Кислород и озон

Кислород (O) находится во II периоде, в главной подгруппе VI группы, порядковый номер 8. Электронная формула $1s^22s^22p^4$: на внешнем слое 6 электронов, из них 2 неспаренных. Поэтому в соединениях кислород обычно двухвалентен.

Кислород — второй по электроотрицательности элемент после фтора. Степень окисления в большинстве соединений $-2$, в пероксидах ($\mathrm{H_2O_2}$, $\mathrm{Na_2O_2}$) $-1$, в соединении со фтором $\mathrm{OF_2}$ $+2$, в простом веществе 0.

Кислород входит в состав воды, песка ($\mathrm{SiO_2}$), силикатов и карбонатов. В воздухе его 21% по объёму, а массовая доля кислорода в воде — 88,9%. Элемент кислород образует два простых вещества — кислород $\mathrm{O_2}$ и озон $\mathrm{O_3}$; это явление называется аллотропией.

В лаборатории кислород получают разложением кислородсодержащих веществ:

• $\mathrm{2KMnO_4\xrightarrow{t^\circ}K_2MnO_4+MnO_2+O_2\uparrow}$
• $\mathrm{2KClO_3\xrightarrow{MnO_2,\ t^\circ}2KCl+3O_2\uparrow}$ (бертолетова соль)
• $\mathrm{2H_2O_2\xrightarrow{MnO_2}2H_2O+O_2\uparrow}$
• $\mathrm{2HgO\xrightarrow{t^\circ}2Hg+O_2\uparrow}$; $\mathrm{2KNO_3\xrightarrow{t^\circ}2KNO_2+O_2\uparrow}$

Кислород плохо растворим в воде, поэтому его собирают вытеснением воды; он немного тяжелее воздуха, поэтому его можно собирать в сосуд, поставленный дном вниз. Тлеющая лучинка в кислороде вспыхивает: так кислород распознают.

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха. Жидкий воздух медленно испаряют: сначала отгоняется азот ($-196$ °C), затем кислород ($-183$ °C). Чистый кислород получают также электролизом воды: $\mathrm{2H_2O\xrightarrow{\text{электролиз}}2H_2+O_2}$.

Кислород — газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха ($M=32$ г/моль), плохо растворим в воде. При $-183$ °C превращается в голубую жидкость.

Кислород — сильный окислитель: он непосредственно реагирует со всеми элементами, кроме благородных газов, золота, платины и галогенов.

• С металлами: $\mathrm{2Mg+O_2\to2MgO}$; железо сгорает с образованием железной окалины $\mathrm{Fe_3O_4}$ ($\mathrm{FeO\cdot Fe_2O_3}$): $\mathrm{3Fe+2O_2\to Fe_3O_4}$; натрий даёт пероксид: $\mathrm{2Na+O_2\to Na_2O_2}$.
• С неметаллами: $\mathrm{S+O_2\to SO_2}$; $\mathrm{C+O_2\to CO_2}$; $\mathrm{4P+5O_2\to2P_2O_5}$; с азотом только при очень высокой температуре или в электрическом разряде: $\mathrm{N_2+O_2\rightleftarrows2NO}$.
• Со сложными веществами: $\mathrm{CH_4+2O_2\to CO_2+2H_2O}$; $\mathrm{2H_2S+3O_2\to2SO_2+2H_2O}$; $\mathrm{4FeS_2+11O_2\to2Fe_2O_3+8SO_2}$.

Быстрое окисление с выделением теплоты и света называется горением. Дыхание, гниение и ржавление металлов — это медленное окисление.

Кислород применяют в медицине, в металлургии (для ускорения процессов при выплавке стали), для сварки и резки металлов ацетилен-кислородным пламенем, а жидкий кислород — как окислитель ракетного топлива.

В атмосферу кислород поступает благодаря фотосинтезу: $\mathrm{6CO_2+6H_2O\xrightarrow{h\nu}C_6H_{12}O_6+6O_2}$. Дыхание живых организмов, горение и гниение расходуют кислород и выделяют $\mathrm{CO_2}$, а растения снова поглощают этот $\mathrm{CO_2}$. Благодаря такому круговороту содержание кислорода в воздухе остаётся почти постоянным.

Озон $\mathrm{O_3}$ — аллотропная модификация кислорода. Он образуется из кислорода при электрическом разряде (в природе — при грозе, в лаборатории — в озонаторе) или под действием ультрафиолета: $\mathrm{3O_2\rightleftarrows2O_3}$. Реакция эндотермическая, объём газа при этом уменьшается.

Озон — голубой газ с резким характерным запахом, тяжелее кислорода ($M=48$ г/моль), растворяется в воде лучше кислорода, в больших концентрациях ядовит.

Озон — более сильный окислитель, чем кислород, и легко разлагается: $\mathrm{2O_3\to3O_2}$. Он окисляет серебро, которое кислород при обычных условиях не окисляет: $\mathrm{2Ag+O_3\to Ag_2O+O_2}$. Озон вытесняет иод из раствора иодида калия, и иодкрахмальная бумажка синеет; это качественная реакция на озон: $\mathrm{2KI+O_3+H_2O\to I_2+2KOH+O_2}$.

Озон используют для обеззараживания питьевой воды и для отбеливания. Озоновый слой в стратосфере на высоте 20–25 км поглощает опасное для живых организмов ультрафиолетовое излучение Солнца; фреоны разрушают этот слой.