§8 Elemente VI Und die Gruppen.

Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium.

allgemeine Informationen Elemente Gruppe VI A:

Elemente der Gruppe VI A (außer Polonium) werden Chalkogenide genannt. Die äußere Elektronenebene dieser Elemente enthält sechs Valenzelektronen (ns 2 np 4), sie befinden sich also in in guter Kondition weisen eine Wertigkeit von 2 und im angeregten Zustand eine Wertigkeit von -4 oder 6 auf (außer Sauerstoff). Das Sauerstoffatom unterscheidet sich von den Atomen anderer Elemente der Untergruppe durch das Fehlen eines d-Unterniveaus in der äußeren elektronischen Schicht, was große Energiekosten für die „Paarung“ seiner Elektronen verursacht, die nicht durch die Energie des Sauerstoffatoms ausgeglichen werden Bildung neuer kovalenter Bindungen. Daher beträgt die Kovalenz von Sauerstoff zwei. In manchen Fällen kann jedoch ein Sauerstoffatom mit einsamen Elektronenpaaren als Elektronendonor fungieren und über einen Donor-Akzeptor-Mechanismus zusätzliche kovalente Bindungen bilden.

Die Elektronegativität dieser Elemente nimmt in der Reihenfolge O-S-Se-Te-Po allmählich ab. Oxidationsstufe von -2,+2,+4,+6. Der Radius des Atoms vergrößert sich, was die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente schwächt.

Elemente dieser Untergruppe bilden mit Wasserstoff Verbindungen der Form H 2 R (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Po). Diese Verbindungen lösen sich in Wasser und bilden Säuren. Säureeigenschaften Anstieg in Richtung H 2 O → H 2 S → H 2 Se → H 2 Te → H 2 Po. S, Se und Te bilden mit Sauerstoff Verbindungen wie RO 2 und RO 3. Aus diesen Oxiden entstehen Säuren wie H 2 RO 3 und H 2 RO 4. Mit zunehmender Ordnungszahl nimmt die Stärke der Säuren ab. Alle von ihnen haben oxidierende Eigenschaften. Säuren wie H 2 RO 3 weisen ebenfalls reduzierende Eigenschaften auf.

Sauerstoff

Natürliche Verbindungen und Zubereitungen: Sauerstoff ist das häufigste Element in der Erdkruste. In freiem Zustand kommt es in der atmosphärischen Luft vor (21 %); In gebundener Form ist es Bestandteil von Wasser (88,9 %), Mineralien, Gesteinen und allen Stoffen, aus denen die Organismen von Pflanzen und Tieren aufgebaut sind. Atmosphärische Luft ist eine Mischung aus vielen Gasen, deren Hauptbestandteil Stickstoff und Sauerstoff sowie eine kleine Menge Edelgase, Kohlendioxid und Wasserdampf sind. Kohlendioxid entsteht in der Natur bei der Verbrennung von Holz, Kohle und anderen Brennstoffen, bei der Atmung von Tieren und beim Zerfall. An manchen Orten Globus CO 2 wird durch vulkanische Aktivität sowie aus unterirdischen Quellen in die Luft freigesetzt.

Natürlicher Sauerstoff besteht aus drei stabilen Isotopen: 8 16 O (99,75 %), 8 17 O (0,04), 8 18 O (0,20). Auch die Isotope 8 14 O, 8 15 O und 8 19 O wurden künstlich gewonnen.

Sauerstoff wurde erstmals in gewonnen reiner Form K.V. Scheele im Jahr 1772 und dann im Jahr 1774 D.Y. Priestley, der es aus HgO isolierte. Priestley wusste jedoch nicht, dass das Gas, das er erhielt, Teil der Luft war. Nur wenige Jahre später stellte Lavoisier, der die Eigenschaften dieses Gases eingehend untersuchte, fest, dass es den Hauptbestandteil der Luft ausmacht.

Im Labor wird Sauerstoff mit folgenden Methoden gewonnen:

E Elektrolyse von Wasser. Um die elektrische Leitfähigkeit von Wasser zu erhöhen, wird ihm eine Alkalilösung (meist 30 % KOH) oder Alkalisulfate zugesetzt:

IN Gesamtansicht: 2H 2 O →2H 2 + O 2

An der Kathode: 4H 2 O+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

An der Anode: 4OH−4е→2H 2 O+O 2

- Zersetzung sauerstoffhaltiger Verbindungen:

Thermische Zersetzung von Berthollet-Salz unter Einwirkung eines MnO 2 -Katalysators.

KClO 3 →2KCl+3O 2

Thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2.

Thermische Zersetzung von Alkalimetallnitraten:

2KNO 3 →2KNO 2 +O 2.

Zersetzung von Peroxiden:

2H 2 O 2 →2H 2 O+O 2.

2BaO 2 →2BaO+O 2.

Thermische Zersetzung von Quecksilber(II)-oxid:

2HgO→2HgO+O 2.

Wechselwirkung von Alkalimetallperoxiden mit Kohlenmonoxid (IV):

2Na 2 O 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +O 2.

Thermische Zersetzung von Bleichmitteln in Gegenwart eines Katalysators – Kobaltsalze:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +O 2.

Oxidation von Wasserstoffperoxid mit Kaliumpermanganat in saurer Umgebung:

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

In der Industrie: Derzeit wird Sauerstoff in der Industrie durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft gewonnen. Wenn flüssige Luft leicht erhitzt wird, wird zunächst Stickstoff daraus abgetrennt (t bp (N 2) = -196 °C), dann wird Sauerstoff freigesetzt (t bp (O 2) = -183 °C).

Der durch diese Methode gewonnene Sauerstoff enthält Stickstoffverunreinigungen. Um reinen Sauerstoff zu erhalten, wird die resultierende Mischung daher erneut destilliert und ergibt letztendlich 99,5 % Sauerstoff. Darüber hinaus wird ein Teil des Sauerstoffs durch Elektrolyse von Wasser gewonnen. Der Elektrolyt ist eine 30 %ige KOH-Lösung.

Sauerstoff wird üblicherweise in Flaschen gespeichert von blauer Farbe unter Druck 15 MPa.

Physikalisch- Chemische Eigenschaften: Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, etwas schwerer als Luft und schwer wasserlöslich. Sauerstoff geht bei einem Druck von 0,1 MPa und einer Temperatur von -183 °C in einen flüssigen Zustand über und gefriert bei -219 °C. Im flüssigen und festen Zustand wird es von einem Magneten angezogen.

Nach der Valenzbindungsmethode ist die Struktur des Sauerstoffmoleküls, dargestellt durch das Diagramm -:Ö::Ö: , erklärt nicht die größere Stärke eines Moleküls, das paramagnetische Eigenschaften hat, also ungepaarte Elektronen im Normalzustand.

Durch die Bindung zwischen den Elektronen zweier Atome entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, woraufhin das ungepaarte Elektron in jedem Atom eine gegenseitige Bindung mit dem ungeteilten Paar eines anderen Atoms eingeht und zwischen ihnen eine Drei-Elektronen-Bindung entsteht. Im angeregten Zustand weist das Sauerstoffmolekül diamagnetische Eigenschaften auf, die der Struktur nach dem Schema entsprechen: Ö = Ö: ,

Einem Sauerstoffatom fehlen zwei Elektronen, um ein Elektronenniveau zu füllen. Daher ist Sauerstoff drin chemische Reaktionen kann leicht zwei Elektronen gewinnen und eine Oxidationsstufe von -2 aufweisen. Sauerstoff weist nur in Verbindungen mit dem elektronegativeren Element Fluor die Oxidationsstufen +1 und +2 auf: O 2 F 2, OF 2.

Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel. Es interagiert nicht nur mit schweren Inertgasen (Kr, Xe, He, Rn), sondern auch mit Gold und Platin. Oxide dieser Elemente entstehen auf andere Weise. Sauerstoff geht sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Stoffen Verbrennungs- und Oxidationsreaktionen ein. Bei der Wechselwirkung von Nichtmetallen mit Sauerstoff entstehen saure oder salzbildende Oxide, bei der Wechselwirkung von Metallen entstehen amphotere oder Mischoxide. So reagiert Sauerstoff mit Phosphor bei einer Temperatur von ~ 60 °C.

4P+5O 2 → 2P 2 O 5

Mit Metallen - Oxiden der entsprechenden Metalle

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

Beim Erhitzen von Alkalimetallen in trockener Luft bildet nur Lithium Li 2 O-Oxid, der Rest sind Peroxide und Superoxide:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

Sauerstoff reagiert mit Wasserstoff bei 300 °C:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Bei Wechselwirkung mit Fluor weist es restaurative Eigenschaften auf:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (in elektrischer Entladung),

mit Schwefel – bei einer Temperatur von etwa 250 °C:

S + O 2 = SO 2.

Sauerstoff reagiert bei 700 °C mit Graphit

C + O 2 = CO 2.

Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Stickstoff beginnt erst bei 1200°C oder bei einer elektrischen Entladung.

Vier „Chalkogen“-Elemente (d. h. „Kupfer erzeugende Elemente“) bilden die Hauptuntergruppe der Gruppe VI (nach neue Klassifizierung- 16. Gruppe) des Periodensystems. Dazu gehört neben Schwefel, Tellur und Selen auch Sauerstoff. Schauen wir uns die Eigenschaften dieses auf der Erde am häufigsten vorkommenden Elements sowie die Nutzung und Produktion von Sauerstoff genauer an.

Elementprävalenz

In gebundener Form tritt Sauerstoff ein chemische Zusammensetzung Wasser - sein Prozentsatz macht etwa 89 % aus, ebenso in der Zusammensetzung der Zellen aller Lebewesen – Pflanzen und Tiere.

In der Luft liegt Sauerstoff in freiem Zustand in Form von O2 vor, das ein Fünftel seiner Zusammensetzung einnimmt, und in Form von Ozon – O3.

Physikalische Eigenschaften

Sauerstoff O2 ist ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas. Schwer löslich in Wasser. Der Siedepunkt liegt bei 183 Grad unter Null Celsius. In flüssiger Form ist Sauerstoff blau und in fester Form bildet er blaue Kristalle. Der Schmelzpunkt von Sauerstoffkristallen liegt bei 218,7 Grad unter Null Grad Celsius.

Chemische Eigenschaften

Beim Erhitzen reagiert dieses Element mit vielen einfachen Substanzen, sowohl Metallen als auch Nichtmetallen, und bildet sogenannte Oxide – Verbindungen von Elementen mit Sauerstoff. bei dem Elemente mit Sauerstoff eintreten, nennt man Oxidation.

Zum Beispiel,

4Na + O2= 2Na2O

2. Durch die Zersetzung von Wasserstoffperoxid beim Erhitzen in Gegenwart von Manganoxid, das als Katalysator wirkt.

3. Durch die Zersetzung von Kaliumpermanganat.

Sauerstoff wird in der Industrie auf folgende Weise hergestellt:

1. Für technische Zwecke wird Sauerstoff aus Luft gewonnen, deren Gehalt üblicherweise etwa 20 % beträgt, d. h. fünfter Teil. Dazu wird die Luft zunächst verbrannt, wobei ein Gemisch aus etwa 54 % flüssigem Sauerstoff, 44 % flüssigem Stickstoff und 2 % flüssigem Argon entsteht. Diese Gase werden dann mithilfe eines Destillationsverfahrens getrennt, wobei der relativ kleine Bereich zwischen den Siedepunkten von flüssigem Sauerstoff und flüssigem Stickstoff – minus 183 bzw. minus 198,5 Grad – genutzt wird. Es stellt sich heraus, dass Stickstoff früher verdampft als Sauerstoff.

Moderne Anlagen gewährleisten die Produktion von Sauerstoff in jedem Reinheitsgrad. Stickstoff, der durch Zerlegung flüssiger Luft gewonnen wird, dient als Rohstoff für die Synthese seiner Derivate.

2. Produziert auch sehr reinen Sauerstoff. Diese Methode hat sich in Ländern mit reichen Ressourcen und billigem Strom weit verbreitet.

Anwendung von Sauerstoff

Sauerstoff ist das wichtigste Element im Leben unseres gesamten Planeten. Dieses in der Atmosphäre enthaltene Gas wird dabei von Tieren und Menschen verbraucht.

Die Gewinnung von Sauerstoff ist für Bereiche menschlicher Tätigkeit wie die Medizin, das Schweißen und Schneiden von Metallen, das Strahlen, die Luftfahrt (für die menschliche Atmung und den Motorbetrieb) und die Metallurgie von großer Bedeutung.

Im Gange Wirtschaftstätigkeit Der menschliche Sauerstoff wird in großen Mengen verbraucht – beispielsweise beim Verbrennen verschiedene Arten Kraftstoff: Erdgas, Methan, Kohle, Holz. Bei all diesen Prozessen entsteht es. Gleichzeitig hat die Natur für den Prozess der natürlichen Bindung dieser Verbindung mittels Photosynthese gesorgt, der in grünen Pflanzen unter dem Einfluss stattfindet Sonnenlicht. Durch diesen Prozess entsteht Glukose, die die Pflanze dann zum Aufbau ihres Gewebes nutzt.

Sauerstoff O hat die Ordnungszahl 8 und befindet sich in der Hauptuntergruppe (Untergruppe a) VI Gruppe, in der zweiten Periode. In Sauerstoffatomen befinden sich Valenzelektronen auf dem 2. Energieniveau, das nur hat S- Und P-Orbitale. Dies schließt die Möglichkeit des Übergangs von O-Atomen in einen angeregten Zustand aus, daher weist Sauerstoff in allen Verbindungen eine konstante Wertigkeit gleich II auf. Aufgrund ihrer hohen Elektronegativität sind Sauerstoffatome in Verbindungen immer negativ geladen (c.d. = -2 oder -1). Eine Ausnahme bilden die Fluoride OF 2 und O 2 F 2 .

Für Sauerstoff sind die Oxidationsstufen -2, -1, +1, +2 bekannt

Allgemeine Eigenschaften des Elements

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde und macht etwas weniger als die Hälfte, nämlich 49 %, der Gesamtmasse der Erdkruste aus. Natürlicher Sauerstoff besteht aus den drei stabilen Isotopen 16 O, 17 O und 18 O (16 O überwiegt). Sauerstoff ist Teil der Atmosphäre (20,9 Vol.-%, 23,2 Massenprozent), in der Zusammensetzung von Wasser und mehr als 1.400 Mineralien: Kieselsäure, Silikate und Alumosilikate, Marmor, Basalte, Hämatit und andere Mineralien und Gesteine. Sauerstoff macht 50–85 % der Gewebemasse von Pflanzen und Tieren aus, da er in Proteinen, Fetten und Kohlenhydraten enthalten ist, aus denen lebende Organismen bestehen. Die Rolle von Sauerstoff bei Atmungs- und Oxidationsprozessen ist allgemein bekannt.

Sauerstoff ist in Wasser relativ schwer löslich – 5 Volumenteile in 100 Volumenteilen Wasser. Wenn jedoch der gesamte im Wasser gelöste Sauerstoff in die Atmosphäre gelangen würde, würde er ein riesiges Volumen einnehmen – 10 Millionen km 3 (n.s.). Dies entspricht etwa 1 % des gesamten Sauerstoffs in der Atmosphäre. Die Bildung einer Sauerstoffatmosphäre auf der Erde ist auf Prozesse der Photosynthese zurückzuführen.

Es wurde vom Schweden K. Scheele (1771 - 1772) und dem Engländer J. Priestley (1774) entdeckt. Die erste nutzte das Erhitzen von Nitrat, die zweite – Quecksilberoxid (+2). Der Name wurde von A. Lavoisier („Oxygenium“ – „Säuren hervorbringen“) gegeben.

In seiner freien Form liegt es in zwei allotropen Modifikationen vor – „gewöhnlicher“ Sauerstoff O 2 und Ozon O 3 .

Die Struktur des Ozonmoleküls

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozon in der Stratosphäre bildet eine dünne Schicht, die den Großteil der biologisch schädlichen ultravioletten Strahlung absorbiert.
Bei der Lagerung wandelt sich Ozon spontan in Sauerstoff um. Chemisch gesehen ist Sauerstoff O2 weniger aktiv als Ozon. Die Elektronegativität von Sauerstoff beträgt 3,5.

Physikalische Eigenschaften von Sauerstoff

O 2 – farbloses, geruchloses und geschmackloses Gas, Schmp. –218,7 °C, Kp. –182,96 °C, paramagnetisch.

Flüssiges O2 ist blau, festes O2 ist blau. O 2 ist in Wasser löslich (besser als Stickstoff und Wasserstoff).

Sauerstoff gewinnen

1. Industrielle Methode – Destillation von flüssiger Luft und Elektrolyse von Wasser:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. Im Labor wird Sauerstoff gewonnen:
1. Elektrolyse alkalischer wässriger Lösungen oder wässriger Lösungen sauerstoffhaltiger Salze (Na 2 SO 4 usw.)

2. Thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Berthollet-Salz KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (MnO 2-Katalysator)

Manganoxid (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 ° C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 ° C),

Bariumperoxid BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Zersetzung von Wasserstoffperoxid:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (MnO 2-Katalysator)

4. Abbau von Nitraten:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

An Raumschiffe und U-Boote wird Sauerstoff aus einer Mischung von K 2 O 2 und K 2 O 4 gewonnen:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Gesamt:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Bei Verwendung von K 2 O 2 sieht die Gesamtreaktion wie folgt aus:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Wenn Sie K 2 O 2 und K 2 O 4 in gleichen molaren (d. h. äquimolaren) Mengen mischen, wird pro 1 Mol absorbiertem CO 2 ein Mol O 2 freigesetzt.

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Sauerstoff unterstützt die Verbrennung. Verbrennung - b ein schneller Oxidationsprozess einer Substanz, der mit der Freisetzung einer großen Menge Wärme und Licht einhergeht. Um zu beweisen, dass die Flasche Sauerstoff und kein anderes Gas enthält, müssen Sie einen glimmenden Splitter in die Flasche senken. In Sauerstoff blitzt ein glimmender Splitter hell auf. Verbrennung verschiedene Substanzen In der Luft handelt es sich um einen Redoxprozess, bei dem Sauerstoff das Oxidationsmittel ist. Oxidationsmittel sind Stoffe, die reduzierenden Stoffen Elektronen „entziehen“. Die guten oxidativen Eigenschaften von Sauerstoff lassen sich leicht durch die Struktur seiner Außenhülle erklären Elektronenhülle.

Die Valenzschale des Sauerstoffs befindet sich auf der 2. Ebene – relativ nahe am Kern. Daher zieht der Kern Elektronen stark an. Auf der Valenzschale von Sauerstoff 2s 2 2p 4 es gibt 6 Elektronen. Folglich fehlen dem Oktett zwei Elektronen, die Sauerstoff dazu neigt, von den Elektronenhüllen anderer Elemente aufzunehmen und mit ihnen als Oxidationsmittel zu reagieren.

Sauerstoff hat (nach Fluor) die zweite Elektronegativität auf der Pauling-Skala. Daher ist in den allermeisten seiner Verbindungen mit anderen Elementen Sauerstoff enthalten Negativ Oxidationsgrad. Das einzige stärkere Oxidationsmittel als Sauerstoff ist sein damaliger Nachbar Fluor. Daher sind Sauerstoffverbindungen mit Fluor die einzigen, bei denen Sauerstoff eine positive Oxidationsstufe aufweist.

Sauerstoff ist also das zweitstärkste Oxidationsmittel unter allen Elementen des Periodensystems. Damit sind die meisten seiner wichtigsten chemischen Eigenschaften verbunden.
Alle Elemente reagieren mit Sauerstoff außer Au, Pt, He, Ne und Ar; bei allen Reaktionen (außer der Wechselwirkung mit Fluor) ist Sauerstoff ein Oxidationsmittel.

Sauerstoff reagiert leicht mit Alkali- und Erdalkalimetallen:

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

Feines Eisenpulver (das sogenannte pyrophore Eisen) entzündet sich spontan an der Luft und bildet Fe 2 O 3, und Stahldraht verbrennt in Sauerstoff, wenn er vorher erhitzt wird:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Sauerstoff reagiert beim Erhitzen mit Nichtmetallen (Schwefel, Graphit, Wasserstoff, Phosphor usw.):

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 usw.

Fast alle Reaktionen mit Sauerstoff O2 sind exotherm, mit seltenen Ausnahmen, zum Beispiel:

N2+O2 → 2NO–Q

Diese Reaktion findet bei Temperaturen über 1200 °C oder in einer elektrischen Entladung statt.

Sauerstoff ist in der Lage, komplexe Stoffe zu oxidieren, zum Beispiel:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (überschüssiger Sauerstoff),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (Sauerstoffmangel),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (ohne Katalysator),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (in Gegenwart eines Pt-Katalysators),

CH 4 (Methan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Bekannt sind Verbindungen, die das Dioxygenylkation O 2 + enthalten, beispielsweise O 2 + - (die erfolgreiche Synthese dieser Verbindung veranlasste N. Bartlett, zu versuchen, Verbindungen von Inertgasen zu erhalten).

Ozon

Ozon ist chemisch aktiver als Sauerstoff O2. Somit oxidiert Ozon Iodid – I-Ionen – in einer Kl-Lösung:

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

Ozon ist hochgiftig, seine toxischen Eigenschaften sind stärker als beispielsweise Schwefelwasserstoff. In der Natur schützt das in hohen Schichten der Atmosphäre enthaltene Ozon jedoch alles Leben auf der Erde vor der schädlichen ultravioletten Strahlung der Sonne. Die dünne Ozonschicht absorbiert diese Strahlung und erreicht die Erdoberfläche nicht. Es gibt erhebliche Schwankungen in der Dicke und Ausdehnung dieser Schicht (das sogenannte Ozonloch); die Gründe für solche Schwankungen sind noch nicht geklärt.

Anwendung von Sauerstoff O 2: Intensivierung der Prozesse zur Herstellung von Gusseisen und Stahl, beim Schmelzen von Nichteisenmetallen, als Oxidationsmittel in verschiedenen chemischen Industrien, zur Lebenserhaltung auf U-Booten, als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff (flüssiger Sauerstoff), in der Medizin, beim Schweißen und Schneiden von Metallen.

Anwendung von Ozon O 3: zur Desinfektion Wasser trinken, Abwasser, Luft, zum Bleichen von Textilien.

SAUERSTOFF (lat. Oxygenium), O, ein chemisches Element der Gruppe VI der Kurzform (Gruppe 16 der Langform) des Periodensystems, gehört zu den Chalkogenen; Ordnungszahl 8, Atommasse 15.9994. Natürlicher Sauerstoff besteht aus drei Isotopen: 16 O (99,757 %), 17 O (0,038 %) und 18 O (0,205 %). Das Überwiegen der leichtesten 16 O-Isotope in der Mischung ist darauf zurückzuführen, dass der Kern des 16 O-Atoms aus 8 Protonen und 8 Neutronen besteht. Gleiche Anzahl Protonen und Neutronen bestimmen ihre hohe Bindungsenergie im Kern und die größte Stabilität von 16 O-Kernen im Vergleich zu anderen. Radioisotope mit den Massenzahlen 12–26 wurden künstlich gewonnen.

Historische Referenz. Sauerstoff wurde 1774 unabhängig von K. Scheele (durch Kalzinieren von Kaliumnitraten KNO 3 und Natrium NaNO 3, Mangandioxid MnO 2 und anderen Substanzen) und J. Priestley (durch Erhitzen von Bleitetroxid Pb 3 O 4 und Quecksilberoxid HgO) gewonnen. Als später festgestellt wurde, dass Sauerstoff Teil von Säuren ist, schlug A. Lavoisier den Namen Oxygène vor (aus dem Griechischen όχύς – sauer und γεννάω – ich gebäre, daher). Russischer Name"Sauerstoff").

Vorkommen in der Natur. Sauerstoff ist das häufigste chemische Element auf der Erde: Der Gehalt an chemisch gebundenem Sauerstoff in der Hydrosphäre beträgt 85,82 % (hauptsächlich in Form von Wasser), in der Erdkruste 49 % der Masse. Es ist bekannt, dass mehr als 1.400 Mineralien Sauerstoff enthalten. Unter ihnen überwiegen Mineralien, die durch Salze sauerstoffhaltiger Säuren gebildet werden (die wichtigsten Klassen sind natürliche Carbonate, natürliche Silikate, natürliche Sulfate, natürliche Phosphate) und darauf basierende Gesteine ​​(z. B. Kalkstein, Marmor) sowie verschiedene natürliche Oxide, natürliche und Gesteinshydroxide (z. B. Basalt). Molekularer Sauerstoff macht 20,95 Volumenprozent (23,10 Massenprozent) der Erdatmosphäre aus. Luftsauerstoff ist biologischen Ursprungs und entsteht in grüne Pflanzen Enthält Chlorophyll aus Wasser und Kohlendioxid während der Photosynthese. Die von Pflanzen freigesetzte Sauerstoffmenge gleicht die Menge an Sauerstoff aus, die bei Zersetzungs-, Verbrennungs- und Atmungsprozessen verbraucht wird.

Sauerstoff, ein biogenes Element, gehört zu den wichtigsten natürlichen Stoffen organische Verbindungen(Proteine, Fette, Nukleinsäuren, Kohlenhydrate usw.) und in der Zusammensetzung anorganischer Verbindungen des Skeletts.

Eigenschaften. Die Struktur der äußeren Elektronenhülle des Sauerstoffatoms 2s 2 2p 4; in Verbindungen weist Oxidationsstufen -2, -1, selten +1, +2 auf; Pauling-Elektronegativität 3,44 (das elektronegativste Element nach Fluor); Atomradius 60 pm; der Radius des O2-Ions beträgt 121 pm (Koordinationszahl 2). Im gasförmigen, flüssigen und festen Zustand liegt Sauerstoff in Form zweiatomiger O 2 -Moleküle vor. O 2 -Moleküle sind paramagnetisch. Es gibt auch eine allotrope Modifikation von Sauerstoff – Ozon, bestehend aus dreiatomigen O 3 -Molekülen.

Im Grundzustand verfügt das Sauerstoffatom über eine gerade Anzahl an Valenzelektronen, von denen zwei ungepaart sind. Daher handelt es sich in der Mehrheit um Sauerstoff, der über kein energiearmes freies d-Opbital verfügt Chemische Komponenten bivalent. Je nach Charakter chemische Bindung und der Art der Kristallstruktur der Verbindung kann die Koordinationszahl von Sauerstoff unterschiedlich sein: O (atomarer Sauerstoff), 1 (zum Beispiel O 2, CO 2), 2 (zum Beispiel H 2 O, H 2 O 2). ), 3 (zum Beispiel H 3 O +), 4 (zum Beispiel Be- und Zn-Oxoacetate), 6 (zum Beispiel MgO, CdO), 8 (zum Beispiel Na 2 O, Cs 2 O). Aufgrund des kleinen Atomradius kann Sauerstoff starke π-Bindungen mit anderen Atomen eingehen, beispielsweise mit Sauerstoffatomen (O 2, O 3), Kohlenstoff, Stickstoff, Schwefel und Phosphor. Daher ist für Sauerstoff eine Doppelbindung (494 kJ/mol) energetisch günstiger als zwei Einfachbindungen (146 kJ/mol).

Der Paramagnetismus von O 2 -Molekülen wird durch das Vorhandensein zweier ungepaarter Elektronen mit parallelen Spins in doppelt entarteten antibindenden π*-Orbitalen erklärt. Da die bindenden Orbitale des Moleküls vier Elektronen mehr enthalten als die antibindenden Orbitale, ist die Bindungsordnung in O2 2, d. h. die Bindung zwischen den Sauerstoffatomen ist doppelt. Wenn während eines photochemischen oder chemischen Effekts zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins in einem π*-Orbital erscheinen, entsteht der erste angeregte Zustand, der energetisch 92 kJ/mol über dem Grundzustand liegt. Wenn bei der Anregung eines Sauerstoffatoms zwei Elektronen zwei verschiedene π*-Orbitale besetzen und entgegengesetzte Spins haben, entsteht ein zweiter angeregter Zustand, dessen Energie um 155 kJ/mol höher ist als die des Grundzustands. Die Anregung geht mit einer Zunahme der interatomaren einher O-O-Abstände: von 120,74 Uhr im Grundzustand auf 121,55 Uhr für den ersten und auf 122,77 Uhr für den zweiten angeregten Zustand, was wiederum zu einer Schwächung führt O-O-Kommunikation und zu einer erhöhten chemischen Aktivität von Sauerstoff. Beide angeregten Zustände des O2-Moleküls spielen bei Oxidationsreaktionen in der Gasphase eine wichtige Rolle.

Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas; t Schmelze -218,3 °C, t Siede -182,9 °C, gasförmige Sauerstoffdichte 1428,97 kg/dm 3 (bei 0 °C und normaler Druck). Flüssiger Sauerstoff ist eine blassblaue Flüssigkeit, fester Sauerstoff ist eine blaue kristalline Substanz. Bei 0 °C beträgt die Wärmeleitfähigkeit 24,65-10 -3 W/(mK), die molare Wärmekapazität bei konstantem Druck beträgt 29,27 J/(mol K), die Dielektrizitätskonstante von gasförmigem Sauerstoff beträgt 1,000547 und flüssiger Sauerstoff beträgt 1,491. Sauerstoff ist in Wasser schlecht löslich (3,1 Vol.-% Sauerstoff bei 20 °C) und in einigen fluororganischen Lösungsmitteln wie Perfluordecalin gut löslich (4500 Vol.-% Sauerstoff bei 0 °C). Signifikante Menge Sauerstoff löst Edelmetalle: Silber, Gold und Platin. Die Löslichkeit von Gas in geschmolzenem Silber (2200 Vol.-% bei 962 °C) nimmt mit sinkender Temperatur stark ab, daher „kocht“ die Silberschmelze beim Abkühlen an der Luft und spritzt aufgrund der intensiven Freisetzung von gelöstem Sauerstoff.

Sauerstoff ist ein hochreaktives, starkes Oxidationsmittel: Es reagiert mit den meisten einfachen Substanzen, wenn normale Bedingungen, hauptsächlich unter Bildung der entsprechenden Oxide (viele Reaktionen, die bei Raumtemperatur oder höher langsam ablaufen). niedrige Temperaturen, wenn sie erhitzt werden, gehen sie mit einer Explosion und der Freisetzung großer Wärmemengen einher. Sauerstoff reagiert unter normalen Bedingungen mit Wasserstoff (es entsteht Wasser H 2 O; Gemische von Sauerstoff mit Wasserstoff sind explosiv – siehe Explosives Gas), beim Erhitzen – mit Schwefel (Schwefeldioxid SO 2 und Schwefeltrioxid SO 3), Kohlenstoff (Kohlenoxid CO). , Kohlendioxid CO 2), Phosphor (Phosphoroxide), viele Metalle (Metalloxide), besonders leicht mit Alkali- und Erdalkalimetallen (hauptsächlich Metallperoxide und Superoxide, zum Beispiel Bariumperoxid BaO 2, Kaliumsuperoxid KO 2). Bei Temperaturen über 1200 °C oder unter Einwirkung elektrischer Entladung reagiert Sauerstoff mit Stickstoff (es entsteht Stickstoffmonoxid NO). Sauerstoffverbindungen mit Xenon, Krypton, Halogenen, Gold und Platin werden indirekt gewonnen. Sauerstoff geht mit Helium, Neon und Argon keine chemischen Verbindungen ein. Flüssiger Sauerstoff ist auch ein starkes Oxidationsmittel: Darin getränkte Watte verbrennt beim Anzünden sofort; einige flüchtige organische Substanzen können sich spontan entzünden, wenn sie sich in einer Entfernung von mehreren Metern von einem offenen Gefäß mit flüssigem Sauerstoff befinden.

Sauerstoff bildet drei ionische Formen, von denen jede die Eigenschaften einer eigenen Klasse chemischer Verbindungen bestimmt: O 2 – Superoxide (formale Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms –0,5), O 2 – Peroxidverbindungen (Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms –1). , zum Beispiel Wasserstoffperoxid H 2 O 2), O 2- - Oxide (Oxidationszustand des Sauerstoffatoms -2). Sauerstoff weist in den Fluoriden O 2 F 2 bzw. OF 2 die positiven Oxidationsstufen +1 und +2 auf. Sauerstofffluoride sind instabil, starke Oxidationsmittel und Fluorierungsreagenzien.

Molekularer Sauerstoff ist ein schwacher Ligand und bindet an einige Komplexe von Fe, Co, Mn, Cu. Der wichtigste dieser Komplexe ist Eisenporphyrin, das Teil von Hämoglobin ist, einem Protein, das Sauerstoff im Körper warmblütiger Tiere transportiert.

Biologische Rolle. Sauerstoff ist sowohl in freier Form als auch in der Zusammensetzung verschiedener Stoffe (z. B. Enzyme der Oxidasen und Oxidoreduktasen) an allen oxidativen Prozessen beteiligt, die in lebenden Organismen ablaufen. Dadurch wird im Lebensprozess eine große Menge Energie freigesetzt und verbraucht.

Quittung. Im industriellen Maßstab wird Sauerstoff durch Verflüssigung und fraktionierte Destillation von Luft (siehe Artikel Luftzerlegung) sowie durch Elektrolyse von Wasser hergestellt. Unter Laborbedingungen wird Sauerstoff durch Zersetzung durch Erhitzen von Wasserstoffperoxid (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), Metalloxiden (z. B. Quecksilberoxid: 2HgO = 2Hg + O 2) und Salzen sauerstoffhaltiger Oxidationsmittel gewonnen Säuren (zum Beispiel Kaliumchlorat: 2KlO 3 = 2KCl + 3O 2, Kaliumpermanganat: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2), Elektrolyse wässrige Lösung NaOH. Gasförmiger Sauerstoff wird in blau lackierten Stahlflaschen bei einem Druck von 15 und 42 MPa gespeichert und transportiert, flüssiger Sauerstoff – in metallischen Dewar-Gefäßen oder in speziellen Tanktanks.

Anwendung. Technischer Sauerstoff wird als Oxidationsmittel in der Metallurgie (siehe z. B. Sauerstoffkonverterverfahren), bei der Gasflammenverarbeitung von Metallen (siehe z. B. Sauerstoffschneiden) und in der chemischen Industrie bei der Herstellung künstlicher flüssiger Brennstoffe eingesetzt , Schmieröle, Salpeter- und Schwefelsäure, Methanol, Ammoniak und Ammoniakdünger, Metallperoxide usw. Reiner Sauerstoff wird in Sauerstoffatmungsgeräten auf Raumschiffen, U-Booten, beim Aufstieg in große Höhen, bei Unterwasserarbeiten usw. verwendet medizinische Zwecke in der Medizin (siehe Artikel Sauerstofftherapie). Flüssiger Sauerstoff wird bei Sprengarbeiten als Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe verwendet. Es wurde vorgeschlagen, wässrige Emulsionen von Lösungen von Sauerstoffgas in einigen Organofluor-Lösungsmitteln als künstlichen Blutersatz zu verwenden (z. B. Perftoran).

Lit.: Saunders N. Sauerstoff und die Elemente der Gruppe 16. Oxf., 2003; Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Anorganische Chemie. M., 2004. T. 2; Shriver D., Atkins P. Anorganische Chemie. M., 2004. T. 1-2.

Elemente in der Hauptuntergruppe der Gruppe VI des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendeleev.

Eine Untersuchung der atomaren Strukturen der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI zeigt, dass sie alle eine Sechs-Elektronen-Struktur der Außenschicht aufweisen (Tabelle 13) und daher relativ hohe Elektronegativitätswerte aufweisen. , hat die größte und die geringste Elektronegativität, was durch die Änderung des Atomradius erklärt wird. Die besondere Stellung des Sauerstoffs in dieser Gruppe wird durch die Tatsache unterstrichen, dass sich , und Tellur direkt mit Sauerstoff verbinden können, jedoch nicht miteinander.

Zur Gruppe gehören auch Elemente der Sauerstoffgruppe R-Elemente, da sie gerade fertiggestellt werden R-Hülse. Für alle Elemente der Familie außer Sauerstoff selbst sind 6 Elektronen in der äußeren Schicht Valenzelektronen.
Bei Redoxreaktionen zeigen Elemente der Sauerstoffgruppe häufig oxidierende Eigenschaften. Die stärksten oxidierenden Eigenschaften kommen im Sauerstoff zum Ausdruck.
Alle Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI sind gekennzeichnet durch negativer Grad Oxidation -2. Für Schwefel, Selen und Tellur sind jedoch auch positive Oxidationsstufen möglich (maximal +6).
Das Sauerstoffmolekül ist, wie jedes einfache Gas, zweiatomig und wie eine kovalente Bindung aufgebaut, die durch zwei Elektronenpaare gebildet wird. Daher ist Sauerstoff bei der Bildung eines einfachen Sauerstoffs zweiwertig.
Schwefel - solide. Das Molekül enthält 8 Schwefelatome (S8), diese sind jedoch in einer Art Ring verbunden, in dem jedes Schwefelatom nur mit zwei benachbarten Atomen durch eine kovalente Bindung verbunden ist

Somit ist jedes Schwefelatom, das ein gemeinsames Elektronenpaar mit zwei benachbarten Atomen hat, selbst zweiwertig. Ähnliche Moleküle bilden Selen (Se8) und Tellur (Te8).

■ 1. Schreiben Sie eine Geschichte über die Sauerstoffgruppe nach nächster Plan: a) Position in Periodensystem; b) Ladungen von Kernen und. Anzahl der Neutronen im Kern; c) elektronische Konfigurationen; d) Kristallgitterstruktur; e) mögliche Oxidationsstufen von Sauerstoff und allen anderen Elementen dieser Gruppe.
2. Was sind die Ähnlichkeiten und Unterschiede zwischen den Atomstrukturen und elektronischen Konfigurationen von Atomen der Elemente der Hauptuntergruppen VI und? VII Gruppen?
3. Wie viele Valenzelektronen haben Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI?
4. Wie sollen sich die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI bei Redoxreaktionen verhalten?
5. Welches der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI ist das elektronegativste?

Bei der Betrachtung der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI stößt man zunächst auf das Phänomen der Allotropie. Das gleiche Element kann im freien Zustand zwei oder mehr einfache Substanzen bilden. Dieses Phänomen wird Allotropie genannt, und sie selbst werden allotrope Modifikationen genannt.

Schreiben Sie diesen Wortlaut in Ihr Notizbuch.

Beispielsweise ist das Element Sauerstoff in der Lage, zwei einfache Elemente zu bilden – Sauerstoff und Ozon.
Formel des einfachen Sauerstoffs O2, Formel der einfachen Substanz Ozon O3. Ihre Moleküle sind unterschiedlich aufgebaut:

Sauerstoff und Ozon sind allotrope Modifikationen des Elements Sauerstoff.
Schwefel kann auch mehrere Allotrope (Modifikationen) bilden. Es sind orthorhombischer (oktaedrischer), plastischer und monokliner Schwefel bekannt. Selen und Tellur bilden ebenfalls mehrere Allotrope. Es ist zu beachten, dass das Phänomen der Allotropie für viele Elemente charakteristisch ist. Bei der Untersuchung von Elementen werden wir die Unterschiede in den Eigenschaften verschiedener allotroper Modifikationen berücksichtigen.

■ 6. Was ist der Unterschied zwischen der Struktur eines Sauerstoffmoleküls und der Struktur eines Ozonmoleküls?

7. Welche Art von Bindung gibt es in den Molekülen von Sauerstoff und Ozon?

Sauerstoff. Physikalische Eigenschaften, physiologische Wirkungen, die Bedeutung von Sauerstoff in der Natur

Sauerstoff ist am meisten Lichtelement Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Das Atomgewicht von Sauerstoff beträgt 15,994. 31.988. Das Sauerstoffatom hat den kleinsten Radius der Elemente dieser Untergruppe (0,6 Å). Elektronische Konfiguration des Sauerstoffatoms: ls 2 2s 2 2p 4.

Die Verteilung der Elektronen über die Orbitale der zweiten Schicht weist darauf hin, dass Sauerstoff in seinen p-Orbitalen über zwei ungepaarte Elektronen verfügt, die leicht zur Bildung einer chemischen Bindung zwischen Atomen genutzt werden können. Charakteristischer Oxidationszustand von Sauerstoff.
Sauerstoff ist ein farb- und geruchloses Gas. Es ist schwerer als Luft und wird bei einer Temperatur von -183° flüssig blaue Farbe, und bei einer Temperatur von -219° härtet es aus.

Die Sauerstoffdichte beträgt 1,43 g/l. Sauerstoff ist in Wasser schlecht löslich: 3 Volumenteile Sauerstoff lösen sich in 100 Volumenteilen Wasser bei 0°C. Daher kann Sauerstoff in einem Gasometer (Abb. 34) aufbewahrt werden – einem Gerät zur Speicherung von Gasen, die in Wasser unlöslich und schwer löslich sind. Am häufigsten wird Sauerstoff in einem Gasometer gespeichert.
Der Gasometer besteht aus zwei Hauptteilen: Gefäß 1, das der Speicherung von Gas dient, und einem großen Trichter 2 mit Hahn und langem Rohr, der fast bis zum Boden von Gefäß 1 reicht und der Wasserversorgung des Gerätes dient. Gefäß 1 hat drei Rohre: Rohr 3 mit Erdung Innenfläche Trichter 2 mit Absperrhahn einsetzen, Gasauslassrohr mit Absperrhahn in Rohr 4 einführen; Das Rohr 5 an der Unterseite dient dazu, beim Laden und Entladen Wasser aus dem Gerät abzulassen. In einem geladenen Gasometer ist Gefäß 1 mit Sauerstoff gefüllt. Am Boden befindet sich das Gefäß, in das das Ende des Trichterrohrs 2 abgesenkt wird.

Reis. 34.
1 - Gasspeicherbehälter; 2 - Trichter für die Wasserversorgung; 3 - Rohr mit geschliffener Oberfläche; 4 - Rohr zum Entfernen von Gas; 5 - Schlauch zum Ablassen von Wasser beim Laden des Geräts.

Wenn Sie Sauerstoff aus einem Gasometer beziehen müssen, öffnen Sie zunächst den Trichterhahn und komprimieren Sie den Sauerstoff im Gasometer leicht. Öffnen Sie dann das Ventil am Gasaustrittsrohr, durch das der durch Wasser verdrängte Sauerstoff austritt.

In der Industrie wird Sauerstoff in komprimiertem Zustand in Stahlflaschen (Abb. 35, a) oder in flüssiger Form in Sauerstoff-„Tanks“ (Abb. 36) gespeichert.

Reis. 35. Sauerstoffballon

Notieren Sie aus dem Text die Namen der Geräte, die zur Speicherung von Sauerstoff bestimmt sind.
Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element. Es macht fast 50 % des Gewichts der gesamten Erdkruste aus (Abb. 37). Menschlicher Körper enthält 65 % Sauerstoff, der Bestandteil verschiedener organischer Substanzen ist, aus denen Gewebe und Organe aufgebaut sind. Wasser enthält etwa 89 % Sauerstoff. In der Atmosphäre macht Sauerstoff 23 Gewichtsprozent und 21 Volumenprozent aus. Sauerstoff ist Bestandteil einer Vielzahl von Gesteinen (z. B. Kalkstein, Kreide, Marmor CaCO3, Sand SiO2), Erzen verschiedener Metalle (magnetisches Eisenerz Fe3O4, braunes Eisenerz 2Fe2O3 nH2O, rotes Eisenerz Fe2O3, Bauxit Al2O3 nH2O usw .) . Sauerstoff ist Bestandteil der meisten organischen Substanzen.

Die physiologische Bedeutung von Sauerstoff ist enorm. Es ist das einzige Gas, das lebende Organismen zum Atmen nutzen können. Der Sauerstoffmangel führt zum Stillstand lebenswichtiger Prozesse und zum Tod des Körpers. Ohne Sauerstoff kann ein Mensch nur wenige Minuten leben. Beim Atmen wird Sauerstoff aufgenommen, der an den im Körper ablaufenden Redoxprozessen beteiligt ist, und Oxidationsprodukte organischer Stoffe – Kohlendioxid und andere Stoffe – werden freigesetzt. Sowohl terrestrische als auch aquatische Lebewesen atmen Sauerstoff: terrestrische – mit freiem Luftsauerstoff und aquatische – mit im Wasser gelöstem Sauerstoff.
In der Natur findet eine Art Sauerstoffkreislauf statt. Sauerstoff aus der Atmosphäre wird von Tieren, Pflanzen und Menschen aufgenommen und für Kraftstoffverbrennungsprozesse, Zerfall und andere oxidative Prozesse aufgewendet. Kohlendioxid und Wasser, die während des Oxidationsprozesses entstehen, werden von grünen Pflanzen verbraucht, in denen mit Hilfe von Blattchlorophyll und Sonnenenergie der Prozess der Photosynthese, also die Synthese organischer Substanzen aus Kohlendioxid und Wasser, begleitet wird durch die Freisetzung von Sauerstoff.
Um eine Person mit Sauerstoff zu versorgen, werden die Kronen zweier großer Bäume benötigt. Grüne Pflanzen sorgen für eine konstante Zusammensetzung der Atmosphäre.

■ 8. Welche Bedeutung hat Sauerstoff im Leben lebender Organismen?
9. Wie wird die Sauerstoffversorgung der Atmosphäre wieder aufgefüllt?

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Freier Sauerstoff verhält sich bei der Reaktion mit einfachen und komplexen Substanzen normalerweise wie folgt.

Reis. 37.

Die Oxidationsstufe, die es in diesem Fall annimmt, ist immer -2. Viele Elemente interagieren direkt mit Sauerstoff, mit Ausnahme von Edelmetallen, Elementen mit Elektronegativitätswerten nahe Sauerstoff () und inerten Elementen.
Dadurch entstehen Sauerstoffverbindungen mit einfachen und komplexen Stoffen. Viele brennen in Sauerstoff, obwohl sie in der Luft entweder nicht oder nur sehr schwach brennen. brennt in Sauerstoff mit leuchtend gelber Flamme; Dabei entsteht Natriumperoxid (Abb. 38):
2Na + O2 =Na2O2,
Schwefel verbrennt in Sauerstoff mit leuchtend blauer Flamme zu Schwefeldioxid:
S + O2 = SO2
Holzkohle An der Luft glimmt es kaum, an Sauerstoff wird es jedoch sehr heiß und verbrennt unter Bildung von Kohlendioxid (Abb. 39):
C + O2 = CO2

Reis. 36.

Es verbrennt in Sauerstoff mit weißer, blendend heller Flamme und es entsteht festes weißes Phosphorpentoxid:
4P + 5O2 = 2P2O5
brennt in Sauerstoff, streut Funken und bildet Eisenablagerungen (Abb. 40).
Auch organische Stoffe wie Methan CH4 verbrennen in Sauerstoff. eingehende Komposition Erdgas: СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Die Verbrennung in reinem Sauerstoff verläuft viel intensiver als in Luft und ermöglicht deutlich höhere Temperaturen. Dieses Phänomen wird genutzt, um eine Reihe chemischer Prozesse und mehr zu intensivieren. effiziente Verbrennung Kraftstoff.
Beim Atmen verbindet sich Sauerstoff mit Hämoglobin im Blut und bildet Oxyhämoglobin, das als sehr instabile Verbindung im Gewebe leicht unter Bildung von freiem Sauerstoff zerfällt, der oxidiert. Auch die Verrottung ist ein oxidativer Prozess unter Beteiligung von Sauerstoff.
Erkenne reiner Sauerstoff, indem ein glimmender Splitter in das Gefäß eingeführt wird, wo er vorhanden sein soll. Es blinkt hell – das ist ein hochwertiger Sauerstofftest.

■ 10. Wie kann man mit einem Splitter Sauerstoff und Kohlendioxid in verschiedenen Gefäßen erkennen? 11. Welche Sauerstoffmenge wird zum Verbrennen von 2 kg Kohle verwendet, die 70 % Kohlenstoff, 5 % Wasserstoff, 7 % Sauerstoff und den Rest aus nicht brennbaren Bestandteilen enthält?

Reis. 38. Natriumverbrennung Reis. 39. Kohleverbrennung Reis. 40. Verbrennung von Eisen in Sauerstoff.

12. Reichen 10 Liter Sauerstoff aus, um 5 g Phosphor zu verbrennen?
13. 1 m3 eines Gasgemisches bestehend aus 40 % Kohlenmonoxid, 20 % Stickstoff, 30 % Wasserstoff und 10 % Kohlendioxid wurde in Sauerstoff verbrannt. Wie viel Sauerstoff wurde verbraucht?
14. Ist es möglich, Sauerstoff zu trocknen, indem man ihn durch a) Schwefelsäure, b) Calciumchlorid, c) Phosphorsäureanhydrid, d) Metall leitet?
15. Wie befreit man Kohlendioxid von Sauerstoffverunreinigungen und umgekehrt, wie befreit man Sauerstoff von Kohlendioxidverunreinigungen?
16. 20 Liter Sauerstoff mit einer Beimischung von Kohlendioxid wurden durch 200 ml 0,1 N geleitet. Bariumlösung. Dadurch wurde das Ba 2+ -Kation vollständig ausgefällt. Wie viel Kohlendioxid (in Prozent) enthielt der ursprüngliche Sauerstoff?

Sauerstoff gewinnen

Sauerstoff wird auf verschiedene Arten gewonnen. Im Labor wird Sauerstoff aus sauerstoffhaltigen Stoffen gewonnen, die ihn leicht abspalten können, beispielsweise aus Kaliumpermanganat KMnO4 (Abb. 41) oder aus Berthollet-Salz KClO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КlO3 = 2Кl + O2
Bei der Herstellung von Sauerstoff aus Bertholitsalz muss ein Katalysator vorhanden sein, um die Reaktion zu beschleunigen – Mangandioxid. Der Katalysator beschleunigt die Zersetzung und macht sie gleichmäßiger. Ohne Katalysator geht das

Reis. 41. Ein Gerät zur Herstellung von Sauerstoff mittels einer Labormethode aus Kaliumpermanganat. 1 - Kaliumpermanganat; 2 - Sauerstoff; 3 - Watte; 4 - Zylinder - Sammlung.

Es kommt zu einer Explosion, wenn Berthollet-Salz aufgenommen wird große Mengen und vor allem, wenn es mit organischen Stoffen verunreinigt ist.
Sauerstoff wird auch aus Wasserstoffperoxid in Gegenwart eines Katalysators – Mangandioxid MnO2 – nach der Gleichung gewonnen:
2H2O2[MnO2] = 2H2O + O2

■ 17. Warum wird bei der Zersetzung von Berthollet-Salz MnO2 zugesetzt?
18. Sauerstoff, der bei der Zersetzung von KMnO4 entsteht, kann über Wasser gesammelt werden. Spiegeln Sie dies im Gerätediagramm wider.
19. Manchmal, wenn Mangandioxid im Labor nicht verfügbar ist, wird dem Bertholtol-Salz stattdessen ein kleiner Rückstand von Kaliumpermanganat nach der Kalzinierung zugesetzt. Warum ist ein solcher Ersatz möglich?
20. Welche Sauerstoffmenge wird bei der Zersetzung von 5 Mol Berthollet-Salz freigesetzt?

Sauerstoff kann auch durch Zersetzung von Nitraten beim Erhitzen über den Schmelzpunkt gewonnen werden:
2KNO3 = 2KNO2 + O2
In der Industrie wird Sauerstoff hauptsächlich aus flüssiger Luft gewonnen. Die in einen flüssigen Zustand überführte Luft unterliegt der Verdunstung. Zunächst verdampft es (sein Siedepunkt liegt bei 195,8 °C) und es bleibt Sauerstoff zurück (sein Siedepunkt liegt bei -183 °C). Auf diese Weise wird Sauerstoff in nahezu reiner Form gewonnen.
Wenn billiger Strom verfügbar ist, wird Sauerstoff manchmal durch Elektrolyse von Wasser gewonnen:
H2O ⇄ H + + OH —
N + + e— → Í 0
an der Kathode
2OH — — e— → H2O + O; 2O = O2
an der Anode

■ 21. Listen Sie die Ihnen bekannten Labor- und Industriemethoden zur Herstellung von Sauerstoff auf. Notieren Sie sie in Ihrem Notizbuch und fügen Sie jeder Methode die Reaktionsgleichung bei.
22. Werden die Reaktionen verwendet, um Sauerstoff-Redox zu erzeugen? Geben Sie eine begründete Antwort.
23. 10 g der folgenden Substanzen wurden eingenommen; Kaliumpermanganat, Bertholetsalz, Kaliumnitrat. In welchem ​​Fall kann die größte Sauerstoffmenge gewonnen werden?
24. 1 g Kohle wurde in Sauerstoff verbrannt, der durch Erhitzen von 20 g Kaliumpermanganat erhalten wurde. Wie viel Prozent des Permanganats wurde zersetzt?

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element in der Natur. Es wird häufig in der Medizin, Chemie, Industrie usw. verwendet (Abb. 42).

Reis. 42. Verwendung von Sauerstoff.

Piloten in großen Höhen, Menschen, die in einer Atmosphäre mit schädlichen Gasen arbeiten, sowie Personen, die unter Tage und unter Wasser arbeiten, verwenden Sauerstoffgeräte (Abb. 43).

In Fällen, in denen es aufgrund einer bestimmten Krankheit schwierig ist, wird der Person reiner Sauerstoff zum Atmen aus einem Sauerstoffbeutel verabreicht oder sie wird in ein Sauerstoffzelt gebracht.
Derzeit wird häufig mit Sauerstoff angereicherte Luft oder reiner Sauerstoff zur Intensivierung metallurgischer Prozesse eingesetzt. Sauerstoff-Wasserstoff- und Autogen-Acetylen-Brenner werden zum Schweißen und Schneiden von Metallen verwendet. Durch die Imprägnierung brennbarer Stoffe mit flüssigem Sauerstoff (Sägemehl, Kohlepulver usw.) entstehen explosive Gemische, sogenannte Oxyliquits.

■ 25. Zeichnen Sie eine Tabelle in Ihr Notizbuch und füllen Sie sie aus.

Ozon O3

Wie bereits erwähnt, kann das Element Sauerstoff eine weitere allotrope Modifikation bilden – Ozon O3. Ozon siedet bei -111° und erstarrt bei -250°. Im gasförmigen Zustand ist es blau, im flüssigen Zustand ist es blau. Ozon im Wasser ist viel höher als Sauerstoff: 45 Volumenteile Ozon lösen sich in 100 Volumenteilen Wasser.

Ozon unterscheidet sich von Sauerstoff dadurch, dass sein Molekül aus drei statt aus zwei Atomen besteht. In dieser Hinsicht ist das Sauerstoffmolekül viel stabiler als das Ozonmolekül. Ozon zerfällt leicht nach folgender Gleichung:
O3 = O2 + [O]

Die Freisetzung von atomarem Sauerstoff bei der Zersetzung von Ozon macht es zu einem viel stärkeren Oxidationsmittel als Sauerstoff. Ozon hat einen frischen Geruch („Ozon“ bedeutet übersetzt „riechend“). In der Natur entsteht es unter dem Einfluss einer ruhigen elektrischen Entladung und in Kiefernwäldern. Patienten mit Lungenerkrankungen wird empfohlen, mehr Zeit in Kiefernwäldern zu verbringen. Allerdings kann eine längere Exposition gegenüber einer stark mit Ozon angereicherten Atmosphäre eine toxische Wirkung auf den Körper haben. Eine Vergiftung geht mit Schwindel, Übelkeit und Nasenbluten einher. Eine chronische Vergiftung kann zu Herzerkrankungen führen.
Im Labor wird Ozon in Ozonisatoren aus Sauerstoff gewonnen (Abb. 44). Sauerstoff wird in das Glasrohr 1 geleitet, das außen mit Draht 2 umwickelt ist. Draht 3 verläuft im Inneren der Röhre. Beide Drähte sind mit den Polen einer Stromquelle verbunden, die an den angegebenen Elektroden eine Hochspannung erzeugt. Zwischen den Elektroden kommt es zu einer stillen elektrischen Entladung, die zur Bildung von Ozon aus Sauerstoff führt.

Abb. 44; Ozonisator. 1 - Glasbehälter; 2 - äußere Wicklung; 3 - Draht im Rohr; 4 - Lösung von Kaliumiodid mit Stärke

3O2 = 2O3
Ozon ist ein sehr starkes Oxidationsmittel. Es reagiert viel energetischer als Sauerstoff und ist im Allgemeinen viel aktiver als Sauerstoff. Im Gegensatz zu Sauerstoff kann es beispielsweise Jodwasserstoff oder Jodidsalze verdrängen:
2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2

In der Atmosphäre gibt es nur sehr wenig Ozon (ungefähr ein Millionstel Prozent), aber es spielt eine wichtige Rolle bei der Absorption ultravioletter Strahlung Sonnenstrahlen Daher fallen sie in geringeren Mengen auf den Boden und haben keine schädliche Wirkung auf lebende Organismen.
Ozon wird in geringen Mengen hauptsächlich für die Klimatisierung und auch in der Chemie eingesetzt.

■ 26. Was sind allotrope Modifikationen?
27. Warum wird Jod-Stärke-Papier unter dem Einfluss von Ozon blau? Geben Sie eine begründete Antwort.
28. Warum ist ein Sauerstoffmolekül viel stabiler als ein Ozonmolekül? Begründen Sie Ihre Antwort anhand der intramolekularen Struktur.