činov, dobrých skutkov, spomienkou na minulosť.

Z chemického hľadiska horenie- Ide o chemickú reakciu sprevádzanú uvoľňovaním prúdu horúcich plynov a energie vo forme tepla a svetla. Môžeme povedať, že kyslík, ktorý reaguje s jednoduchými látkami, ich oxiduje:

Jednoduchá látka + Oxidácia kyslíkom → Produkty oxidácie (oxidy) + Energia.

Oxidácia látok nesmie byť sprevádzaná horením, to znamená uvoľnením plameňa. Takéto procesy sa nazývajú pomalá oxidácia. Pomalá oxidácia je proces postupnej interakcie látok s kyslíkom, s pomalým uvoľňovaním tepla, nesprevádzaný horením. Takže napríklad oxid uhličitý vzniká nielen pri spaľovaní uhlíka v kyslíku, ale aj pri pomalej oxidácii organických látok vzdušným kyslíkom. (hnitie, rozklad).

Zhrnutie článku:

• Pri reakcii jednoduchých látok s kyslíkom vznikajú oxidy
• Reakcie jednoduchých látok s kyslíkom prebiehajú spravidla pri zahrievaní
• Reakcie jednoduchých látok s kyslíkom sú zložené reakcie
• Triviálne mená chemických látok neodrážajú chemické zloženie látok, používajú sa v každodennej praxi, mnohé z nich sa vyvíjali historicky
• Odrážajú systematické názvy chemikálií chemické zloženie látky sú v súlade s medzinárodnou systematickou nomenklatúrou
• Zložená reakcia je reakcia, pri ktorej z dvoch alebo viacerých menej zložitých látok vznikajú zložitejšie látky.
• Kyslík je schopný reagovať s komplexnými látkami
• Horenie je chemická reakcia sprevádzaná uvoľňovaním energie vo forme tepla a svetla.
• Pomalá oxidácia - proces postupnej interakcie látok s kyslíkom, s pomalým uvoľňovaním tepla, nesprevádzaný horením

8 O 1s 2 2s 2 2p 4; Ar = 15,999 Izotopy: 160 (99,759 %); 170 (0,037 %); 180 (0,204 %); EO - 3,5

Clark v zemskej kôre 47 % hmotnosti; v hydrosfére 85,82 % hmotn.; v atmosfére 20,95 % obj.

Najbežnejší prvok.

Formy nájdenia prvku: a) vo voľnej forme - O 2, O 3;

b) vo viazanej forme: O 2- anióny (hlavne)

Kyslík je typický nekovový, p-prvok. Valencia = II; oxidačný stav -2 (okrem H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Fyzikálne vlastnosti O2

Molekulárny kyslík O 2 je za normálnych podmienok v plynnom stave, nemá farbu, vôňu ani chuť a je málo rozpustný vo vode. Pri hlbokom ochladení pod tlakom kondenzuje na svetlomodrú kvapalinu (Tbp - 183 °C), ktorá sa pri -219 °C mení na modré kryštály.

Ako získať

1. Kyslík vzniká v prírode v procese fotosyntézy mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm (H 2 O) n

2. Priemyselná výroba

a) usmernenie kvapalného vzduchu (oddelenie od N 2);

b) elektrolýza vody: 2H20 -> 2H2 + O2

3. V laboratóriu sa získavajú tepelným redoxným rozkladom solí:

a) 2KS103 \u003d 302 + 2KCI

b) 2KMnO4 \u003d O2 + MnO2 + K2MnO4

c) 2KN03 \u003d O2 + 2KN02

d) 2Cu (N03)02 \u003d O2 + 4N02 + 2CuO

e) 2AgN03 \u003d O2 + 2N02 + 2Ag

4. V hermeticky uzavretých miestnostiach a v autonómnych dýchacích prístrojoch sa kyslík získava reakciou:

2Na202 + 2СO2 \u003d O2 + 2Na2CO3

Chemické vlastnosti kyslíka

Kyslík je silné oxidačné činidlo. Z hľadiska chemickej aktivity je na druhom mieste za fluórom. Tvorí zlúčeniny so všetkými prvkami okrem He, Ne a Ar. Reaguje priamo s väčšinou jednoduchých látok za normálnych podmienok alebo pri zahrievaní, ako aj v prítomnosti katalyzátorov (s výnimkou Au, Pt, Hal 2, vzácnych plynov). Reakcie zahŕňajúce O2 sú vo väčšine prípadov exotermické, často prebiehajú v režime spaľovania, niekedy pri výbuchu. V dôsledku reakcií vznikajú zlúčeniny, v ktorých majú atómy kyslíka spravidla C.O. -2:

Oxidácia alkalických kovov

4Li + O2 = 2Li20 oxid lítny

2Na + O2 \u003d Na202 peroxid sodný

K + O2 \u003d KO2 superoxid draselný

Oxidácia všetkých kovov okrem Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y oxidy

Oxidácia nekovov okrem halogénov a vzácnych plynov

N2 + O2 \u003d 2NO - Q

S + O2 \u003d S02;

C + O2 \u003d C02;

4P + 502 \u003d 2P20 5

Si + O2 \u003d Si02

Oxidácia zlúčeniny vodíka nekovy a kovy

4HI + 02 \u003d 2I2 + 2H20

2H2S + 3O2 \u003d 2S02 + 2H20

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H20

4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20

2PH 3 + 4O 2 \u003d P 2 O 5 + 3 H 2 O

SiH4 + 202 \u003d Si02 + 2H20

C x Hy + O2 = C02 + H20

MeH x + 302 \u003d Me x Oy + H20

Oxidácia nižších oxidov a hydroxidov viacmocných kovov a nekovov

4FeO + O2 \u003d 2Fe203

4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3

2S02 + 02 = 2S03

4NO2 + O2 + 2H20 \u003d 4HNO3

Oxidácia sulfidov kovov

4FeS 2 + 11О 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 О 3

Oxidácia organických látok

Všetky Organické zlúčeniny horieť pri oxidácii vzdušným kyslíkom.

Oxidačné produkty rôzne prvky v ich molekulách sú zahrnuté:

Okrem reakcií úplná oxidácia(spaľovanie) sú možné aj čiastočné oxidačné reakcie.

Príklady reakcií neúplnej oxidácie organických látok:

1) katalytická oxidácia alkánov

2) katalytická oxidácia alkénov

3) oxidácia alkoholov

2R-CH20H + 02 -> 2RCOH + 2H20

4) oxidácia aldehydov

Ozón

Ozón O 3 je silnejšie oxidačné činidlo ako O 2, pretože počas reakcie sa jeho molekuly rozkladajú za vzniku atómového kyslíka.

Čistý O 3 je modrý plyn, veľmi toxický.

K + O 3 \u003d KO 3 ozonid draselný, červený.

PbS + 2O3 \u003d PbSO4 + O2

2KI + O3 + H20 \u003d I2 + 2KOH + O2

Posledná uvedená reakcia sa používa na kvalitatívne a kvantitatívne stanovenie ozónu.