Кислород и его соединения, Получение свободного кислорода. — Химия

2. Круговорот кислорода

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 современной атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объему и 23,12 % по массе.

Земля является единственной планетой нашей солнечной системы, в атмосфере которой содержится значительное количество свободного кислорода. Свободный кислород – необходимое условие существования преобладающего большинства живых организмов – сам является продуктом жизни.

Для того чтобы могла протекать данная реакция, необходимо затратить энергию. Однако только наличия всех ингредиентов фотосинтеза для его протекания недостаточно. В земной атмосфере содержатся двуокись углерода и водяные пары и она освещена Солнцем, однако нас не заливает потоками сахара.

Вероятность возникновения соответствующей химической реакции достаточно мала. В клетках растений содержатся особые пигменты (например, хлорофиллы) и ферменты, обеспечивающие такое взаимодействие между молекулами и энергией, при котором вероятность возникновения химических реакций фотосинтеза весьма велика.

Количество свободного кислорода, образующегося под действием ультрафиолетовых лучей за счет небиологического фотолиза паров воды в верхних слоях атмосферы, составляет лишь тысячные доли процента от поставляемого фотосинтезом. Растительный мир биосферы ежегодно выделяет в процессе фотосинтеза около 430–470 млрд т кислорода.

Основные ветви круговорота кислорода – образование свободного кислорода при фотосинтезе и его поглощение в процессе дыхания живых организмов (рис. 10).

Рис. 10. Круговорот кислорода

Итак, появление автотрофных организмов, способных к фотосинтезу, явилось грандиозным шагом вперед на пути развития жизни и эволюции всей биосферы. За время существования фотосинтезирующих организмов вся вода нашей планеты, весь ее кислород и водород прошли уже много циклов фотосинтетических превращений и обратных процессов – окисления органических веществ свободным кислородом.

Лишь при наличии молекулярного кислорода в окружающей среде могли возникнуть и развиваться сложные многоклеточные организмы, получающие необходимую им энергию окислением в процессе дыхания органических веществ, созданных автотрофами. Жизнедеятельность ранее существовавших гетеротрофных организмов, вероятно, поддерживалась за счет брожения, субстратами для которого служили органические соединения, образовавшиеся химическим путем в первичном Мировом океане.

На протяжении всего своего существования биосфера оказывала огромное влияние на процессы, происходящие в атмосфере, литосфере и гидросфере Земли. Большую роль в этом воздействии сыграл свободный кислород, выделяющийся в процессе фотосинтеза. Образование озонового экрана, окисление окиси углерода, появлявшейся в результате вулканической деятельности, накопление сульфатных осадочных пород и т. д. – везде участвует молекулярный кислород фотосинтеза.

Только после возникновения фотосинтезирующих организмов, когда в процессе их жизнедеятельности в атмосфере нашей планеты накопилось достаточное количество свободного кислорода для образования озонового экрана, жизнь смогла выйти на сушу.

Озон (О3) – в переводе с греческого «пахнущий», газ голубого цвета с характерным запахом – обладает большой химической реактивностью и токсичностью.

Озоновый экран – слой атмосферы в пределах стратосферы, лежащий на высотах 7–8 км на полюсах, 17–18 – на экваторе и до 50 км над поверхностью планеты и отличающийся повышенной концентрацией молекул озона (в 10 раз выше, чем на поверхности земли), поглощающих ультрафиолетовое излучение, гибельное для организмов.

Например, вода и воздух иногда подвергаются озонированию для уничтожения микроорганизмов и устранения неприятных запахов в воде и воздухе. На образование озона тратится около 5 % поступающей к Земле солнечной энергии. Реакция легко обратима. При распаде озона эта энергия выделяется, за счет чего в верхних слоях атмосферы поддерживается высокая температура.

Об озоновой «драме» в Антарктиде впервые сообщил журнал «Nature» в 1985 г. С тех пор результаты измерений содержания озона подтверждают повсеместное уменьшение озонового слоя практически на всей планете.

«Озоновая дыра» – это устойчивое понижение общего содержания озона (ОСО) на большой территории ниже климатической нормы (с англ. – hole – дыра, нора, яма, отверстие, углубление). Правильнее было бы говорить: «провисание озонового слоя». Этот термин отражает геометрическую особенность поверхности, представляющей собой значение ОСО (в единицах Добсона) как функцию земных координат.

Причины возникновения «дыры» пока не совсем ясны. Предполагается как естественное, так и (в большей степени) антропогенное (от выбросов фреонов и сведения лесов как продуцентов кислорода). Большинство экологов считают, что глобальное загрязнение атмосферы является причиной нарушения плотности озонового экрана.

В настоящее время наибольшее влияние на круговорот кислорода в биосфере оказывает деятельность человека. Человечество ежегодно потребляет около 1 010 т молекулярного кислорода. Огромное количество кислорода расходуют автомобили, самолеты, теплоходы и т. д.

Биологическая роль

К. как в сво­бод­ном ви­де, так и в со­ста­ве разл. ве­ществ (напр., фер­мен­тов ок­си­даз и ок­си­до­ре­дук­таз) при­ни­ма­ет уча­стие во всех окис­лит. про­цес­сах, про­те­каю­щих в жи­вых ор­га­низ­мах. В ре­зуль­та­те вы­де­ля­ет­ся боль­шое ко­ли­че­ст­во энер­гии, рас­хо­дуе­мой в про­цес­се жиз­не­дея­тель­но­сти.

Биологическая роль кислорода

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом. 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.

В медицине

Основная статья: Кислородная терапия

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 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 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.

В пищевой промышленности

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

В сельском хозяйстве

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

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 часто проводят в режиме горения.

Изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

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.

Историческая справка

К. по­лу­чи­ли в 1774 не­за­ви­си­мо К. Шее­ле (пу­тём про­ка­ли­ва­ния нит­ра­тов ка­лия KNO₃ и на­трия NaNO₃, ди­ок­си­да мар­ган­ца MnO₂ и др. ве­ществ) и Дж. При­стли (при на­гре­ва­нии тет­ра­ок­си­да свин­ца Pb₃О₄ и ок­си­да рту­ти HgО). Позд­нее, ко­гда бы­ло ус­та­нов­ле­но, что К. вхо­дит в со­став ки­слот, А. Ла­ву­а­зье пред­ло­жил назв. oxy­gène (от греч. ὀχύς – кис­лый и γεννάω – ро­ж­даю, от­сю­да и рус. назв. «К.»).

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 →^ot  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 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 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.

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.

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

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 свободного кислорода.

В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза в зеленых листьях растений. Поглощая солнечную энергию, растения синтезируют из С02 и Н20 глюкозу, выделяя при этом свободный кислород:

Промышленное получение кислорода связано с извлечением его из воздуха, где 02 находится в смеси с азотом N2, инертными и некоторыми другими газами. Процесс называется фракционной перегонкой воздуха и заключается в переводе воздуха сначала в жидкое состояние (при низких температурах и высоком давлении), а потом в испарение жидкого воздуха.

Очень чистый кислород получают путем электролитического разложения воды в присутствии электролита (например, щелочи):

Атомы кислорода при столкновении с его молекулами образуют озон: 02 О 03

В небольших количествах озон образуется в нижних слоях атмосферы во время грозовых разрядов.

Применение

Тех­нич. К. ис­поль­зу­ют как окис­ли­тель в ме­тал­лур­гии (см., напр., Ки­сло­род­но-кон­вер­тер­ный про­цесс), при га­зопла­мен­ной об­ра­бот­ке ме­тал­лов (см., напр., Ки­сло­род­ная рез­ка), в хи­мич. пром-сти при по­лу­че­нии ис­кусств. жид­ко­го то­п­ли­ва, сма­зоч­ных ма­сел, азот­ной и сер­ной ки­слот, ме­та­но­ла, ам­миа­ка и ам­ми­ач­ных удоб­ре­ний, пе­рок­си­дов ме­тал­лов и др. Чис­тый К. ис­поль­зу­ют в ки­сло­род­но-ды­ха­тель­ных ап­па­ра­тах на кос­мич. ко­раб­лях, под­вод­ных лод­ках, при подъ­ё­ме на боль­шие вы­со­ты, про­ве­де­нии под­вод­ных ра­бот, в ле­чеб­ных це­лях в ме­ди­ци­не (см. в ст. Ок­си­ге­но­те­ра­пия). Жид­кий К. при­ме­ня­ют как окис­ли­тель ра­кет­ных то­п­лив, при взрыв­ных ра­бо­тах. Вод­ные эмуль­сии рас­тво­ров га­зо­об­раз­но­го К. в не­ко­то­рых фто­рор­га­нич. рас­тво­ри­те­лях пред­ло­же­но ис­поль­зо­вать в ка­че­ст­ве ис­кусств. кро­ве­за­ме­ни­те­лей (напр., пер­фто­ран).

Применение кислорода

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

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.

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).

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.

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↑

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.

Сварка и резка металлов

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

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.

Связанные понятия

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.

Токсичность кислорода

Длительное вдыхание чистого кислорода может иметь опасные последствия для организма. Безопасно длительно дышать при обычном давлении смесями, содержащими до 60 % кислорода. Дыхание 90 % кислородом в течение 3 суток приводит к тахикардии, рвоте, пневмонии, судорогам.

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 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.

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°.

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;

Фториды кислорода

 2F₂ 2NaOH → 2NaF H₂O OF₂↑

 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 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O2 переходит в O3.

Химические свойства

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона. 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:

 4Li O₂ → 2Li₂O

 2Sr O₂ → 2SrO

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

 2NO O₂ → 2NO₂↑

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

 2C₆H₆ 15O₂ → 12CO₂ 6H₂O

 CH₃CH₂OH 3O₂ → 2CO₂ 3H₂O

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

 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.

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

 2Na O₂ → Na₂O₂

 2BaO O₂ → 2BaO₂

 H₂ O₂ → H₂O₂

 Na₂O₂ O₂ → 2NaO₂

 K O₂ → KO₂

 3KOH 3O₃ → 2KO₃ KOH ∗ H₂O 2O₂↑

 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↑