Какие вещества образуются в реакциях с кислородом. Кислород: химические свойства элемента

Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1.
— Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

— Некоторые окислы поглощают кислород:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

— По принципам горения, разработанным 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:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O 2 -). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Озониды содержат ион O 3 - со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
КОН(тв.) + О 3 → КО 3 + КОН + O 2

Ион диоксигенил O 2 + имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Фториды кислорода
Дифторид кислорода , OF 2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид ), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C.

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения. В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O 2 и O 3 (озон).

Применение кислорода

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 связан с применением кислорода.

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, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.

В пищевой промышленности

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

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. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O 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 кислорода

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, 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 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Имеются радиоактивные изотопы 11 О, 13 О, 14 О (период полураспада 74 сек), 15 О (Т 1/2 =2,1 мин), 19 О (Т 1/2 =29,4 сек), 20 О (противоречивые данные по периоду полураспада от 10 мин до 150 лет).

Дополнительная информация

Соединения кислорода
Жидкий кислород
Озон

Кислород, Oxygenium, O (8)
Открытие кислорода (Oxygen, франц. Oxygene, нем. Sauerstoff) ознаменовало начало современного периода развития химии. С глубокой древности было известно, что для горения необходим воздух, однако многие века процесс горения оставался непонятным. Лишь в XVII в. Майов и Бойль независимо друг от друга высказали мысль, что в воздухе содержится некоторая субстанция, которая поддерживает горение, но эта вполне рациональная гипотеза не получила тогда развития, так как представление о горении, как о процессе соединения горящего тела с некой составной частью воздуха, казалось в то время противоречащим столь очевидному акту, как то, что при горении имеет место разложение горящего тела на элементарные составные части. Именно на этой основе на рубеже XVII в. возникла теория флогистона, созданная Бехером и Шталем. С наступлением химико-аналитического периода развития химии (вторая половина XVIII в.) и возникновением «пневматической химии» — одной из главных ветвей химико-аналитического направления — горение, а также дыхание вновь привлекли к себе внимание исследователей. Открытие различных газов и установление их важной роли в химических процессах явилось одним из главных стимулов для систематических исследований процессов горения веществ, предпринятых Лавуазье. Кислород был открыт в начале 70-х годов XVIII в.

Первое сообщение об этом открытии было сделано Пристлеем на заседании Английского королевского общества в 1775 г. Пристлей, нагревая красную окись ртути большим зажигательным стеклом, получил газ, в котором свеча горела более ярко, чем в обычном воздухе, а тлеющая лучина вспыхивала. Пристлей определил некоторые свойства нового газа и назвал его дефлогистированным воздухом (daphlogisticated air). Однако двумя годами ранее Пристлея (1772) Шееле тоже получал кислород разложением окиси ртути и другими способами. Шееле назвал этот газ огненным воздухом (Feuerluft). Сообщение же о своем открытии Шееле смог сделать лишь в 1777 г.

В 1775 г. Лавуазье выступил перед Парижской академией наук с сообщением, что ему удалось получить «наиболее чистую часть воздуха, который нас окружает», и описал свойства этой части воздуха. Вначале Лавуазье называл этот «воздух» эмпирейным, жизненным (Air empireal, Air vital) основанием жизненного воздуха (Base де l"air vital). Почти одновременное открытие кислорода несколькими учеными в разных странах вызвало споры о приоритете. Особенно настойчиво признания себя первооткрывателем добивался Пристлей. По существу споры эти не окончились до сих пор. Подробное изучение свойств кислорода и его роли в процессах горения и образования окислов привело Лавуазье к неправильному выводу о том, что этот газ представляет собой кислотообразующее начало. В 1779 г. Лавуазье в соответствии с этим выводом ввел для кислорода новое название — кислото образующий принцип (principe acidifiant ou principe oxygine). Фигурирующее в этом сложном названии слово oxygine Лавуазье произвел от греч.- кислота и «я произвожу».

Содержание статьи

КИСЛОРОД, O (oxygenium), химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po – член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8% (масс.).

Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков. Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты и нитраты.

Историческая справка.

Первые сведения о кислороде стали известны в Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что кислород – элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания исследования К.Шееле в 1771–1773 взаимодействия металлов и фосфора с кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774, спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом. Название oxygenium («кислород») дано этому элементу вскоре после его открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих «рождающий кислоту»; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах дыхания и горения, однако, принадлежит А.Лавуазье (1777).

Строение атома.

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 16 8 O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 18 8 O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%. Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 17 8 O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 12 6 C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000. Физики за стандартную единицу атомной массы принимали массовое число изотопа кислорода 16 8 O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 .

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд .

Молекулярный кислород.

Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N 2 прочность связи N–N еще выше, ~710 кДж/моль.)

Электронная структура.

В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

Реакции.

В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в реагирующей системе могут способствовать диссоциации O 2 . Известно, что щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с молекулярным кислородом с образованием пероксидов:

Получение и применение.

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO 2 , пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота. Для многих областей применения эти примеси не мешают. Однако для получения кислорода особой чистоты процесс дистилляции необходимо повторять. Кислород хранят в танках и баллонах. Он используется в больших количествах как окислитель керосина и других горючих в ракетах и космических аппаратах. Сталелитейная промышленность потребляет газообразный кислород для продувки через расплав чугуна по методу Бессемера для быстрого и эффективного удаления примесей C, S и P. Сталь при кислородном дутье получается быстрее и качественнее, чем при воздушном. Кислород используется также для сварки и резки металлов (кислородно-ацетиленовое пламя). Применяют кислород и в медицине, например, для обогащения дыхательной среды пациентов с затрудненном дыханием. Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.

Электролиз.

Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H 2 SO 4 в качестве катализатора: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

Термическая диссоциация.

Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO 2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO 2 с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.

НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Атомный номер	8
Атомная масса	15,9994
Температура плавления, °С	–218,4
Температура кипения, °С	–183,0
Плотность
твердый, г/см 3 (при t пл)	1,27
жидкий г/см 3 (при t кип)	1,14
газообразный, г/дм 3 (при 0° С)	1,429
относительная по воздуху	1,105
критическая а, г/см 3	0,430
Критическая температура а, °С	–118,8
Критическое давление а, атм	49,7
Растворимость, см 3 /100 мл растворителя
в воде (0° С)	4,89
в воде (100° С)	1,7
в спирте (25° С)	2,78
Радиус, Å	0,74
ковалентный	0,66
ионный (О 2–)	1,40
Потенциал ионизации, В
первый	13,614
второй	35,146
Электроотрицательность (F = 4)	3,5
а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы.

Физические свойства.

Кислород при нормальных условиях – бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O 2 Ч H 2 O, а возможно, и O 2 Ч 2H 2 O.

Химические свойства.

Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O 2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O 2 пероксиды типа NaO 2 и BaO 2 . Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O 2 . В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s 2 2s 2 2p 4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O 2– . В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t пл (Na 2 O) > t пл (SO 2).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H + .

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3 , а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO 2 и H 2 O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6n CO 2 + 5n H 2 O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C 8 H 18 или природный газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + тепловая энергия

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + тепловая энергия

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия

2CO + O 2 ® 2CO 2 + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуол (или ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe 2 O 3 (гематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алюминия из Al 2 O 3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO 2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO 2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO 2 . Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH) 2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

Вода (оксид водорода).

Важность воды H 2 O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества ВОДА, ЛЕД И ПАР) . Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104° 30ў . Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой прочности связей H–O водород с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H + :

Оксоанионы и оксокатионы

– кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O 2– имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к положительно заряженным частицам типа H + . Простейшим представителем стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH – . Это объясняет неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом. Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей стабильностью, например:

° С образуется темнопурпуровая твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г воды при 0° С растворяется 49 см 3 O 3 . По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F 2 и OF 2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O 2 . При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K + O 3 – . Озон получают в промышленности для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий, если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.

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.

Жидкий кислород при комнатной температуре

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!

Открытие кислорода произошло дважды, во второй половине XVIII столетия с разницей в несколько лет. В 1771 году кислород получил швед Карл Шееле, нагревая селитру и серную кислоту. Полученный газ был назван «огненным воздухом». В 1774 английский химик Джозеф Пристли проводил процесс разложения оксида ртути в полностью закрытом сосуде и открыл кислород, но принял его за ингредиент воздуха. Только после того, как Пристли поделился своей находкой с французом Антуаном Лавуазье, стало понятно, что открыт новый элемент (calorizator). Пальма первенства данного открытия принадлежит Пристли потому, что Шееле опубликовал свой научный труд с описанием открытия лишь в 1777 году.

Кислород является элементом XVI группы II периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 8 и атомную массу 15,9994. Принято обозначать кислород символом О (от латинского Oxygenium - порождающий кислоту). В русском языке название кислород стало производным от кислоты , термина, который был введён М.В. Ломоносовым.

Нахождение в природе

Кислород является самым распространённым элементом по нахождению в земной коре и Мировом океане. Соединения кислорода (в основном - силикаты) составляют не менее 47% массы земной коры, кислород вырабатывается в процессе фотосинтеза лесами и всеми зелёными растениями, большая часть приходится на фитопланктон морских и пресных вод. Кислород - обязательная составная часть любых живых клеток, также находится в большинстве веществ органического происхождения.

Физические и химические свойства

Кислород - лёгкий неметалл, состоит в группе халькогенов, имеет высокую химическую активность. Кислород, как простое вещество, представляет собой газ без цвета, запаха и вкуса, имеет жидкое состояние - светло-голубая прозрачная жидкость и твёрдое - светло-синие кристаллы. Состоит из двух атомов кислорода (обозначается формулой О₂).

Кислород участвует в окислительно-восстановительных реакциях. Живые существа дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечнососудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном.

Кислород - основа основ жизнедеятельности всех живых организмов на Земле, является основным биогенным элементом. Находится в составе молекул всех важнейших веществ, которые отвечают за структуру и функции клеток (липиды, белки, углеводы, нуклеиновые кислоты). Каждый живой организм содержит гораздо больше кислорода, чем какого-либо элемента (до 70%). Для примера, организм взрослого среднестатического человека массой 70 кг содержит 43 кг кислорода.

Кислород поступает в живые организмы (растения, животные и человек) благодаря органам дыхания и поступлению воды. Помня о том, что в организме человека самый главный орган дыхания - это кожа, становится понятно, сколько кислорода может получать человек, особенно летом на берегу водоёма. Определить потребность человека в кислороде достаточно сложно, ведь она зависит от многих факторов - возраст, пол, масса и поверхность тела, система питания, внешняя среда и т.д.

Применение кислорода в жизни

Кислород применяется практически повсеместно - от металлургии до производства ракетного топлива и взрывчатых веществ, применяемых для дорожных работах в горах; от медицины до пищевой промышленности.

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

Кислород

КИСЛОРО́Д -а; м. Химический элемент (O), газ без цвета и запаха, входящий в состав воздуха, необходимый для дыхания и горения и образующий в соединении с водородом воду.

◊ Перекрыть кислоро́д кому-л. Создать невыносимые условия жизни, работы.

◁ Кислоро́дный, -ая, -ое. К-ая среда. К-ые соединения. К-ая резка (газовая резка). К-ая сварка (газовая сварка). К-ое голодание; к-ая недостаточность (мед.; понижение содержания кислорода в тканях организма; гипоксия).

◊ Кислоро́дная подушка (см. Поду́шка).

кислоро́д

(лат. Oxygenium), химический элемент VI группы периодической системы. В свободном виде встречается в виде двух модификаций - О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха, плотность 1,42897 г/л, t пл –218,6ºC, t кип –182,96ºC. Химически самый активный (после фтора) неметалл. С большинством других элементов (водородом, галогенами, серой, многими металлами и т. д.) взаимодействует непосредственно (окисление) и, как правило, с выделением энергии. При повышении температуры скорость окисления возрастает и может начаться горение. Животные и растения получают необходимую для жизни энергию за счёт биологического окисления различных веществ кислородом, поступающим в организмы при дыхании. Самый распространённый на Земле элемент; в виде соединений составляет около 1 / 2 массы земной коры; входит в состав воды (88,8% по массе) и многих тканей живых организмов (около 70% по массе). Свободный кислород атмосферы (20,95% по объёму) образовался и сохраняется благодаря фотосинтезу. Кислород (или обогащённый им воздух) применяется в металлургии, химической промышленности, в медицине, кислородно-дыхательных аппаратах. Жидкий кислород - компонент ракетного топлива.

КИСЛОРОД

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "кислород" в других словарях:

- (Охуgenum). Бесцветный газ без запаха и вкуса. Мало растворим в воде (приблизительно 1:43). Ингаляциями кислорода широко пользуются при различных заболеваниях, сопровождающихся гипоксией: при заболеваниях органов дыхания (пневмония, отек легких … Словарь медицинских препаратов