Химические свойства кислорода реакции. Кислород

Земная кора на 50% состоит из кислорода. Элемент также присутствует в составе минералов в виде солей и оксидов. Кислород в связанном виде входит в состав (процентное соотношение элемента около 89%). Также кислород присутствует в клетках всех живых организмов и растений. Кислород находится в воздухе в свободном состоянии в виде О₂ и его аллотропной модификации в виде озона О₃, и занимает пятую часть его состава,

Физические и химические свойства кислорода

Кислород О₂ - это газ без цвета, вкуса и запаха. Слабо растворяется в воде, кипит при температуре (-183) °С. Кислород в виде жидкости имеет голубой цвет, в твердом виде элемент образует синие кристаллы. Кислород плавится при температуре (-218,7) °С.

При нагревании кислород вступает в реакцию с разными простыми веществами (металлами и неметаллами), образуя в результате оксиды - соединения элементов с кислородом. Взаимодействие химических элементов с кислородом называется реакцией окисления. Примеры уравнений реакции:

4Na + О₂= 2Na₂O

S + О₂ = SO₂.

С кислородом вступают во взаимодействие и некоторые сложные вещества, образуя оксиды:

СН₄ + 2О₂= СО₂ + 2Н₂О

2СО + О₂ = 2СО₂

Кислород как химический элемент получают в лабораториях и на промышленных предприятиях. в лаборатории можно несколькими способами:

• разложением (хлората калия);
• разложением перекиси водорода при нагревании вещества в присутствии оксида марганца в роли катализатора;
• разложением перманганата калия.

Химическая реакция горения кислорода

Чистый кислород не обладает особыми свойствами, которых нет у кислорода воздуха, то есть имеет такие же химические и физические свойства. В воздухе кислорода содержится в 5 раз меньше, чем в таком же объеме чистого кислорода. В воздухе кислород перемешан с большими количествами азота - газа, который не горит сам и не поддерживает горение. Поэтому если около пламени кислород воздуха уже израсходован, то следующая порция кислорода будет пробиваться через азот и продукты горения. Следовательно, более энергичное горение кислорода в атмосфере объясняется более быстрой подачей кислорода к месту горения. В ходе реакции процесс соединения кислорода с горящим веществом осуществляется энергичнее и тепла выделяется больше. Чем больше подавать к горящему веществу кислорода в единицу времени, тем ярче горит пламя, выше температура и сильнее идет процесс горения.

Как происходит реакция горения кислорода? Это можно проверить на опыте. Необходимо взять цилиндр и перевернуть его вверх дном, затем подвести под цилиндр трубку с водородом. Водород, который легче воздуха, полностью заполнит цилиндр. Необходимо зажечь водород около открытой части цилиндра и ввести в него сквозь пламя стеклянную трубку, через которую вытекает газообразный кислород. У конца трубки вспыхнет огонь, при этом пламя будет спокойно гореть внутри наполненного водородом цилиндра. В ходе реакции горит не кислород, а водород в присутствии небольшого количества кислорода, выходящего из трубки.

Что возникает в результате горения водорода и какой при этом образуется окисел? Водород окисляется до воды. На стенках цилиндра постепенно осаждаются капельки конденсированных паров воды. На окисление двух молекул водорода идет одна молекула кислорода, и образуется две молекулы воды. Уравнение реакции:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Если кислород вытекает из трубки медленно, он сгорает в атмосфере водорода полностью, и опыт проходит спокойно.

Как только подача кислорода увеличивается настолько, что он не успевает сгореть полностью, его часть уходит за пределы пламени, где образуются очаги смеси водорода с кислородом, появляются отдельные, похожие на взрывы, мелкие вспышки. Смесь кислорода с водородом - это гремучий газ.

При поджигании гремучего газа происходит сильный взрыв: когда кислород соединяется с водородом, образуется вода и развивается высокая температура. Пары воды с окружающими газами сильно расширяются, возникает большое давление, при котором может разорваться не только хрупкий цилиндр, но и более прочный сосуд. Поэтому работать с гремучей смесью необходимо крайне осторожно.

Расход кислорода в процессе горения

Для опыта стеклянный кристаллизатор объемом в 3 литра необходимо заполнить на 2/3 водой и добавить столовую ложку едкого натра или едкого калия. Воду подкрасить фенолфталеином или другим подходящим красителем. В небольшую колбочку насыпать песка и вертикально вставить в него проволоку с закрепленной на конце ватой. Колбочка ставится в кристаллизатор с водой. Вата остается выше поверхности раствора на 10 см.

Слегка смочить ватку спиртом, маслом, гексаном или другой горючей жидкостью и поджечь. Аккуратно накрыть горящую ватку 3-литровым бутылем и опустить его ниже поверхности раствора щелочи. В процессе горения кислород переходит в воду и . В результате реакции раствор щелочи в бутыле поднимается. Ватка скоро гаснет. Бутыль следует осторожно поставить на дно кристаллизатора. В теории бутыль должен заполниться на 1/5, так как в воздухе содержится 20.9 % кислорода. При горении кислород переходит в воду и углекислый газ CO₂, поглощаемый щелочью. Уравнение реакции:

2NaOH + CO₂ = Na₂­CO₃ + H₂O

На практике горение прекратится раньше, чем израсходуется весь кислород; часть кислорода переходит в угарный газ, который не поглощается щелочью, а часть воздуха в результате термического расширения покидает бутыль.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Кислород (лат. Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях Кислород газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как Кислород.

Историческая справка. Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание ученых. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь «активная» его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях 8 века. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха - азота и Кислорода, сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 века. Кислород получили почти одновременно К. Шееле (1769-70) путем прокаливания селитр (KNO3, NaNO3), двуокиси марганца МnО2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Рb3О4 и оксида ртути HgO. В 1772 году Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 году А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашел, что он «состоит из двух (газов) различного и, так сказать, противоположного характера», то есть из Кислорода и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с Кислородом. Поскольку Кислород входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, то есть «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название «кислород»).

Распространение Кислорода в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент на Земле. Связанный Кислород составляет около 6/7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где Кислород находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.

Кислород стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих Кислород, преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и другие), кварц, оксиды железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% Кислорода; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т.д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного Кислород в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления различных веществ с помощью Кислорода.

Вся масса свободного Кислорода Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зеленых растений суши и Мирового океана, выделяющих Кислород в процессе фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный Кислород, формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный Кислород отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием Кислорода определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых - угля, нефти, серы, руд железа, меди и т.д. Изменения в круговороте Кислорода вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется Кислорода больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9·109 т Кислорода.

Изотопы, атом и молекула 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 атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s22s22p4). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислород (таковы, например, F2O, F2О3). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О2 - не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О2); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О4. Электронное строение О2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О2 имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима «обычная» классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О2 - е > О2+) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О2 + е > О2-) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы.

Физические свойства Кислорода. Кислород бесцветный газ, сгущающийся при -182,9°С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7°С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного Кислорода (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 г./л. Критическая температура Кислорода довольно низка (Ткрит = -118,84°С), то есть ниже, чем у Cl2, СО2, SO2 и некоторых других газов; Ткрит = 4,97 Мн/м2 (49,71 ат). Теплопроводность (при 0°С) 23,86·10-3 вт/(м·К). Молярная теплоемкость (при 0°С) в дж/(моль·К) Сp = 28,9, Сv = 20,5, Сp/Сv = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного Кислорода 1,000547 (0°С), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0°С). Кислород мало растворим в воде: при 20°С и 1 ат в 1 м 3 воды растворяется 0,031 м 3 , а при 0°С - 0,049 м 3 Кислорода. Хорошими твердыми поглотителями Кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом 2Н2+О2 = 2Н2О.

С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N2 + О2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.

В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na2O2 и ВаО2 включают пероксидный ион О22-, надпероксиды NaO2 и КО2 - ион О2-, а озониды NaO3, КО3, RbO3 и CsO3 - ион О3- Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов, реакция идет по уравнению: 4NH3 + ЗО2 = 2N2 + 6H2O. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН4 + 2О2 = CO2 + 2H2O. Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН4 + О2 + 2Н2О = 2СО2 + 6Н2. Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

Получение Кислорода. Существует 3 основных способа получения Кислорода: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).

Химический способ изобретен ранее других. Кислород можно получать, например, из бертолетовой соли КClОз, которая при нагревании разлагается, выделяя О2 в количестве 0,27 м 3 на 1 кг соли. Оксид бария ВаО при нагревании до 540°С сначала поглощает Кислород из воздуха, образуя пероксид ВаО2, а при последующем нагревании до 870°С ВаО2 разлагается, выделяя чистый Кислород. Его можно получать также из KMnO4, Ca2PbO4, К2Сг2О7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения Кислорода малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.

Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения ее электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на Кислород и водород. Кислород собирается около положительного электрода электролизера, а водород - около отрицательного. Этим способом Кислород добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м 3 водорода и 1 м3Кислорода затрачивается 12-15 кВт·ч электроэнергии.

Разделение воздуха является основным способом получения Кислорода в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а уже затем разделяют на составные части. Такой способ получения Кислорода называется разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180°С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого Кислород, основано на различии температуры кипения его компонентов [Ткип О2 90,18 К (-182,9°С), tкип N2 77,36 К (-195,8°С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость все более обогащается Кислородом. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн, получают жидкий Кислород нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько литров) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м 3 /ч Кислорода). Эти установки производят технологический Кислород с концентрацией 95-98,5%, технический - с концентрацией 99,2-99,9% и более чистый, медицинский Кислород, выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт·ч/м3.

Кислород можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решетка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие.

Газообразный Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 ат), жидкий Кислород в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного Кислорода используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют черную надпись «кислород».

Применение Кислорода. Технический Кислород используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке, кислородной резке, поверхностной закалке, металлизации и других, а также в авиации, на подводных судах и прочее. Технологический Кислород применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и других химических продуктов. Жидкий Кислород применяют при взрывных работах, в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.

Заключенный в баллоны чистый Кислород используют для дыхания на больших высотах, при космических полетах, при подводном плавании и других В медицине Кислород дают для вдыхания тяжело больным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т.п.

Кислород в металлургии широко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутье позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительная часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке Кислородом снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.

Первые опыты по применению дутья, обогащенного Кислородом, в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932-33. Повышенное содержание Кислорода в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе оксида углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья Кислородом позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент Кислорода в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.

Кислород в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе Кислород для этой цели впервые применили на заводах «Серп и молот» и «Красное Сормово» в 1932-33). В 1933 начали вдувать Кислород непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м 3 /т за 1 ч производительность печи возрастает на 5-10%, расход топлива сокращается на 4-5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе Кислорода до 10 м 3 /т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве Кислород находит все большее распространение. Так, если в 1965 году с применением Кислорода в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.

Опыты по применению Кислорода в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе «Электросталь». Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25-30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20-30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача Кислорода в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием Кислорода, непрерывно росла и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.

В ваграночной плавке обогащенное Кислородом дутье применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т.д.). В зависимости от степени обогащения Кислородом ваграночного дутья на 30-50% снижается расход топлива, на 30-40% уменьшается содержание серы в металле, на 80-100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500°С) повышается температура выпускаемого из нее чугуна.

Кислород в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в черной. Обогащенное Кислородом дутье используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания, агломерации и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутье интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10-20%, увеличить проплав на 15-20% и сократить количество флюсов в отдельных случаях в 2-3 раза. Обогащение Кислородом воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объем отходящих газов на 30%.

кислород элемент изотоп свойство

Кислоро́д - элемент главной подгруппы шестой группы, второго периода периодической системы химических элементов , 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 O 2), 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 O 3).

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 + O 2

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 окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

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 KMnO 4:
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Также используют реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н 2 О 2:
2Н 2 О 2 → 2Н 2 О + О 2

Катализатором является диоксид марганца (MnO 2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).
Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO 3:
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2

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

Физические свойства

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/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 O 2 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.
Твёрдый кислород (темп. плавления −218,79 °C) - синие кристаллы.

Кислород – химический элемент, свойства которого будут рассмотрены в следующих нескольких параграфах. Обратимся к Периодической Системе химических элементов Д.И. Менделеева. Элемент кислород расположен во 2 периоде, VI группе, главной подгруппе.

Там же указано, что относительная атомная масса кислорода равна 16.

По порядковому номеру кислорода в Периодической Системе можно легко определить количество электронов, содержащихся в его атоме, заряд ядра атома кислорода, количество протонов.

Валентность кислорода в большинстве соединений равна II. Атом кислорода может присоединять два электрона и превращаться в ион: O0 + 2ē = O−2.

Стоит отметить, что кислород – самый распространенный элемент на нашей планете. Кислород входит в состав воды. Морские и пресные воды на 89% по массе состоят из кислорода. Кислород входит в состав множества минералов и горных пород. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47%. В воздухе кислорода содержится около 23% по массе.

Физические свойства кислорода

При взаимодействии двух атомов кислорода образуется устойчивая молекула простого вещества кислорода O2. Данное простое вещество, как и элемент, называется кислородом. Не путайте кислород-элемент, и кислород – простое вещество!

По физическим свойствам кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Практически нерастворим в воде (при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении растворимость кислорода составляет около 8 мг на один литр воды).

Кислород растворим в воде – в 1 л воды при температуре 20°С растворяется 31 мл кислорода (0,004% по массе). Однако этого количества достаточно для дыхания рыб, живущих в водоемах. Газообразный кислород немного тяжелее воздуха: 1 л воздуха при температуре 0°С и обычном давлении весит 1,29 г, а 1 л кислорода – 1,43 г.

Кислород проявляет интересные свойства при сильном охлаждении. Так, при температуре –183°С кислород конденсируется в прозрачную подвижную жидкость бледно- голубого цвета.

Если жидкий кислород охладить еще сильнее, то при температуре –218°С кислород «замерзает» в виде синих кристаллов. Если температуру постепенно повышать, то при –218°С, твердый кислород начнет плавится, а при –183°С – закипит. Следовательно, температуры кипения и конденсации, а также температуры замерзания и плавления для веществ являются одинаковыми.

Для хранения и транспортировки жидкого кислорода используют так называемые сосуды Дьюара . Сосуды Дьюара используют для хранения и транспортировки жидкостей, температура которых должна длительное время оставаться постоянной. Сосуд Дьюара носит имя его изобретателя, шотландского физика и химика Джеймса Дьюара.

Простейшим сосудом Дьюара является бытовой термос. Устройство сосуда довольно простое: это колба, помещенная в большую колбу. Из герметичного пространства между колбами откачивается воздух. Благодаря отсутствию воздуха между стенками колб, жидкость, налитая во внутреннюю колбу, долгое время не остывает или не нагревается.

Кислород — парамагнитное вещество, то есть в жидком и твердом состояниях он притягивается магнитом

В природе существует еще одно простое вещество, состоящее из атомов кислорода. Это озон. Химическая формула озона О3. Озон, так же как и кислород, в обычных условиях – газ. Озон образуется в атмосфере во время грозовых разрядов. Характерный запах свежести после грозы является запахом озона.

Если озон получить в лаборатории и собрать значительное количество его, то в больших концентрациях озон будет иметь резкий неприятный запах. Получают озон в лаборатории в специальных приборах – озонаторах . Озонатор – стеклянная трубка, в которую подают ток кислорода, и создают электрический разряд. Электрический разряд превращает кислород в озон:

В отличие от бесцветного кислорода, озон – газ голубого цвета. Растворимость озона в воде составляет около 0,5 л газа на 1 литр воды, что значительно больше, чем у кислорода. С учетом этого свойства озон применяется для обеззараживания питьевой воды, так как оказывает губительное действие на болезнетворные микроорганизмы.

При низких температурах, озон ведет себя аналогично кислороду. При температуре –112°С он конденсируется в жидкость фиолетового цвета, а при температуре –197°С кристаллизуется в виде темно-фиолетовых, почти черных кристаллов

Таким образом, можно сделать вывод, что атомы одного и того же химического элемента могут образовывать разные простые вещества.

Явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией.

Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называют аллотропными модификациями

Значит, кислород и озон – аллотропные модификации химического элемента кислорода. Существуют данные, что при сверхнизких температурах, в жидком или твердом состоянии кислород может существовать в виде молекул О4 и О8.

Круговорот кислорода в природе

Количество кислорода в атмосфере постоянно. Следовательно, расходующийся кислород постоянно пополняется новым.

Важнейшими источниками кислорода в природе является углекислый газ и вода. Кислород попадает в атмосферу главным образом в результате процесса фотосинтеза, протекающего в растениях, согласно схеме реакции:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Кислород может образовываться и в верхних слоях атмосферы Земли: вследствие воздействия солнечного излучения, водяные пары частично разлагаются с образованием кислорода.

Кислород расходуется при дыхании, сжигании топлива, окислении различных веществ в живых организмах, окислении неорганических веществ, содержащихся в природе. Большое количество кислорода расходуется в технологических процессах, таких как, например, выплавка стали.

Круговорот кислорода в природе можно представить в виде схемы:

• Кислород – элемент VI группы, главной подгруппы, 2 периода Периодической Системы Д.И. Менделеева
• Элемент кислород образует в природе две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3
• Явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией
• Простые вещества называют аллотропными модификациями
• Кислород и озон имеют различные физические свойства
• Кислород – бесцветный газ без запаха, вкуса, практически не растворим в воде, при температуре –183°С конденсируется в бледно-голубую жидкость. При температуре –218°С кристаллизуется в виде кристаллов синего цвета
• Озон – газ синего цвета с резким неприятным запахом. Хорошо растворим в воде. При температуре –112°С конденсируется в фиолетовую жидкость, кристаллизуется в виде темно-фиолетовых, почти черных кристаллов, при температуре –197°С
• Жидкий кислород, озон и другие газы хранят в сосудах Дьюара

КИСЛОРОД (латинский Oxygenium), О, химический элемент VI группы короткой формы (16-й группы длинной формы) периодической системы, относится к халькогенам; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. Природный кислород состоит из трёх изотопов: 16 О (99,757%), 17 О (0,038%) и 18 О (0,205%). Преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. Равное число протонов и нейтронов обусловливает высокую энергию их связи в ядре и наибольшую стабильность ядер 16 О по сравнению с остальными. Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 12-26.

Историческая справка. Кислород получили в 1774 году независимо К. Шееле (путём прокаливания нитратов калия КNО 3 и натрия NaNO 3 , диоксида марганца MnO 2 и других веществ) и Дж. Пристли (при нагревании тетраоксида свинца Pb 3 О 4 и оксида ртути HgO). Позднее, когда было установлено, что кислород входит в состав кислот, А. Лавуазье предложил название oxygène (от греческого όχύς - кислый и γεννάω - рождаю, отсюда и русское название «кислород»).

Распространённость в природе. Кислород - самый распространённый химический элемент на Земле: содержание химически связанного кислорода в гидросфере составляет 85,82% (главным образом в виде воды), в земной коре -49% по массе. Известно более 1400 минералов, в состав которых входит кислород. Среди них преобладают минералы, образованные солями кислородсодержащих кислот (важнейшие классы - карбонаты природные, силикаты природные, сульфаты природные, фосфаты природные), и горные породы на их основе (например, известняк, мрамор), а также различные оксиды природные, гидроксиды природные и горные породы (например, базальт). Молекулярный кислород составляет 20,95% по объёму (23,10% по массе) земной атмосферы. Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зелёных растениях, содержащих хлорофилл, из воды и диоксида углерода при фотосинтезе. Количество кислорода, выделяемое растениями, компенсирует количество кислорода, расходуемое в процессах гниения, горения, дыхания.

Кислород - биогенный элемент - входит в состав важнейших классов природных органических соединений (белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и др.) и в состав неорганических соединений скелета.

Свойства . Строение внешней электронной оболочки атома кислорода 2s 2 2р 4 ; 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 (координационное число 2). В газообразном, жидком и твёрдом состояниях кислород существует в виде двухатомных молекул О 2 . Молекулы О 2 парамагнитны. Существует также аллотропная модификация кислорода - озон, состоящая из трёхатомных молекул О 3 .

В основном состоянии атом кислорода имеет чётное число валентных электронов, два из которых не спарены. Поэтому кислород, не имеющий низкой по энергии вакантной d-opбитали, в большинстве химических соединений двухвалентен. В зависимости от характера химической связи и типа кристаллической структуры соединения координационное число кислорода может быть разным: О (атомарный кислород), 1 (например, О 2 , СО 2), 2 (например, Н 2 О, Н 2 О 2), 3 (например, Н 3 О +), 4 (например, оксоацетаты Be и Zn), 6 (например, MgO, CdO), 8 (например, Na 2 О, Cs 2 О). За счёт небольшого радиуса атома кислород способен образовывать прочные π-связи с другими атомами, например с атомами кислорода (О 2 , О 3), углерода, азота, серы, фосфора. Поэтому для кислорода одна двойная связь (494 кДж/моль) энергетически более выгодна, чем две простые (146 кДж/моль).

Парамагнетизм молекул О 2 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 О 2 равен 2, т. е. связь между атомами кислорода двойная. Если при фотохимическом или химическом 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 кислорода 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 основном 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 химической активности кислорода. Оба возбуждённых состояния молекулы О 2 играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе.

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса; t пл -218,3 °С, t кип -182,9 °С, плотность газообразного кислорода 1428,97 кг/дм 3 (при 0 °С и нормальном давлении). Жидкий кислород - бледно-голубая жидкость, твёрдый кислород - синее кристаллическое вещество. При 0 °С теплопроводность 24,65-10 -3 Вт/(мК), молярная теплоёмкость при постоянном давлении 29,27 Дж/(моль·К), диэлектрическая проницаемость газообразного кислорода 1,000547, жидкого 1,491. Кислород плохо растворим в воде (3,1% кислорода по объёму при 20°С), хорошо растворим в некоторых фторорганических растворителях, например перфтордекалине (4500% кислорода по объёму при 0 °С). Значительное количество кислорода растворяют благородные металлы: серебро, золото и платина. Растворимость газа в расплавленном серебре (2200% по объёму при 962 °С) резко понижается с уменьшением температуры, поэтому при охлаждении на воздухе расплав серебра «закипает» и разбрызгивается вследствие интенсивного выделения растворённого кислорода.

Кислород обладает высокой реакционной способностью, сильный окислитель: взаимодействует с большинством простых веществ при нормальных условиях, в основном с образованием соответствующих оксидов (многие реакции, протекающие медленно при комнатной и более низких температурах, при нагревании сопровождаются взрывом и выделением большого количества теплоты). Кислород взаимодействует при нормальных условиях с водородом (образуется вода Н 2 О; смеси кислорода с водородом взрывоопасны - смотри Гремучий газ), при нагревании - с серой (серы диоксид SO 2 и серы триоксид SO 3), углеродом (углерода оксид СО, углерода диоксид СО 2), фосфором (фосфора оксиды), многими металлами (оксиды металлов), особенно легко со щелочными и щёлочноземельными (в основном пероксиды и надпероксиды металлов, например пероксид бария ВаО 2 , надпероксид калия КО 2). С азотом кислород взаимодействует при температуре выше 1200 °С или при воздействии электрического разряда (образуется монооксид азота NO). Соединения кислорода с ксеноном, криптоном, галогенами, золотом и платиной получают косвенным путём. Кислород не образует химических соединений с гелием, неоном и аргоном. Жидкий кислород также является сильным окислителем: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает, некоторые летучие органические вещества способны самовоспламеняться, когда находятся на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.

Кислород образует три ионные формы, каждая из которых определяет свойства отдельного класса химических соединений: О 2 - супероксидов (формальная степень окисления атома кислорода -0,5), О 2 - - пероксидных соединений (степень окисления атома кислорода -1, например водорода пероксид Н 2 О 2), О 2- - оксидов (степень окисления атома кислорода -2). Положительные степени окисления +1 и +2 кислород проявляет во фторидах О 2 F 2 и OF 2 соответственно. Фториды кислорода неустойчивы, являются сильными окислителями и фторирующими реагентами.

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

Биологическая роль . Кислород как в свободном виде, так и в составе различных веществ (например, ферментов оксидаз и оксидоредуктаз) принимает участие во всех окислительных процессах, протекающих в живых организмах. В результате выделяется большое количество энергии, расходуемой в процессе жизнедеятельности.

Получение . В промышленных масштабах кислород производят путём сжижения и фракционной перегонки воздуха (смотри в статье Воздуха разделение), а также электролизом воды. В лабораторных условиях кислород получают разложением при нагревании пероксида водорода (2Р 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2), оксидов металлов (например, оксида ртути: 2HgO = 2Hg + О 2), солей кислородсодержащих кислот-окислителей (например, хлората калия: 2КlO 3 = 2KCl + 3О 2 , перманганата калия: 2KMnO 4 = К 2 MnO 4 + MnO 2 + О 2), электролизом водного раствора NaOH. Газообразный кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, при давлении 15 и 42 МПа, жидкий кислород - в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках.

Применение . Технический кислород используют как окислитель в металлургии (смотри, например, Кислородно-конвертерный процесс), при газопламенной обработке металлов (смотри, например, Кислородная резка), в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и др. Чистый кислород используют в кислородно-дыхательных аппаратах на космических кораблях, подводных лодках, при подъёме на большие высоты, проведении подводных работ, в лечебных целях в медицине (смотри в статье Оксигенотерапия). Жидкий кислород применяют как окислитель ракетных топлив, при взрывных работах. Водные эмульсии растворов газообразного кислорода в некоторых фторорганических растворителях предложено использовать в качестве искусственных кровезаменителей (например, перфторан).

Лит.: Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003; Дроздов А. А., Зломанов В. П., Мазо Г. Н., Спиридонов Ф. М. Неорганическая химия. М., 2004. Т. 2; Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. М., 2004. Т. 1-2.