Z = +8 e
Z = 8
1s22s22p4
ro(O) = 0,45 A = 0,045 нм
Emи(O) = 1314 кДж/моль
Есm (O) = 141 кДж/моль
Относительная электроотрицательность
= 3,50
Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода
|
Валентное состояние |
Wэ |
Wк |
С/О |
Примеры химических веществ |
|
|
2 |
4 |
–II |
Al2O3, Fe2O3, Cr2O3* |
|
|
1 |
3 |
–II |
(H3O)Cl |
|
|
0 |
2 |
–II –I 0 +I +II |
H2O, SO2, SO3, CO2, SiO2, H2SO4, HNO2, HClO4, COCl2, H2O2 O2** O2F2 OF2 |
|
|
1 |
1 |
–II –I |
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na2O2, K2O2, CaO2, BaO2 |
|
|
2 |
0 |
–II |
Li2O, Na2O, MgO, CaO, BaO, FeO, La2O3 |
* Эти оксиды можно рассматривать и как ионные соединения.
** Атомы кислорода в молекуле не находятся в данном валентном состоянии; это лишь пример вещества со степенью окисления атомов кислорода, равной нулю
Большая энергия ионизации (как у водорода) исключает образование из атома кислорода простого катиона. Энергия сродства к электрону довольно велика (почти в два раза больше, чем у водорода), что обеспечивает большую склонность атома кислорода к присоединению электронов и способность образовывать анионы О2A. Но энергия сродства к электрону у атома кислорода все же меньше, чем у атомов галогенов и даже других элементов VIA группы. Поэтому анионы кислорода (оксид-ионы) существуют только в соединениях кислорода с элементами, атомы которых очень легко отдают электроны.
Обобществляя два неспаренных электрона, атом кислорода может образовать две ковалентные связи. Две неподеленные пары электронов из-за невозможности возбуждения могут вступать только в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким образом, без учета кратности связи и гибридизации атом кислорода может находиться в одном из пяти валентных состояний (табл. 29).
Наиболее характерно для атома кислорода валентное состояние с Wк = 2, то есть образование двух ковалентных связей за счет двух неспаренных электронов.
Очень высокая электроотрицательность атома кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому, что в большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления –II. Существуют вещества, в которых кислород проявляет и другие значения степени окисления, некоторые из них приведены в таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная устойчивость показана на рис. 10.3.
в) Молекула кислорода
Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О2 содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (ro–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.
г) Кислород (вещество)
При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).
Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).
Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).
Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.
Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O2 = 2CaO, 3Fe + 2O2 = Fe3O4 (t);
неметаллами: C + O2 = CO2, P4 + 5O2 = P4O10,
и сложными веществами: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O, 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2.
Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2.
Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na
)2(
O—O).
Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.
В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2(200 °С);
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150 °С, MnO2 – катализатор);
2KNO3 = 2KNO2 + 3O2 (400 °С)
и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H2O2 = 2H2O + O2 (MnO2–катализатор).
Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.
Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.
д) Озон и его молекулы
Озон O3 – вторая аллотропная модификация кислорода.
Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:
Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза "тяжелее" кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.