КИСЛОРОД, О (а. oxygen; и. Sauerstoff; ф. oxygene; и. oxigeno), — химический элемент VI группы периодической системы Менделеева , атомный номер 8, атомная масса 15,9994. В природе состоит из трёх стабильных изотопов: 16 О (99,754%), 17 О (0,0374%), 18 О (0,2039%). Открыт независимо шведским химиком К. В. Шееле (1770) и английским исследователем Дж. Пристли (1774). В 1775 французский химик А. Лавуазье нашёл, что воздух состоит из двух газов — кислорода и азота и дал первому название.

Более 99,9% кислорода Земли находится в связанном состоянии. Кислород — главный фактор, регулирующий распределение элементов в планетарном масштабе . Содержание его с глубиной закономерно уменьшается. Количество кислорода в магматических породах меняется от 49% в кислых эффузивах и до 38-42% в дунитах и кимберлитах . Содержание кислорода в метаморфических породах соответствует глубинности их формирования: от 44% в эклогитах до 48% в кристаллических сланцах . Максимум кислорода в осадочных породах 49-51%. При погружении осадков происходит их дегидратация и частичное восстановление оксидного железа , сопровождающиеся уменьшением количества кислорода в породе. При подъёме горных пород из глубин в приповерхностные условия начинаются процессы их изменения с привносом воды и углекислоты и содержание кислорода повышается. Исключительную роль в геохимических процессах играет свободный кислород, значение которого определяется его высокой химической активностью, большой миграционной способностью и постоянным, относительно высоким содержанием в биосфере , где он не только расходуется, но и воспроизводится.

Свободный кислород

Полагают, что свободный кислород появился в протерозое в результате фотосинтеза. В гипергенных процессах кислород — один из основных агентов, он окисляет сероводород и низшие оксиды. Кислород определяет поведение многих элементов: повышает миграционную способность халькофилов, окисляя сульфиды до подвижных сульфатов, снижает подвижность железа и , осаждая их в виде гидроксидов и обусловливая этим их разделение, и т. д. В водах океана содержание кислорода меняется: летом океан отдаёт кислород в атмосферу, зимой поглощает его. Полярные регионы обогащены кислородом. Важное геохимическое значение имеют соединения кислорода — и углекислота.

Первичный изотопный состав кислорода Земли отвечал изотопному составу метеоритов и ультраосновных пород (18О = 5,9-6,4%). Процессы осадконакопления привели к фракционированию изотопов между осадками и водой и обеднению тяжёлым кислородом вод океана. Кислород атмосферы обеднён 18 О по сравнению с кислородом океана, принятым за стандарт. Щелочные породы, граниты, метаморфические и осадочные породы обогащаются тяжёлым кислородом. Вариации изотопного состава в земных объектах определяются в основном температурой протекания процесса. На этом основана изотопная термометрия карбонатообразования и других геохимических процессов.

Получение кислорода

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

Газообразный кислород

Газообразный кислород применяется в металлургии для интенсификации доменных и сталеплавильных процессов, при выплавке цветных металлов в печах , бессемеровании штейнов и др. (свыше 60% потребляемого кислорода); как окислитель во многих химических производствах; в технике — при сварке и резке металлов; при подземной газификации угля и др.; озон — при стерилизации пищевой воды и дезинфекции помещений. Жидкий кислород используют как окислитель для ракетных топлив.

Четыре элемента-«халькогена» (т.е. «рождающих медь») возглавляют главную подгруппу VI группы (по новой классификации - 16-ю группу) периодической системы. Кроме серы, теллура и селена к ним также относится кислород. Давайте подробно разберем свойства этого наиболее распространенного на Земле элемента, а также применение и получение кислорода.

Распространенность элемента

В связанном виде кислород входит в химический состав воды - его процентное соотношение составляет порядка 89%, а также в состав клеток всех живых существ - растений и животных.

В воздухе кислород находится в свободном состоянии в виде О2, занимая пятую часть его состава, и в виде озона - О3.

Физические свойства

Кислород О2 представляет собой газ, который не обладает цветом, вкусом и запахом. В воде растворяется слабо. Температура кипения - 183 градуса ниже нуля по Цельсию. В жидком виде кислород имеет голубой цвет, а в твердом виде образует синие кристаллы. Температура плавления кислородных кристаллов составляет 218,7 градуса ниже нуля по Цельсию.

Химические свойства

При нагревании этот элемент реагирует со многими простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, образуя при этом так называемые оксиды - соединения элементов с кислородом. в которую элементы вступают с кислородом, называется окислением.

Например,

4Na + О2= 2Na2O

2. Через разложение перекиси водорода при нагревании ее в присутствии оксида марганца, выступающего в роли катализатора.

3. Через разложение перманганата калия.

Получение кислорода в промышленности проводится такими способами:

1. Для технических целей кислород получают из воздуха, в котором обычное его содержание составляет порядка 20%, т.е. пятую часть. Для этого воздух сначала сжигают, получая смесь с содержанием жидкого кислорода около 54%, жидкого азота - 44% и жидкого аргона - 2%. Затем эти газы разделяют с помощью процесса перегонки, используя сравнительно небольшой интервал между температурами кипения жидкого кислорода и жидкого азота - минус 183 и минус 198,5 градуса соответственно. Получается, что азот испаряется раньше, чем кислород.

Современная аппаратура обеспечивает получение кислорода любой степени чистоты. Азот, который получается при разделении жидкого воздуха, используется в качестве сырья при синтезе его производных.

2. также дает кислород очень чистой степени. Этот способ получил распространение в странах с богатыми ресурсами и дешевой электроэнергией.

Применение кислорода

Кислород является основным по значению элементом в жизнедеятельности всей нашей планеты. Этот газ, который содержится в атмосфере, расходуется в процессе животными и людьми.

Получение кислорода очень важно для таких сфер деятельности человека, как медицина, сварка и резка металлов, взрывные работы, авиация (для дыхания людей и для работы двигателей), металлургия.

В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах - например, при сжигании различных видов топлива: природного газа, метана, угля, древесины. Во всех этих процессах образуется При этом природа предусмотрела процесс естественного связывания данного соединения с помощью фотосинтеза, который проходит в зеленых растениях под действием солнечного света. В результате этого процесса образуется глюкоза, которую растение потом расходует для строительства своих тканей.

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.

Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s — и p -орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF 2 и O 2 F 2 .

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км 3 (н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

Открыт шведом К. Шееле (1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли (1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» - «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

1. Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Суммарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение. Горение — б ыстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s 2 2p 4 находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Мелкий порошок железа (так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe 2 O 3 , а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O 2 → SO 2 ,

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 , и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O 2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 o C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (избыток кислорода),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недостаток кислорода),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пирит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O 2 + , например, O 2 + — (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O 2 . Так, озон окисляет иодид - ионы I — в растворе Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O 2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О 3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислород – элемент второго периода VIA группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 8. Символ – О.

Атомная масса – 16 а.е.м. Молекула кислорода двухатомна и имеет формулу – О 2

Кислород относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация атома кислорода 1s 2 2s 2 2p 4 . В своих соединениях кислород способен проявлять несколько степеней окисления: «-2», «-1» (в пероксидах), «+2» (F 2 O). Для кислорода характерно проявление явления аллотропии – существования в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации кислорода – кислород O 2 и озон O 3 .

Химические свойства кислорода

Кислород является сильным окислителем, т.к. для завершения внешнего электронного уровня ему не хватает всего 2-х электронов, и он легко их присоединяет. По химической активности кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Непосредственно кислород нее вступает в реакции взаимодействия с галогенами, серебром, золотом и платиной (их соединения получают косвенным путем). Почти все реакции с участием кислорода – экзотермические. Характерная особенность многих реакций соединения с кислородом — выделение большого количества теплоты и света. Такие процессы называют горением.

Взаимодействие кислорода с металлами. Со щелочными металлами (кроме лития) кислород образует пероксиды или надпероксиды, с остальными – оксиды. Например:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Na + O 2 = Na 2 O 2 ;

K + O 2 = KO 2 ;

2Ca + O 2 = 2CaO;

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;

2Cu + O 2 = 2CuO;

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .

Взаимодействие кислорода с неметаллами. Взаимодействие кислорода с неметаллами протекает при нагревании; все реакции экзотермичны, за исключением взаимодействия с азотом (реакция эндотермическая, происходит при 3000С в электрической дуге, в природе – при грозовом разряде). Например:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

С + O 2 = СО 2 ;

2Н 2 + O 2 = 2Н 2 О;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Взаимодействие со сложными неорганическими веществами. При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).

Кислород способен окислять оксиды и гидроксиды до соединений с более высокой степенью окисления:

2CO + O 2 = 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O 2 = 2NO 2 ;

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).

Взаимодействие со сложными органическими веществами. Практически все органические вещества горят, окисляясь кислородом воздуха до углекислого газа и воды:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.

Кроме реакций горения (полное окисление) возможны также реакции неполного или каталитического окисления, в этом случае продуктами реакции могут быть спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и другие вещества:

Окисление углеводов, белков и жиров служит источником энергии в живом организме.

Физические свойства кислорода

Кислород – самый распространенный элемент на земле (47% по массе). В воздухе содержание кислорода составляет 21% по объему. Кислород – составная часть воды, минералов, органических веществ. В растительных и животных тканях содержится 50 -85 % кислорода в виде различных соединений.

В свободном состоянии кислород представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, плохо растворимый в воде (в 100 л воды при 20С растворяется 3 л кислорода. Жидкий кислород голубого цвета, обладает парамагнитными свойствами (втягивается в магнитное поле).

Получение кислорода

Различают промышленные и лабораторные способы получения кислорода. Так, в промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха, а к основным лабораторным способам получения кислорода относят реакции термического разложения сложных веществ:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl +3 O 2

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

При разложении 95 г оксида ртути (II) образовалось 4,48 л кислорода (н.у.). Вычислите долю разложившегося оксида ртути (II) (в мас. %).

Решение

Запишем уравнение реакции разложения оксида ртути (II): 2HgO = 2Hg + O 2 . Зная объем выделившегося кислорода, найдем его количество вещества: моль. Согласно уравнению реакции n(HgO):n(O 2) = 2:1, следовательно, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 моль. Вычислим массу разложившегося оксида. Количество вещества связано с массой вещества соотношением: Молярная масса (молекулярная масса одного моль) оксида ртути (II), рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 217 г/моль. Тогда масса оксида ртути (II) равна: m (HgO) = n (HgO) ×M (HgO) = 0,4×217 = 86,8 г. Определим массовую долю разложившегося оксида: