Кислоро́д ( химический символ — O , от лат. O xygenium ) — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы шестой группы, VIA), второго периода периодической системы Д. И. Менделеева , с атомным номером 8.

Кислород — химически активный неметалл , является самым лёгким элементом из группы халькогенов .

Как простое вещество (при нормальных условиях ) кислород — газ без цвета , вкуса и запаха , молекула которого состоит из двух атомов (формула — O ₂ ). Систематическое название : дикислород . Жидкий кислород (при низких температурах) имеет светло-голубой цвет, а твёрдый (при низких температурах) представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O ₃ ). Систематическое название : трикислород . Часто можно почувствовать запах озона после грозы . Озон образует озоновый слой в стратосфере , который образуется там за счёт ионизации кислорода ультрафиолетом .

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 большой линзы).

${\displaystyle {\ce {2HgO ->[t] 2Hg + O2 ^}}}$ .

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 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 очень большое 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 изменению веса сожжённых 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 вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами .

Нахождение в природе

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент , на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов ) приходится около 60 % массы твёрдой земной коры . Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород .

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 10 ¹⁵ тонн ). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы ( кислородной катастрофы ). Первый миллиард лет практически весь кислород поглощался растворённым в океанах железом и формировал залежи джеспилита . 3—2,7 млрд лет назад кислород начал выделяться в атмосферу и 1,7 млрд лет назад достиг 10 % от нынешнего уровня .

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов . Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ , чем анаэробным, сделав их доминирующими .

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму . К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время .

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов .

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере ^{[ нет в источнике ]} . При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере .

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 2016 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад .

Физические свойства

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

1 л его при нормальных условиях имеет массу 1,429 г , то есть 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 O ₂ в 1 объёме Ag при +961 °C). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20—40 об %) .

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком . В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при +2000 °C — 0,03 %, при +2600 °C — 1 %, +4000 °C — 59 %, +6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород кипит под давлением 101,325 кПа при температуре −182,98 °C и представляет собой бледно-голубую жидкость . Критическая температура кислорода 154,58 К (−118,57 °C), критическое давление 4,882 МПа .

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы . Всего известно шесть кристаллических фаз кислорода.

Три фазы существуют при нормальном давлении (1 атм ):

• α -О ₂ — существует при температуре ниже 23,65 K; 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 -O ₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a = 4,21 Å, α =46,25° .
• γ -O ₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию , период решётки a = 6,83 Å .

При высоких давлениях существуют ещё три фазы:

• δ -O ₂ — интервал температур 20—240 K и давление 6—8 ГПа , оранжевые кристаллы;
• ε -O _n — содержит молекулы O ₄ или O ₈ , существует при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
• ζ -O _n — давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения ( оксиды ) со всеми элементами, кроме гелия , неона , аргона , фтора (с фтором кислород образует фторид кислорода , так как фтор более электроотрицателен , чем кислород). Наиболее распространённая степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение ). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

${\displaystyle {\ce {4Li + O2 -> 2Li2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2Sr + O2 -> 2SrO}}}$

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

${\displaystyle {\ce {2NO + O2 -> 2NO2 ^}}}$

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения :

${\displaystyle {\ce {2C6H6 + 15O2 -> 12CO2 + 6H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {CH3CH2OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}}}$

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

${\displaystyle {\ce {CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}}}$

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 (см. ниже ).

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

• Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

${\displaystyle {\ce {2Na + O2 -> Na2O2}}}$

• Некоторые оксиды поглощают кислород:

${\displaystyle {\ce {2BaO + O2 -> 2BaO2}}}$

• 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 :

${\displaystyle {\ce {H2 + O2 -> H2O2}}}$

• 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 :

${\displaystyle {\ce {Na2O2 + O2 -> 2NaO2}}}$

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

${\displaystyle {\ce {K + O2 -> KO2}}}$

${\displaystyle {\ce {Rb + O2 -> RbO2}}}$

${\displaystyle {\ce {Cs + O2 -> CsO2}}}$

• Неорганические озониды содержат ион O −
  3 со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов :

${\displaystyle {\ce {3KOH + 3O3 -> 2KO3 + KOH * H2O + 2O2 ^}}}$

• В ионе диоксигенила O +
  2 кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

${\displaystyle {\ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}}$

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Фториды кислорода

• Дифторид кислорода , OF ₂ , степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через разбавленный раствор щёлочи :

${\displaystyle {\ce {2F2 + 2NaOH -> 2NaF + H2O + OF2 ^}}}$

• Монофторид кислорода ( Диоксидифторид ), O ₂ F ₂ , нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

${\displaystyle {\ce {F2 + O2 -> O2F2}}}$

• Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода , O ₄ F ₂ , O ₅ F ₂ и O ₆ F ₂ .

• Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона OF +
  3 . 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: O ₂ и O ₃ ( озон ). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри , под воздействием ионизирующего излучения O ₂ переходит в O ₃ .

Получение

Перегонка жидкого воздуха

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, а также использующие принцип адсорбции.

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

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия ${\displaystyle {\ce {KMnO4}}}$ :

${\displaystyle {\ce {2 KMnO4 ->[t] K2MnO4 + MnO2 + O2 ^}}}$ .

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода ${\displaystyle {\ce {H2O2}}}$ в присутствии оксида марганца(IV) :

${\displaystyle {\ce {2 H2O2 ->[{\ce {MnO2}}] 2 H2O + O2 ^}}}$ . .

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия ( бертолетовой соли ) ${\displaystyle {\ce {KClO3}}}$ :

${\displaystyle {\ce {2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2 ^}}}$ .

Разложение оксида ртути(II) {{{1}}} было первым методом получения кислорода:

${\displaystyle {\ce {2 HgO ->[100\ {\ce {^{o}C}}] 2 Hg + O2 ^}}}$ .

Электролиз водных растворов

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза разбавленных водных растворов щелочей, кислот и некоторых солей (сульфатов, нитратов щелочных металлов):

${\displaystyle {\ce {2H2O ->[e^-] 2H2 ^ + O2 ^}}}$

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

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

${\displaystyle {\ce {2Na2O2 + 2CO2 -> 2Na2CO3 + O2 ^}}}$

Для соблюдения баланса объёмов поглощённого углекислого газа и выделившегося кислорода, к нему добавляют надпероксид калия . В космических кораблях для уменьшения веса иногда используется пероксид лития .

Применение

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 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.

Компонент ракетного топлива

В качестве окислителя для 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

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления 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 . Крупные медицинские учреждения могут использовать не сжатый кислород в баллонах, а сжиженный в сосуде Дьюара большой ёмкости. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — . 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 ), диоксид серы в триоксид серы , аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты . Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении , последние описанные реакции часто проводят в режиме горения .

В сельском хозяйстве

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

Биологическая роль кислорода

Большинство живых существ ( аэробы ) дышат кислородом. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов в желудок вводили 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 .

Токсичные производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода ), такие, как синглетный кислород , пероксид водорода , супероксид , озон и гидроксильный радикал , являются токсичными и реакционноспособными 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 .

Токсичность кислорода

Длительное вдыхание чистого кислорода может иметь опасные последствия для организма. Безопасно длительно дышать при обычном давлении смесями, содержащими до 60 % кислорода, вдыхая и выдыхая через нос, поскольку зубная эмаль и верхние дыхательные пути особенно страдают от контакта с чистым кислородом . Дыхание 90 % кислородом в течение 3 суток приводит к тахикардии, рвоте, пневмонии, судорогам. При повышении давления токсическое действие кислорода ускоряется и усиливается. Молодые люди более чувствительны к токсическому действию кислорода, чем пожилые .

Изотопы

Кислород имеет три устойчивых изотопа: ¹⁶ O, ¹⁷ O и ¹⁸ O, 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 O связано с тем, что ядро атома ¹⁶ O 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 O до ²⁸ O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада , наиболее долгоживущий из них — ¹⁵ O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп ¹² O имеет период полураспада 5,8⋅10 ⁻²² секунд.

См. также

• Категория:Соединения кислорода

Примечания

Комментарии

Источники

Литература

• / Зломанов В. П. // Киреев — Конго. — М. : Большая российская энциклопедия, 2009. — С. 59. — ( Большая российская энциклопедия : [в 35 т.] / гл. ред. Ю. С. Осипов ; 2004—2017, т. 14). — ISBN 978-5-85270-345-3 .
• Рябин В. А., Остроумов М. А., Свит Т. Ф. Термодинамические свойства веществ. Справочник. — Л. : Химия , 1977. — 392 с.

Из БРЭ:

• Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003. (англ.)
• Дроз­дов А. А., Зло­ма­нов В. П., Ма­зо Г. Н., Спи­ри­до­нов Ф. М. Не­ор­га­ни­че­ская хи­мия. М., 2004. Т. 2.
• Шрай­вер Д., Эт­кинс П. Не­ор­га­ни­че­ская хи­мия. М., 2004. Т. 1-2.

Ссылки

• от 30 августа 2004 на Wayback Machine (англ.)
• от 30 сентября 2007 на Wayback Machine
• от 14 января 2020 на Wayback Machine
• от 12 сентября 2011 на Wayback Machine
• от 27 марта 2008 на Wayback Machine
• TWT department of MPEI: Live Calculations by MAS
• от 3 февраля 2015 на Wayback Machine