Кислород

Запрос «O2» перенаправляется сюда; о музыкальном телеканале см. О2ТВ.

8 Азот ← Кислород → Фтор 8O
Внешний вид простого вещества
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)	15,9994 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, 0 ,+1, +2, -½
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 K
Температура кипения	90,19 K
Теплота плавления	0,444 кДж/моль
Теплота испарения	3,4099 кДж/моль кДж/моль
Молярная теплоёмкость	29,4 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. 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

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 (t) → 2Hg + O₂↑.

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году 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 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 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

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 оксиды, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

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

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:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑;

используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑.

Катализатором является диоксид марганца (MnO₂) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

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

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑.

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей.

Физические свойства

Холодная вода содержит больше растворенного O₂.

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). 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.

Фазовая диаграмма O₂

Твёрдый кислород (температура 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°.
• γ-О₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

• δ-О₂ интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;
• ε-О₂ давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
• ζ-О₂ давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

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:

$~\mathrm{4Li+O_2 \ \xrightarrow \ 2Li_2O}.$

$~\mathrm{2Sr+O_2 \ \xrightarrow \ 2SrO}.$

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

$~\mathrm{2NO+O_2 \ \xrightarrow \ 2NO_2}.$

Окисляет большинство органических соединений:

$~\mathrm{CH_3CH_2OH+3O_2 \ \xrightarrow \ 2CO_2+3H_2O}.$

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

$~\mathrm{CH_3CH_2OH+O_2 \ \xrightarrow \ CH_3COOH+H_2O}.$

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:

$~\mathrm{2Na+O_2 \ \xrightarrow \ Na_2O_2}.$

• Некоторые оксиды поглощают кислород:

$~\mathrm{2BaO+O_2 \ \xrightarrow \ 2BaO_2}.$

• 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 перекись водорода:

$~\mathrm{H_2+O_2 \ \xrightarrow \ H_2O_2}.$

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O⁻₂). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

$~\mathrm{Na_2O_2+O_2 \ \xrightarrow \ 2NaO_2}.$

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

$~\mathrm{K+O_2 \ \xrightarrow \ KO_2}.$

Озониды содержат ион O⁻₃ со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

$~\mathrm{KOH+O_3 \ \xrightarrow \ KO_3+KOH+O_2}.$

В ионе диоксигенила O₂⁺ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

$~\mathrm{PtF_6+O_2 \ \xrightarrow \ O_2PtF_6}.$

Фториды кислорода

• Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

$~\mathrm{2F_2+2NaOH \ \xrightarrow \ OF_2+2NaF+H_2O}$

• Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C.

• 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.) 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).

Применение

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

В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

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

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).

В медицине

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, декомпрессионной болезни, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек.

В пищевой промышленности

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

В химической промышленности

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

В сельском хозяйстве

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

Биологическая роль кислорода

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

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. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Изотопы

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: от ¹²О до ²⁴О. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, а ¹²O распадается за 5,8×10⁻²² секунды.

См. также

• Категория:Соединения кислорода
• Жидкий кислород
• Озон

Ссылки

• Кислород на Webelements (англ.)
• Кислород в Популярной библиотеке химических элементов
• Твердый кислород при сверхбольших давлениях: образование молекул О₄
• Выяснено магнитное упорядочение оранжевого кислорода
• Магнитный коллапс в твердом кислороде
• Растворимость кислорода в воде TWT department of MPEI: Live Calculations by MAS