ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Кислород – элемент второго периода VIA группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 8. Символ – О.
Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О 2
Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F 2 O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O 2 и озон O 3 .
Химические свойства кислорода
Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.
Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ;
K + O 2 = KO 2 ;
2Ca + O 2 = 2CaO;
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;
2Cu + O 2 = 2CuO;
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .
Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
С + O 2 = СО 2 ;
2Н 2 + O 2 = 2Н 2 О;
N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.
Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);
2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).
Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:
2CO + O 2 = 2CO 2 (t);
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);
2NO + O 2 = 2NO 2 ;
4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).
Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.
Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:
Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.
Физические свойства кислорода
Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.
В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).
Получение кислорода
Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
2KClO 3 = 2KCl +3 O 2
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При разложении 95 г оксида ртути (II) образовалось 4,48 л кислорода (н.у.). Вычислите долю разложившегося оксида ртути (II) (в мас. %). |
| Решение |
Запишем уравнение реакции разложения оксида ртути (II):
2HgO = 2Hg + O 2 . Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества:
Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O 2) = 2:1, следовательно, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 моль. Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением: Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна: m (HgO) = n (HgO) ×M (HgO) = 0,4×217 = 86,8 г. Определим массовую долю разложившегося оксида: |
моль.Кислоро́д - элемент 16-й группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O . Кислород - химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях - газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород]. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.
Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например - при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).
Нахождение в природе.природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов о16,о17,о18.
Кислород в виде простого вещества о2 входит в состав атмосферного воздуха.=21% В связанном виде элемент кислорода составная часть воды различных минералов многих орг веществ.
ПОЛУЧЕНИЕ. В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.
В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.
Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:
2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии оксида марганца(IV):
2H2O2 =MnO2=2H2O + O2
Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):
На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
ХИМИЧЕСКИЕ СВ_ВА. Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:
4Li + O2 = 2Li2O
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
Окисляет большинство органических соединений:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:
CH3CH2OH +O2 = CH3COOH + H2O
Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au иинертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #фториды кислорода).
Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.
Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
2Na + O2 = Na2O2
Некоторые оксиды поглощают кислород:
2BaO + O2 = 2BaO2
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 пероксид водорода:
В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:
Na2O2 + O2 = 2NaO2
Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:
Неорганические озониды содержат ион O−3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2
В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:
PtF6 +O2 = O2PtF6
Фториды кислорода Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2
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.
Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония (англ.) OF3+. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.
В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O2 переходит в O3 ОЗОН. Озо́н - состоящая из трёхатомных молекул O3аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях - голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.
ХИМ.СВ-ВА Озонa - мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины ииридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.
2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2
Озон повышает степень окисления оксидов:
NO + O3 =NO2 + O2
Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием диоксида углерода:
2C +2O3 = 2CO2 + O2
Озон не реагирует с аммониевыми солями, но реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O
Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:
O3 + H2 = O2 + H2O
Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
С помощью озона можно получить Серную кислоту как из элементарной серы, так и из диоксида серы:
S + H2O + O3 = H2SO4
3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4
Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:
3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O
В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:
H2S + O3 = SO2 + H2O
В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:
H2S + O3 = S + O2 + H2O
3H2S + 4O3 = 3H2SO4
Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):
I2 + 6HClO4 +O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O
Твёрдый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:
2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2
Озон может участвовать в реакциях горения, при этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:
3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2
Озон может вступать в химические реакции и при низких температурах. При 77 K (-196 °C), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего:
H + O3 = HO2 . + O
2HO2 . = H2O2 +O2
Озон может образовывать неорганические озониды, содержащие анион O3−. Эти соединения взрывоопасны и могут храниться только при низких температурах. Известны озониды всех щелочных металлов (кроме франция). KO3, RbO3, и CsO3 могут быть получены из соответствующих супероксидов:
KO2 + O3 = KO3 + O2
Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия:
2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O
NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+:
CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3
Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция:
3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O
Озон может быть использован для удаления марганца из воды с образованием осадка, который может быть отделён фильтрованием:
2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+
Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:
CN- + O3 = CNO- + O2
Озон может полностью разлагать мочевину :
(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O
Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующимгидротриоксидам.
ПОЛУЧЕНИЕ. Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.
В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.
В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлаждённой концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:
3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O
Пероксиды - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом. Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (пероксид ацетона), в частности, они легко образуютсяфотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов.
Пероксиды замедляют синтез белка в клетке.
В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды, неорганические озониды. Неорганические пероксиды в виде бинарных или комплексных соединений известны почти для всех элементов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.
Органические пероксиды подразделяются на диалкилпероксиды, алкилгидропероксиды, диацилпероксиды, ацилгидропероксиды (пероксокарбоновые кислоты), циклические пероксиды. Органические пероксиды термически неустойчивы и часто взрывоопасны. Используются как источники свободных радикалов в органическом синтезе и промышленности
Галогени́ды (галоиды) - соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалами. При этом галоген, входящий в соединение, должен быть электроотрицательным; так, оксид брома не является галогенидом.
По участвующему в соединении галогену галогениды также называются фторидами, хлоридами, бромидами, иодидами и астатидами. Наиболее известны под этим названием галогениды серебра благодаря массовому распространению плёночной галогеносеребряной фотографии.
Соединения галогенов между собой называются интергалогенидами, или межгалоидными соединениями (например, пентафторид иода IF5).
В галогенидах галоген имеет отрицательную степень окисления, а элемент - положительную.
Галогенид-ион - отрицательно заряженный атом галогена.
Строение внешней оболочки: 1 s 2 2 s 2 2р 4 , что говорит о том, что кислороду легче присоединить к себе 2 электрона до заполнения внешнего уровня, чем отдать. Поэтому кислород является окислителем.
Изотопы кислорода.
Существует 3 устойчивые формы кислорода : 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов .
Наиболее часто встречающийся 16 О , так как он наиболее легкий (состоит из 8 протонов и 8 электронов), что делает его весьма устойчивым.
Физические свойства кислорода.
Способы получения кислорода.
Существует 4 способа получения кислорода:
1. Электролиз воды.
2. Промышленный способ: перегонка воздушной смеси (кислород, как более тяжелый элемент остается в смеси, а азот улетучивается)
3. Лабораторные способы разложения оксидов , пероксидов , солей:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2,
2BaO 2 = 2BaO + O 2,
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 .
4. Из пероксидов (используют в космосе для регенерации O 2 из углекислого газа):
2 K 2 O 2 + 2 CO 2 = 2 K 2 CO 3 + O 2.
Химические свойства кислорода.
С металлами реагирует уже при комнатной температуре:
2С a + O 2 = 2CaO,
2Mg +O 2 = 2MgO,
С неметаллами (при нагревании):
S + O 2 = SO 2 (Т =250°С ),
C + O 2 = CO 2 (T=700°C),
O 2 взаимодействует со сложными соединениями:
2NO + O 2 = 2NO 2,
2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O,
Нахождение кислорода в природе.
Кислород - наиболее часто встречающийся химический элемент. Связанный кислород составляет около 6 / 7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где кислород находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.
Кислород образует большое количество минералов: силикаты, кварц, оксиды железа, карбонаты, сульфаты, нитраты. Он входит в состав клеток живых организмов, участвует в процессах дыхания, диффузии, кровотока, в реакция окисления и восстановления.
Кислород - основной компонент фотосинтеза.
Лекция «Кислород – химический элемент и простое вещество »
План лекции:
1. Кислород – химический элемент:
в) Распространённость химического элемента в природе
2. Кислород – простое вещество
а) Получение кислорода
б) Химические свойства кислорода
в) Круговорот кислорода в природе
г) Применение кислорода
«Dum spiro spero
» (Пока дышу, надеюсь...), - гласит
латынь
Дыхание – это синоним жизни, а источник жизни на Земле – кислород.
Подчёркивая важность кислорода для земных процессов, Яков Берцелиус сказал: « Кислород – это вещество, вокруг которого вращается земная химия»Материал данной лекции обобщает ранее полученные знания по теме «Кислород».
1. Кислород – химический элемент
а) Характеристика химического элемента – кислорода по его положению в ПСХЭ
Кислород - элемент главной подгруппы шестой группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным порядковым номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium ). Относительная атомная масса химического элемента кислорода равна 16, т.е. Ar (O )=16.
б) Валентные возможности атома кислорода
В соединениях кислород обычно двухвалентен (в оксидах), валентность VI не существует.В свободном виде встречается в виде двух простых веществ: О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха, с относительной молекулярной массой =32. О 3 – газ без цвета с резким запахом, с относительной молекулярной массой =48.
Внимание! H 2 O 2 (перекись водорода) – O (валентность II)
СО (угарный газ) – О (валентность III)
в) Распространённость химического элемента кислорода в природе
Кислород - самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 49% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода - 85,5% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 21% по объёму и 23% по массе. Более 1500 соединений земной коры в своем составе содержат кислород.
Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 20 %, по массовой доле - около 65 %.
2. Кислород – простое вещество
а) Получение кислорода
Получение в лаборатории
1) Разложение перманганата калия (марганцовка):
2KMnO 4 t˚C =K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2
2) Разложение перекиси водорода:
2H 2 O 2 MnO2 =2H 2 O + O 2
3) Разложение бертолетовой соли:
2KClO 3 t˚C , MnO2 =2KCl + 3O 2
Получение в промышленности
1) Электролиз воды
2 H 2 O эл . ток =2 H 2 + O 2
2) Из воздуха
ВОЗДУХ давление, -183˚ C = O 2 (голубая жидкость)
В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия (марганцовка) KMnO 4 . Кислород мало растворим в воде и тяжелее воздуха, поэтому его можно получать двумя способами:
Четыре элемента-«халькогена» (т.е. «рождающих медь») возглавляют главную подгруппу VI группы (по новой классификации - 16-ю группу) периодической системы. Кроме серы, теллура и селена к ним также относится кислород. Давайте подробно разберем свойства этого наиболее распространенного на Земле элемента, а также применение и получение кислорода.
Распространенность элемента
В связанном виде кислород входит в химический состав воды - его процентное соотношение составляет порядка 89%, а также в состав клеток всех живых существ - растений и животных.
В воздухе кислород находится в свободном состоянии в виде О2, занимая пятую часть его состава, и в виде озона - О3.
Физические свойства
Кислород О2 представляет собой газ, который не обладает цветом, вкусом и запахом. В воде растворяется слабо. Температура кипения - 183 градуса ниже нуля по Цельсию. В жидком виде кислород имеет голубой цвет, а в твердом виде образует синие кристаллы. Температура плавления кислородных кристаллов составляет 218,7 градуса ниже нуля по Цельсию.
Химические свойства
При нагревании этот элемент реагирует со многими простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, образуя при этом так называемые оксиды - соединения элементов с кислородом. в которую элементы вступают с кислородом, называется окислением.
Например,
4Na + О2= 2Na2O
2. Через разложение перекиси водорода при нагревании ее в присутствии оксида марганца, выступающего в роли катализатора.
3. Через разложение перманганата калия.
Получение кислорода в промышленности проводится такими способами:
1. Для технических целей кислород получают из воздуха, в котором обычное его содержание составляет порядка 20%, т.е. пятую часть. Для этого воздух сначала сжигают, получая смесь с содержанием жидкого кислорода около 54%, жидкого азота - 44% и жидкого аргона - 2%. Затем эти газы разделяют с помощью процесса перегонки, используя сравнительно небольшой интервал между температурами кипения жидкого кислорода и жидкого азота - минус 183 и минус 198,5 градуса соответственно. Получается, что азот испаряется раньше, чем кислород.
Современная аппаратура обеспечивает получение кислорода любой степени чистоты. Азот, который получается при разделении используется в качестве сырья при синтезе его производных.
2. также дает кислород очень чистой степени. Этот способ получил распространение в странах с богатыми ресурсами и дешевой электроэнергией.
Применение кислорода
Кислород является основным по значению элементом в жизнедеятельности всей нашей планеты. Этот газ, который содержится в атмосфере, расходуется в процессе животными и людьми.
Получение кислорода очень важно для таких сфер деятельности человека, как медицина, сварка и резка металлов, взрывные работы, авиация (для дыхания людей и для работы двигателей), металлургия.
В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах - например, при сжигании различных видов топлива: природного газа, метана, угля, древесины. Во всех этих процессах образуется При этом природа предусмотрела процесс естественного связывания данного соединения с помощью фотосинтеза, который проходит в зеленых растениях под действием солнечного света. В результате этого процесса образуется глюкоза, которую растение потом расходует для строительства своих тканей.