Кислород

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
8 АзотКислородФтор
O

S
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Иод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть Таллий Свинец Висмут Полоний Астат Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Хассий Мейтнерий Дармштадтий Рентгений Коперниций Унунтрий Флеровий Унунпентий Ливерморий Унунсептий УнуноктийПериодическая система элементов
8O
Cubic.svg
Electron shell 008 Oxygen.svg
Внешний вид простого вещества
Жидкий кислород Газ без цвета, вкуса и запаха;
голубоватая жидкость
(при низких температурах)
Свойства атома
Имя, символ, номер

Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8

Атомная масса
(молярная масса)

[15,99903; 15,99977][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[He] 2s2 2p4

Радиус атома

60 (48) пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

73 пм

Радиус иона

132 (-2e) пм

Электроотрицательность

3,44 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

-2, −1, , -⅓, 0, ½, +1, +2

Энергия ионизации
(первый электрон)

1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

0,00142897 г/см³

Температура плавления

54,8 К (-218,35 °C)

Температура кипения

90,19 К (-182,96 °C)

Теплота плавления

0,444 кДж/моль

Теплота испарения

3,4099 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

29,4[2] Дж/(K·моль)

Молярный объём

14,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

моноклинная

Параметры решётки

a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å

Температура Дебая

155 K

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 0,027 Вт/(м·К)

8
Кислород
O
15,999
2s22p4

Кислоро́д — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород[3]. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).

История открытия[править | править исходный текст]

Официально считается[4][5], 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).

\mathsf{ 2HgO \ \xrightarrow{^ot} \ 2Hg + O_2 \uparrow}

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика 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 сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

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

Происхождение названия[править | править исходный текст]

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[править | править исходный текст]

Кислород — самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Получение[править | править исходный текст]

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

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

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

\mathsf{ 2KMnO_4 \rightarrow K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2 \uparrow }

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии оксида марганца(IV):

\mathsf{ 2H_2O_2 \ \xrightarrow{MnO_2} \ 2H_2O + O_2 \uparrow }

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

\mathsf{ 2KClO_3 \rightarrow 2KCl + 3O_2 \uparrow}

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

\mathsf{ 2HgO \rightarrow 2Hg + O_2 \uparrow }

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

\mathsf{ 2Na_2O_2 + 2CO_2 \rightarrow 2Na_2CO_3 + O_2 \uparrow}

Физические свойства[править | править исходный текст]

В мировом океане содержание растворённого O2 больше в холодной воде, а меньше - в тёплой.

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

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/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 O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Межатомное расстояние — 0,12074 нм. 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 (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

  • α2 — 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°[6].
  • β2 — 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°[6].
  • γ2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å[6].

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

  • δ2 интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;
  • ε4 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
  • ζn давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства[править | править исходный текст]

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

~\mathsf{ 4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O }
~\mathsf{ 2Sr + O_2 \rightarrow 2SrO }

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

~\mathsf{ 2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2 \uparrow }

Окисляет большинство органических соединений:

~\mathsf{ CH_3CH_2OH + 3O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O }

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

~\mathsf{ CH_3CH_2OH + O_2 \rightarrow CH_3COOH + H_2O }

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.

  • Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
~\mathsf{ 2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2 }
  • Некоторые оксиды поглощают кислород:
~\mathsf{ 2BaO + O_2 \rightarrow 2BaO_2 }
  • 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:
~\mathsf{ H_2 + O_2 \rightarrow H_2O_2 }
  • В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:
~\mathsf{ Na_2O_2 + O_2 \rightarrow 2NaO_2 }
  • Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:
~\mathsf{ K + O_2 \rightarrow KO_2 }
  • Озониды содержат ион O3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
~\mathsf{ KOH + O_3 \rightarrow KO_3+ H_2O + O_2 \uparrow }
  • В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:
~\mathsf{ PtF_6 + O_2 \rightarrow O_2PtF_6 }

Фториды кислорода[править | править исходный текст]

  • Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
~\mathsf{ 2F_2 + 2NaOH \rightarrow 2NaF + H_2O + OF_2 \uparrow }
~\mathsf{ F_2 + O_2 \rightarrow O_2F_2 }
  • Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.
  • Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония (англ.)[7] OF3+. 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: O2 и O3 (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O2 переходит в O3[8][9].

Применение[править | править исходный текст]

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

В металлургии[править | править исходный текст]

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[править | править исходный текст]

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

Ракетное топливо[править | править исходный текст]

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

В медицине[править | править исходный текст]

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) 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. 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[10].

В пищевой промышленности[править | править исходный текст]

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[11], как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности[править | править исходный текст]

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, — окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве[править | править исходный текст]

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

Биологическая роль кислорода[править | править исходный текст]

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода[править | править исходный текст]

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.

Изотопы[править | править исходный текст]

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 лёгкого из них 16О связано с тем, что ядро атома 16О 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 12О до 24О. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них 15O с периодом полураспада ~120 с. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8·10−22 с.

См. также[править | править исходный текст]

Комментарии[править | править исходный текст]

  1. Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Т. 85. — № 5. — С. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02
  2. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. Дикислород // Большая Энциклопедия Нефти Газа
  4. J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
  5. W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
  6. 1 2 3 Inorganic Crystal Structure Database
  7. Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke The trifluorooxonium cation, OF3+ (англ.) // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — В. 2. — Т. 99. — С. 151-156. — DOI:10.1016/S0022-1139(99)00139-6
  8. Curie P., Curie M. (1899). «Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel». Comptes rendus de l'Académie des Sciences 129: 823-825.
  9. Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
  10. Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28-33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4
  11. Food-Info.net : E-numbers : E948 : Oxygen.

Ссылки[править | править исходный текст]