Формула кислорода. Периодическая таблица Менделеева — кислород

Горение и виды горючих веществ

Реакция, протекающая с участием кислорода и сопровождающаяся выделением большого количества света и тепла, называется горением.

В чистом кислороде, по сравнению с воздухом, вещества горят во много раз быстрее (рис. 22). В обоих случаях выделяется равное количество теплоты, но в кислороде этот процесс протекает быстрее и выделяющаяся теплота не расходуется, как в случае с воздухом, на нагревание азота.

Температура при горении в чистом кислороде выше, чем в воздухе. Опуская тлеющую лучину в сосуд с чистым кислородом, можно увидеть, как она сразу загорается. А в воздухе тлеющая лучина может вскоре и потухнуть. Если эта лучина зажжена, то она продолжает гореть на воздухе, потому что выделяющееся при горении тепло требует большей температуры, чем температура воспламенения лучины.

Рис. 22. Горение магния в чистом кислороде

Рис. 23. Тушение пламени

Температура, необходимая для поджигания вещества на воздухе, называегся температурой воспламенения.

Значит, для обеспечения горения веществ, нужно нагревать их до температуры воспламенения и подавать кислород в достаточном количестве.

Для того чтобы потушить пламя, необходимо ликвидировать факторы, обеспечивающие его появление, т.е. охладить вещество до температуры ниже температуры возгорания и прекратить подачу кислорода (рис. 23).

Чтобы потушить горящую вещь, сначала следует понизить температуру, используя невоспламеняющиеся средства, затем накрыть источник возгорания одеялом или брезентом, чтобы прекратить подачу воздуха.

В непредвиденных ситуациях для тушения пожара необходимо использовать специальные средства, а если их нет, то применять указанный выше способ.

Вообще процесс горения имеет огромное значение в промышленности и в повседневной жизни.

От твердого топлива остается минеральный осадок — пепел. Жидкое и газообразное топливо такого недостатка не имеет. Но любое топливо независимо от места добычи, промышленного объема, экономической эффективности имеет только свое место применения, и возможности по его взаимозамещению ограничены.

Неправильное сжигание топлива приносит вред народному хозяйству.

Топливо позволяет спокойно переносить холод, варить пищу, которая не употребляется в сыром виде, получать металлы из руд путем их выплавки, обеспечивать движение транспорта, получать другие виды энергии.

Горение и кислород

Рассмотренные в предыдущем параграфе реакции с участием кислорода сопровождаются одинаковыми внешними эффектами.

Химическую реакцию, во время которой выделяется теплота и появляется пламя, называют горением.

Пламя возникает вследствие свечения раскаленных частиц веществ, которые сгорают или образуются во время реакции.

Для того чтобы горючее вещество воспламенилось, необходимы такие условия:

• наличие кислорода (воздуха);
• нагревание вещества до температуры самовозгорания (для бензина она составляет 220 °С, сухой древесины — 250—300 °С, бумаги — 440 °С, угля — свыше 600 °С).

Кислород поддерживает горение веществ, но сам не горит.

Если не выполняется хотя бы одно из этих условий, то горение не происходит. Это учитывают во время работы с огнеопасными веществами, а также при тушении пожаров.

Погасить огонь можно, залив горящее вещество или предмет водой, засыпав его песком или землей, накрыв одеялом или направив на него струю углекислого газа (он не поддерживает горения и тяжелее воздуха) (рис. 63).

Рис. 63. Гашение пламени:

а — водой; б — песком; в — углекислым газом

В лабораториях, на предприятиях с этой целью используют огнетушители (рис. 64).

Рис. 64. Огнетушитель (а)и его использование (б)

Изотопы

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

История открытия

Официально считается[4][5], что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли1 августа1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью большой линзы).

2HgO→t2Hg O2↑{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.

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.

Кислород и воздух

Атмосферный воздух — это природная смесь многих газов. Помимо азота и кислорода, являющихся основной составной частью воздуха, в его состав входят в небольшом количестве инертные газы, углекислый газ, пары воды и водород (табл. 6). Кроме них, в воздухе встречаются, в зависимости от внешних условий, пыль, некоторые случайные примеси.

Один литр воздуха при 20°С и нормальном атмосферном давлении весит 1,293 г. При —192°С и давлении 101,33 кПа воздух превращается в бесцветную прозрачную жидкость. Из жидкого воздуха выделяются азот, кислород и инертные газы.

Углекислый газ и водяные пары воздуха выполняют функцию защитного экрана, препятствующего распространению во Вселенной тепла Земли, а озон не пропускает губительные для жизни на Земле коротковолновые ультрафиолетовые лучи, исходящие от Солнца и звезд.

К случайным примесям воздуха относятся сероводород и аммиак, образующиеся при гниении органических остатков, выбрасываемый промышленными предприятиями сернистый газ, образующиеся в результате электрических разрядов оксиды азота, которые периодически выводятся из состава воздуха дождем и снегом.

Воздух является необходимой составной частью жизни на Земле. Сохранение его чистоты имеет огромное значение для человечества. Для защиты воздуха от техногенных загрязнений необходимо использовать новые безотходные технологии, предупреждать уменьшение биомассы Земли, обеспечивать нормальную работу естественных механизмов очистки воздуха.

Круговорот кислорода в природе

О том, что кислород в большом количестве находится в литосфере, гидросфере и атмосфере, мы говорили в предыдущих разделах учебника (табл. 5).

Круговорот кислорода на Земле несущественно отличается от его круговорота в атмосфере, литосфере и гидросфере. На Земле круговорот в основном протекает в процессе фотосинтеза и дыхания. В процессе фотосинтеза углекислый газ, взаимодействуя с водой, образует органические вещества и кислород. В результате

При дыхании, разложении умерших организмов и горении кислород из биосферы возвращается обратно в гидросферу и атмосферу:

В биомассе Земли кислород полностью меняется каждые 20—30 лет. В литосферу кислород переходит из атмосферы в виде

Эта реакция наблюдается в основном в зонах повышенной вулканической деятельности, тем самым постепенно обновляя углекислый газ в атмосфере.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе).

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн[7]). 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.

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[10].

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму[11]. 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[12].

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[13].

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере[14][нет в источнике].

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 %[6].

В 2022 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад[16].

Оксиды

Продуктами всех реакций, рассмотренных в параграфе, являются бинарные соединения элементов с Оксигеном.

Соединение, образованное двумя элементами, одним из которых является Оксиген, называют оксидом.

Общая формула оксидов —

Таблица 4Формулы и названия некоторых оксидов

  

Выводы:

Кислород — химически активное вещество. Он взаимодействует с большинством простых веществ, а также со сложными веществами. Продуктами таких реакций являются соединения элементов с Оксигеном — оксиды.

Реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно, называют реакциями соединения.

Получение

В пром. мас­шта­бах К. про­из­во­дят пу­тём сжи­же­ния и фрак­ци­он­ной пе­ре­гон­ки воз­ду­ха (см. в ст. Воз­ду­ха раз­де­ле­ние), а так­же элек­тро­ли­зом во­ды. В ла­бо­ра­тор­ных ус­ло­ви­ях К. по­лу­ча­ют раз­ло­же­ни­ем при на­гре­ва­нии пе­рок­си­да во­до­ро­да (2Н₂О₂= 2Н₂О О₂), ок­си­дов ме­тал­лов (напр., ок­си­да рту­ти: 2HgO=2Hg O₂), со­лей ки­сло­род­со­дер­жа­щих ки­слот-окис­ли­те­лей (напр., хло­ра­та ка­лия: 2KClO₃=2KCl 3O₂, пер­ман­га­на­та ка­лия: 2KMnO₄=K₂MnO₄ MnO₂ O₂), элек­тро­ли­зом вод­но­го рас­тво­ра NaOH. Га­зо­об­раз­ный К. хра­нят и транс­пор­ти­ру­ют в сталь­ных бал­ло­нах, ок­ра­шен­ных в го­лу­бой цвет, при дав­ле­нии 15 и 42 МПа, жид­кий К. – в ме­тал­лич. со­су­дах Дьюа­ра или в спец. цис­тер­нах-тан­ках.

Получение кислорода в лаборатории

Лабораторные методы получения кислорода основаны на химических реакциях.

Дж. Пристли получал этот газ из соединения, название которого — меркурийРис. 54.Получение кислорода нагреванием меркурий оксида

Соответствующее химическое уравнение:

Сейчас метод Пристли не используют, поскольку пары ртути токсичны. Кислород получают с помощью других реакций, подобных рассмотренной. Они, как правило, происходят при нагревании.

Реакции, при которых из одного вещества образуются несколько других, называют реакциями разложения.

Для получения кислорода в лаборатории используют такие оксигенсодержащие соединения:

Небольшое количество катализатора — манганПолучение кислорода разложением гидроген пероксида Налейте в пробирку 2 мл раствора гидроген пероксида (традиционное название этого вещества — перекись водорода). Зажгите длинную лучинку и погасите ее (как вы это делаете со спичкой), чтобы она едва тлела. Насыпьте в пробирку с раствором гидроген пероксида немного катализатора — черного порошка манган

Составьте уравнение реакции разложения гидроген пероксида, если вторым продуктом реакции является вода

В лаборатории кислород можно также получить разложением натрий нитрата

селитры.Кислород вместе с водородом являются продуктами разложения воды под действием электрического тока:

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 номенклатуреоксидами.

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

2KMnO4→tK2MnO4 MnO2 O2↑{displaystyle {ce {2KMnO4 ->[t] K2MnO4 MnO2 O2 ^}}}

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода H2O2 в присутствии оксида марганца(IV):

2H2O2→MnO22H2O O2↑{displaystyle {ce {2H2O2 ->[MnO2] 2H2O O2 ^}}}

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

2KClO3⟶2KCl 3O2↑{displaystyle {ce {2KClO3 -> 2KCl 3O2 ^}}}

Разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C) было первым методом синтеза кислорода:

2HgO→100°C2Hg O2↑{displaystyle {ce {2HgO ->[100{°}C] 2Hg O2 ^}}}

Распространённость в природе.

К. – са­мый рас­про­стра­нён­ный хи­мич. эле­мент на Зем­ле: со­дер­жа­ние хи­ми­че­ски свя­зан­но­го К. в гид­ро­сфе­ре со­став­ля­ет 85,82% (гл. обр. в ви­де во­ды), в зем­ной ко­ре – 49% по мас­се. Из­вест­но бо­лее 1400 ми­не­ра­лов, в со­став ко­то­рых вхо­дит К. Сре­ди них пре­об­ла­да­ют ми­не­ра­лы, об­ра­зо­ван­ные со­ля­ми ки­сло­род­со­дер­жа­щих ки­слот (важ­ней­шие клас­сы – кар­бо­на­ты при­род­ные, си­ли­ка­ты при­род­ные, суль­фа­ты при­род­ные, фос­фа­ты при­род­ные), и гор­ные по­ро­ды на их ос­но­ве (напр., из­вест­няк, мра­мор), а так­же разл. ок­си­ды при­род­ные, гид­ро­кси­ды при­род­ные и гор­ные по­ро­ды (напр., ба­зальт). Мо­ле­ку­ляр­ный К. со­став­ля­ет 20,95% по объ­ё­му (23,10% по мас­се) зем­ной ат­мо­сфе­ры. К. ат­мо­сфе­ры име­ет био­ло­гич. про­ис­хо­ж­де­ние и об­ра­зу­ет­ся в зе­лё­ных рас­те­ни­ях, со­дер­жа­щих хло­ро­филл, из во­ды и ди­ок­си­да уг­ле­ро­да при фо­то­син­те­зе. Ко­ли­че­ст­во К., вы­де­ляе­мое рас­те­ния­ми, ком­пен­си­ру­ет ко­ли­че­ст­во К., рас­хо­дуе­мое в про­цес­сах гние­ния, го­ре­ния, ды­ха­ния. К. – био­ген­ный эле­мент – вхо­дит в со­став важ­ней­ших клас­сов при­род­ных ор­га­нич. со­еди­не­ний (бел­ков, жи­ров, нук­леи­но­вых ки­слот, уг­ле­во­дов и др.) и в со­став не­ор­га­нич. со­еди­не­ний ске­ле­та.

Распространенность оксигена в природе

Оксиген — один из самых распространенных элементов на нашей планете. В земной коре его атомов больше, чем атомов любого другого элемента (§ 6). Атомы Оксигена содержатся в песке, глине, известняке, многих минералах. Оксиген — второй по распространенности в атмосфере (после Нитрогена) и в гидросфере (после Гидрогена).

Атомы Оксигена входят в состав молекул многих веществ, находящихся в живых организмах (белков, жиров, крахмала и пр.). В теле взрослого человека массовая доля этого элемента составляет примерно 65 %.

Кислород. Важнейшее простое вещество Оксигена — кислород. Этот газ необходим для дыхания; он поддерживает горение.

Формула кислорода вам известна —

Молекула кислорода достаточно устойчива. Но под действием электрического разряда или ультрафиолетовых лучей, а также при температуре свыше 2000 °С она распадается на атомы:

Кислород — компонент воздуха, природной смеси газов. На него приходится приблизительно 1/5

Атомы Оксигена входят в состав молекул многих веществ, находящихся в живых организмах (белков, жиров, крахмала и пр.). В теле взрослого человека массовая доля этого элемента составляет примерно 65 %.

Кислород. Важнейшее простое вещество Оксигена — кислород. Этот газ необходим для дыхания; он поддерживает горение.

Формула кислорода вам известна — 02. Это вещество содержит молекулы, состоящие из двух атомов Оксигена.

Молекула кислорода достаточно устойчива. Но под действием электрического разряда или ультрафиолетовых лучей, а также при температуре свыше 2000 °С она распадается на атомы:

02 = 20.

Кислород — компонент воздуха, природной смеси газов. На него приходится приблизительно 1/5 объема воздуха. Состав сухого воздуха

Организм взрослого мужчины ежесуточно потребляет приблизительно 900 г кислорода, а женщины — 600 г.

Состав воздуха:

Газ компонент воздуха       Доля воздуха в%

Название	Формула	объемная*	массовая
Азот		78,09	75,51
Кислород		20,95	23,15
Аргон		0,93	1,28
углекислый газ		0,037	0,056
Другие газы		менее 0,002	менее 0,003

* Объемная доля вещества в смеси — отношение объема вещества к объему смеси. Объемную долю обозначают греческой буквой

Определить объемную долю кислорода в воздухе можно экспериментально. Для этого нужны стеклянная бутылка без дна с пробкой и кристаллизатор с водой. В пробку вставляют ложку для сжигания, в которую набрано немного красного фосфора. Его поджигают, быстро вносят в бутылку и плотно I закрывают ее пробкой (рис. 52).

Кислород содержится не только в атмосфере. Небольшое его количество вместе с другими газами воздуха растворено в природной воде.

Существует еще одно простое вещество Оксигена — озон Это бесцветный сильнотоксичный газ с резким запахом. Он очень неустойчив и постепенно превращается в кислород:

Озон содержится в атмосфере в незначительном количестве; его объемная доля не превышает

Определение объемной доли кислорода в воздухе сжиганием фосфора:

а — начало опыта;

б — окончание опыта

 

1 0,0004 %. Распадаясь, он поглощает часть ультрафиолетовых лучей солнечного света, вредную для растений и животных, и тем самым оберегает природу.

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

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

2Na2O2 2CO2⟶2Na2CO3 O2↑{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.

Реакция с серой

Это химическое превращение осуществляет каждый, когда зажигает спичку; сера входит в состав ее головки. В лаборатории реакцию серы с кислородом проводят в вытяжном шкафу. Небольшое количество серы (светло-желтый порошок или кристаллы) нагревают в железной ложке. Вещество сначала плавится, потом загорается в результате взаимодействия с кислородом воздуха и горит едва заметным синим пламенем (рис. 56, б). Появляется резкий запах продукта реакции — сернистого газа (этот запах мы ощущаем в момент загорания спички). Химическая формула сернистого газа —
Рис. 56. Сера (а) и ее горение на воздухе (б) и в кислороде (в)

Рис. 57.Красный фосфор (а) и его горение на воздухе (б) и в кислороде (в)

Сварка и резка металлов

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

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

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей.

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 — кислородные подушки.

Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха.

Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометруредуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм.

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавкиE948[26], как пропеллент и упаковочный газ.

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.

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

Свойства

Строе­ние внеш­ней элек­трон­ной обо­лоч­ки ато­ма К. 2s²2p⁴; в со­еди­не­ни­ях про­яв­ля­ет сте­пе­ни окис­ле­ния –2, –1, ред­ко 1, 2; элек­тро­от­ри­ца­тель­ность по По­лин­гу 3,44 (наи­бо­лее элек­тро­от­ри­ца­тель­ный эле­мент по­сле фто­ра); атом­ный ра­ди­ус 60 пм; ра­ди­ус ио­на О^2– 121 пм (ко­ор­ди­нац. чис­ло 2). В га­зо­об­раз­ном, жид­ком и твёр­дом состояни­ях К. су­ще­ст­ву­ет в ви­де двух­атом­ных мо­ле­кул О₂. Мо­ле­ку­лы О₂ па­ра­маг­нит­ны. Су­ще­ст­ву­ет так­же ал­ло­троп­ная мо­ди­фи­ка­ция К. – озон, со­стоя­щая из трёх­атом­ных мо­ле­кул О₃.

В осн. со­стоя­нии атом К. име­ет чёт­ное чис­ло ва­лент­ных элек­тро­нов, два из ко­то­рых не спа­ре­ны. По­это­му К., не имею­щий низ­кой по энер­гии ва­кант­ной d-ор­би­та­ли, в боль­шин­ст­ве хи­мич. со­еди­не­ний двух­ва­лен­тен. В за­ви­си­мо­сти от ха­рак­те­ра хи­мич. свя­зи и ти­па кри­стал­лич. струк­ту­ры со­еди­не­ния ко­ор­ди­нац. чис­ло К. мо­жет быть раз­ным: 0 (ато­мар­ный К.), 1 (напр., О₂, СО₂), 2 (напр., Н₂О, Н₂О₂), 3 (напр., Н₃О ), 4 (напр., ок­со­аце­та­ты Ве и Zn), 6 (напр., MgO, CdO), 8 (напр., Na₂O, Cs₂O). За счёт не­боль­шо­го ра­диу­са ато­ма К. спо­со­бен об­ра­зо­вы­вать проч­ные π-свя­зи с др. ато­ма­ми, напр. с ато­ма­ми К. (О₂, О₃), уг­ле­ро­да, азо­та, се­ры, фос­фо­ра. По­это­му для К. од­на двой­ная связь (494 кДж/моль) энер­ге­ти­че­ски бо­лее вы­год­на, чем две про­стые (146 кДж/моль).

Па­ра­маг­не­тизм мо­ле­кул О₂ объ­яс­ня­ет­ся на­ли­чи­ем двух не­спа­рен­ных элек­тро­нов с па­рал­лель­ны­ми спи­на­ми на два­ж­ды вы­ро­ж­ден­ных раз­рых­ляю­щих π*-ор­би­та­лях. По­сколь­ку на свя­зы­ваю­щих ор­би­та­лях мо­ле­ку­лы на­хо­дит­ся на че­ты­ре элек­тро­на боль­ше, чем на раз­рых­ляю­щих, по­ря­док свя­зи в О₂ ра­вен 2, т. е. связь ме­ж­ду ато­ма­ми К. двой­ная. Ес­ли при фо­то­хи­мич. или хи­мич. воз­дей­ст­вии на од­ной π*-ор­би­та­ли ока­зы­ва­ют­ся два элек­тро­на с про­ти­во­по­лож­ны­ми спи­на­ми, воз­ни­ка­ет пер­вое воз­бу­ж­дён­ное со­стоя­ние, по энер­гии рас­по­ло­жен­ное на 92 кДж/моль вы­ше ос­нов­но­го. Ес­ли при воз­бу­ж­де­нии ато­ма К. два элек­тро­на за­ни­ма­ют две раз­ные π*-ор­би­та­ли и име­ют про­ти­во­по­лож­ные спи­ны, воз­ни­ка­ет вто­рое воз­бу­ж­дён­ное со­стоя­ние, энер­гия ко­то­ро­го на 155 кДж/моль боль­ше, чем ос­нов­но­го. Воз­бу­ж­де­ние со­про­во­ж­да­ет­ся уве­ли­че­ни­ем меж­атом­ных рас­стоя­ний О–О: от 120,74 пм в осн. со­стоя­нии до 121,55 пм для пер­во­го и до 122,77 пм для вто­ро­го воз­бу­ж­дён­но­го со­стоя­ния, что, в свою оче­редь, при­во­дит к ос­лаб­ле­нию свя­зи О–О и к уси­ле­нию хи­мич. ак­тив­но­сти К. Оба воз­бу­ж­дён­ных со­стоя­ния мо­ле­ку­лы О₂ иг­ра­ют важ­ную роль в ре­ак­ци­ях окис­ле­ния в га­зо­вой фа­зе.

К. – газ без цве­та, за­па­ха и вку­са; t_пл –218,3 °C, t_кип –182,9 °C, плот­ность га­зо­об­раз­но­го К. 1428,97 кг/дм³ (при 0 °C и нор­маль­ном дав­ле­нии). Жид­кий К. – блед­но-го­лу­бая жид­кость, твёр­дый К. – си­нее кри­стал­лич. ве­ще­ст­во. При 0 °C те­п­ло­про­вод­ность 24,65·10^—3 Вт/(м·К), мо­ляр­ная те­п­ло­ём­кость при по­сто­ян­ном дав­ле­нии 29,27 Дж/(моль·К), ди­элек­трич. про­ни­цае­мость га­зо­об­раз­но­го К. 1,000547, жид­ко­го 1,491. К. пло­хо рас­тво­рим в во­де (3,1% К. по объ­ё­му при 20 °C), хо­ро­шо рас­тво­рим в не­ко­то­рых фто­рор­га­нич. рас­тво­ри­те­лях, напр. пер­фтор­де­ка­ли­не (4500% К. по объ­ё­му при 0 °C). Зна­чит. ко­ли­че­ст­во К. рас­тво­ря­ют бла­го­род­ные ме­тал­лы: се­реб­ро, зо­ло­то и пла­ти­на. Рас­тво­ри­мость га­за в рас­плав­лен­ном се­реб­ре (2200% по объ­ё­му при 962 °C) рез­ко по­ни­жа­ет­ся с умень­ше­ни­ем темп-ры, по­это­му при ох­ла­ж­де­нии на воз­ду­хе рас­плав се­реб­ра «за­ки­па­ет» и раз­брыз­ги­ва­ет­ся вслед­ст­вие ин­тен­сив­но­го вы­де­ле­ния рас­тво­рён­но­го ки­сло­ро­да.

К. об­ла­да­ет вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­стью, силь­ный окис­ли­тель: взаи­мо­дей­ст­ву­ет с боль­шин­ст­вом про­стых ве­ществ при нор­маль­ных ус­ло­ви­ях, в осн. с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ст­вую­щих ок­си­дов (мн. ре­ак­ции, про­те­каю­щие мед­лен­но при ком­нат­ной и бо­лее низ­ких темп-рах, при на­гре­ва­нии со­про­во­ж­да­ют­ся взры­вом и вы­де­ле­ни­ем боль­шо­го ко­ли­че­ст­ва те­п­ло­ты). К. взаи­мо­дей­ст­ву­ет при нор­маль­ных ус­ло­ви­ях с во­до­ро­дом (об­ра­зу­ет­ся во­да Н₂О; сме­си К. с во­до­ро­дом взры­во­опас­ны – см. Гре­му­чий газ), при на­гре­ва­нии – с се­рой (се­ры ди­ок­сид SO₂ и се­ры три­ок­сид SO₃), уг­ле­ро­дом (уг­ле­ро­да ок­сид СО, уг­ле­ро­да ди­ок­сид СО₂), фос­фо­ром (фос­фо­ра ок­си­ды), мн. ме­тал­ла­ми (ок­си­ды ме­тал­лов), осо­бен­но лег­ко со ще­лоч­ны­ми и щё­лоч­но­зе­мель­ны­ми (в осн. пе­рок­си­ды и над­пе­рок­си­ды ме­тал­лов, напр. пе­рок­сид ба­рия BaO₂, над­пе­рок­сид ка­лия KO₂). С азо­том К. взаи­мо­дей­ст­ву­ет при темп-ре вы­ше 1200 °C или при воз­дей­ст­вии элек­трич. раз­ря­да (об­ра­зу­ет­ся мо­но­ок­сид азо­та NO). Со­еди­не­ния К. с ксе­но­ном, крип­то­ном, га­ло­ге­на­ми, зо­ло­том и пла­ти­ной по­лу­ча­ют кос­вен­ным пу­тём. К. не об­ра­зу­ет хи­мич. со­еди­не­ний с ге­ли­ем, не­оном и ар­го­ном. Жид­кий К. так­же яв­ля­ет­ся силь­ным окис­ли­те­лем: про­пи­тан­ная им ва­та при под­жи­га­нии мгно­вен­но сго­ра­ет, не­ко­то­рые ле­ту­чие ор­га­нич. ве­ще­ст­ва спо­соб­ны са­мо­вос­пла­ме­нять­ся, ко­гда на­хо­дят­ся на рас­стоя­нии не­сколь­ких мет­ров от от­кры­то­го со­су­да с жид­ким ки­сло­ро­дом.

К. об­ра­зу­ет три ион­ные фор­мы, ка­ж­дая из ко­то­рых оп­ре­де­ля­ет свой­ст­ва отд. клас­са хи­мич. со­еди­не­ний: $ce{O2^-}$– су­пер­ок­си­дов (фор­маль­ная сте­пень окис­ле­ния ато­ма К. –0,5),  $ce{O2^2^-}$ – пе­рок­сид­ных со­еди­не­ний (сте­пень окис­ле­ния ато­ма К. –1, напр. во­до­ро­да пе­рок­сид Н₂О₂), О^2– – ок­си­дов (сте­пень окис­ле­ния ато­ма К. –2). По­ло­жи­тель­ные сте­пе­ни окис­ле­ния 1 и 2 К. про­яв­ля­ет во фто­ри­дах O₂F₂ и ОF₂ со­от­вет­ст­вен­но. Фто­ри­ды К. не­ус­той­чи­вы, яв­ля­ют­ся силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми и фто­ри­рую­щи­ми реа­ген­та­ми.

Мо­ле­ку­ляр­ный К. яв­ля­ет­ся сла­бым ли­ган­дом и при­сое­ди­ня­ет­ся к не­ко­то­рым ком­плек­сам Fe, Co, Mn, Cu. Сре­ди та­ких ком­плек­сов наи­бо­лее ва­жен же­ле­зо­пор­фи­рин, вхо­дя­щий в со­став ге­мо­гло­би­на – бел­ка, ко­то­рый осу­ще­ст­в­ля­ет пе­ре­нос К. в ор­га­низ­ме те­п­ло­кров­ных.

Строение и физические свойства простых веществ

С простым веществом кислородом вы уже познакомились в курсе химии 7-го класса. Напомним, что простое вещество кислород в природе существует в виде двух аллотропных модификаций — обычного кислорода озона

В природе озон образуется при грозовых разрядах и при окислении смолы хвойных деревьев. Небольшие количества озона в воздухе оказывают целебное действие на людей. Однако сильное обогащение воздуха озоном может стать опасным для здоровья. Увеличение содержания озона в воздухе выше предельно допустимой концентрации приводит к появлению головных болей, раздражению дыхательных путей и глаз, а затем к ослаблению сердечной деятельности.

Источниками озона являются работающие приборы, в которых происходит высоковольтный электрический разряд — копировальные установки и лазерные принтеры, а также источники ультрафиолетового и рентгеновского излучения. Поэтому помещения, в которых находятся такие приборы, необходимо часто проветривать.

Озон сосредоточен в верхних слоях атмосферы, образуя озоновый слой, который защищает Землю и ее обитателей от жесткого ультрафиолетового излучения Солнца. Поверхности Земли достигают только те ультрафиолетовые лучи, которые не опасны для живых организмов.

Кислород и озон в воде мало растворимы. При 20 °С в 100 объемах

Строение молекулы

Молекула кислорода состоит из двух атомов, химическая формула имеет вид О2. Как образуется молекула кислорода? Механизм ее образования ковалентный неполярный, другими словами за счет обобществления электроном каждого атома. Связь между молекулами кислорода также ковалентная и неполярная, при этом она двойная, ведь у каждого из атомов кислорода есть по два неспаренных электрона на внешнем уровне.

Так выглядит молекула кислорода, благодаря своим характеристикам она весьма устойчива. Для многих химических реакций с ее участием нужны специальные условия: нагревание, повышенное давление, применение катализаторов.

Токсические производные кислорода

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

Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

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).

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[17].

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы.

Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О₂ — существует при температуре ниже 23,65 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейкиa=5,403 Å,b=3,429 Å,c=5,086 Å;β=132,53°^[18].β-O₂ — 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°^[18].γ-O₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å^[18].

Ещё три фазы существуют при высоких давлениях:

Фториды кислорода

2F2 2NaOH⟶2NaF H2O OF2↑{displaystyle {ce {2F2 2NaOH -> 2NaF H2O OF2 ^}}}

F2 O2⟶O2F2{displaystyle {ce {F2 O2 -> O2F2}}}

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон). Как установили в 1899 годуПьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O2 переходит в O3[23][24].

Халькогены — родственные кислороду элементы

Сходные по свойствам атомы образуют одну группу в периодической системе. Кислород возглавляет семейство халькогенов, но отличается от них по ряду свойств.

Атомная масса кислорода — родоначальника группы — составляет 16 а. е. м. Халькогены при образовании соединений с водородом и металлами проявляют свою обычную степень окисления: –2. Например, в составе воды (Н2О) окислительное число кислорода равно –2.

Состав типичных водородных соединений халькогенов отвечает общей формуле: Н2R. При растворении этих веществ образуются кислоты. Только водородное соединение кислорода — вода — обладает особыми свойствами. Согласно выводам ученых, это необычное вещество является и очень слабой кислотой, и очень слабым основанием.

Сера, селен и теллур имеют типичные положительные степени окисления ( 4, 6) в соединениях с кислородом и другими неметаллами, обладающими высокой электроотрицательностью (ЭО). Состав оксидов халькогенов отражают общие формулы: RO2, RO3. Соответствующие им кислоты имеют состав: H2RO3, H2RO4.

Элементам соответствуют простые вещества: кислород, сера, селен, теллур и полоний. Первые три представителя проявляют неметаллические свойства. Формула кислорода — О2. Аллотропное видоизменение того же элемента — озон (О3). Обе модификации являются газами. Сера и селен — твердые неметаллы. Теллур — металлоидное вещество, проводник электрического тока, полоний — металл.

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).

4Li O2⟶2Li2O{displaystyle {ce {4Li O2 -> 2Li2O}}}

2Sr O2⟶2SrO{displaystyle {ce {2Sr O2 -> 2SrO}}}

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

2NO O2⟶2NO2↑{displaystyle {ce {2NO O2 -> 2NO2 ^}}}

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

2C6H6 15O2⟶12CO2 6H2O{displaystyle {ce {2C6H6 15O2 -> 12CO2 6H2O}}}

CH3CH2OH 3O2⟶2CO2 3H2O{displaystyle {ce {CH3CH2OH 3O2 -> 2CO2 3H2O}}}

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

CH3CH2OH O2⟶CH3COOH H2O{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 #Фториды кислорода).

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

2Na O2⟶Na2O2{displaystyle {ce {2Na O2 -> Na2O2}}}

2BaO O2⟶2BaO2{displaystyle {ce {2BaO O2 -> 2BaO2}}}

H2 O2⟶H2O2{displaystyle {ce {H2 O2 -> H2O2}}}

Na2O2 O2⟶2NaO2{displaystyle {ce {Na2O2 O2 -> 2NaO2}}}

K O2⟶KO2{displaystyle {ce {K O2 -> KO2}}}

3KOH 3O3⟶2KO3 KOH⋅H2O 2O2↑{displaystyle {ce {3KOH 3O3 -> 2KO3 KOH * H2O 2O2 ^}}}

PtF6 O2⟶O2PtF6{displaystyle {ce {PtF6 O2 -> O2PtF6}}}

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Электролиз водных растворов

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

2H2O→e−2H2↑ O2↑{displaystyle {ce {2H2O ->[e^-] 2H2 ^ O2 ^}}}