Какие физические свойства кислорода вы обнаружите выполняя опыт 1
Цель работы
Получить кислород (методом
вытеснения воздуха) и изучить его свойства.
Необходимое оборудование и реактивы
Оборудование:
- штатив лабораторный с лапкой или пробиркодержатель;
- спиртовка;
- два химических стакана;
- стеклянная пластинка;
- пробирка;
- пробка с газоотводной трубкой;
- ложка для сжигания веществ;
- спички;
- лучинка;
- вата.
Вещества:
- перманганат калия (твердый) KMnO4;
- уголь С;
- известковая вода — Са(ОН)2.
Меры предосторожности
Работа со спиртовкой:
- Не переносите горящую спиртовку с места на место.
- Гасите спиртовку только с помощью колпачка.
- При нагревании не забудьте прогреть пробирку. Для этого пробирку, закрепленную в лапке штатива, медленно проведите сквозь пламя от донышка до отверстия и обратно. Эту операцию повторите несколько раз: чтобы стекло равномерно прогрелось. Признаком прогрева стекла можно считать исчезновение запотевания на стенках пробирки.
- Дно пробирки должно находиться в верхней части пламени.
- Дно пробирки не должно касаться фитиля.
Работа со стеклом:
- Помните, что горячее стекло по внешнему виду не отличается от холодного. Не прикасайтесь к горячей пробирке.Закрепляя пробирку в лапке штатива, не закручивайте сильно винт. При нагревании стекло расширяется и пробирка может треснуть
Проверка прибора на герметичность:
- Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, опустите конец трубки в стакан с водой. Плотно обхватите ладонью пробирку и внимательно следите за появлением пузырьков воздуха.
ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ
Загрузите по очереди два следующих видео — опыта и внимательно наблюдайте за
экспериментом:
1. Получение
кислорода (нажмите «Посмотреть опыт»)
Кислород(
O 2 ) в лаборатории получают разложением перманганата калия KMnO 4
(марганцовки). Для опыта понадобится пробирка с газоотводной трубкой. В пробирку
насыпаем кристаллический перманганат калия. Для сбора кислорода приготовим
колбу. При нагревании перманганат калия начинает разлагаться, выделяющийся
кислород поступает по газоотводной трубке в колбу. Кислород тяжелее воздуха,
поэтому не покидает колбу и постепенно заполняет ее. Тлеющая лучинка вспыхивает
в колбе: значит нам удалось собрать кислород.
2
KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
↑
Чистый кислород впервые получили независимо друг отдруга
шведский химик Шееле (при прокаливании селитры) и английский ученый Пристли
(при разложении оксидов ртути и свинца). До их открытия ученые считали, что
воздух ‑ однородная субстанция. После открытия Шееле и Пристли Лавуазье создал
теорию горения и назвал новый элемент Oxygenium (лат.) – рождающий кислоту, кислород.
Кислород — необходим для поддержания жизни. Человек может выдержать без
кислорода всего несколько минут.
2. Обнаружение кислорода
Кислород поддерживает горение — это свойство кислорода используется для его
обнаружения
3. Горение угля в кислороде
Кислород
активно взаимодействует со многими веществами. Посмотрим, как реагирует
кислород с углем. Для этого раскалим кусочек угля на пламени спиртовки. На
воздухе уголь едва тлеет, потому что кислорода в атмосфере около двадцати
процентов по объему. В колбе с кислородом уголь раскаляется. Горение углерода
становится интенсивным. При сгорании углерода образуется углекислый газ:
С+О2= СО2
Добавим в колбу с газом известковую воду – она мутнеет.
Известковая вода обнаруживает углекислый газ. Вспомните, как разжигают гаснущий
костер. Дуют на угли или интенсивно обмахивают их для того, чтобы увеличить
подачу кислорода в зону горения.
Оформите и сдайте отчёт о проделанной работе
Практическая работа №3
Получение
и свойства кислорода
Цель работы:
Получить кислород (методом
вытеснения воздуха) и изучить его свойства.
Приборы и оборудование: KMnO4 – перманганат калия (марганцовка), С – древесный
уголь , известковая вода, пробка с газоотводной трубкой, лучинка, спиртовка,
спички, колба, вата, пробирка.
Ход работы:
Название | Наблюдения, Уравнение |
1. Получение и собирание | KMnO4t = K2MnO4 |
2. Обнаружение кислорода | |
3. Сжигание древесного угля | C + O2 t = .?. (назовите продукты) |
Вывод: __________________________________________
Анонимный вопрос · 23 декабря 2018
5,7 K
Подготовила к ЕГЭ по химии 5000 учеников. С любого уровня до 100 в режиме онлайн 🙂 · vk.com/mendo_him
????Кислород (или Oxygenium)????
Химические свойства:
✅Сильный окислитель
✅Реагирует практически со всеми элементами
✅Образует оксиды
✅Окисляет простые и сложные неорганические вещества
✅Окисляет органические вещества
✅Характерна реакция горения
Физические свойства:
????Газ без цвета и запаха
????Мало растворим в воде
????Немного тяжелее воздуха
????Плотность 1,4г/л
????Температура кипения -183°C
????Температура плавления -216°C
????Атомы кислорода образуют такие вещества,как O ₂(кислород) и О ₃ (озон)
Пасиб огромное помогла на 5
Почему вода не горит, если состоит из водорода и кислорода?
Кандидат химических наук, старший научный сотрудник химического факультета МГУ
Потому что водород уже сгорел в кислороде! Это то же самое, что спросить, почему поваренная соль не ядовита. Ведь она состоит из хлора и натрия, и хлор — это ядовитый газ, а натрий — щелочной метал. Но мы едим соль и не травимся. Просто соль — это продукт химической реакции, после которой элементы находятся уже в другом своем состоянии и изменяются их свойства. То же самое и с водой. Кстати, из воды можно обратно сделать водород и кислород и потом снова сжечь водород в кислороде.
Каковы химические и физические свойства соли?
Нравится познавать и наслаждаться этим миром
По химическим свойствам соли подразделяют на три группы: кислые, основные и средние.
- Кислые соли термически неустойчивы и разлагаются при нагревании с образованием средних солей. При диссоциации они выделяют катионы металла (иона аммония), ионы водорода и анионы кислотного остатка . Являются продуктами неполного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла. Для кислых солей характерны реакции нейтрализации со щелочами.
- Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных групп соответствующего основания на кислотные остатки. Также, как и кислые, термически неустойчивы и при нагревании разлагаются. При диссоциации дают катионы металла, анионы кислотного остатка и ионы ОН-. Для основных солей характерны реакции нейтрализации с кислотами.
- Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла. Они вступают в реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями. Подвергаются гидролизу в водном растворе. Большинство неустойчивы и разлагаются при нагревании. При диссоциации дают только катионы металла (ион аммония) и анионы кислотного остатка.
По физическим свойства соли — это кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой. Обладают высокими температурами плавления. Являются диэлектриками при нормальных условиях.
Прочитать ещё 1 ответ
Что значит основность кислоты? Как ее определять?
Осно́вность — способность вещества проявлять осно́вные свойства, то есть в простейшем случае реагировать с кислотами. Определяется для оксидов, гидроксидов, а также оснований Льюиса (пример аммиак).
Чтобы определить основность кислоты, смотрите на количество атомов водорода, т.е. если в состав кислот входит один атом водорода, то кислота одноосновная, если два атома водорода – двухосновная, а три атома – трехосновная.
Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 8 класс.
Учитель химии и биологии Иванова Е.Н. МКОУ «Хаилинская средняя школа»
ТЕМА 2. Кислород. Водород. Вода. Растворы
Тема урока: «Физические и химические свойства кислорода».
Задачи: рассмотреть состав молекулы кислорода, способы получения
в лабораторных, промышленных условиях; физические и
химические свойства кислорода.
Тема урока рассчитана на 2 урока (спаренные).
Реактивы и оборудование:
Демонстрационный опыт: «Получение кислорода в
лабораторных условиях» (1 способ – методом вытеснения воздуха;
2 способ – методом вытеснения воды).
Опыт 1.К Мп О4 (1/4 часть пробирки), лучинка, газоотводная трубочка; 3 больших, сухих пробирки; кристаллизатор с водой
Опыт 2. «Сжигание простых веществ в кислороде».
Железная ложечка – 4; спиртовки; простые вещества:
Фосфор, магний, уголь, сера.
Кроссворд по теме «Кислород».
Изучение нового материала.
1 Нахождение в природе.
Кислород самый распространенный химический элемент в земной коре (по массе 49%).Воздух содержит 21% объемных долей (= 1/5 по объему) .Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ: вода, песок. Горные породы и минералы. Кислород является важной частью органических соединений (белков, жиров, углеводов); имеет исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека.
— Запишем в тетради тему урока.
2. История открытия кислорода.
История открытия показательна в том хотя бы смысле, что процесс открытия нового химического элемента здесь является одноактным событием.
А) Карл Вильгельм Шееле (шведский ученый), (09.12 1742 – 1786).
Родился в семье пивовара и торговца, жили в крайней нужде – 10 братьев и сестер; рано умер отец. Ученик аптекаря – поражал своими знаниями фармакологической химии. Работал в примитивной лаборатории (учение о газах, химический анализ, катализ, фотохимия). Открыл хлор, синильную кислоту, органические вещества: лимонная, яблочная кислоты. Ранняя смерть 44 года – подорвал здоровье с ядовитыми веществами. Слава об ученом – за границей (в условиях маленькой аптечной лаборатории – вершил открытия мирового значения)!
По ходу урока учащиеся записывают схему:
К. В. Шееле: 1772год – открытие: воздух состоит из кислорода и азота;
Описал свойства кислорода. Работа Шееле: «Химический трактат
о воздухе и огне» по вине издателя с запозданием была
опубликована в 1777г. Это лишило Шееле права именоваться
первооткрывателем кислорода.
Джозеф Пристли (английский ученый 1733 – 1804)
В 1774г разложил:
2 Нg O -> 2Hg + O2
Кислород газ пригодный для дыхания, изучил свойства
кислорода. «Новый газ является составной частью воздуха».
Лавуазье (французский ученый).В 1775 г написал: «Этот воздух был
открыт почти в одно время Пристли, Шееле и мною. Я дал
ему сначала название в высшей степени легко вдыхаемого,
или весьма…»жизненный или живительный воздух».
3.Получение в лаборатории кислорода.
-Получим кислород и изучим его физические и химические свойства.
Демонстрационный опыт. 1 способ получения: вытеснением воздуха.
2 К Мn O4 -> K2MnO4 + MnO2 + O2
В тетрадях – запись уравнения химической реакции; рисунок с поясняющим
надписями. О заполнении сосуда кислородом, судим по вспыхиванию
тлеющей лучинки.
Физические свойства: кислород – бесцветный газ, без запаха и вкуса, малорастворим
в воде, тяжелее воздуха.
Демонстрационный опыт. 2 способ получения: вытеснением воды.
Получение в промышленности.
| |
Из воздуха из воды
(под давлением сжижают). (электролиз).
4.Химические свойства кислорода.
Изучим химические свойства на основе наблюдения демонстрационных опытов. Обратить внимание на условия осуществления и признаки химических реакций.
Кислород при нагревании энергично взаимодействует со многими веществами; при этом выделяются теплота и свет. Такие реакции называются реакциями горения.
Демонстрация опытов (при получении кислорода, собрали его в 4 демонстрационные пробирки, закрыв пробками, для дальнейших опытов). Учащиеся наблюдают и делают записи в тетрадь, в уравнениях реакций расставляют коэффициенты.
Реакции горения:
S + O2 -> S O2
4 Р + 5 О2-> 2 P2 O5
C + O2 -> CO2
2 Mg + O2 -> 2 MgO
При выполнении опыта 3, чтобы определить, какое вещество образовалось, в сосуд наливаем известковую воду, она мутнеет, т.к. при горении угля образуется углекислый газ.
СО2 + Са (ОН) 2 –СаСО3 + Н2О.
Вывод: Горение – химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением теплоты и света.
Итак, какое вещество мы сегодня получили, в каком агрегатном состоянии он находится и кто его открыл? Ответим на вопросы, решив кроссворд.
1.Лабораторное оборудование.
2.Один из величайших химиков мира.
3.Купрум – химический элемент.
4.Единица измерения количества вещества.
5 тип химической реакции.
2) 1.Фамилия итальянского ученого 1моль – 6,02 Х 10 23.
2.Мельчайшая химически неделимая частица вещества.
3. Тип химической реакции.
3) 1. Типичный металл
2. Химический элемент, содержащийся в водорослях.
3. Число атомов в химической формуле.
4. Мельчайшая частица вещества.
5. Газ, входящий в состав воздуха.
6. Самый легкий газ.
7. Химическое соединение водорода и кислорода.
8. Тип химической реакции.
Второй час урока посвящаем практическому занятию.
Для выполнения работы на столах учащихся находятся все реактивы и оборудование.
пробирка сухая (1/4 часть) КMn O4
газоотводная трубочка, вата.
спиртовка, лучинка.
2 сухие пробирки
2 железные ложечки.
кусочек угля, известковая вода.
кусочек серы.
штатив.
Работа описана в учебнике 8 класса, практическая работа «Получение кислорода и изучение его свойств». Учащиеся выполняют работу и пишут краткий отчет о практической работе в тетрадях, делая вывод.
Практическая работа: «Получение кислорода и изучение его свойств».
Цель:
1) обеспечить закрепление знаний о способах получения кислорода;
познакомить с элементами исследовательской работы;
развивать умения работать с химическими реактивами, химической посудой;
оборудованием;
воспитывать культуру проведения эксперимента;
обеспечить соблюдение учащимися правил техники безопасности.
На доске – краткие записи отчета.
ОТЧЕТ.
Опыт 1. «Получение и собирание кислорода».
1)собрать прибор, проверить на герметичность;
2) выполнить опыт, проверить наличие газа в сосуде; заполнить кислородом 2 большие пробирки для дальнейших опытов;
3) сделать рисунок с поясняющими надписями.
Опыт 2. «Горение в кислороде угля и серы».
уравнения химических реакций:
С + О2 ->
S + O2 ->
Наблюдения.
Вывод: В ходе работы мы получали и собирали газообразное вещество, исследовали следующие свойства кислорода:
физические;
химические – р. горения.
Лекция «Кислород –
химический элемент и простое вещество»
План
лекции:
1. Кислород – химический элемент:
а)
Характеристика химического элемента – кислорода по его положению в ПСХЭ
б)
Валентные возможности атома кислорода
в)
Распространённость химического элемента в природе
2. Кислород – простое вещество
а)
Получение кислорода
б)
Химические свойства кислорода
в)
Круговорот кислорода в природе
г)
Применение кислорода
«Dum spiro spero» (Пока дышу, надеюсь…), — гласит
латынь
Дыхание – это синоним
жизни, а источник жизни на Земле – кислород.
Подчёркивая важность кислорода для земных
процессов, Яков Берцелиус сказал: « Кислород – это вещество, вокруг которого
вращается земная химия»
Материал данной лекции обобщает
ранее полученные знания по теме «Кислород».
1.
Кислород – химический элемент
а)
Характеристика химического элемента – кислорода по его положению в ПСХЭ
Кислород — элемент главной подгруппы шестой группы,
второго периода периодической системы химических элементов
Д. И. Менделеева, с атомным порядковым номером 8. Обозначается
символом O (лат. Oxygenium). Относительная
атомная масса химического элемента кислорода равна 16, т.е. Ar(O)=16.
б)
Валентные возможности атома кислорода
В соединениях кислород
обычно двухвалентен (в оксидах), валентность VI
не существует. В свободном виде
встречается в виде двух простых веществ: О2 («обычный» кислород) и О3
(озон). О2 — газ без цвета и запаха, с относительной молекулярной
массой =32. О3 – газ без цвета с резким запахом, с относительной
молекулярной массой =48.
Внимание! H2O2 (перекись водорода) – O (валентность II)
СО
(угарный газ) – О (валентность III)
в)
Распространённость химического элемента кислорода в природе
Кислород — самый
распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений,
главным образом силикатов), приходится около 49% массы твердой земной коры.
Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода —
85,5% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 21% по
объёму и 23% по массе. Более 1500 соединений земной коры в своем составе
содержат кислород.
Кислород входит в
состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По
числу атомов в живых клетках он составляет около 20 %, по массовой
доле — около 65 %.
2.Кислород
– простое вещество
а) Получение кислорода
Получение в лаборатории
1) Разложение перманганата калия (марганцовка):
2KMnO4 t˚C=K2MnO4+MnO2+O2↑
2) Разложение перекиси водорода:
2H2O2 MnO2=2H2O + O2↑
3) Разложение бертолетовой соли:
2KClO3 t˚C , MnO2=2KCl + 3O2↑
Получение в промышленности
1) Электролиз воды
2H2O эл. ток=2H2 + O2↑
2) Из воздуха
ВОЗДУХ давление, -183˚C=O2 (голубая жидкость)
В
настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях
небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия
(марганцовка) KMnO4. Кислород мало растворим в воде и тяжелее
воздуха, поэтому его можно получать двумя способами:
·
вытеснением воды;
·
вытеснением воздуха (кислород будет собираться на
дне сосуда).
Существуют и другие способы получения
кислорода.
Посмотрите видео-сюжет
получение кислорода при разложении марганцовки (перманганата калия). Полученный
кислород можно обнаружить на дне сосуда тлеющей лучинкой – она вспыхнет.
б)
Химические свойства кислорода
Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.
В результате образуются оксиды –
сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является
двухвалентный атом кислорода.
Реакции окисления, протекающие с выделением тепла и
света, называют реакциями горения. Кислород взаимодействует с простыми
веществами – металлами и неметаллами; а так же со сложными веществами.
Изучите алгоритм составления уравнений реакций
окисления на примере алюминия и метана CH4.
в)
Круговорот кислорода в природе
В природе кислород
образуется в процессе фотосинтеза, который происходит в зелёных растениях на
свету. В целях сохранения кислорода в воздухе вокруг городов и крупных
промышленных центров создаются зоны зелёных насаждений.
г)
Применение кислорода
Применение кислорода
основано на его свойствах: кислород поддерживает горение и дыхание.
В заключении ещё раз отметим важность
кислорода для всего живого на нашей планете такими поэтическими строками:
«
Он всюду и везде:
В
камне, в воздухе, в воде,
Он
и в утренней росе
И небес голубизне…»
Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s— и p-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF2 и O2F2.
Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2
Общая характеристика элемента
Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16О, 17О и 18О (преобладает 16О). Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.
Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км3 ( н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.
Открыт шведом К. Шееле ( 1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли ( 1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» — «рождающий кислоты»).
В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О2 и озона О3.
Строение молекулы озона
3О2 = 2О3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.
Физические свойства кислорода
O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.
Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).
Получение кислорода
1. Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:
2Н2О → 2Н2 + О2
2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na2SO4 и др.)
2. Термическим разложением перманганата калия KMnO4:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑,
Бертолетовой соли KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2↑ (катализатор MnO2)
Оксида марганца (+4) MnO2:
4MnO2 = 2Mn2O3 + O2↑ (700 oC),
3MnO2 = 2Mn3O4 + O2↑ (1000 oC),
Пероксид бария BaO2 :
2BaO2 = 2BaO + O2↑
3. Разложением пероксида водорода:
2H2O2 = H2O + O2↑ (катализатор MnO2)
4. Разложение нитратов:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K2O2 и K2O4:
2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2↑
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O
Суммарно:
2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3О2 ↑
Когда используют K2O2, то суммарная реакция выглядит так:
2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2 ↑
Если смешать K2O2 и K2O4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО2 выделится один моль О2.
Химические свойства кислорода
Кислород поддерживает горение. Горение — быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.
Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s2 2p4 находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.
Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.
Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.
Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:
4Li + O2 → 2Li2O,
2K + O2 → K2O2,
2Ca + O2 → 2CaO,
2Na + O2 → Na2O2,
2K + 2O2 → K2O4
Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe2O3, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:
3 Fe + 2O2 → Fe3O4
2Mg + O2 → 2MgO
2Cu + O2 → 2CuO
С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:
S + O2 → SO2,
C + O2 → CO2,
2H2 + O2 → H2O,
4P + 5O2 → 2P2O5,
Si + O2 → SiO2, и т.д
Почти все реакции с участием кислорода O2 экзотермичны, за редким исключением, например:
N2 + O2 → 2NO – Q
Эта реакция протекает при температуре выше 1200 oC или в электрическом разряде.
Кислород способен окислить сложные вещества, например:
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O (избыток кислорода),
2H2S + O2 → 2S + 2H2O (недостаток кислорода),
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (без катализатора),
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (в присутствии катализатора Pt ),
CH4 (метан) + 2O2 → CO2 + 2H2O,
4FeS2 (пирит) + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O2+, например, O2+ [PtF6]— (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).
Озон химически более активен, чем кислород O2. Так, озон окисляет иодид — ионы I— в растворе Kl:
O3 + 2Kl + H2O = I2 + O2 + 2KOH
Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.
Применение кислорода O2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.
Применение озона О3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.