Как кислород – кислород — это… Что такое кислород?

Содержание

кислород — это… Что такое кислород?

КИСЛОРО́Д -а; м. Химический элемент (O), газ без цвета и запаха, входящий в состав воздуха, необходимый для дыхания и горения и образующий в соединении с водородом воду.

Перекрыть кислоро́д кому-л. Создать невыносимые условия жизни, работы.

Кислоро́дный, -ая, -ое. К-ая среда. К-ые соединения. К-ая резка (газовая резка). К-ая сварка (газовая сварка). К-ое голодание; к-ая недостаточность (мед.; понижение содержания кислорода в тканях организма; гипоксия).

Кислоро́дная подушка (см. Поду́шка).

КИСЛОРО́Д (лат. Oхygenium), O (читается «о»), химический элемент с атомным номером 8, атомная масса 15,9994. В периодической системе элементов Менделеева расположен во втором периоде в группе VIA.
Природный кислород состоит из смеси трех стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 16 (доминирует в смеси, его в ней 99,759 % по массе), 17 (0,037%) и 18 (0,204%). Радиус нейтрального атома кислорода 0,066 нм. Конфигурация внешнего электронного слоя нейтрального невозбужденного атома кислорода 2
s
2р4. Энергии последовательной ионизации атома кислорода 13,61819 и 35,118 эВ, сродство к электрону 1,467 эВ. Радиус иона О2-при разных координационных числах от 0,121 нм (координационное число 2) до 0,128 нм (координационное число 8). В соединениях проявляет степень окисления -2 (валентность II) и, реже, -1 (валентность I). По шкале Полинга электроотрицательность кислорода 3,5 (второе место среди неметаллов после фтора (см. ФТОР) ).
В свободном виде кислород — газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая — нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе — Леонардо да Винчи (
см.
ЛЕОНАРДО ДА ВИНЧИ). В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук (см. ГУК Роберт) писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре (см. СЕЛИТРЫ), а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. О том, что воздух содержит элемент, поддерживающий жизнь, в 18 веке было известно многим химикам. Шведский аптекарь и химик Карл Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) начал изучать состав воздуха в 1768. В течение трех лет он разлагал нагреванием селитры (KNO3, NaNO3) и другие вещества и получал «огненный воздух», поддерживающий дыхание и горение. Но результаты своих опытов Шееле обнародовал только в 1777 году в книге «Химический трактат о воздухе и огне». В 1774 английский священник и натуралист Дж. Пристли (см. ПРИСТЛИ Джозеф) нагреванием «жженой ртути» (оксида ртути HgO) получил газ, поддерживающий горение. Будучи в Париже, Пристли, не знавший, что полученный им газ входит в состав воздуха, сообщил о своем открытии А. Лавуазье (
см.
ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) и другим ученым. К этому времени был открыт и азот. В 1775 Лавуазье пришел к выводу, что обычный воздух состоит из двух газов — газа, необходимого для дыхания и поддерживающего горение, и газа «противоположного характера» — азота. Лавуазье назвал поддерживающий горение газ oxygene — «образующий кислоты» (от греч. oxys — кислый и gennao — рождаю; отсюда и русское название «кислород»), так как он тогда считал, что все кислоты содержат кислород. Давно уже известно, что кислоты бывают как кислородсодержащими, так и бескислородными, но название, данное элементу Лавуазье, осталось неизменным. На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).
Нахождение в природе
Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов (см. СИЛИКАТЫ)), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.
Получение
В настоящее время кислород в промышленности получают за счет разделения воздуха при низких температурах. Сначала воздух сжимают компрессором, при этом воздух разогревается. Сжатому газу дают охладиться до комнатной температуры, а затем обеспечивают его свободное расширение. При расширении температура газа резко понижается. Охлажденный воздух, температура которого на несколько десятков градусов ниже температуры окружающей среды, вновь подвергают сжатию до 10—15 МПа. Затем снова отбирают выделившуюся теплоту. Через несколько циклов «сжатие—расширение» температура падает ниже температуры кипения и кислорода, и азота. Образуется жидкий воздух, который затем подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения кислорода (–182,9°C) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (–195,8°C). Поэтому из жидкости азот испаряется первым, а в остатке накапливается кислород. За счет медленной (фракционной) дистилляции удается получить чистый кислород, в котором содержание примеси азота составляет менее 0,1 объемного процента.
Еще более чистый кислород можно получить при электролизе водных растворов щелочей (NaOH или KOH) или солей кислородсодержащих кислот (обычно используют раствор сульфата натрия Na
2
SO4). В лаборатории небольшие количества не очень чистого кислорода можно получить при нагревании перманганата калия KMnO4:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Более чистый кислород получают разложением пероксида водорода Н2О2 в присутствии каталитических количеств твердого диоксида марганца MnO2:
2О2 = 2Н2О + О2.
Кислород образуется при сильном (выше 600°C) прокаливании нитрата натрия NaNO3:
2NaNO3 =2NaNO2 + О2,
при нагревании некоторых высших оксидов:
4CrO3= 2Cr2O3 + 3О2;
2PbO2 = 2PbO + О2;
3MnO2 = Mn3O4 + О2.
Ранее кислород получали разложением бертолетовой соли (
см.
БЕРТОЛЕТОВА СОЛЬ) KClO3 в присутствии каталитических количеств диоксида марганца MnO2:
2KClO3 = 2KCl + 3О2.
Однако бертолетова соль образует взрывчатые смеси, поэтому ее для получения кислорода в лабораториях теперь не используют. Разумеется, сейчас никому в голову не придет использовать для получения кислорода прокаливание оксида ртути HgO, так как образующийся в этой реакции кислород загрязнен ядовитыми парами ртути.
Источником кислорода в космических кораблях, подводных лодках и т. п. замкнутых помещениях служит смесь пероксида натрия Na2O2 и супероксида калия KO2. При взаимодействии этих соединений с углекислым газом освобождается кислород:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2,
4КО2 + 2СО2 = 2К
2
СО3 + 3О2.
Если использовать смесь Na2O2 и КО2, взятых в молярном отношении 1:1, то на каждый моль поглощенного из воздуха углекислого газа будет выделяться 1 моль кислорода, так что состав воздуха не будет изменяться за счет поглощения при дыхании кислорода и выделения СО2.
Особенности строения молекулы О 2
Атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.
Энергия диссоциации молекулы О2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.
Физические и химические свойства
При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/м3. Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) –182,9°C. При температурах от –218,7°C до –229,4°C существует твердый кислород с кубической решеткой (a-модификация), при температурах от –229,4°C до –249,3°C — b-модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже –249,3°C — кубическая g-модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.
При 20°C растворимость газа О2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О
2
приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином (см. ГЕМОГЛОБИН) крови (точнее с железом II гема (см. ГЕМ) ), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.
Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, с щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li2O, CaO и др., пероксиды типа Na2O2, BaO2 и др. и супероксиды типа КО2, RbO2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.
При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует со взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:
S+O2 = SO2; С + O2 = СО2
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; 2Cu + O2 = 2CuO
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
Если смесь кислорода и водорода хранить в стеклянном сосуде при комнатной температуре, то экзотермическая реакция образования воды
2 + О2= 2Н2О + 571 кДж
протекает крайне медленно; по расчету, первые капельки воды должны появиться в сосуде примерно через миллион лет. Но при внесении в сосуд со смесью этих газов платины или палладия (играющих роль катализатора), а также при поджигании реакция протекает со взрывом.
С азотом N2 кислород реагирует или при высокой температуре (около 1500—2000°C), или при пропускании через смесь азота и кислорода электрического разряда. При этих условиях обратимо образуется оксид азота (II):
N2 + O2 = 2NO
Возникший NO затем реагирует с кислородом с образованием бурого газа (диоксида азота):
2NO + О2 = 2NO2
Из неметаллов кислород напрямую ни при каких условиях не взаимодействует с галогенами, из металлов — с благородными металлами серебром, золотом, платиной и др.
Бинарные соединения кислорода, в которых степень окисления атомов кислорода равна –2, называют оксидами (см. ОКСИДЫ) (прежнее название — окислы). Примеры оксидов: оксид углерода (IV) CO
2
,оксид серы (VI) SO3, оксид меди (I) Cu2O, оксид алюминия Al2O3, оксид марганца (VII) Mn2O7.
Кислород образует также соединения, в которых его степень окисления равна –1. Это — пероксиды (старое название — перекиси), например, пероксид водорода Н2О2, пероксид бария ВаО2, пероксид натрия Na2O2 и другие. В этих соединениях содержится пероксидная группировка — О — О —. С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО2 (супероксид калия), RbO2 (супероксид рубидия). В супероксидах степень окисления кислорода –1/2. Можно отметить, что часто формулы супероксидов записывают как К2О4, Rb2O4 и т.д.
С самым активным неметаллом фтором кислород образует соединения в положительных степенях окисления. Так, в соединении O2F2 степень окисления кислорода +1, а в соединении O2F — +2. Эти соединения принадлежат не к оксидам, а к фторидам. Фториды кислорода можно синтезировать только косвенным путем, например, действуя фтором F2 на разбавленные водные растворы КОН.
Применение кислорода

Применение кислорода очень разнообразно. Основные количества получаемого из воздуха кислорода используются в металлургии. Кислородное (а не воздушное) дутье в домнах позволяет существенно повышать скорость доменного процесса, экономить кокс и получать чугун лучшего качества. Кислородное дутье применяют в кислородных конвертерах при переделе чугуна в сталь (см. ст. Железо (см. ЖЕЛЕЗО)). Чистый кислород или воздух, обогащенный кислородом, используется при получении и многих других металлов (меди (см. МЕДЬ), никеля (см. НИКЕЛЬ), свинца (см. СВИНЕЦ) и др.). Кислород используют при резке и сварке металлов. При этом применяют «баллонный» кислород. В баллоне кислород может находиться под давлением до 15 МПа. Баллоны с кислородом окрашены в голубой цвет.
Жидкий кислород — мощный окислитель, его используют как компонент ракетного топлива. Пропитанные жидким кислородом такие легко окисляющиеся материалы, как древесные опилки, вата, угольный порошок и др. (эти смеси называют оксиликвитами (см. ОКСИЛИКВИТЫ) ), используют как взрывчатые вещества, применяемые, например, при прокладке дорог в горах.
Биологическая роль кислорода
Кислород в атмосфере Земли начал накапливаться в результате деятельности первичных фотосинтезирующих организмов, появившихся, вероятно, около 2,8 млрд. лет назад. Полагают, что 2 млрд. лет назад атмосфера уже содержала около 1% кислорода; постепенно из восстановительной она превращалась в окислительную и примерно 400 млн. лет назад приобрела современный состав. Наличие в атмосфере кислорода в значительной степени определило характер биологической эволюции. Аэробный (с участием О2) обмен веществ возник позже анаэробного (без участия О2), но именно реакции биологического окисления, более эффективные, чем древние энергетические процессы брожения и гликолиза, снабжают живые организмы большей частью необходимой им энергии. Исключение составляют облигатные анаэробы, например, некоторые паразиты, для которых кислород является ядом. Использование кислорода, обладающего высоким окислительно-восстановительным потенциалом, в качестве конечного акцептора электронов в цепи дыхательных ферментов, привело к возникновению биохимического механизма дыхания современного типа. Этот механизм и обеспечивает энергией аэробные организмы.
Кислород — основной биогенный элемент (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) , входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток — белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений. В каждом растении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другого элемента (в среднем около 70%). Мышечная ткань человека содержит 16% кислорода, костная ткань — 28.5%; всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человека кислород поступает в основном через органы дыхания (свободный кислород) и с водой (связанный кислород). Потребность организма в кислороде определяется уровнем (интенсивностью) обмена веществ, который зависит от массы и поверхности тела, возраста, пола, характера питания, внешних условий и др. В экологии как важную энергетическую характеристику определяют отношение суммарного дыхания (то есть суммарных окислительных процессов) сообщества организмов к его суммарной биомассе.
Небольшие количества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемых кислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затруднено дыхание. Нужно, однако, иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха, обогащенного кислородом, опасно для здоровья человека. Высокие концентрации кислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающих структуру и функции биополимеров. Сходным действием на организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение содержания кислорода (гипоксия) в тканях и клетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладает защитным действием — так называемый кислородный эффект (см. КИСЛОРОДНЫЙ ЭФФЕКТ). Этот эффект используют в лучевой терапии: повышая содержание кислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих тканях усиливают лучевое поражение опухолевых клеток и уменьшают повреждение здоровых. При некоторых заболеваниях применяют насыщение организма кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию (см. ГИПЕРБАРИЧЕСКАЯ ОКСИГЕНАЦИЯ).

dic.academic.ru

Кислород (газ) — это… Что такое Кислород (газ)?

Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O)
Атомный номер 8
Внешний вид простого вещества газ без цвета, вкуса и запаха
голубоватая жидкость
(при низких температурах)
Свойства атома
Атомная масса
(молярная масса)
15,9994 а. е. м. (г/моль)
Радиус атома 60 (48) пм
Энергия ионизации
(первый электрон)
1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [He] 2s² 2p4
Химические свойства
Ковалентный радиус 73 пм
Радиус иона 132 (-2e) пм
Электроотрицательность
(по Полингу)
3,44
Электродный потенциал 0
Степени окисления -2, −1, 0 ,+1, +2, -½
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность 0,00142897 г/см³
Удельная теплоёмкость 0,916 (O-O) Дж/(K·моль)
Теплопроводность 0,027 Вт/(м·K)
Температура плавления 54,8 K
Теплота плавления  ?? кДж/моль
Температура кипения 90,19 K
Теплота испарения 3,4099 кДж/моль кДж/моль
Молярный объём 14,0 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки кубическая
Период решётки 6,830 Å
Отношение c/a n/a
Температура Дебая 155 K
O 8
15,9994
2s²2p4
Кислород

Кислород — химический элемент с атомным номером 8, обозначающийся символом О, а также простое вещество (газ при нормальных условиях), молекула которого состоит из двух атомов кислорода (O2). Кислород является самым лёгким элементом из группы халькогенов (6 группа периодической системы).

История открытия

Схема атома кислорода

Основная статья: открытие кислорода

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

2HgO (t) → 2Hg + O2↑.

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 А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771-м) 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 Петра 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 провел 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 теории флогистона.]

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

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке обязано М. В. Ломоносову — это калька термина «оксиген» (фр. l’oxygène), предложенного А. Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4 % массы твердой 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) в воздухе массовая доля кислорода составляет 23,12 % . Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.

Получение

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и азотной технологий.При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

2О2 → 2Н2О + О2

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

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

2KClO3 → 2KCl + O2

Катализатором также выступает MnO2.

Холодная вода содержит больше растворенного O2

Физические свойства

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объема O2 в 1 объеме Ag при 961 °C). 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 (темп. кипения -182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.

Твердый кислород (темп. плавления -218,79 °C) – синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых 3 существуют при давлении в 1 атм.:

  • α-О2 температура ниже -249,35 °C, ярко-синие кристаллы, ромбическая сингония, параметры ячейки a=5,50Å, b=3,82Å, c=3,44Å;
  • β-О2 температура от -249,35 до -229,35°C, бледно-синие кристаллы, при повышении давления цвет переходит в розовый, ромбоэдрическая сингония, a=6,19Å, α=99°6΄;
  • γ-О2 температура от -229.35 до -218,79°C, бледно-синие кристаллы, кубическая сингония, a=6,83Å;

Еще три фазы образуются при высоких давлениях:

  • δ-О2 интервал температур до 300 К и давление 6-10 GPa, оранжевые кристаллы;
  • ε-О2 давление от 10 и до 96 GPa, цвет кристаллов от темно красного до черного, моноклинная сингония;
  • ζ-О2 давление более 96 GPa, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

  • 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. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4K + O2 = 2K2O

2Sr + O2 = 2SrO

  • окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

2NO + O2 = 2NO2

  • окисляет большинство органических соединений:

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

  • при определенных условиях можно провести «нежное» окисление органического соединения:

CH3CH2OH + O2 = CH3COOH + H2O

  • Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
  • Кислород образует пероксиды со степенью окисления -1.
    • например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 = Na2O2

    • некоторые окислы поглощают кислород:

2BaO + O2 = 2BaO2

    • по теории горения, разработанной А. Н. Бахом и 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 перекись водорода:

H2 + O2 = H2O2

  • Надпероксиды имеют степень окисления -1/2, т.е. один электрон на два атома кислорода (ион O2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:

Na2O2 + O2 = NaO2

  • Озониды содержат ион O3 со степенью окисления -1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

КОН(тв.) + О3 = КО3 + КОН + O2

  • Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:

PtF6 + O2 = O2PtF6

  • Фториды кислорода

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O

    • Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре -196°С.
    • Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.
  • поддерживает процессы дыхания, горения, гниения
  • существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (Озон)

Применение

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

В металлургии

Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.

Сварка и резка металлов

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

Ракетное топливо

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).

В медицине

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей (аэронетики) при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[1], как пропеллент и упаковочный газ.

Биологическая роль кислорода

Живые существа 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 серьезных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода

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

Изотопы

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17О и 18О, 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 легкого из них 16О связано с тем, что ядро атома 16О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Имеются радиоактивные изотопы 11О, 13О, 14О (период полураспада 74 сек), 15О (Т1/2=2,1 мин), 19О (Т1/2=29,4 сек), 20О (противоречивые данные по периоду полураспада от 10 мин до 150 лет).

Интересные факты

  • Молекулы кислорода при комнатной температуре движутся со сверхзвуковой средней скоростью, составляющей 480 метров в секунду.[2]

См. также

Ссылки

Растворимость кислорода в водеMathcad Application Server

Примечания

  1. http://www.food-info.net/uk/e/e948.htm Food-Info.net : E-numbers : E948 : Oxygen
  2. Телепортация: прыжок в невозможное / Дэвид Дарлинг. — Москва: Эксмо, 2008. — 300 с. — (Открытия, которые потрясли мир). — 3100 экз.

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

Кислород

 

Кислород
Атомный номер 8
Внешний вид простого вещества газ без цвета, вкуса и запаха
голубоватая жидкость
(при низких температурах)
Свойства атома
Атомная масса
(молярная масса)
15,9994 а. е. м. (г/моль)
Радиус атома 60 (48) пм
Энергия ионизации
(первый электрон)
1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [He] 2s2 2p4
Химические свойства
Ковалентный радиус 73 пм
Радиус иона 132 (-2e) пм
Электроотрицательность
(по Полингу)
3,44
Электродный потенциал 0
Степени окисления -2, −1, 0 ,+1, +2, -½
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность 0,00142897 г/см³
Молярная теплоёмкость 29,4 Дж/(K·моль)
Теплопроводность 0,027 Вт/(м·K)
Температура плавления 54,8 K
Теплота плавления 0,444 кДж/моль
Температура кипения 90,19 K
Теплота испарения 3,4099 кДж/моль кДж/моль
Молярный объём 14,0 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки моноклинная
Параметры решётки a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å
Отношение c/a
Температура Дебая 155 K
O 8
15,9994
[He]2s22p4
Кислород

Кислород — элемент главной подгруппы шестой группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (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.

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).

История открытия

Схема атома кислорода

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

2HgO (t) → 2Hg + O2

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 Петра 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 провел 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.

Происхождение названия

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» (l’oxygène), предложенного А. Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4 % массы твердой 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 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 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Получение

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и азотной технологий. При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

2О2 → 2Н2О + О2

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

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

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Катализатором также выступает MnO2.

Физические свойства

Холодная вода содержит больше растворенного O2

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). 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 (темп. кипения −182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.

Фазовая диаграмма O2

Твердый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы. Известны шесть 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 до 300 К и давление 6-10 ГПа, оранжевые кристаллы;
ε-О2 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от темно красного до чёрного, моноклинная сингония;
ζ-О2 давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

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. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:
4K + O2 → 2K2O
2Sr + O2 → 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
2NO + O2 → 2NO2

Окисляет большинство органических соединений:
CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

При определенных условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:
CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1.
— Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
2Na + O2 → Na2O2

— Некоторые окислы поглощают кислород:
2BaO + O2 → 2BaO2

— По принципам горения, разработанным 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 перекись водорода:
H2 + O2 → H2O2

Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:
Na2O2 + O2 → 2NaO2

Озониды содержат ион O3 со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
КОН(тв.) + О3 → КО3 + КОН + O2

Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:
PtF6 + O2 → O2PtF6

Фториды кислорода
Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O

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

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения. В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (озон).

Применение кислорода

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

В металлургии

Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.

Сварка и резка металлов

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

Ракетное топливо

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).

В медицине

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.

В пищевой промышленности

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

Биологическая роль кислорода

Живые существа 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 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода

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

Изотопы кислорода

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17О и 18О, 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 легкого из них 16О связано с тем, что ядро атома 16О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Имеются радиоактивные изотопы 11О, 13О, 14О (период полураспада 74 сек), 15О (Т1/2=2,1 мин), 19О (Т1/2=29,4 сек), 20О (противоречивые данные по периоду полураспада от 10 мин до 150 лет).

Дополнительная информация

Кислород, Oxygenium, O (8)
Открытие кислорода (Oxygen, франц. Oxygene, нем. Sauerstoff) ознаменовало начало современного периода развития химии. С глубокой древности было известно, что для горения необходим воздух, однако многие века процесс горения оставался непонятным. Лишь в XVII в. Майов и Бойль независимо друг от друга высказали мысль, что в воздухе содержится некоторая субстанция, которая поддерживает горение, но эта вполне рациональная гипотеза не получила тогда развития, так как представление о горении, как о процессе соединения горящего тела с некой составной частью воздуха, казалось в то время противоречащим столь очевидному акту, как то, что при горении имеет место разложение горящего тела на элементарные составные части. Именно на этой основе на рубеже XVII в. возникла теория флогистона, созданная Бехером и Шталем. С наступлением химико-аналитического периода развития химии (вторая половина XVIII в.) и возникновением «пневматической химии» — одной из главных ветвей химико-аналитического направления — горение, а также дыхание вновь привлекли к себе внимание исследователей. Открытие различных газов и установление их важной роли в химических процессах явилось одним из главных стимулов для систематических исследований процессов горения веществ, предпринятых Лавуазье. Кислород был открыт в начале 70-х годов XVIII в.

Первое сообщение об этом открытии было сделано Пристлеем на заседании Английского королевского общества в 1775 г. Пристлей, нагревая красную окись ртути большим зажигательным стеклом, получил газ, в котором свеча горела более ярко, чем в обычном воздухе, а тлеющая лучина вспыхивала. Пристлей определил некоторые свойства нового газа и назвал его дефлогистированным воздухом (daphlogisticated air). Однако двумя годами ранее Пристлея (1772) Шееле тоже получал кислород разложением окиси ртути и другими способами. Шееле назвал этот газ огненным воздухом (Feuerluft). Сообщение же о своем открытии Шееле смог сделать лишь в 1777 г.

В 1775 г. Лавуазье выступил перед Парижской академией наук с сообщением, что ему удалось получить «наиболее чистую часть воздуха, который нас окружает», и описал свойства этой части воздуха. Вначале Лавуазье называл этот «воздух» эмпирейным, жизненным (Air empireal, Air vital) основанием жизненного воздуха (Base де l’air vital). Почти одновременное открытие кислорода несколькими учеными в разных странах вызвало споры о приоритете. Особенно настойчиво признания себя первооткрывателем добивался Пристлей. По существу споры эти не окончились до сих пор. Подробное изучение свойств кислорода и его роли в процессах горения и образования окислов привело Лавуазье к неправильному выводу о том, что этот газ представляет собой кислотообразующее начало. В 1779 г. Лавуазье в соответствии с этим выводом ввел для кислорода новое название — кислото образующий принцип (principe acidifiant ou principe oxygine). Фигурирующее в этом сложном названии слово oxygine Лавуазье произвел от греч.- кислота и «я произвожу».

himsnab-spb.ru

Кислород

Кислоро́д — элемент главной подгруппы шестой группы, второго периода периодической системы химических элементов, 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).

История открытия

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). 2HgO (t) → 2Hg + O2↑ 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 Петра 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.

Происхождение названия

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 окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Получение

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: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ также используют реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2: 2Н2О2 → 2Н2О + О2↑ Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода). Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3: 2KClO3 → 2KCl + 3O2↑ К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей.

Физические свойства

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/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). 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 (темп. кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость. Твёрдый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы.


Источник: Википедия

Другие заметки по химии

edu.glavsprav.ru

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение » HimEge.ru

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

2 = 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:

2О → 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.

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

 

himege.ru

КИСЛОРОД | Энциклопедия Кругосвет

Содержание статьи

КИСЛОРОД, O (oxygenium), химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po – член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8% (масс.).

Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков. Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты и нитраты.

Историческая справка.

Первые сведения о кислороде стали известны в Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что кислород – элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания исследования К.Шееле в 1771–1773 взаимодействия металлов и фосфора с кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774, спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом. Название oxygenium («кислород») дано этому элементу вскоре после его открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих «рождающий кислоту»; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах дыхания и горения, однако, принадлежит А.Лавуазье (1777).

Строение атома.

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 168O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 188O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%. Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 178O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 126C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000. Физики за стандартную единицу атомной массы принимали массовое число изотопа кислорода 168O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 (см. также АТОМНАЯ МАССА).

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд (см. также АТОМА СТРОЕНИЕ).

Молекулярный кислород.

Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N2 прочность связи N–N еще выше, ~710 кДж/моль.)

Электронная структура.

В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

Реакции.

В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в реагирующей системе могут способствовать диссоциации O2. Известно, что щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с молекулярным кислородом с образованием пероксидов:

Получение и применение.

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO2, пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота. Для многих областей применения эти примеси не мешают. Однако для получения кислорода особой чистоты процесс дистилляции необходимо повторять. Кислород хранят в танках и баллонах. Он используется в больших количествах как окислитель керосина и других горючих в ракетах и космических аппаратах. Сталелитейная промышленность потребляет газообразный кислород для продувки через расплав чугуна по методу Бессемера для быстрого и эффективного удаления примесей C, S и P. Сталь при кислородном дутье получается быстрее и качественнее, чем при воздушном. Кислород используется также для сварки и резки металлов (кислородно-ацетиленовое пламя). Применяют кислород и в медицине, например, для обогащения дыхательной среды пациентов с затрудненном дыханием. Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.

Электролиз.

Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H2SO4 в качестве катализатора: 2H2O ® 2H2 + O2. При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

Термическая диссоциация.

Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO ® 2Hg + O2. Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO2® 2BaO + O2

Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO2 с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.

НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Атомный номер 8
Атомная масса 15,9994
Температура плавления, °С –218,4
Температура кипения, °С –183,0
Плотность  
твердый, г/см3 (при tпл) 1,27
жидкий г/см3 (при tкип) 1,14
газообразный, г/дм3 (при 0° С) 1,429
относительная по воздуху 1,105
критическаяа, г/см3 0,430
Критическая температураа, °С –118,8
Критическое давлениеа, атм 49,7
Растворимость, см3/100 мл растворителя  
в воде (0° С) 4,89
в воде (100° С) 1,7
в спирте (25° С) 2,78
Радиус, Å 0,74
ковалентный 0,66
ионный (О2–) 1,40
Потенциал ионизации, В  
первый 13,614
второй 35,146
Электроотрицательность (F = 4) 3,5
а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы.

Физические свойства.

Кислород при нормальных условиях – бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O2ЧH2O, а возможно, и O2Ч2H2O.

Химические свойства.

Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O2 пероксиды типа NaO2 и BaO2. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O2. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s22s22p4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O2–. В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

Реакции Энтальпии образования, кДж/моль
4Na + O2 ® 2Na2Oa –208
2Mg + O2 ® 2MgO –297
4Al + 3O2 ® 2Al2O3 –273
Si + O2 ® SiO2 –215
4P + 5O2 ® P4O10 –151
S + O2 ® SO2 –74
2Cl2 + 7O2 ® 2Cl2O7 +19
2Hg + O2 ® 2HgO –45
2Cr + 3O2 ® 2CrO3 –97
3Fe + 2O2 ® Fe3O4 –140
a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na2O2.

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, tпл (Cs2O) tпл (Na2O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: tпл (Na2O) > tпл (SO2).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg2+O ® (Hg+)2O + 0,5O2® 2Hg0 + O2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O2® SrO2.

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H+.

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na12O, BeIIO и B2IIIO3, а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют CIVO2, NV2O5, SVIO3, ClVII2O7. Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H2S + 3O2® 2SO2 + 2H2O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO2 и H2O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C6H10O5)n + 6nO2® 6nCO2 + 5nH2O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C8H18 или природный газ CH4):

2C8H18 + 25O2® 16CO2 + 18H2O + тепловая энергия

CH4 + 2O2® CO2 + 2H2O + тепловая энергия

в) спирт:

C2H5OH + 3O2® 2CO2 + 3H2O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O2® 2CO + тепловая энергия

2CO + O2® 2CO2 + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C3H5(NO3)3 и тринитротолуол (или ТНТ) C7H5(NO2)3. См. также ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ.

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe2O3 (гематит) и Fe3O4 (магнетит), алюминия из Al2O3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO2. Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH)2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

Вода (оксид водорода).

Важность воды H2O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества (см. также ВОДОРОД; ВОДА, ЛЕД И ПАР). Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H2O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104°30ў. Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой прочности связей H–O водород с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H+:

Молекулы воды связываются друг с другом в большие агрегаты (H2O)x слабыми водородными связями (энергия связи ~21 кДж)

Вода в такой системе водородных связей подвергается диссоциации в очень слабой степени, достигающей концентрации 10–7 моль/л. Очевидно, расщепление связи, показанное квадратными скобками, приводит к образованию гидроксид-иона OH и иона гидроксония H3O+:

Пероксид водорода.

Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода, является пероксид водорода H2O2. Название «пероксид» принято для соединений, содержащих связь –O–O–. Пероксид водорода имеет строение асимметрично изогнутой цепи:

Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла с кислотой

BaO2 + H2SO4® BaSO4 + H2O2

либо разложением пероксодисерной кислоты H2S2O8, которую получают электролитически:

Концентрированный раствор H2O2 может быть получен специальными методами дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками, отбеливателями и мягкими окислителями. H2O2 добавляют ко многим кислотам и оксидам для получения соединений, аналогичных гидратам. В присутствии сильного окислителя (например, MnO2 или MnO4) H2O2 окисляется, выделяя кислород и воду.

Оксоанионы и оксокатионы

– кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O2– имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к положительно заряженным частицам типа H+. Простейшим представителем стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH. Это объясняет неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом. Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется OH, а не O2–:

2Na + 2H2O ® 2Na+ + 2OH + H2

или

Na2O + H2O ® 2Na+ + 2OH

Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей стабильностью, например:

Озон.

Кроме атомарного кислорода O и двухатомной молекулы O2 существует третья форма кислорода – озон O3, содержащий три кислородных атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O2 2O3.

При этом образуется несколько процентов озона. Реакция катализируется ионами металлов. Озон имеет острый резкий запах, который можно обнаружить вблизи работающих электрических машин или в окрестности атмосферного электрического разряда. Газ имеет голубоватый цвет и конденсируется при –112° С в темноголубую жидкость, а при –193° С образуется темнопурпуровая твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г воды при 0° С растворяется 49 см3 O3. По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F2 и OF2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O2. При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K+O3. Озон получают в промышленности для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий, если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.

www.krugosvet.ru

Кислород (O, Oxygenium) — влияние на организм, польза и вред, описание

История кислорода

Открытие кислорода произошло дважды, во второй половине XVIII столетия с разницей в несколько лет. В 1771 году кислород получил швед Карл Шееле, нагревая селитру и серную кислоту. Полученный газ был назван «огненным воздухом». В 1774 английский химик Джозеф Пристли проводил процесс разложения оксида ртути в полностью закрытом сосуде и открыл кислород, но принял его за ингредиент воздуха. Только после того, как Пристли поделился своей находкой с французом Антуаном Лавуазье, стало понятно, что открыт новый элемент (calorizator). Пальма первенства данного открытия принадлежит Пристли потому, что Шееле опубликовал свой научный труд с описанием открытия лишь в 1777 году.

Общая характеристика кислорода

Кислород является элементом XVI группы II периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 8 и атомную массу 15,9994. Принято обозначать кислород символом О (от латинского Oxygenium – порождающий кислоту). В русском языке название кислород стало производным от кислоты, термина, который был введён М.В. Ломоносовым.

Нахождение в природе

Кислород является самым распространённым элементом по нахождению в земной коре и Мировом океане. Соединения кислорода (в основном – силикаты) составляют не менее 47% массы земной коры, кислород вырабатывается в процессе фотосинтеза лесами и всеми зелёными растениями, большая часть приходится на фитопланктон морских и пресных вод. Кислород – обязательная составная часть любых живых клеток, также находится в большинстве веществ органического происхождения.

Физические и химические свойства

Кислород – лёгкий неметалл, состоит в группе халькогенов, имеет высокую химическую активность. Кислород, как простое вещество, представляет собой газ без цвета, запаха и вкуса, имеет жидкое состояние – светло-голубая прозрачная жидкость и твёрдое – светло-синие кристаллы. Состоит из двух атомов кислорода (обозначается формулой О₂).

Полезные свойства кислорода и его влияние на организм

Кислород участвует в окислительно-восстановительных реакциях. Живые существа дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечнососудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном.

Биологическая роль кислорода

Кислород – основа основ жизнедеятельности всех живых организмов на Земле, является основным биогенным элементом. Находится в составе молекул всех важнейших веществ, которые отвечают за структуру и функции клеток (липиды, белки, углеводы, нуклеиновые кислоты). Каждый живой организм содержит гораздо больше кислорода, чем какого-либо элемента (до 70%). Для примера, организм взрослого среднестатического человека массой 70 кг содержит 43 кг кислорода.

Кислород поступает в живые организмы (растения, животные и человек) благодаря органам дыхания и поступлению воды. Помня о том, что в организме человека самый главный орган дыхания – это кожа, становится понятно, сколько кислорода может получать человек, особенно летом на берегу водоёма. Определить потребность человека в кислороде достаточно сложно, ведь она зависит от многих факторов – возраст, пол, масса и поверхность тела, система питания, внешняя среда и т.д.

Применение кислорода в жизни

Кислород применяется практически повсеместно – от металлургии до производства ракетного топлива и взрывчатых веществ, применяемых для дорожных работах в горах; от медицины до пищевой промышленности.

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941, как пропеллент и упаковочный газ.

Автор: Виктория Н. (специально для Calorizator.ru)
Копирование данной статьи целиком или частично запрещено.

www.calorizator.ru

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о