Ступені окиснення оксигену

О-2	Н2О, Н3О+, ОН–, оксиди і т.д.
О-1	Н2О2, пероксиди
О0	О2, О3
О+1	О2F2
О+2	OF2

Оксиген існує в природі у вигляді трьох ізотопів:

Нуклід	Атомна маса	Поширеність в природі,%	Період піврозпаду Т1/2	Ядерний спін І	Ядерний магнітний момент 	Застосування
16О	15.995	99.76	стабільний	0+
17О	16.999	0.048	стабільний	5/2+	–1.894	ЯМР[1]
18О	17.999	0.20	стабільний	0+		Радіоактивна мітка в біології

Штучно добуто ізотоп ¹⁹О. Це бета-випромінювач, період піврозпаду якого складає лише 30 секунд. Він утворюється в результаті радіолізу води.

Кисень можна добути:

1) нагріванням (термічним розкладом) оксидів неактивних металів (Ag₂O, HgO):

2 HgO  2 Hg + O₂

2) нагріванням оксидів металів у вищих ступенях окиснення (PbO₂, Pb₃O₄):

PbO₂  Pb + O₂

3) нагріванням бертолетової солі при наявності каталізатора (MnO₂):

KClO₃ 2KCl + 3O₂

4) із пероксидів або супероксидів, дією на них води або СО₂:

4KO₂ + 2H₂O 4KOH + 3O₂

2Na₂O₂ + 2CO₂ 2Na₂CO₃ + O₂

5) розкладанням хроматів і дихроматів, при наявності H₂SO₄:

2K₂Cr₂O₇+ 8H₂SO₄2K₂SO₄ +2Cr₂(SO₄)₃ +3O₂+8H₂O

6) методом Бріна:

2BaO + O₂ 2BaO₂ (при 500⁰С)

2ВаО₂ 2ВаО + О₂ (при 900⁰С)

7) розкладанням хлорного вапна при наявності солей кобальту або міді:

2CaOCl₂ 2CaCl₂ + O₂

8) розкладанням пероксиду гідрогену (водн.):

2Н₂О₂ 2Н₂О + О₂

9) електролізом води з додаванням кислоти або лугу:

катод: 4Н₂О + 4е 2Н₂ + 4ОН^–

4ОН^– – 4е О₂ + 2Н₂О

10) фракційною перегонкою зрідженого повітря.

Максимальна ковалентність кисню дорівнює чотирьом. При цьому атоми кисню можуть перебувати у стані sp³, sp², sp-гібридизації, що відповідає тетраедричному, трикутному і лінійному розташуванню -зв’язків.

Наявністю в атома кисню двох неподілених пар електронів зумовлена можливість донорно-акцепторної взаємодії й утворення оксонієвих сполук, в яких атоми кисню сполучені трьома ковалентними зв’язками. Так, у кислих водних розчинах містяться іони гідроксонію [H₃O]⁺.

Хімічні властивості молекулярного кисню:

ü При звичайній температурі більшість металів і неметалів реагують з киснем:

4P + 5O₂ P₄O₁₀

2H₂ + O₂ 2H₂О

4Li + O₂ 2Li₂O

2Na + O₂ Na₂O₂

K + O₂ KO₂.

ü Кисень утворює три види оксидів: нормальні, пероксиди і супероксиди (надпероксиди). В нормальному оксиді діючим є іон О^2–; в пероксиді – О₂^2–; і в супероксиді – О₂^–. В деяких випадках кисень виконуючи функцію окисника, може приєднувати електрони, які раніше належали відновнику, не розриваючи зв’язку між двома атомами в молекулі кисню. Іон пероксиду О₂^2– діамагнітний. Супероксиди утворюються, при спалюванні лужних металів в атмосфері кисню при підвищеному тиску О₂. Супероксиди парамагнітні.

ü Киснем окиснюються:

вуглеводні:

СН₄ + 2О₂ СО₂ + 2Н₂О

азот (при електричному розряді (3000⁰С)):

N₂ + O₂« 2NO

аміак:

4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂O

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

гідриди металів (Ca, Sr, Ba) окиснюються О₂:

СаН₂+ О₂ Са(ОН)₂

ü Кисень окиснює альдегіди до кислот, Fe²⁺ до Fe³⁺, SO₃^2– до SO₄^2–:

СН₃СОН + 1/2О₂ СН₃СООН

ü Кисень утворює оксигенільні комплекси, тобто комплекси молекулярного кисню. Найбільш відомим є продукт взаємодії О₂ і залізовмістної частини гемоглобіну крові гему. Цей комплекс виконує важливу функцію перенесення кисню в організмах вищих тварин і людини. Аналогічну функцію в інших живих організмів виконує міоглобін і гемоціанін, білок, що містить порфіриновий комплекс міді.

ü При нагріванні металів на повітрі утворюються оксиди:

Ba + O₂  BaO₂

Cu + 1/2O₂ CuO

3Fe + 2O₂  Fe₃O₄

ü В природних умовах під час грози завдяки електричним розрядам, а також під дією ультрафіолетових променів в атмосфері на висоті 10 – 30 км з кисню утворюється озон. Озон (від грец. озо – пахнути)– алотропна видозміна кисню. Це екзотермічна сполука, яка легко розкладається з утворенням атомарного кисню: О₃ ® О₂ + [О]. Необхідна енергія для отримання озону може бути підведена до реагентів у формі тихого електричного розряду, а також іонізуючої радіації, потоку електронів або позитивно заряджених іонів. Якщо нагріти О₂ до 1300⁰С, то лише 0.1% О₂ перетворюється в О₃, а при температурі вольтової дуги (4500⁰С), в умовах підвищеного тиску можна значну кількість О₂ (близько 16%) перевести в О₃ 3О₂ « 2О₃. Озон за своїм властивостям різко відрізняється від молекулярного кисню. У нього вища температура кипіння: –111.9⁰С і температура плавлення: –192.7⁰С:

ü Довжина зв’язку в молекулі озону дорівнює 0,1278 нм. В молекулі озону центральний атом оксигену перебуває в стані sp²-гібридизації. Молекула озону – діамагнетик. В лабораторії озон добувають, пропускаючи газоподібний кисень через озонатор, тобто трубку, де кисень проходить між двома електродами. Один електрод – це фольга, яка ззовні обмотує скляну трубку, другий електрод знаходиться в центрі трубки, по якій проходить кисень. Рідкий озон синього кольору, а твердий, кристалічний О₃ має чорне забарвлення. В малих концентраціях озон має приємний запах, але у великих концентраціях він подразнює дихальні шляхи. Озон – ендотермічна сполука, дуже не стійка. Рідкий озон при наявності органічних домішок вибухонебезпечний.

ü Озон – дуже сильний окисник. Він окиснює за звичайних умов такі малоактивні прості речовини, як Ag:

2O₃ + 2Ag Ag₂O₂ + 2O₂

ü Для якісного виявлення озону використовується реакція взаємодії його з розчином йодиду калію:

2KJ + O₃ + H₂O J₂ + 2KOH + O₂

ü При взаємодії озону з лужними металами або гідроксидами металів (Na, K, Rb, Cs) утворюються озоніди:

К + О₃  КО₃

3КОН + 2О₃ КО₃+ 2КОН·Н₂О + 1/2О₂

Іон озоніду О₃^– парамагнітний.

ü Озоніди, як і пероксиди і супероксиди, використовуються в промисловості, в різних галузях науки і техніки в якості сильних окисників і джерел кисню.