Кислород химическая характеристика (стр. 3 из 8). Характеристика кислород
1 ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА КИСЛОРОД Химический знак
1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА «КИСЛОРОД» • Химический знак О • Положение в ПСХЭ период II, группа VIА, порядковый номер 8 • Относительная атомная масса Аr(O)=16 • Валентность II • Кислород - неметалл
Оно нам хорошо известно: Газообразный кислород, Которым дышат, если честно, И человек, и бегемот. Из элемента кислорода (Обозначают буквой О) Ёще придумала природа Одно простое вещество, Которое зовут озоном. И в этом есть большой резон: В грозу запахнет над газоном – От слова «пахнущий» - озон. Как по составу различают Два аллотропных вещества? О 3 озон обозначают, А кислород – всего О 2.
РАСПРОСТРАНЕНИЕ КИСЛОРОДА В ПРИРОДЕ Первое место по распространенности в земной коре, т. е. литосфере, занимает кислород – 49%, далее следуют: кремний 26%, алюминий 7%, железо 5%, кальций 4%, натрий, калий и магний по 2%, водород 1%. В биосфере около 65% от массы живых организмов приходится на кислород. В гидросфере на его долю приходится 89%. Кислород входит в состав многочисленного класса кислот, оснований, оксидов, солей
Мr=32 Содержится в воздухе, образуясь в результате фотосинтеза Мr=48 Содержится в воздухе, образуясь в грозовых разрядах на расстоянии 1030 км от Земли
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОЗОН– газ голубого цвета, имеет запах свежести, тяжелее воздуха, в воде растворим лучше, чем кислород, при t=112°С превращается в жидкость темносинего цвета
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА Кислород – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде (в 100 объемах воды при 20°C растворяется 3, 1 объема кислорода), кислород немного тяжелее воздуха, температура кипения кислорода -183°C, температура плавления -219°.
Явление существования простых веществ, образованных атомами одного и того же химического элемента, называется аллотропией. Вещества, образованные атомами одного химического элемента называются аллотропными модификациями или видоизменениями.
Открытие кислорода присваивается Джозефу Пристли. А история простая… Джозеф Пристли как-то раз Окись ртути нагревая, Обнаружил странный газ. Газ без цвета, без названья. Ярче в нём свеча горит. Новый газ из колбы вышел – никому он не знаком. Этим газом дышат мыши под стеклянным колпаком, Человек им тоже дышит. Джозеф Пристли быстро пишет: «Воздух делится на части» Эта мысль весьма нова Здесь у химика от счастья Закружилась голова 2 Hg. O 2 Hg + O 2
Джозеф Пристли (английский ученый) в 1774 году разложением оксида ртути (II) открыл кислород и изучил его свойства. 2 Hg. O = 2 Hg + O 2
Антуан Лавуазье в 1774 году провел эксперимент и доказал, что воздух состоит на 1/5 часть из кислорода и 4/5 части азота. Он опроверг теорию «флогистона» .
Карл Вильгельм Шееле (шведский химик) в 1772 году получил и детально исследовал «огненный воздух» , в котором горит свеча.
2. В лаборатории кислород получают из кислородсодержащих веществ путем их разложения при нагревании. а) разложение перманганата калия 2 KMn. O 4 = K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2↑
б) разложение хлората калия Kt = Mn. O 2 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2↑ в) разложение пероксида водорода Kt = Mn. O 2 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2↑ г) электролиз воды 2 H 2 O = 2 H 2↑ + O 2↑
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОРОДА 1. В промышленности кислород получают из воздуха. Воздух представляет собой смесь различных газов, основные компоненты в нем – азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196°С) ниже температуры кипения жидкого кислорода ( -183°C), то азот испаряется раньше кислорода. Жидкий кислород отделяют от испарившегося азота и хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа.
present5.com
Кислород химическая характеристика - часть 3
Na3 N+3h3 O→3NaOH+Nh4
KH+h3 O→KOH+h3
Вода образует многочисленные соединения, в которых ее молекула полностью сохраняется. Это так называемые гидраты . Если гидрат кристаллический, то он называется кристаллогидратом , например:
CuSO4 +5 h3 O→CuSO4. 5h3 O
h3 SO4 + h3 O = h3 SO4. h3 O (гидрат серной кислоты)
NaOH + h3 O = NaOH. h3 O (гидрат едкого натра)
Соединения, связывающие воду в гидраты и кристаллогидраты, используют в качестве осушителей. С их помощью, например, удаляют водяные пары из влажного атмосферного воздуха.
Особая реакция воды- фотосинтез – синтез растениями крахмала (C6 h20 O5 )n и других подобных соединений (углеводов), происходящая с выделением кислорода:
6n CO2 + 5n h3 O = (C6 h20 O5 )n + 6n O2 (при действии света)
Вода обладает каталитической активностью. В отсутствии следов влаги практически не протекают обычные реакции, например, не окисляется натрий, белый фосфор, хлор не взаимодействует с металлами, фторводород не разрезает стекло.
Пероксид водорода
Пероксид водорода h3 O2 - соединение водорода c кислородом, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н2 О2 содержатся пероксидные группы –О–О–которые во многом определяют свойства этого соединения.
Из-за несимметричного распределения связей Н-О молекула Н2 О2 сильно полярна. Между молекулами Н2 О2 возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода- сиропообразная жидкость бледно-голубого цвета (плотность 1,44) с довольно высокой температурой кипения (150ºС). При хранении Н2 О2 разлагается.
2h3 O2 ® 2h3 O + O2 .
Получение Н2 О2 . Молекулы Н2 О2 всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н2 О2 образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например:
HO2. + Ch5 ® h3 O2 + Ch4
либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов:
2ОН. ® Н2 О2 ,
Н. + НО2. ® Н2 О2 .
Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н2 О2 , образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н2 О2 немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н2 О2 может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.
В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария:
BaO2 +2HCl®BaCl2 +h3 O2 ,
а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты при высокой плотности тока, низкой температуре, на платиновом аноде. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO42– – 2e ® S2 O82– . Надсерная кислота затем гидролизуется:
h3 S2 O8 + 2h3 O ® h3 O2 + 2h3 SO4 .
На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением :
2h3 O ® h3 O2 + h3 .
Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н2 О2 и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида):
(СН3 )2 СНОН + О2 ® (СН3 )2 С(ООН)ОН ® (СН3 )2 СО + Н2 О2
При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.
Физические и химические свойства. Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н2 О2 , который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3 ). Замерзает Н2 О2 при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41°С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н2 О2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30°С, а 60%-ный – при минус 53°С. Кипит Н2 О2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2ºС. Смачивает стекло хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н2 О2 , жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.
Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение:
Н2 О2 ® Н2 О + 1/2 О2
с выделением 98 кДж на моль Н2 О2 (34г).Опасны и концентрированные водные растворы Н2 О2 , в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.
Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н2 О2 , который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ),
Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации h3 O2
H+ + HO2– при 25° С равна 2,4·10–12 , что на 5 порядков меньше, чем для h3 S. Средние соли Н2 О2 щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами. При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na2 O2 + 2h3 O ® 2NaOH + h3 O2 .
Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н2 О2 образует и кислые соли, например, Ва(НО2 )2 , NaHO2 и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода:
2NaHO2 ® 2NaOH + O2 .
Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н2 О2 , способствует разложению.
Растворы Н2 О2 , особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н2 О2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н2 О2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода:. Окислительное действие разбавленных растворов Н2 О2 больше всего проявляется в кислой среде, например :
h3 O2 + h3 C2 O4 ® 2h3 O + 2CO2 ,
но возможно окисление и в щелочной среде:
Na[Sn(OH)3 ] + h3 O2 + NaOH ® Na2 [Sn(OH)6 ];
2K3 [Cr(OH)6 ] + 3h3 O2 ® 2K2 CrO4 + 2KOH + 8h3 O.
Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах:
PbS + 4h3 O2 ® PbSO4 + 4h3 O
Под действием света идет окисление и соляной кислоты:
h3 O2 + 2HCl ® 2h3 O + Cl2 .
Добавление Н2 О2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси h3 O2 и разбавленной h3 SO4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO3 , сернистый газ – до серной кислоты и т.д.
Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н2 О2 может выступать как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н2 О2 ), например:
2KMnO4 + 5h3 O2 + 3h3 SO4 ® K2 SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8h3 O;
Ag2 O + h3 O2 ® 2Ag + h3 O + O2 ;
О3 + Н2 О2 ® h3 O + 2O2 ;
NaOCl + h3 O2 ® NaCl + h3 O + O2 .
Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию. Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н2 О2 позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:
Кислород химическая характеристика - часть 2
2NО + О2 = 2NО2 .
При окислении сероводорода, при нагревании, образуется сера, или оксид серы (IV) в зависимости от соотношения между кислорода и сероводорода :
2Н2 S + О2 = 2S + 2Н2 О
2Н2 S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2 О
В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет - такие процессы называются горением.
Озон
Озон-O3 -вторая аллотропная модификация элемента кислорода. Молекула O3 имеет угловое строение (угол между связями 116º, длинна связи О=О, l=0,1278нм) При н.у. это газ синего цвета. Жидкий озон- темно-синего цвета. Он ядовит и взрывчат особенно в жидком и твердом состоянии). Озон образуется в атмосфере при грозовых разрядах, и имеет специфический запах свежести.
Обычно озон получают в озонаторах пропусканием тихого электрического разряда через кислород (реакция эндотермическая и сильно обратима; выход озона составляет 5%):
3О2
2О3 ΔН=-285 кДж. В лабораторных условиях озон получают при подкислении азотной кислотой персульфата (Nh5 )2 S2 O8 →h3 S2 O8 +2Nh5+
h3 S2 O8 →2SO2 +O3 +h3 O
O3 образуется с небольшим выходом в результате реакции:
3F2 +h3 O(г)→6HF+O3
O3 -сильнейший окислитель, окисляет все металлы ,( кроме золота и платиновых металлов) и большинство неметаллов. Он переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов- в их сульфаты. В реакциях с участием О3 обычно образуется О2 , например:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
Nh3 +3O3 →HNO2 +h3 O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +h3 O+O2
При воздействии O3 на щелочные металлы можно получить озониды- неустойчивые соединения, которые разлагаются:
2KO3 →2KO2 +O2
Как сильный окислитель ,озон убивает бактерии и потому применяется для дезинфекции воздуха. Устойчивый слой озона находится в атмосфере на высоте~22км. Этот озоновый слой защищает Землю от губительного для жизни чистого ультрафиолетового излучения.
При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется йод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:
2КI + О3 + Н2 О = I2 + 2КОН + О2 .
Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся йодом, причем качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Сl- и Br- .
Вода
Физические и химические свойства воды: Чистая вода представляет собой б есцветную, без вкуса, запаха, прозрачную жидкость. Плотность воды при переходе ее из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает.
Вода-вещество привычное и необычное. Нет на земле вещества, более важного для нас, чем обыкновенная вода, и в то же время не существует другого вещества, в свойствах которого было бы столько противоречий и аномалий, сколько в ее свойствах.
Почти ¾ поверхности нашей планеты занято океанами и морями. Твердой водой- снегом и льдом- покрыто 20% суши. От воды зависит климат планеты. Геофизики утверждают, что Земля давно бы остыла и превратилась в безжизненный кусок камня, если бы не вода. У нее очень большая теплоемкость. Нагреваясь, она поглощает тепло, остывая, отдает его. Земная вода и поглощает и возвращает очень много тепла, тем самым выравнивает климат. От космического холода предохраняют Землю те молекулы, которые рассеяны в атмосфере- в облаках и в виде паров.
Вода по физическим свойствам существенно отличается от других растворителей: При 4ºС вода имеет максимальную плотность, и лишь при дальнейшем нагревании ее плотность уменьшается. Если бы при понижении температуры и при переходе из жидкого состояния в твердое вода изменялась аналогично другим веществам, то при приближении зимы поверхностные слои природных вод охладилась бы до 0ºС и опускались на дно до тех пор, пока вся масса водоема не приобрела бы температуру 0ºС. Вода замерзала бы, льдины погружались на дно, и водоем промерзал бы на всю глубину. Многие формы жизни в воде были бы невозможны. В действительности охлажденный слой, обладающий меньшей плотностью, остается на поверхности, замерзает и тем самым защищает лежащие ниже слои от охлаждения.
Вода обладает аномально высокой теплоемкости (4,18 Дж/г∙К), поэтому в ночное время, а также при переходе от лета к зиме, вода остывает медленно. А днем, или при переходе от зимы к лету , так же медленно нагревается , являясь, таким образом регулятором температуры на земном шаре.
Вода при обычном состоянии является жидкостью, в то время как h3 S,h3 Se,h3 Te- газы. Температуры кристаллизации и испарения воды значительно выше соответствующих температур указанных соединений.
Вода обладает очень высокой диэлектрической проницаемостью (78.5 при 298К).
Вода- хороший растворитель полярных жидкостей и соединений с ионными связями, образует кристаллогидраты со многими химическими соединениями.
Долгое время необычные свойства воды были загадкой для ученых. Они в основном обусловлены следующими причинами:
- полярный характер молекул;
- наличие не поделенных электронных пар у атома кислорода;
- водородные связи.
Связь между атомами водорода и кислорода полярная, что приводит к асимметрии в распределении электронных зарядов и, следовательно, к полярности молекулы. Длина связи составляет 96 нм, а угол между связями ~ 105º.
Наличие неподеленных пар электронов у кислорода и смещение обобществленных электронных пар от атомов водорода к кислороду обуславливают образование водородных связей. Энергия связи равна 25 кДж/моль. Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sp3 -гибридизации. Поэтому валентный угол НОН близок к тетраэдическому углу (109,5º).
Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкости оказывается более высокой. Это свидетельствует о том, что в жидкой фазе происходит ассоциация молекул, т.е. соединение их в более сложные агрегаты, вследствие образования между молекулами водородных связей.
В твердой воде (лед) атом кислорода каждой молекулы участвует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды.
Структура льда принадлежит к наименее плотным структурам, в ней существуют пустоты, размеры которых несколько превышают размеры молекулы воды. При плавлении льда его структура разрушается, но и в жидкой фазе сохраняются водородные связи, образуются ассоциаты , однако они существуют короткое время: постоянно происходит разрушение одних и образование других агрегатов. В пустотах таких «ледяных» агрегатов могут размещаться одиночные молекулы воды, при этом упаковка молекул воды становится плотной. Именно поэтому при плавлении льда объем , занимаемый водой, уменьшается, а ее плотность возрастает . При нагревании воды часть теплоты затрачивается на разрыв водородных связей. Этим объясняется высокая теплоемкость воды. Водородные связи между молекулами воды полностью разрываются только при переходе воды в пар.
На Земле на 6800 атомов протия приходится один атом дейтерия, а в межзвездочном пространстве один атом дейтерия приходится уже на 200 атомов протия.
Вода- весьма реакционноспособное вещество.
Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:
2Na + 2h3 O = h3 + 2NaOH (бурно)
2K + 2h3 O = h3 + 2KOH (бурно)
3Fe + 4h3 O = 4h3 + Fe3 O4 (только при нагревании)
Не все, а только достаточно активные металлы могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях этого типа. Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы .
Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:
C + h3 O ® h3 + CO
Ch5 + 2h3 O ® 4h3 + CO2
Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Это также окислительно-восстановительная реакция, где вода является одновременно и окислителем, и восстановителем:
2h3 O
2h3 + O2Вода реагирует со многими оксидами неметаллов . В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:
P2 O5 +3h3 O→2h4 PO4 ; N2 O5 +h3 O→2HNO3
Оксиды щелочных и щелоочно-земельных металлов вступают в реакции соединения с водой с образованием соответствующих щелочей:
CaO+h3 O→Ca(OH)2
Не все оксиды металлов способны реагировать с водой. Часть из них практически не растворима в воде и поэтому с водой не реагирует. Это ZnO, TiO2 , Cr2 O3 , из которых приготовляют, например, стойкие к воде краски. Оксиды железа также не растворимы в воде и не реагируют с ней. Многие соединения металлов с неметаллами легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов металлов и водородных соединений неметаллов:
PCl3 +3h3 O → h4 PO3 + 3HCl
Al2 S3 +6h3 O→2Al(OH)3 +3h3 S
Ca3 P2+6h3 O→3Ca(OH)2 +2Ph4
mirznanii.com
Учебник химии - Кислород, его общая характеристика и нахождения в природе
Кислород, его общая характеристика и нахождения в природе
Общая характеристикаХимический знак - OОтносительная масса - Ar(O)=16Химическая формула O2Относительная молекулярная масса Mr(O2)=32В соединениях кислород обычно двухвалентен
Нахождения в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент в земной коре. Воздух содержит 0,209 объемных долей, или 20.9% кислорода, что составляет приблизительно 1/5 по объему.Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, например, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, содержат кислород. Кислород является также важной частью многих органических соединений, например, белков, жиров и углеводов, имеющих исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека.
Получение кислорода
Получение в лаборатории. В лаборатории кислород получают при разложение некоторых сложных кислород содержащих веществ:2h3Oпостоянный ток>2h3 + O22h3O2оксид магнезий>2h3O + O22HgO t >2Hg + O2
Из курсов природоведения и ботаники вам известно, что кислород, выделяющийся в этих реакциях, можно собрать методом вытеснения воздуха или над водой.Как вам известно, о заполнении сосуда кислородом можно судить по вспыхиванию тлеющей лучники.Многие химические реакции ускоряются в присутствии некоторых веществ. Например, оксид марганца (IV) ускоряет реакцию разложения пероксида водорода h3O2. Если в пробирку поместить немного этого вещества и прилить разбавленный водный раствор пероксида водорода h3O2, то даже без нагревания начинается бурная реакция с выделением кислорода. После фильтрования смеси можно убедиться, что на фильтре остается столько же оксида марганца (IV), сколько его было взято. Оставшийся после реакции оксид марганца (IV) можно использовать вновь. Следовательно, оксид марганца (IV) ускоряет реакцию разложения пероксида водорода, но сам при этом не расходуется.Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются, называются катализаторами.Катализаторы широко применяют в химической промышленности. С их помощью удается повысить производительность химических процессов,снизить себестоимость выпускаемой продукции и более полно использовать сырье.Получение в промышленности. В промышленности кислород получают из воздуха, который представляет собой смесь различных газов; основные компоненты в нем - азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196oC) ниже температуры кипения жидкого кислорода (-183oC), то азот испаряется, а жидкий кислород остается. Газообразный кислород хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа.
sochi-nochi.narod.ru
Кислород общая характеристика - Справочник химика 21
Общая характеристика газожидкостных реакторов. Возможны два варианта газожидкостных реакций либо газ реагирует непосредственно с жидкостью, либо реагирующие вещества находятся в газовой фазе, а жидкость является катализатором. Во втором случае реакция протекает либо в объеме жидкого катализатора, либо на его поверхности. В качестве примеров газожидкостных реакций можно привести производство уксусного альдегида гидратацией ацетилена, алкилирование бензола пропиленом, окисление изопропилбензола кислородом воздуха. Главные требования к газожидкостным реакторам — создание условий для их межфазного контакта и оптимального теплового режима процесса, так как газожидкостные реакции всегда сопровождаются межфазным массообменом, а скорость их зависит от температуры. [c.270]
Общая характеристика. Кислород — самый распространенный элемент на Земле 52,3% всех составляющих земную кору атомов приходится на его долю. [c.134]Общая характеристика группы. Атомы элементов VI группы содержат по б валентных электронов. Это приводит к дальнейшему усилению электронофильных свойств элементов по сравнению с с V группой. Так, кислород — более ярко выраженный металлоид, чем азот, сера — чем фосфор, и т. д. [c.492]
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХАЛЬКОГЕНОВ. КИСЛОРОД. СЕРА [c.120]
Общая характеристика подгруппы кислорода [c.175]
Общая характеристика подгруппы кислорода. ... 175 [c.397]
Общая характеристика. Элементы кислород, сера, селен, теллур и полоний составляют главную подгруппу шестой группы периодической системы. Общая характеристика этих элементов такова [c.144]
Ниже рассматриваются общие характеристики свойств элементов по тем главным подгруппам, в которые входят неметаллы. Это — подгруппы галогенов, кислорода, азота, углерода. Отдельно рассматривается только водород. [c.161]
Тест № 13 по теме Общая характеристика неметаллов. Водород. Галогены 349 8.4. Халькогены (элементы главной подгруппы группы). Кислород, его получение и свойства 351 8.5. Сера и ее важнейшие соединения 361 8.6. Общая характеристика элементов подгруппы азота. Азот. Аммиак. [c.725]
Общая характеристика элементов. К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Атомы этих элементов содержат (табл. 18) на внещнем энергетическом уровне по шесть электронов (два на 5- и четыре на /3-подуровнях), поэтому они проявляют стремление к дополнению электронами внешнего энергетического уровня до октета. [c.270]
Общая характеристика неметаллов. Положение неметаллов в периодической системе. Сродство к электрону — количественная характеристика окислительной способности неметаллов. Агрегатное состояние неметаллов. Соединения неметаллов с водородом и кислородом. Взаимодействие неметаллов с простыми и сложными веществами. [c.6]
Материал настоящего раздела посвящен общей характеристике прокариотных организмов (в основном эубактерий), отличающихся морфологическим и особенно физиологическим разнообразием. В основе морфологического разнообразия лежат различия в размерах и форме отдельных клеток, способах их деления, природе и наборе цитоплазматических включений, строении клеточной стенки и структур, локализованных снаружи от нее, наличии и типе дифференцированных форм, образующихся в процессе жизненного цикла. Всем этим вопросам посвящены главы 4 и 5. В главах 6 — 9 представлена общая картина физиологического разнообразия прокариот, складывающегося из различий в механизмах получения энергии и источниках питания, разного отношения к молекулярному кислороду и другим факторам внешней среды, прежде всего свету, температуре, кислотности среды. В главе 10 обсуждаются генетические механизмы, приведшие в процессе эволюции к структурно-физиологическому разнообразию прокариот. Глава II, посвященная проблемам систематики и описанию основных групп прокариот, иллюстрирует на конкретных примерах материал, представленный в предыдущих главах. Завершает раздел глава 12, в которой излагается наиболее общепринятая гипотеза происхождения жизни на Земле, приведшая к возникновению первичной клетки, и имеющийся в настоящее время экспериментальный материал, подтверждающий эту гипотезу. [c.24]
Общая характеристика элементов. Главную подгруппу шестой группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы имеют электронные конфигурации внешнего валентного слоя типа пз пр (га = 2, 3, 4 и 5 соответственно у кислорода, серы, селена и теллура), что обусловливает прежде всего окислительные свойства этих элементов, хотя при переходе от кислорода к теллуру и полонию окислительная способность элементов резко ослабляется. [c.191]
Более общей характеристикой, определяющей протекание всех окислительных превращений и, в частности, активность и избирательность окислов в отношении процесса окисления NHg, является энергия связи кислорода с поверхностью (характеризуемая, например, величиной qs)- Наличие четкой зависимости скоростей окисления аммиака в азот и закись азота (рис. 45, 46) от q свидетельствует о разрыве связи Ме—О в лимитирующей стадии и позволяет применить известные соотношения [c.251]
Наконец, важной общей характеристикой перекисной связи является установление способности к нуклеофильному замещению у атомов углерода и иных элементов с ее сохранением (синтез) и к замещению у атома перекисного кислорода с ее разрывом (окисление). [c.31]Горение топлива есть одна из форм окисления, т. е. соединения горючего вещества с кислородом. Окисление может протекать с различной интенсивностью. Медленное соединение вещества с кислородом называется собственно окислением. Примером процесса более быстрого окисления является горение. Наконец, в случае мгновенного соединения горючих веществ с кислородом может произойти взрыв. Более подробно общая характеристика горения представлена в подразделе 4.1. [c.274]
Общая характеристика подгруппы. Атомы элементов главной подгруппы VI группы по размерам меньше атомов элементов главной подгруппы V группы. На внешнем энергетическом уровне атомов этой подгруппы находится по 6 электронов (пя , пр ). Вследствие этого кислород, сера, селен, теллур и полоний характеризуются значительно более высоким сродством к электрону (см. табл. ХХ-1), чем находящиеся в одном с ними горизонтальном ряду элементы подгруппы азота, и стремление их атомов к насыщению внешнего энергетического уровня до октета активнее. [c.368]
В данной главе рассматриваются разнообразные классы соединений, имеющие одну общую характеристику атом углерода связан простой ковалентной связью с более электроотрицательным элементом — галогеном, кислородом или серой. Классы соединений этого типа представлены в табл. 6.1. [c.122]
Общая характеристика процесса (381), 2. Опытные данные по перенапряжению кислорода (382), 3. Возможный механизм анодного образования кислорода (386). [c.508]
Общая характеристика элементов. К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. [c.254]
Общая характеристика гетероциклов. Под гетероциклами имеют в виду замкнутые циклы, в которых помимо атомов угле-, рода, как в бензоле, находятся посторонние, или гетероатомы, например, кислород, сера или азот. Под такое определение логически подходят некоторые из рассмотренных уже ранее соединений, например [c.338]
Дается сводка и общая характеристика процессов гидрооблагораживания смазочных масел гидродо-очистка (I), гидроочистка и глубокая очистка (II). Процесс осуществляется в относительно мягких условиях, удаляются нестабильные компоненты и неуглеводородные примеси. Из последних легко удаляются соединения, содержащие кислород и серу, относительно трудно (на 10—25%) — азотсодержащие соединения. В процессе И протекают реакции изомеризации (особенно парафинов), гидрирования и деструкции полициклических соединений образуются высокоиндексные масла. При осуществлении процесса в более жестких условиях индекс вязкости увеличивается, но вязкость и выходы при этом снижаются [c.80]
Гидрирование смолы, выделенной из ромашкинской нефти, проводилось в автоклаве в присутствии катализатора WSj— —NiS—AI2O3. Смола была выделена из смеси высокомолекулярных соединений ромашкинской нефти по методике, описанной в [23], и характеризовалась следующими свойствами мол. вес 929, содержание гетероатомов более 7% ( 4% серы, 2% кислорода и 1,0% азота), отношение С/Н равно 8,9. Растворенная в бензоле и, и циклогексане смола (2—5-кратное количество растворителя) подвергалась гидрированию при рабочем давлении 300 атм, температуре 300° С, в течение 40—80 час. Здесь также наблюдались реакции обессеривания исходных фракций и насыщение их водородом без снижения молекулярных весов, что указывает на то, что основная часть атомов серы находится в исходных сераорганических соединениях не в виде мостиков, а входит в состав гетероциклов. Каталитическому гидрированию с целью установления особенностей их химического строения подвергались природные нефтяные смолы [17]. Гидрогенизат отделялся от ка-тализата, от него отгонялся растворитель (в токе азота на водяной бане), после чего гидрогенизат доводился до постоянного веса в вакууме. После общей характеристики гидрогенизат разделялся на силикагеле АСК на углеводороды и смолы по методике, описанной в [23]. [c.123]
Для общей характеристики реакции окисления метана в статических условиях при высоких давлениях можно привести результаты, полученные Ньюиттом и Хаффнером [2] прп исследовании расхода кислорода и накопления промежуточных и конечных продуктов по ходу превращения в смеси 8,1 СН4 -Ь О2 при температуре 341 С п начальном давлении 106 атм (см. рис. 7). Как ясно из рисунка, вначале имеется З-минутный период индукции, в течение которого не наблюдается заметных изменений в составе смеси. За периодом индукции следует период измеримого окисления, протекающего со все возрастающей скоростью. Окисление обрывается через 12 мин. вследствие полного израсходования кислорода. К этому моменту в окисление вступает 7,9% от взятого метана. Обращает на себя внимание резкое изменение, по сравнению с окис.пением нри низких давлениях, в соотношениях метилового спирта и формальдегида. Выше мы видели (см. стр. 17), что основным промежуточным продуктом окисления метана при атмосферном давлении является формальдегид, образование же метилового спирта столь мало, что этот продукт с трудом удается констатировать. При увеличении же давления выход формаль- [c.21]
Общая характеристика. К галогенам относится фтор (Р), хлор (С1), бром (Вг), иод (I) и астат (А1). Все они располагаются в седьмой группе периодической системы элементов, в ее главной подгруппе. Название галогены (солероды или солеоб-разователи) они получили потому, что способны с металлами непосредственно (без участия кислорода) давать соли. [c.139]
Общая характеристика и строение кремнийорганических полимеров. Кремнинорганические полимеры — это класс высокомолекулярных соединений, отличающийся от всех ранее рассмотренных тем, что в построении главной цепи полимера участвует атом кремния. Наибольшее практическое применение имеют кремнийорганические полимерные соединения, главная цепь которых построена из атомов кремния, чередующихся с атомами кислорода [c.264]
Для германия и олова наиболее характерно валентное состояние со степенью окисления 4-4, а для свинца — со степенью окисления 4-2. Различную стабильность состояний 4-4 и 4-2 для этих элементов иллюстрирует опыт по окислению кислородом соответствующих простых веществ. Так, при сжигании германия, олова и свинца в атмосфере кислорода образуются, с одной стороны, двуокиси германия (IV) и олова (IV) (ОеОа и ЗпОа) и, с другой стороны, окись свинца (II) (РЬО). В то время как соединения двухвалентных германия и олова проявляют восстановительные свойства, соединения четырехвалентного свинца — сильнейшие окислители. Другая важная для общей характеристики подгруппы тенденция — п.зменеиие кислотно-основных свойств химических соединений. Обычно для этой цели рассматривают свойства окислов и гидроокисей. Поскольку элементы главной подгруппы IV группы образуют два ряда окислов (и гидроокисей), различающихся и по кислотно-основным свойствам, и по окислительно-восстановительной стабильности, удобно охарактеризовать эти тенденции в одной схеме (на примере гидратов окисей) [c.185]
Общая характеристика. Все атомы указанных элементов имеют по одному валентному электрону во внешнем уровне, а в предпоследнем уровне два электрона у лития п — 1)5 , у всех остальных по восемь электронов п — Первые элементы периодов — щелочные металлы — имеют наибольший атомный объем и наибольший радиус атома и наименьший потенциал ионизации по сравнению с остальными элементами соответствующего периода. Водород, будучи первым элементом первого периода, имеет кое-что общее со щелочными металлами. Это общее выражается в сходстве спектров, в равной валентности по кислороду (единице), в окислительном числе +1. Но ион Н не имеет аналогов, так как он очень мал по сравнению с катионами щелочных металлов и существует только в водных растворах в виде иона НдО . Потенциал ионизации атома Н значительно больше потенциалов ионизации щелочных металлов, а восстановительная способность водорода намного меньше. Водород имеет больше сходства с галогенами, являющимися так же, как и водород, предпбследнимн элементами периодов, и потому он будет рассмотрен вместе с галогенами в 7. [c.270]
Общая характеристика. Эти элементы редкие, за исключением алюминия, на долю которого приходится 8,8% массы земной коры (третье место — за кислородом и кремнием). Во внешнем электронном уровне их атомов по три электрона а в возбужденном состоянии Проявляют высшую валентность 111 Э2О3, Э(ОН)з, ЭС1з и т. д. Связи с тремя соседними атомами в соединениях типа ЭХд осуществляются за счет перекрывания трех гибридных облаков поэтому молекулы имеют плоское трехугольное строение, дипольный момент нуль. Из-за того, что в атомах галлия, индия и таллия предпоследний уровень содержит по 18 электронов, алюминия 8 и бора 2, нарушаются закономерные различия некоторых свойств при переходе от алюминия к галлию температур плавления элементарных веществ, радиусов атомов, энтальпий и свободных энергий образования оксидов, свойств гидроксидов и пр. (табл. 23). Таков же характер изменения различий при переходе от магния к цинку. [c.279]
Халькогены не растворяются в разбавленных соляной и серной кислотах. Азотная кислота окисляет (при нагревании) серу до серной кислоты, а селен и теллур — до селенистой НаЗеОз и теллуристой Н-ДеОз. Поскольку кислород и сера имеют важное биологическое значение, они подробно рассматриваются в 19, 20. О селене и теллуре достаточно кратких сведений (в порядке общей характеристики). [c.373]
Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы периодической системы. Кислород, строение атома, аллоторопия. Промышленные и лабораторные способы получения. Физические и химические свойства. Роль кислорода в природе и применение в технике. Озон, строение молекулы. Получение и химические свойства озона. Сравнительная характеристика окислительных свойств кислорода и озона. Роль атмосферного озонного слоя для развития жизни на Земле. Сера, строение атома, возможные степени окисления. Физические свойства серы, аллотропные модификации. Химические свойства серы. Сероводород, получение. Физические и химические свойства. Восстановительные свойства сероводорода. [c.6]
Распределение электронов в водородо-кислородных видах частиц. Для подытоживания и обобщения идей, касающихся общей характеристики реакций нерекиси водорода, необходимо вновь обратиться к ранее высказанным положениям относительно электроотрицательного или электроноакцепторного характера кислорода. Весьма целесообразно все время учитывать, что это красной нитью проходит через всю химию перекиси водорода. Рис. 58 дает возможность составить ирсдатавление об электронном окружении кислорода в некоторых простейших радикалах и ионах. На этом рисунке схематически показано вероятное распределение электронов в трех перпендикулярных 2р-орбитах кислорода для водородо-кислородных соединений и для ионов, содержащих 1 или 2 атома кислорода. Эффекты гибридизации при этом [1е учитываются. [c.315]
Выделенные таким образом фракции смол заметно различались между собой по элементарному составу и свойствам. В указанной выше последовательности фракций закономерно увеличивалось содержание кислорода, серы и азота молекулярный вес возрастал в той же последовательности. Наряду е общей характеристикой состава и свойств смол грозненской беспарафиноБой нефти, были более детально изучены азотсодержащие соединения смол и асфальтенов. [c.371]
Общая характеристика. Ванадий — металл серо-стального ета уд. вес 5,8 темп. пл. 1710° темп. кип. 3000°. В компакт-м состоянии устойчив к химическому воздействию измельчеп-п 1 в порошок, при сильном нагревании реагирует с кислородом, ором и серой. Очень тверд, но не хрупок прп обычной темпе-туре тянется. [c.323]
В настоящее время общая характеристика процесса представляется в следующем виде. Взаимодействие твердого углерода с кислородом, реакции с СОг и НгОп,р являются гетерогенными реакциями типа — твердая фаза + газ = газ. В гетерогенных реакциях уничтожается, газифицируется твердая фаза. [c.98]
chem21.info
