Теплопроводность кислорода

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

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.

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 металлургии

Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.

В пищевой промышленности

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

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).

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 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.

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.

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы  (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

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

Основной промышленный метод получения кислорода — разделение воздуха методом глубокого охлаждения. Как побочный продукт кислород получают при электролизе воды. Разработан способ получения кислорода методом избирательной диффузии газов через молекулярные сита.

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.

Реакции горения

Общим для рассмотренных нами реакций является то, что при их протекании выделяется много света и теплоты. Очень многие вещества именно так взаимодействуют между собой.

Рассмотренные выше реакции простых веществ серы, фосфора, углерода и железа с кислородом являются реакциями горения.

Реакциями горения называются химические реакции, протекающие с выделением большого количества теплоты и света.

Кроме простых веществ, в кислороде горят и многие сложные вещества, например метан CH4. При горении метана образуются углекислый газ и вода:

В результате этой реакции выделяется очень много теплоты. Вот почему ко многим домам подведен природный газ, основным компонентом которого является метан. Теплота, выделяющаяся при горении метана, используется для приготовления пищи и других целей.

На заметку: Некоторые химические реакции протекают очень быстро. Такие реакции называют взрывными или просто взрывами. Например, взаимодействие кислорода с водородом может протекать в форме взрыва.

Горение может протекать не только в кислороде, но и в других газах. Об этих процессах вы узнаете при дальнейшем изучении химии.

Сварка и резка металлов

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

Свободный кислород

Полагают, что свободный кислород появился в протерозое в результате фотосинтеза. В гипергенных процессах кислород — один из основных агентов, он окисляет сероводород и низшие оксиды. Кислород определяет поведение многих элементов: повышает миграционную способность халькофилов, окисляя сульфиды до подвижных сульфатов, снижает подвижность железа и марганца, осаждая их в виде гидроксидов и обусловливая этим их разделение, и т. д.

В водах океана содержание кислорода меняется: летом океан отдаёт кислород в атмосферу, зимой поглощает его. Полярные регионы обогащены кислородом. Важное геохимическое значение имеют соединения кислорода — вода и углекислота.

Первичный изотопный состав кислорода Земли отвечал изотопному составу метеоритов и ультраосновных пород (18О = 5,9-6,4%). Процессы осадконакопления привели к фракционированию изотопов между осадками и водой и обеднению тяжёлым кислородом вод океана.

Кислород атмосферы обеднён 18О по сравнению с кислородом океана, принятым за стандарт. Щелочные породы, граниты, метаморфические и осадочные породы обогащаются тяжёлым кислородом. Вариации изотопного состава в земных объектах определяются в основном температурой протекания процесса. На этом основана изотопная термометрия карбонатообразования и других геохимических процессов.

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.

Свойства кислорода

Кислород — бесцветный газ без запаха и вкуса; плотность при 273,15 К и нормальном давлении 1,428 кг/м3. При 90,18 К конденсируется в бледно-голубую жидкость, при 54,36 К отвердевает. Плотность жидкого кислорода 1142 кг/м3, t плавления — 218,7°С, t кипения — 192,98°С.

Свойства кислорода — урок. химия, 9 класс.

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород 2, 1, 0, -1 и -2.

Соединения кислорода:

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

• Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

2KMnO4 → K2MnO4 MnO2 O2

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора  MnO2:

2KClO3 → 2KCl 3O2

Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 →  2H2O O2

2HgO → 2Hg O2

2KNO3 → 2KNO2 O2

Теплопроводность кислорода:

Теплопроводность – это способность материальных тел проводить энергию (теплоту) от более нагретых частей тела к менее нагретым частям тела путём хаотического движения частиц тела (атомов, молекул, электронов и т. п.).

Теплопроводностью также называется количественная характеристика способности тела проводить тепло.

Теплопередача происходит с меньшей скоростью в материалах с низкой теплопроводностью, чем в материалах с высокой теплопроводностью. Например, металлы обычно обладают высокой теплопроводностью и очень эффективно проводят тепло, в то время как для изоляционных материалов, таких как пенопласт, верно обратное.

Количественно способность вещества проводить тепло характеризуется коэффициентом теплопроводности.

Коэффициент теплопроводности (количественная характеристика теплопроводности) равен количеству теплоты, проходящему через однородный образец материала единичной длины и единичной площади за единицу времени при единичной разнице температур (1 К).

В Международной системе единиц (СИ) единицей измерения коэффициента теплопроводности (количественной характеристики теплопроводности) является Вт/(м·К).

Теплопроводность кислорода (коэффициент теплопроводности кислорода) составляет:

Все свойства кислорода

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.

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;

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация  кислорода в основном состоянии:

😯 1s²2s²2p⁴     1s   2s   2s  2p 

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.