1. Opisz fizyczne i chemiczne właściwości tlenu. Napisz równania odpowiednich reakcji chemicznych. Pod wzorami substancji wpisz ich nazwy, a nad wzorami wpisz wartościowość pierwiastków w związkach.
2. Jak przebiega interakcja substancji z tlenem?
Tlen reaguje energicznie z wieloma substancjami:
proste - metale i niemetale oraz złożone. Reakcje chemiczne interakcji substancji z tlenem nazywane są reakcjami utleniania. Reakcja chemiczna, w której substancje są utleniane z wydzielaniem ciepła i światła, nazywana jest reakcją spalania. Produktami reakcji interakcji substancji z tlenem są w większości przypadków tlenki. Istnieje znaczna liczba przypadków utleniania, których nie możemy nazwać procesami spalania, ponieważ przebiegają one tak wolno, że pozostają niewidoczne dla naszych zmysłów.
3. Podaj przykłady powolnego oddziaływania substancji z tlenem.
Istnieje znaczna liczba przypadków utleniania, których nie możemy nazwać procesami spalania, ponieważ przebiegają one tak wolno, że pozostają niewidoczne dla naszych zmysłów. Dopiero po pewnym, często bardzo długim czasie, możemy wyłapać produkty utleniania. Dzieje się tak na przykład w przypadku bardzo powolnego utleniania (rdzewienia) metali lub procesów rozpadu. Przykłady interakcji substancji z tlenem bez emitowania światła: gnicie obornika, liści, spalanie oleju, utlenianie metali (żelazne dysze stają się cieńsze i mniejsze przy dłuższym użytkowaniu), oddychanie stworzeń tlenowych, tj. oddychanie tlenem, któremu towarzyszy wydzielanie ciepła, powstawanie dwutlenku węgla i wody.
4. Jakie substancje nazywane są tlenkami? Napisz równania reakcji chemicznych, w wyniku których powstają tlenki następujących pierwiastków chemicznych: a) krzemu; b) cynk; c) bar; d) wodór; e) aluminium. Podaj nazwy tych tlenków.
Tlenek (tlenek) - dwuskładnikowy związek pierwiastka chemicznego z tlenem na stopniu utlenienia -2, w którym sam tlen jest związany tylko z pierwiastkiem mniej elektroujemnym.
5. Kiedy zasadowy węglan miedzi (minerał malachitowy) CuCO₃·Cu(OH)₂ rozkłada się, powstają trzy tlenki. Napisz równanie tej reakcji.
CuCO₃ Cu(OH)₂ = 2CuO+CO₂+H₂O
6. Ułóż równania reakcji zachodzących podczas spalania: a) fosforu; b) aluminium.
a) 4P+5O₂ = 2P₂O₅
b) 4Al+3O₂ = 2Al₂O₃
7. Określ, który ze związków żelaza - Fe₂O₃ czy Fe₃O₄ - jest bogatszy w żelazo. 
TESTY
1. Oznaczyć substancję zgodnie z opisem: bezbarwny gaz, bez smaku i zapachu, słabo rozpuszczalny w wodzie. Przy ciśnieniu 760 mm Hg. a w temperaturze -218,8°C twardnieje:
Tlen.
2. Reakcja spalania fosforu w tlenie odnosi się do reakcji:
Znajomości.
Skorupa ziemska składa się w 50% z tlenu. Pierwiastek występuje również w minerałach w postaci soli i tlenków. W skład wchodzi tlen w postaci związanej (procent pierwiastka wynosi około 89%). Tlen jest również obecny w komórkach wszystkich żywych organizmów i roślin. Tlen występuje w powietrzu w stanie wolnym w postaci O₂ i jego odmiany alotropowej w postaci ozonu O₃ i zajmuje jedną piątą jego składu,
Właściwości fizyczne i chemiczne tlenu
Tlen O₂ jest bezbarwnym, bez smaku i zapachu gazem. Słabo rozpuszczalny w wodzie, wrze w temperaturze (-183) °C. Tlen w postaci cieczy ma kolor niebieski, w postaci stałej pierwiastek tworzy niebieskie kryształy. Tlen topi się w temperaturze (-218,7) °C.
Ciekły tlen w temperaturze pokojowejPo podgrzaniu tlen reaguje z różnymi prostymi substancjami (metalami i niemetalami), w wyniku czego powstają tlenki - związki pierwiastków z tlenem. Oddziaływanie pierwiastków chemicznych z tlenem nazywa się reakcją utleniania. Przykłady równań reakcji:
4Na + О₂= 2Na₂O
S + O₂ = SO₂.
Niektóre złożone substancje oddziałują również z tlenem, tworząc tlenki:
CH₄ + 2O₂ \u003d CO₂ + 2H₂O
2СО + О₂ = 2СО₂
Tlen jako pierwiastek chemiczny uzyskuje się w laboratoriach i przedsiębiorstwach przemysłowych. w laboratorium na kilka sposobów:
- rozkład (chloran potasu);
- rozkład nadtlenku wodoru, gdy substancja jest ogrzewana w obecności tlenku manganu jako katalizatora;
- rozkład nadmanganianu potasu.
Reakcja chemiczna spalania tlenu
Czysty tlen nie ma specjalnych właściwości, których nie ma tlen atmosferyczny, to znaczy ma takie same właściwości chemiczne i fizyczne. Powietrze zawiera pięć razy mniej tlenu niż ta sama objętość czystego tlenu. W powietrzu tlen miesza się z dużymi ilościami azotu, gazu, który się nie pali i nie podtrzymuje spalania. Dlatego jeśli tlen w powietrzu w pobliżu płomienia został już zużyty, to następna porcja tlenu przebije się przez azot i produkty spalania. W konsekwencji bardziej energiczne spalanie tlenu w atmosferze tłumaczy się szybszym dostarczaniem tlenu do miejsca spalania. Podczas reakcji proces łączenia tlenu z palącą się substancją przebiega intensywniej i wydziela się więcej ciepła. Im więcej tlenu dostarcza się do płonącej substancji w jednostce czasu, tym jaśniejszy płomień, im wyższa temperatura i silniejszy proces spalania.
Jak przebiega reakcja spalania tlenu? Można to zweryfikować doświadczeniem. Konieczne jest wzięcie butli i odwrócenie jej do góry dnem, a następnie włożenie rurki z wodorem pod butlę. Wodór, który jest lżejszy od powietrza, całkowicie wypełni cylinder. Konieczne jest zapalenie wodoru w pobliżu otwartej części cylindra i wprowadzenie do niego szklanej rurki przez płomień, przez który przepływa gazowy tlen. Ogień rozbłyśnie na końcu rurki, podczas gdy płomień będzie się cicho palił wewnątrz cylindra wypełnionego wodorem. Podczas reakcji nie pali się tlen, ale wodór w obecności niewielkiej ilości tlenu uciekającego z rurki.
Co powstaje w wyniku spalania wodoru i jaki rodzaj tlenku powstaje? Wodór utlenia się do wody. Krople skroplonej pary wodnej stopniowo osadzają się na ściankach cylindra. Dwie cząsteczki wodoru są utleniane przez jedną cząsteczkę tlenu i powstają dwie cząsteczki wody. Równanie reakcji:
2Н₂ + O₂ → 2Н₂O
Jeśli tlen wypływa z rurki powoli, w atmosferze wodoru spala się całkowicie i eksperyment przebiega gładko.
Gdy tylko dopływ tlenu zwiększy się na tyle, że nie zdąży się całkowicie wypalić, jego część wychodzi poza płomień, gdzie tworzą się kieszenie mieszaniny wodoru i tlenu oraz oddzielne, wybuchowe, drobne błyski pojawić się. Mieszanina tlenu i wodoru jest gazem wybuchowym.
Gdy gaz wybuchowy zostaje zapalony, następuje silna eksplozja: gdy tlen łączy się z wodorem, powstaje woda i powstaje wysoka temperatura. Opary wody z otaczającymi gazami znacznie się rozszerzają, powstaje duże ciśnienie, przy którym może pęknąć nie tylko kruchy cylinder, ale także trwalsze naczynie. Dlatego konieczna jest praca z mieszanką wybuchową z najwyższą ostrożnością.
Zużycie tlenu podczas spalania
Do doświadczenia szklany krystalizator o pojemności 3 litrów należy napełnić wodą w 2/3 i dodać łyżkę sody kaustycznej lub potasu. Pokoloruj wodę fenoloftaleiną lub innym odpowiednim barwnikiem. Wlej piasek do małej kolby i włóż do niej pionowo drut z watą przymocowaną na końcu. Stożek umieszcza się w krystalizatorze z wodą. Wata pozostaje 10 cm nad powierzchnią roztworu.
Lekko zwilż wacik alkoholem, olejem, heksanem lub innym łatwopalnym płynem i podpal go. Ostrożnie przykryj płonącą watę 3-litrową butelką i opuść ją pod powierzchnię roztworu alkalicznego. W procesie spalania tlen przechodzi do wody i. W wyniku reakcji roztwór alkaliczny w butelce podnosi się. Wata wkrótce się skończy. Butelkę należy ostrożnie umieścić na dnie krystalizatora. Teoretycznie butelka powinna być napełniona w 1/5, ponieważ powietrze zawiera 20,9% tlenu. Podczas spalania tlen przechodzi do wody i dwutlenku węgla CO₂, które są absorbowane przez zasady. Równanie reakcji:
2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O
W praktyce spalanie ustanie, zanim cały tlen zostanie zużyty; część tlenu przechodzi w tlenek węgla, który nie jest absorbowany przez zasady, a część powietrza opuszcza butelkę w wyniku rozszerzalności cieplnej.
Uwaga! Nie próbuj sam powtarzać tych eksperymentów!
Wstęp
Każdego dnia wdychamy potrzebne nam powietrze. Czy zastanawiałeś się kiedyś, z jakich substancji składa się powietrze? Zawiera przede wszystkim azot (78%), następnie tlen (21%) i gazy obojętne (1%). Chociaż tlen nie stanowi najbardziej podstawowej części powietrza, bez niego atmosfera nie nadawałaby się do zamieszkania. Dzięki niemu istnieje życie na Ziemi, ponieważ azot, zarówno razem, jak i pojedynczo, jest szkodliwy dla człowieka. Przyjrzyjmy się właściwościom tlenu.
Właściwości fizyczne tlenu
W powietrzu tlenu po prostu nie da się odróżnić, ponieważ w normalnych warunkach jest to gaz bez smaku, koloru i zapachu. Ale tlen można sztucznie przenosić do innych stanów skupienia. Tak więc w -183 o C staje się płynny, aw -219 o C twardnieje. Ale stały i ciekły tlen może uzyskać tylko człowiek, aw naturze istnieje tylko w stanie gazowym. wygląda tak (zdjęcie). I twardy jak lód.
Fizyczne właściwości tlenu są jednocześnie strukturą cząsteczki prostej substancji. Atomy tlenu tworzą dwie takie substancje: tlen (O 2) i ozon (O 3). Poniżej przedstawiono model cząsteczki tlenu.
Tlen. Właściwości chemiczne
Pierwszą rzeczą, od której zaczyna się charakterystyka chemiczna pierwiastka, jest jego pozycja w układzie okresowym D. I. Mendelejewa. Tak więc tlen znajduje się w 2. okresie szóstej grupy głównej podgrupy pod numerem 8. Jego masa atomowa wynosi 16 amu, jest niemetalem.
W chemii nieorganicznej jej związki dwuskładnikowe z innymi pierwiastkami połączono w osobny związek - tlenki. Tlen może tworzyć związki chemiczne zarówno z metalami, jak i niemetalami.
Porozmawiajmy o zdobyciu go w laboratoriach.
Chemicznie tlen można otrzymać przez rozkład nadmanganianu potasu, nadtlenku wodoru, soli bertholletowej, aktywnych azotanów metali i tlenków metali ciężkich. Rozważ równania reakcji dla każdej z tych metod.
1. Elektroliza wody:
H2O2 \u003d H2O + O2
5. Rozkład tlenków metali ciężkich (np. tlenku rtęci):
2HgO \u003d 2Hg + O 2
6. Rozkład azotanów metali aktywnych (np. azotanu sodu):
2NaNO3 \u003d 2NaNO2 + O2
Zastosowanie tlenu
Skończyliśmy z właściwościami chemicznymi. Teraz nadszedł czas, aby porozmawiać o wykorzystaniu tlenu w życiu człowieka. Jest potrzebny do spalania paliw w elektrowniach i elektrociepłowniach. Służy do produkcji stali z żeliwa i złomu, do spawania i cięcia metalu. Tlen potrzebny jest do produkcji masek strażackich, butli dla nurków, wykorzystywany jest w metalurgii żelaza i metali nieżelaznych, a nawet przy produkcji materiałów wybuchowych. Również w przemyśle spożywczym tlen jest znany jako dodatek do żywności E948. Wydaje się, że nie ma przemysłu, w którym nie jest stosowany, ale najważniejszą rolę odgrywa w medycynie. Tam nazywa się go „tlenem medycznym”. Aby tlen nadawał się do użytku, jest wstępnie sprężany. Fizyczne właściwości tlenu przyczyniają się do tego, że można go sprężać. W tej formie jest przechowywany w cylindrach podobnych do tych.
Znajduje zastosowanie w resuscytacji i operacjach na sprzęcie do podtrzymania procesów życiowych w organizmie chorego, a także w leczeniu niektórych schorzeń: odbarczeń, patologii przewodu pokarmowego. Z jej pomocą lekarze każdego dnia ratują wiele istnień ludzkich. Chemiczne i fizyczne właściwości tlenu przyczyniają się do jego powszechnego stosowania.
Tlen jest pierwiastkiem 16. grupy (według przestarzałej klasyfikacji - główna podgrupa grupy VI), drugiego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 8. Jest oznaczony symbolem O. Tlen jest reaktywnym niemetalem i jest najlżejszym pierwiastkiem z grupy chalkogenów. Prosta substancja tlen w normalnych warunkach jest bezbarwnym, bez smaku i zapachu gazem, którego cząsteczka składa się z dwóch atomów tlenu (wzór O2), w związku z czym jest również nazywany ditlenem]. Ciekły tlen ma jasnoniebieski kolor, a stały tlen to jasnoniebieskie kryształy.
Istnieją inne alotropowe formy tlenu, na przykład w normalnych warunkach niebieski gaz o specyficznym zapachu, którego cząsteczka składa się z trzech atomów tlenu (wzór O3).
Znalezienie w przyrodzie Naturalny tlen składa się z 3 stabilnych izotopów o16, o17, o18.
Tlen w postaci prostej substancji o2 wchodzi w skład powietrza atmosferycznego = 21% W postaci związanej pierwiastek tlenu jest integralną częścią wody różnych minerałów wielu substancji organicznych.
OTRZYMUJĄCY. Obecnie w przemyśle tlen pozyskuje się z powietrza. Główną przemysłową metodą otrzymywania tlenu jest destylacja kriogeniczna. Instalacje tlenowe oparte na technologii membranowej są również dobrze znane iz powodzeniem stosowane w przemyśle.
W laboratoriach stosuje się tlen przemysłowy dostarczany w stalowych butlach pod ciśnieniem około 15 MPa.
Niewielkie ilości tlenu można uzyskać ogrzewając nadmanganian potasu KMnO4:
2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Wykorzystuje się również reakcję katalitycznego rozkładu nadtlenku wodoru H2O2 w obecności tlenku manganu(IV):
2H2O2 =MnO2=2H2O + O2
Tlen można otrzymać przez katalityczny rozkład chloranu potasu (sól bertoletowa) KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Laboratoryjne metody wytwarzania tlenu obejmują metodę elektrolizy wodnych roztworów alkaliów, a także rozkład tlenku rtęci (II) (w t = 100 ° C):
Na okrętach podwodnych zwykle uzyskuje się go w reakcji nadtlenku sodu i dwutlenku węgla wydychanego przez osobę:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
CHEMIKALIA ST_VA. Silny utleniacz, oddziałuje z prawie wszystkimi pierwiastkami, tworząc tlenki. Stopień utlenienia wynosi -2. Z reguły reakcja utleniania przebiega wraz z wydzielaniem ciepła i przyspiesza wraz ze wzrostem temperatury (patrz Spalanie). Przykład reakcji zachodzących w temperaturze pokojowej:
4Li + O2 = 2Li2O
Utlenia związki, które zawierają pierwiastki o niemaksymalnym stopniu utlenienia:
Utlenia większość związków organicznych:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
W pewnych warunkach możliwe jest przeprowadzenie łagodnego utleniania związku organicznego:
CH3CH2OH + O2 = CH3COOH + H2O
Tlen reaguje bezpośrednio (w normalnych warunkach, po podgrzaniu i/lub obecności katalizatorów) ze wszystkimi prostymi substancjami, z wyjątkiem Au i gazów obojętnych (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcje z halogenami zachodzą pod wpływem wyładowania elektrycznego lub promieniowania ultrafioletowego. Pośrednio otrzymano tlenki złota i ciężkie gazy obojętne (Xe, Rn). We wszystkich dwupierwiastkowych związkach tlenu z innymi pierwiastkami tlen pełni rolę utleniacza, z wyjątkiem związków z fluorem (patrz niżej #fluorki tlenu).
Tlen tworzy nadtlenki o stopniu utlenienia atomu tlenu formalnie równym -1.
Na przykład nadtlenki otrzymuje się przez spalanie metali alkalicznych w tlenie:
2Na + O2 = Na2O2
Niektóre tlenki pochłaniają tlen:
2BaO + O2 = 2BaO2
Zgodnie z teorią spalania opracowaną przez A. N. Bacha i K. O. Englera utlenianie zachodzi w dwóch etapach z utworzeniem pośredniego związku nadtlenkowego. Ten związek pośredni można wydzielić, na przykład, gdy płomień płonącego wodoru jest chłodzony lodem, wraz z wodą tworzy się nadtlenek wodoru:
W nadtlenkach tlen formalnie ma stopień utlenienia -½, to znaczy jeden elektron na dwa atomy tlenu (jon O-2). Otrzymywany w wyniku interakcji nadtlenków z tlenem pod podwyższonym ciśnieniem i w podwyższonej temperaturze:
Na2O2 + O2 = 2NaO2
Potas K, rubid Rb i cez Cs reagują z tlenem, tworząc nadtlenki:
Ozonki nieorganiczne zawierają jon O–3 o stopniu utlenienia tlenu formalnie równym –1/3. Otrzymywany przez działanie ozonu na wodorotlenki metali alkalicznych:
2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2
W jonie dioksygenylowym O2+ tlen formalnie ma stopień utlenienia +½. Uzyskaj przez reakcję:
PtF6 +O2 = O2PtF6
Fluorki tlenu Dwufluorek tlenu, OF2 stopień utlenienia tlenu +2, otrzymuje się przepuszczając fluor przez roztwór alkaliczny:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2
Monofluorek tlenu (dioksydifluorek), O2F2, jest niestabilny, stopień utlenienia tlenu wynosi +1. Otrzymany z mieszaniny fluoru i tlenu w wyładowaniu jarzeniowym w temperaturze −196 C:
Przepuszczając wyładowanie jarzeniowe przez mieszaninę fluoru z tlenem pod określonym ciśnieniem i temperaturą, otrzymuje się mieszaniny fluorków wyższego tlenu O3F2, O4F2, O5F2 i O6F2.
Obliczenia mechaniki kwantowej przewidują stabilne istnienie jonu trifluorohydroksoniowego (angielski) OF3+. Jeśli ten jon naprawdę istnieje, wówczas stopień utlenienia tlenu w nim będzie wynosił +4.
Tlen wspomaga procesy oddychania, spalania i rozkładu.
W swojej wolnej postaci pierwiastek występuje w dwóch modyfikacjach alotropowych: O2 i O3 (ozon). Jak ustalili w 1899 roku Pierre Curie i Maria Skłodowska-Curie, pod wpływem promieniowania jonizującego O2 przechodzi w O3 OZON. Ozon jest alotropową modyfikacją tlenu składającą się z trójatomowych cząsteczek O3. W normalnych warunkach - niebieski gaz. Po upłynnieniu zamienia się w ciecz w kolorze indygo. W postaci stałej ma ciemnoniebieskie, prawie czarne kryształy.
CHEM.CB-VA Ozon jest silnym środkiem utleniającym, znacznie bardziej reaktywnym niż tlen dwuatomowy. Utlenia prawie wszystkie metale (z wyjątkiem złota, platyny i irydu) do ich najwyższych stopni utlenienia. Utlenia wiele niemetali. Produktem reakcji jest głównie tlen.
2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2
Ozon zwiększa stopień utlenienia tlenków:
NO + O3 = NO2 + O2
Tej reakcji towarzyszy chemiluminescencja. Dwutlenek azotu można utlenić do bezwodnika azotu:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Ozon reaguje z węglem w normalnej temperaturze, tworząc dwutlenek węgla:
2C +2O3 = 2CO2 + O2
Ozon nie reaguje z solami amonowymi, ale reaguje z amoniakiem, tworząc azotan amonu:
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O
Ozon reaguje z wodorem, tworząc wodę i tlen:
O3 + H2 = O2 + H2O
Ozon reaguje z siarczkami, tworząc siarczany:
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
Za pomocą ozonu kwas siarkowy można uzyskać zarówno z siarki elementarnej, jak iz dwutlenku siarki:
S + H2O + O3 = H2SO4
3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4
Wszystkie trzy atomy tlenu w ozonie mogą reagować indywidualnie w reakcji chlorku cyny z kwasem solnym i ozonem:
3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O
W fazie gazowej ozon reaguje z siarkowodorem, tworząc dwutlenek siarki:
H2S + O3 = SO2 + H2O
W roztworze wodnym zachodzą dwie konkurencyjne reakcje z siarkowodorem, jedna z tworzeniem siarki elementarnej, druga z tworzeniem kwasu siarkowego:
H2S + O3 = S + O2 + H2O
3H2S + 4O3 = 3H2SO4
Traktując roztwór jodu w zimnym bezwodnym kwasie nadchlorowym ozonem, można otrzymać nadchloran jodu(III):
I2 + 6HClO4 +O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O
Stały nadchloran nitrylu można otrzymać w reakcji gazowego NO2, ClO2 i O3:
2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2
Ozon może uczestniczyć w reakcjach spalania, przy czym temperatury spalania są wyższe niż w przypadku tlenu dwuatomowego:
3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2
Ozon może wchodzić w reakcje chemiczne w niskich temperaturach. W temperaturze 77 K (-196 ° C) wodór atomowy reaguje z ozonem, tworząc rodnik ponadtlenkowy z dimeryzacją tego ostatniego:
H + O3 = HO2. + O
2HO2 . = H2O2 + O2
Ozon może tworzyć nieorganiczne ozonki zawierające anion O3−. Związki te są wybuchowe i mogą być przechowywane tylko w niskich temperaturach. Znane są ozonki wszystkich metali alkalicznych (z wyjątkiem Francji). KO3, RbO3 i CsO3 można otrzymać z odpowiednich nadtlenków:
KO2 + O3 = KO3 + O2
Ozonek potasu można otrzymać w inny sposób z wodorotlenku potasu:
2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O
NaO3 i LiO3 można otrzymać poprzez działanie CsO3 w ciekłym amoniaku NH3 na żywice jonowymienne zawierające jony Na+ lub Li+:
CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3
Traktowanie roztworu wapnia w amoniaku ozonem prowadzi do powstania ozonku amonowego, a nie wapnia:
3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O
Ozonu można użyć do usunięcia manganu z wody w celu utworzenia osadu, który można oddzielić przez filtrację:
2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+
Ozon przekształca toksyczne cyjanki w mniej niebezpieczne cyjaniany:
CN- + O3 = CNO- + O2
Ozon może całkowicie rozłożyć mocznik:
(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O
Oddziaływanie ozonu ze związkami organicznymi z aktywowanym lub trzeciorzędowym atomem węgla w niskich temperaturach prowadzi do powstania odpowiednich wodorotlenków.
OTRZYMUJĄCY. Ozon powstaje w wielu procesach, którym towarzyszy uwalnianie tlenu atomowego, na przykład podczas rozkładu nadtlenków, utleniania fosforu itp.
W przemyśle otrzymuje się go z powietrza lub tlenu w ozonatorach pod działaniem wyładowania elektrycznego. O3 skrapla się łatwiej niż O2 i dlatego jest łatwy do oddzielenia. Ozon do ozonoterapii w medycynie pozyskiwany jest wyłącznie z czystego tlenu. Gdy powietrze jest napromieniowane twardym promieniowaniem ultrafioletowym, powstaje ozon. Ten sam proces zachodzi w górnych warstwach atmosfery, gdzie pod wpływem promieniowania słonecznego tworzy się i utrzymuje warstwa ozonowa.
W laboratorium ozon można otrzymać w reakcji schłodzonego stężonego kwasu siarkowego z nadtlenkiem baru:
3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O
Nadtlenki to złożone substancje, w których atomy tlenu są ze sobą połączone. Nadtlenki łatwo uwalniają tlen. W przypadku substancji nieorganicznych zaleca się używanie terminu nadtlenek; w przypadku substancji organicznych termin nadtlenek jest dziś często używany w języku rosyjskim. Nadtlenki wielu substancji organicznych są wybuchowe (nadtlenek acetonu); w szczególności łatwo tworzą się fotochemicznie, gdy etery są naświetlane przez długi czas w obecności tlenu. Dlatego przed destylacją wiele eterów (eter dietylowy, tetrahydrofuran) wymaga sprawdzenia na obecność nadtlenków.
Nadtlenki spowalniają syntezę białek w komórce.
W zależności od budowy wyróżnia się nadtlenki właściwe, nadtlenki i ozonki nieorganiczne. Nadtlenki nieorganiczne w postaci związków binarnych lub złożonych są znane dla prawie wszystkich pierwiastków. Nadtlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych reagują z wodą, tworząc odpowiedni wodorotlenek i nadtlenek wodoru.
Nadtlenki organiczne dzielą się na nadtlenki dialkilu, wodoronadtlenki alkilu, nadtlenki diacylu, wodoronadtlenki acylu (kwasy nadtlenokarboksylowe) i cykliczne nadtlenki. Nadtlenki organiczne są niestabilne termicznie i często wybuchowe. Stosowany jako źródło wolnych rodników w syntezie organicznej i przemyśle
Halogenki (halogenki) - związki halogenów z innymi pierwiastkami chemicznymi lub rodnikami. W tym przypadku halogen zawarty w związku musi być elektroujemny; Zatem tlenek bromu nie jest halogenkiem.
W zależności od halogenu zawartego w związku, halogenki są również nazywane fluorkami, chlorkami, bromkami, jodkami i astatami. Halogenki srebra są najlepiej znane pod tą nazwą ze względu na masową dystrybucję filmowej fotografii halogenków srebra.
Związki halogenów między sobą nazywane są międzyhalogenkami lub związkami międzyhalogenowymi (na przykład pentafluorek jodu IF5).
W halogenkach halogen ma ujemny stopień utlenienia, podczas gdy pierwiastek ma dodatni.
Jon halogenkowy to ujemnie naładowany atom halogenu.
Odkrycie tlenu nastąpiło dwukrotnie, w drugiej połowie XVIII wieku, z kilkuletnią różnicą. W 1771 r. Szwed Carl Scheele pozyskiwał tlen, ogrzewając saletrę i kwas siarkowy. Powstały gaz nazwano „powietrzem ogniowym”. W 1774 roku angielski chemik Joseph Priestley rozłożył tlenek rtęci w całkowicie zamkniętym naczyniu i odkrył tlen, ale pomylił go ze składnikiem powietrza. Dopiero po tym, jak Priestley podzielił się swoim odkryciem z Francuzem Antoine Lavoisierem, stało się jasne, że odkryto nowy pierwiastek (kaloryzator). Palma tego odkrycia należy do Priestleya, gdyż Scheele swoją pracę naukową opisującą odkrycie opublikował dopiero w 1777 roku.
Tlen jest pierwiastkiem XVI grupy II okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew ma liczbę atomową 8 i masę atomową 15,9994. Zwyczajowo oznacza się tlen symbolem O(z łac tlen- wytwarzanie kwasu). Imię w języku rosyjskim tlen wywodził się z kwasy, termin wprowadzony przez M.V. Łomonosow.
Będąc w naturze
Tlen jest najbardziej powszechnym pierwiastkiem występującym w skorupie ziemskiej i oceanach. Związki tlenu (głównie krzemiany) stanowią co najmniej 47% masy skorupy ziemskiej, tlen jest wytwarzany w procesie fotosyntezy przez lasy i wszelkie rośliny zielone, większość spada na fitoplankton wód morskich i słodkich. Tlen jest obowiązkowym składnikiem każdej żywej komórki, występuje również w większości substancji pochodzenia organicznego.
Fizyczne i chemiczne właściwości
Tlen jest lekkim niemetalem, należy do grupy chalkogenów i ma wysoką aktywność chemiczną. Tlen, jako prosta substancja, jest bezbarwnym, bezwonnym i pozbawionym smaku gazem, ma stan ciekły - jasnoniebieską przezroczystą ciecz i stały - jasnoniebieskie kryształy. Składa się z dwóch atomów tlenu (oznaczonych wzorem O₂).
Tlen bierze udział w reakcjach redoks. Żywe istoty oddychają tlenem w powietrzu. Tlen jest szeroko stosowany w medycynie. W chorobach układu krążenia w celu usprawnienia procesów metabolicznych do żołądka wprowadza się pianę tlenową („koktajl tlenowy”). Podskórne podanie tlenu stosuje się przy owrzodzeniach troficznych, słoniowacicy, gangrenie. Sztuczne wzbogacanie ozonem służy do dezynfekcji i dezodoryzacji powietrza oraz oczyszczania wody pitnej.
Tlen jest podstawą życia wszystkich żywych organizmów na Ziemi, jest głównym pierwiastkiem biogennym. Wchodzi w skład cząsteczek wszystkich najważniejszych substancji, które odpowiadają za budowę i funkcję komórek (lipidy, białka, węglowodany, kwasy nukleinowe). Każdy żywy organizm zawiera znacznie więcej tlenu niż jakikolwiek pierwiastek (do 70%). Na przykład ciało przeciętnego dorosłego człowieka ważącego 70 kg zawiera 43 kg tlenu.
Tlen dostaje się do organizmów żywych (roślin, zwierząt i ludzi) przez układ oddechowy i wodę. Pamiętając, że najważniejszym narządem oddechowym w organizmie człowieka jest skóra, staje się jasne, ile tlenu może otrzymać człowiek, zwłaszcza latem nad brzegiem zbiornika. Określenie zapotrzebowania danej osoby na tlen jest dość trudne, ponieważ zależy od wielu czynników - wieku, płci, masy i powierzchni ciała, sposobu odżywiania, środowiska zewnętrznego itp.
Wykorzystanie tlenu w życiu
Tlen jest używany niemal wszędzie – od metalurgii po produkcję paliwa rakietowego i materiałów wybuchowych używanych do robót drogowych w górach; od medycyny po przemysł spożywczy.
W przemyśle spożywczym tlen jest rejestrowany jako dodatek do żywności, jako propelent i jako gaz opakowaniowy.