Все о кислороде с химической точки зрения

Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О₂

Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F₂O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O₂ и озон O₃.

Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.

Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:

Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:

Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂↑ + 2H₂O (t);

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂↑ + 6H₂O (t);

4NH₃ + 5O₂ = 4NO↑ + 6H₂O (t, kat);

2PH₃ + 4O₂ = 2H₃PO₄ (t);

4FeS₂+11O₂ = 2Fe₂O₃ +8 SO₂↑ (t).

Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:

2CO + O₂ = 2CO₂ (t);

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ (t, V₂O₅);

4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃ (t).

Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:

Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:

Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.

Физические свойства кислорода

Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.

В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).

Получение кислорода

Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:

Примеры решения задач

Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества:

моль.

Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O₂) = 2:1, следовательно,

Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением:

Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна:

Определим массовую долю разложившегося оксида:

Ответ Массовая доля оксида ртути (II) равна 88,9%.

Вычислим количество вещества водорода:

n(H₂) = 100/22,4 = 4,46 моль.

Количество вещества связано с его массой формулой:

Молярная масса (молекулярная масса одного моль) водорода, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 2 г/моль. Тогда водорода равна:

Количество вещества водорода, согласно термохимическому уравнению равно 2 моль, тогда, его теоретическая масса будет равна 4 г. Составим пропорцию:

8,92 г Н₂ – Q кДж тепла

4 г Н₂ – 572 кДж тепла.

Найдем, количество теплоты, выделившееся при сжигании 100 л водорода:

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение

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 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). 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 км 3 ( 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)

3. Разложением пероксида водорода:
2H₂O₂ = H₂O + O₂↑ (катализатор MnO₂)

Если смешать K₂O₂ и K₂O₄ в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО₂ выделится один моль О_2.

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 2s 2 2p 4 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:

Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe₂O₃, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

Почти все реакции с участием кислорода O₂ экзотермичны, за редким исключением, например:

N₂ + O₂→ 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 o C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O (недостаток кислорода),

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (в присутствии катализатора Pt ),

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:

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.

Кислород (O)

Кислород («рождающий кислоты») открыл в 1774 г. Дж. Пристли. Это самый распространенный химический элемент на Земле — массовая доля кислорода в земной коре составляет 47,2%. В атмосферном воздухе доля кислорода составляет 21%, что связано с деятельностью зеленых растений.

Кислород входит в состав многих, как неорганических, так и органических соединений. Кислород необходим для жизнедеятельности всех высокоорганизованных живых организмов: человека, зверей, птиц, рыб. Кислород составляет от 50 до 85% массы тканей животных и растений.

Известны три стабильных изотопа кислорода: 16 O, 17 O, 18 O.

В свободном состоянии кислород существует в двух аллотропных модификациях: O₂ — кислород; O₃ — озон.

Рис. Строение атома кислорода.

Атом кислорода содержит 8 электронов: 2 электрона находятся на внутренней s-орбитали и еще 6 на внешнем энергетическом уровне — 2 (спаренных) на s-подуровне и 4 (два спаренных и два неспаренных) на p-подуровне (см. Электронная структура атомов).

За счет двух неспаренных p-электронов внешнего уровня кислород образует две ковалентные связи, принимая два электрона и проявляя степень окисления -2 (H₂O, CaO, H₂SO₄).

В соединениях с кислородной связью О-О атом кислорода проявляет степень окисления -1 (H₂O₂).

С более электроотрицательным фтором кислород отдает свои валентные электроны, проявляя степень окисления +2 (OF₂).

Двухатомная молекула кислорода образована двойной связью двух атомов кислорода. По этой причине молекулярный кислород при нормальных условиях является устойчивым соединением.

Энергия диссоциации молекулы кислорода примерно в 2 раза ниже, чем в молекуле азота (см. Кратность ковалентной связи), поэтому кислород по сравнению с азотом обладает более высокой реакционной способностью (но, гораздо меньшей по сравнению, например, с фтором).

Реакционная способность кислорода увеличивается по мере нагревания. Кислород реагирует со всеми элементами за исключением инертных газов. По причине своей высокой электроотрицательности (см. Что такое электроотрицательность) в химических соединениях (за исключением фтора) кислород выступает в роли окислителя со степенью -2 (только фтор окисляет кислород с образованием дифторида кислорода OF₂).

Свойства газа кислорода:

• газ без цвета, запаха и вкуса;
• в жидком или твердом виде кислород имеет голубую окраску;
• умеренно растворим в воде: массовая доля кислорода при 20°C составляет 0,004%.

Химические свойства кислорода

Во всех реакциях кислород играет роль окислителя, соединяясь со всеми элементами (за исключением гелия, аргона и неона) непосредственным взаимодействием (кроме фтора, хлора, золота и платиновых металлов).

С металлами и неметаллами (простыми веществами) кислород образует оксиды:

При окислении щелочных металлов натрия и калия образуются пероксиды:

Практически все реакции с участием кислорода являются экзотермическими, но есть и исключения:

Многие вещества реагируют с кислородом с большим выделением тепла и света, такой процесс называется горением.

• горение аммиака на воздухе с образованием воды и азота:
• каталитическое окисление аммиака:
• горение сероводорода в избытке кислорода:
• при недостатке кислорода сероводород медленно окисляется до свободной серы:
• горение органических веществ в кислороде с образованием воды и углекислого газа:
• при сгорании азотсодержащих органических веществ кроме углекислого газа и воды выделяется свободный азот:

Многие вещества (спирты, альдегиды, кислоты) получают реакцией контролируемого окисления органических веществ. Также многие природные процессы, например, дыхание или гниение, по своей сути являются окислительными реакциями органических веществ.

Еще более сильным окислителем, чем кислород, является озон, способный окислять йодид калия до свободного йона — эта реакция используется для качественного и количественного определения озона:

Получение и применение кислорода

Кислород находит достаточно широкое применение в промышленности и медицине:

• в металлургии кислород используется при выплавке стали (чугуна);
• в химической промышленности кислород нужен для производства кислот (серной и азотной), метанола, ацетилена, альдегидов;
• в космической промышленности кислород используется в качестве окислителя ракетного топлива;
• в медицине кислород применяют в дыхательных аппаратах;
• в природе кислород играет исключительно важную роль, — в процессе окисления углеводов, жиров и белков происходит высвобождение энергии, необходимой для живых организмов.

Способы получения кислорода:

• промышленные способы:
  • сжижением воздуха с последующим разделением жидкой смеси газов на компоненты;
  • электролиз воды:
    2H₂O = 2H₂ + O₂.
• лабораторные способы (разложение солей при нагревании):
  • перманганат калия:
    2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂;
  • бертолетова соль:
    2KClO₃ = 2KCl + 3O₂.
• термическое разложение нитратов щелочных металлов:
  2NaNO₃ = 2NaNO₂+O₂↑
• каталитическое разложение пероксида водорода (катализатор MnO₂):
  2H₂O₂ = 2H₂O+O₂↑;
• взаимодействие пероксидов углекислого газа с пероксидами щелочных металлов:
  2CO₂+2Na₂O₂ = 2Na₂CO₃+O₂↑.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:

Нахождение в природе

Биологическая роль кислорода

Токсические производные кислорода

Азот ← Кислород→ Фтор

Внешний вид простого вещества

Газ без цвета, вкуса и запаха; голубоватая жидкость (при низких температурах)

Имя, символ, номер

Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8

Атомная масса (молярная масса)

[15,99903; 15,99977]а. е. м. (г/моль)

3,44 (шкала Полинга)

Энергия ионизации (первый электрон)

1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества

Плотность (при н. у.)

Кристаллическая решётка простого вещества

a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å

(300 K) 0,027 Вт/(м·К)

O

Кислоро́д — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O(лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород.Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O₃).

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygène), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς — «кислый» и γεννάω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём 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 25 %, по массовой доле — около 65 %.

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

В мировом океане содержание растворённого O₂ больше в холодной воде, а меньше — в тёплой.

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре(22 объёма O₂ в 1 объёме Ag при 961 °C). Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Фазовая диаграмма O₂

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О₂ — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-О₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å,α=46,25°.

γ-О₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

δ-О₂ интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;

ε-О₄ давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;

ζ-О_n давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O − ₂). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Озониды содержат ион O − ₃ со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

В ионе диоксигенила O₂ + кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂.

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония OF₃ + . Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O₂ переходит в O₃.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 × 2 = 200 литров.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, — окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12 О до 24 О. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них 15 O с периодом полураспада

120 с. Наиболее краткоживущий изотоп 12 O имеет период полураспада 5,8·10 −22 с.

По мнению людей религиозных, вездесущим, всемогущим и в то же время невидимым может быть только бог. В действительности же все эти три эпитета вполне можно отнести к химическому элементу с атомным номером 8 — кислороду. Кислород — вездесущ: из него в значительной степени состоят не только воздух, вода и земля, но и мы с вами, наши еда, питье, одежда; в подавляющем большинстве окружающих нас веществ есть кислород.

Могущество кислорода проявляется уже в том, что мы им дышим, а ведь дыхание это синоним жизни. «Dum spiro — spero»: пока дышу, — надеюсь. Это Овидий. И еще кислород можно считать всемогущим потому, что могучая стихия огня, как правило, сильно зависит от нашего кандидата в вездесущие и всемогущие.

Что касается третьего эпитета — «невидимый», то здесь, вероятно, нет нужды в доказательствах. При обычных условиях элементный кислород не только бесцветен и потому невидим, но и не воспринимаем, не ощутим никакими органами чувств. Правда, недостаток, а тем более отсутствие кислорода мы ощутили бы моментально.

Опасаясь быть заподозренным в ереси и поповщине одновременно, автор вынужден признаться: идею сравнить кислород с господом богом он придумал не сам, а заимствовал ее у одного из персонажей поэмы Алексея Константиновича Толстого «Поток-богатырь». Там есть строки о некоем аптекаре, который «пред толпою ученье проводит, что мол нету души, а одна только плоть, и что если и впрямь существует господь, то он только есть вид кислорода».

Итак, кислород — элемент с атомным номером 8, «газ дыхания и горения», самый распространенный на Земле элемент.

Троекратное открытие кислорода

То, что кислород невидим, безвкусен, лишен запаха, газообразен при обычных условиях, надолго задержало его открытие. Многие ученые прошлого догадывались, что существует вещество со свойствами, которые, как мы теперь знаем, присущи кислороду.

Изобретатель подводной лодки К. Дреббель еще в начале XVII в. выделил кислород, выяснил роль этого газа для дыхания и использовал его в своей подводной лодке. Но работы Дреббеля практически не повлияли на развитие химии. Его изобретение носило военный характер, и все, что было так или иначе связано с ним, постарались своевременно засекретить.

Кислород открыли почти одновременно два выдающихся химика второй половины XVIII в. — швед Карл Вильгельм Шееле и англичанин Джозеф Пристли. Шееле получил кислород раньше, но его трактат «О воздухе и огне», содержавший информацию о кислороде, был опубликован позже, чем сообщение об открытии Пристли.

И все-таки главная фигура в истории открытия кислорода — не Шееле и не Пристли. Они открыли новый газ — и только. Открыли кислород — и до конца дней своих остались ревностными защитниками теории флогистона! Теории — некогда полезной, но к концу XVIII в. ставшей уже «кандалами на ногах науки».

Позже Фридрих Энгельс напишет об этом: «Оба они так и не узнали, что оказалось у них в руках. Элемент, которому суждено было революционизировать химию, пропадал в их руках бесследно. Собственно открывшим кислород поэтому остается Лавуазье, а не те двое, которые только описали кислород, даже не догадываясь, что они описывают».

Великий французский химик Антуан Лоран Лавуазье (тогда еще очень молодой) узнал о кислороде от самого Пристли, Спустя два месяца после открытия «дефлогистонированного воздуха» Пристли приехал в Париж и подробно рассказал о том, как было сделано это открытие и из каких веществ (ртутная и свинцовая окалины) новый «воздух» выделяется.

До встречи с Пристли Лавуазье не знал, что в горении и дыхании принимает участие только часть воздуха. Теперь он по-новому поставил начатые двумя годами раньше исследования горения. Для них характерен скрупулезный количественный подход: все, что можно, взвешивалось или как-либо иначе измерялось.

Лавуазье наблюдал образование красных чешуек «ртутной окалины» и уменьшение объема воздуха при нагревании ртути в запаянной реторте. В другой реторте, применив высокотемпературный нагрев, он разложил полученные в предыдущем опыте 2,7 г «ртутной окалины» и получил 2,5 г ртути и 8 кубических дюймов того самого газа, о котором рассказывал Пристли. В первом опыте, в котором часть ртути была превращена в окалину, было «потеряно» как раз 8 кубических дюймов воздуха, а остаток его стал «а-зотом» — не жизненным, не поддерживающим ни дыхания, ни горения. Газ, выделенный при разложении окалины, проявлял противоположные свойства, и потому Лавуазье вначале назвал его «жизненным газом». Лавуазье выяснил сущность горения. И надобность в флогистоне — «огненной материи», якобы выделяющейся при сгорании любых горючих, отпала.

Кислородная теория горения пришла на смену теории флогистона. За два века, прошедших со времени открытия, теория Лавуазье не только не была опровергнута, но еще более укрепилась.

Это не значит, конечно, что об элементе № 8 современной науке известно абсолютно все.

Об известном и не слишком известном кислороде

Рассказывать в популярной статье о свойствах кислорода — дело в высшей степени неблагодарное. С одной стороны, этот элемент сам по себе слишком популярен и, рассказывая о нем, рискуешь повторять многочисленные учебники. Одна из характерных особенностей кислорода состоит в том, что, наверное, во всех странах этот элемент «проходят» в школе.

Но с другой стороны, для объяснения свойств кислорода иногда приходится забираться в такие научные дебри, лексикон которых крайне трудно «переводится» на общепринятый язык.

Возьмем, к примеру, такое свойство кислорода, как парамагнитность. Именно магнитными свойствами элемент № 8 отличается от всех прочих газообразных (при обычных условиях) элементов. Кислород — активный окислитель, но есть и другие элементы-окислители, например фтор. Кислород превращается в жидкость при очень низких температурах — но у водорода, гелия, азота точки кипения лежат еще ниже. А вот другого парамагнетика среди газообразных элементов нет.

Видимое проявление парамагнетизма — способность вещества втягиваться в магнитное поле — объясняется тем, что у молекул парамагнитных веществ есть собственный магнитный момент. Есть он и у молекул кислорода, но откуда он берется?

Внешняя электронная оболочка кислородного атома состоит из шести электронов. Четыре из них — спаренные — объединены в две пары, а два — «холостые». Спаренные электроны отличаются друг от друга лишь спином. Спин — это внутренний момент количества движения частицы, имеющий квантовую природу. Именно этими «моментами» определяются все магнитные свойства вещества (диамагнетизм, ферромагнетизм, парамагнетизм и т. д.). Физический носитель магнитных свойств — не просто электрон, а именно неспаренный электрон, потому что спаренные электроны образуют устойчивую систему, не имеющую собственного магнитного момента.

Идя путем спортивных аналогий, можно сказать, что спаренный электрон подобен футболисту, который получил на игру установку «не упустить» одного из соперников. А тот ведет себя в соответствии с установкой своего тренера: следи за опекающим тебя защитником, подключившись в атаку, он, дескать, очень опасен. Оба увлечены «взаимоудержанием» и в каком-то смысле выпадают из игры — футбольной или магнитной. Зато неспаренный электрон — это «блуждающий форвард», от которого можно ждать чего угодно (правда, как и в спорте, в рамках определенных правил).

Итак, способность молекул кислорода втягиваться в магнитное поле показывает, что они обладают неспаренными электронами. На первый взгляд в этом нет ничего удивительного: давно установлено, что каждый атом кислорода имеет на внешней оболочке два неспаренных электрона. Но могут ли они остаться неспаренными при объединении двух, атомов кислорода в молекулу?

Очевидно, каждая молекула O₂ должна образовываться при помощи двух ковалентных связей O=O. Но в этом случае на построение молекулы были бы израсходованы все четыре неспаренных электрона. И тогда у молекулы кислорода не могло бы быть парамагнитных свойств. Но парамагнетизм элемента № 8 — факт, многократно подтвержденный в эксперименте.

Высказывалось предположение, что на образование двухатомной молекулы каждый атом кислорода затрачивает лишь один неспаренный электрон, а другой так и остается «холостым», и эти электроны делают молекулу парамагнитной. Однако такое объяснение противоречит экспериментальным данным. Для разрыва одинарных связей в грамм-молекуле кислорода потребовалось бы около 50 ккал; в действительности же приходится тратить в два с лишним раза больше энергии.

Выходит, что в молекуле кислорода не может быть ни двойной, ни одинарной связи. Тогда какая же она, эта связь?

Единого мнения на этот счет у ученых до сих пор нет, и многие детали строения молекулы кислорода еще не полностью выяснены. Вполне удовлетворительно, правда, объяснение свойств кислородной молекулы с помощью выдвинутого квантовой химией метода молекулярных орбит. Однако это объяснение слишком сложно, чтобы говорить о нем вскользь в популярной статье.

Теперь о других — более понятных и легче объяснимых свойствах элемента № 8.

Как и положено элементу, занимающему место в правом верхнем углу таблицы Менделеева, кислород обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Наружная электронная оболочка атома кислорода состоит из шести электронов, и к предельно заполненной оболочке (условие максимальной химической устойчивости) атом кислорода может прийти двумя путями: или захватив два «посторонних» электрона, или отдав шесть. Первый путь, естественно, проще, он требует меньших затрат энергии. Поэтому в реакциях с подавляющим большинством атомов кислород выступает в роли окислителя. Если можно так выразиться, окислительнее кислорода только один элемент — фтор. Лишь в реакциях с фтором окислителем оказывается не элемент № 8, а его партнер.

Для развития активной реакции кислорода с большинством простых и сложных веществ нужно нагревание — чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. Энергетическая «добавка» (энергия активации) в разных реакциях нужна разная. С фосфором кислород активно реагирует при нагревании последнего до 60, с серой — до 250, с водородом — больше 300, с углеродом (в виде графита) — при 700 — 800°С. Правда, есть вещества, например окись азота, соединения одновалентной меди и, к счастью, гемоглобин крови, способные реагировать с кислородом и при комнатной температуре. С помощью катализаторов, снижающих энергию активации, могут идти без подогрева и другие процессы, в частности соединение кислорода с водородом.

Обычно же эта реакция идет при повышенных температурах и протекает очень бурно — может даже перейти во взрыв. Такой процесс происходит но схеме разветвленной цепной реакции. (Теория ценных, реакций создана в результате работы многих ученых и в первую очередь — лауреата Нобелевской премии академика Н.Н. Семенова.) Ценные реакции начинаются с образования нестабильных активных частиц — свободных радикалов, «носителей» неспаренных электронов

Кислород — один из сильных окислителей. Об этом можно судить хотя бы потому, что баки с жидким кислородом — необходимая принадлежность большинства жидкостных ракетных двигателей. Впрочем, далеко не всегда окислительные реакции с участием кислорода выглядят как стихия пламени или взрыва.

Процессы медленного окисления различных, веществ при обычной температуре имеют для жизни не меньшее значение, чем горение — для энергетики.

Медленное окисление, веществ пищи в пашем организме — «энергетическая база» жизни. (Заметим попутно, что наш организм не слишком экономно использует вдыхаемый кислород: в выдыхаемом воздухе кислорода примерно 16%.) Тепло преющего сена — результат медленного окисления органических веществ растительного происхождения. Медленное окисление навоза и перегноя согревает парники.

Но не всегда медленное окисление органических веществ безвредно и безопасно. Если тепло, выделяющееся в этом процессе, не отводится, может произойти самовоспламенение. Это известно издавна. В учебнике химии, выпущенном в России в 1812 г., рассказывалось о пожарах в Петербурге, вызванных этим явлением. «В 1770 г. сделался великий пожар в пеньковом магазине на острове Малыя Невы, где совсем не держали огня». Правда, в том же учебнике рассказывалось о случае самовоспламенения «одной • старухи из Северной Америки» с примечанием, что «сие происходит преимущественно с людьми, невоздержанными в употреблении спиртных напитков».

Памятуя о необходимости борьбы с пьянством силачи печати и науки, не стоило бы опровергать подобные заявления. Но, увы, факты — вещь упрямая: человеческий организм рассеивает тепло в пространстве, и даже самые прожженные пьяницы физически не могут самовоспламениться. Хорошо, что с научной точки зрения противоположный тезис — пьяного бог бережет — столь же несостоятелен.

Заканчивая главу о свойствах и особенностях кислорода, напомним — совсем коротко — о круговороте этого элемента в природе.

Если бы растения в процессе фотосинтеза не превращали воду и углекислый газ в органические соединения и этот процесс не сопровождался высвобождением связанного кислорода, то, исчерпав довольно быстро запасы атмосферного кислорода, весь животный мир, включая человечество, вскоре задохнулся бы. Но и растениям после этого пришлось бы несладко.

Дело в том, что растения, подобно животным, потребляют атмосферный кислород, правда, они делают это исключительно в темное время суток. На ночь, когда прекращаются процессы фотосинтеза, растения из производителей кислорода превращаются в его потребителей. Это явление наблюдал еще Шееле. А другой первооткрыватель кислорода Дж. Пристли еще до того, как кислород был открыт, выяснил, что зеленая ветка мяты, помещенная под стеклянный колпак с воздухом, в котором уже погасла свеча, возвращает этому воздуху способность поддерживать дыхание и горение.