Из какого соединения образуется газообразный кислород. Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов

Используются также способы термического разложения нитратов:

Электронная структура кислорода (1s

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так,

а) древесина (целлюлоза):

б) нефть или газ (бензин C

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

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

Вездесущий, всемогущий и невидимый — это все о нем. Еще он не имеет ни вкуса, ни запаха. Создается впечатление, что разговор идет о том, чего вообще не существует. Однако это вещество есть, мало того: без него человечество попросту задохнулось бы. Поэтому, наверное, Лавуазье с ходу назвал этот газ «жизненным газом».

Кислород всемогущий

По мнению людей религиозных, вездесущим, всемогущим и в то же время невидимым может быть только бог. В действительности же все эти три эпитета вполне можно отнести к химическому элементу с атомным номером 8 - кислороду. Если бы растения в процессе фотосинтеза не превращали воду и углекислый газ в органические соединения, и этот процесс не сопровождался высвобождением связанного кислорода, то, исчерпав довольно быстро запасы атмосферного кислорода, весь животный мир, включая человечество, вскоре задохнулся бы.

Кислород — вездесущ: из него в значительной степени состоят не только воздух, вода и земля, но и мы с вами, наши еда, питье, одежда; в подавляющем большинстве окружающих нас веществ есть кислород. Могущество кислорода проявляется уже в том, что мы им дышим, а ведь дыхание это синоним жизни. И еще кислород можно считать всемогущим потому, что могучая стихия огня, как правило, сильно зависит от нашего кандидата в вездесущие и всемогущие.

Что касается третьего эпитета — «невидимый», то здесь, вероятно, нет нужды в доказательствах. При обычных условиях элементарный кислород не только бесцветен и потому невидим, но и не воспринимаем, не ощутим никакими органами чувств. Правда, недостаток, а тем более отсутствие кислорода мы ощутили бы моментально...

Открытие: XVIII век

То, что кислород невидим, безвкусен, лишен запаха, газообразен при обычных условиях, надолго задержало его открытие. Многие ученые прошлого догадывались, что существует вещество со свойствами, которые, как мы теперь знаем, присущи кислороду.

Открытие кислорода (англ. 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.

Кислород открыли почти одновременно и независимо друг от друга два выдающихся химика второй половины XVIII в.— швед Карл Вильгельм Шееле и англичанин Джозеф Пристли. Шееле получил кислород раньше, но его трактат «О воздухе и огне», содержавший информацию о кислороде, был опубликован позже, чем сообщение об открытии Пристли.

Джозеф
Пристли

«1 августа 1774 года я попытался извлечь воздух из ртутной окалины и нашел, что воздух легко может быть изгнан из нее посредством линзы. Этот воздух не поглощался водой. Каково же было мое изумление, когда я обнаружил, что свеча горит в этом воздухе необычайно ярким пламенем. Тщетно пытался я найти объяснение этому явлению».

И все-таки главная фигура в истории открытия кислорода — не Шееле и не Пристли. Они открыли новый газ — и только. Позже Фридрих Энгельс напишет об этом: «Оба они так и не узнали, что оказалось у них в руках. Элемент, которому суждено было революционизировать химию, пропадал в их руках бесследно... Собственно открывшим кислород поэтому остается Лавуазье, а не те двое, которые только описали кислород, даже не догадываясь, что они описывают».

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. В1779 г. Лавуазье ввел для кислорода название Oxygenium (от греч. «окис» - «кислый» и «геннао» - рождаю») — «рождающий кислоты».

«Окислительный» элемент

Кислород — бесцветный (в толстом слое — голубой) газ без вкуса и запаха. Он немного тяжелее воздуха и малорастворим в воде. При охлаждении до -183°С кислород превращается в подвижную жидкость голубого цвета, а при -219°С — замерзает.

Как и положено элементу, занимающему место в правом верхнем углу таблицы Менделеева, кислород — один из самых активных элементов-неметаллов и обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Если можно так выразиться, окислительнее кислорода — только один элемент, фтор. Именно поэтому баки с жидким кислородом — необходимая принадлежность большинства жидкостных ракетных двигателей. Получено соединение кислорода даже с таким химически пассивным газом, как ксенон.

Для развития активной реакции кислорода с большинством простых и сложных веществ нужно нагревание — чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. С помощью катализаторов, снижающих энергию активации, процессы могут идти и без подогрева, в частности, соединение кислорода с водородом.

Высокая окислительная способность кислорода лежит в основе горения всех видов топлива, включая порох, для горения которых не нужен кислород воздуха: в процессе горения таких веществ кислород выделяется из них самих.

Процессы медленного окисления различных веществ при обычной температуре имеют для жизни не меньшее значение, чем горение — для энергетики.

Медленное окисление веществ пищи в нашем организме — «энергетическая база» жизни. Заметим попутно, что наш организм не слишком экономно использует вдыхаемый кислород: в выдыхаемом воздухе кислорода примерно 16%. Тепло преющего сена — результат медленного окисления органических веществ растительного происхождения. Медленное окисление навоза и перегноя согревает парники.

Применение: «море энергии»

Кислород применяется в лечебной практике , причем не только при легочных и сердечных заболеваниях, когда затруднено дыхание. Подкожное введение кислорода оказалось эффективным средством лечения таких тяжелых заболеваний, как гангрена, тромбофлебит, слоновость, трофические язвы.

Не менее важен он и для промышленности . Обогащение воздуха кислородом делает эффективнее, быстрее, экономичнее многие технологические процессы, в основе которых — окисление. А на таких процессах пока держится почти вся тепловая энергетика. Превращение чугуна в сталь тоже невозможно без кислорода. Именно кислород «изымает» из чугуна избыток углерода. Одновременно улучшается и качество стали. Нужен кислород и в цветной металлургии . Жидкий кислород служит окислителем ракетного топлива .

При сжигании водорода в токе кислорода образуется весьма обыкновенное вещество — Н 2 O. Конечно, ради получения этого вещества не следовало бы заниматься сжиганием водорода (который, кстати, часто именно из воды получают). Цель этого процесса иная, она будет ясна, если ту же реакцию записать полностью, учитывая не только химические продукты, но и энергию, выделяющуюся в ходе реакции: Н 2 +0,5O 2 =H 2 O+68317 калорий.

Почти семьдесят больших калорий на грамм-молекулу! Так можно получить не только, «море воды», но и «море энергии». Для этого и получают воду в реактивных двигателях, работающих на водороде и кислороде.

Та же реакция используется для сварки и резки металлов . Правда, в этой области водород можно заменить ацетиленом. Кстати, ацетилен все в больших масштабах получают именно с помощью кислорода, в процессах термоокислительного крекинга: 6СН 4 + 4O 2 = С 2 Н 2 + 8Н 2 + ЗСО + СO 2 + ЗН 2 O.

Это только один пример использования кислорода в химической промышленности. Кислород нужен для производства многих веществ (достаточно вспомнить об азотной кислоте), для газификации углей, нефти, мазута...

Любое пористое горючее вещество, например, опилки, будучи пропитанными голубоватой холодной жидкостью — жидким кислородом, становится взрывчатым веществом. Такие вещества называются оксиликвитами и в случае необходимости могут заменить динамит при разработке рудных месторождений.

Ежегодное мировое производство (и потребление) кислорода измеряется миллионами тонн. Не считая кислорода, которым мы дышим.

Производство кислорода

Попытки создать более или менее мощную кислородную промышленность предпринимались еще в прошлом веке во многих странах. Но от идеи до технического воплощения часто лежит «дистанция огромного размера»...

Особенно быстрое развитие кислородной промышленности началось после изобретения академиком П.Л.Капицей турбодетандера и создания мощных воздухоразделительных установок.

Проще всего получить кислород из воздуха, поскольку воздух — не соединение, и разделить воздух не так уж трудно. Температуры кипения азота и кислорода отличаются (при атмосферном давлении) на 12,8°С. Следовательно, жидкий воздух можно разделить на компоненты в ректификационных колоннах так же, как делят, например, нефть. Но чтобы превратить воздух в жидкость, его нужно охладить до минус 196°С. Можно сказать, что проблема получения кислорода — это проблема получения холода.

Чтобы получать холод с помощью обыкновенного воздуха, последний нужно сжать, а затем дать ему расшириться и при этом заставить его производить механическую работу. Тогда в соответствии с законами физики воздух обязан охлаждаться. Машины, в которых это происходит, называют детандерами .

Чтобы получить жидкий воздух с помощью поршневых детандеров, нужны были давления порядка 200 атмосфер. КПД установки был немногим выше, чем у паровой машины. Установка получалась сложной, громоздкой, дорогой. В конце тридцатых годов советский физик академик П.Л.Капица предложил использовать в качестве детандера турбину. Главная особенность турбодетандера Капицы в том, что воздух в ней расширяется не только в сопловом аппарате, но и на лопатках рабочего колеса. При этом газ движется от периферии колеса к центру, работая против центробежных сил.

Турбодетандер «делает» холод с помощью воздуха, сжатого всего лишь до нескольких атмосфер. Энергия, которую отдает расширяющийся воздух, не пропадает напрасно, она используется для вращения ротора генератора электрического тока.

Современные установки для разделения воздуха, в которых холод получают с помощью турбодетандеров, дают промышленности, прежде всего металлургии и химии, сотни тысяч кубометров газообразного кислорода.

Историческая справка

Впервые кислород получил шведский химик К. В. Шееле в 1772 г. Он считал кислород главной составной частью атмосферного воздуха и назвал его «горючим газом». Обычно открытие кислорода приписывают английскому химику Дж. Пристли, так как он опубликовал свои работы раньше, в 1774 г., а первое сообщение Шееле было напечатано в 1777 г.

Изучением свойств кислорода занимался А. Л. Лавуазье, который и дал элементу название кислород.

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. В свободном состоянии кислород входит в состав воздуха, где его содержание составляет 20,95% (по объему). Содержание в земной коре составляет 47,2% (по массе).

Кислород - важная составная часть углеводов, жиров, белков, в человеческом организме содержится около 65% кислорода. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: l6 8 0 , ^О, ! |0. Кислород существует в виде двух аллотропных модификаций - молекулярный кислород, или дикислород, 0 2 и озон, или трикислород, 0 3 . Наиболее устойчива молекула 0 2 , обладающая парамагнитными свойствами.

Молекула кислорода 0 2 обладает необычным строением. Представление о структуре 0=0 с двойной связью неверно, поскольку с помощью современных спектроскопических и магнитных исследований установлено, что в 0 2 имеется два неспаренных электрона. На восемь связывающих электронов приходится четыре разрыхляющих, поэтому порядок связей равен 2. Магнитные поля неспаренных электронов в молекуле 0. ; не компенсированы противоположно направленными спинами. Следует напомнить, что ковалентная связь образуется неспаренными электронами, имеющими противоположный спин. Для кислорода связь осуществляется только одной парой электронов, и у каждого атома остается по одному неспаренному электрону. Следовательно, структурная формула кислорода должна иметь вид

Тремя точками обозначены связи, обусловленные двумя л св - и одним л разр -э ле к т р оном, что отвечает порядку связи 0,5. Образование этих связей сопровождается выделением достаточного количества теплоты (около 493,7 кДж/моль), чем и объясняется прочность связи в молекулярном кислороде. Такое своеобразное строение молекулы кислорода и объясняет его парамагнитные свойства во всех трех агрегатных состояниях.

При возбуждении молекул парамагнитные свойства теряются и 0 2 становится диамагнитным.

Подобно молекуле NO, которая имеет неспаренный электрон на разрыхляющей л-орбитали, молекулы О., очень слабо ассоциируют, поэтому спаривания с образованием симметричных частиц 0 4 не происходит даже в твердом состоянии.

Молекула 0 3 имеет симметричную угловую структуру: угол О-О-О равен 117°, длина связи 0-0 равна 0,128 нм, а в О, - 0,121 нм.

В молекуле 0 3 связи 0=0 имеют двойной характер, что с точки зрения резонанса может быть изображено следующими структурами:

В лабораторных условиях кислород можно получить следующими способами:

а) разложением бертолетовой соли:

б) разложением перманганата калия:

в) нагреванием нитратов щелочных металлов (NaN0 3 , KN0 3); при этом выделяется в свободном состоянии лишь 1/3 содержащегося в них кислорода:

Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (Г К11П = -195,8°С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, гак как его температура кипения выше (-183°С). Этот процесс экономически выгоден, так как наряду с кислородом получают в больших масштабах и азот, который используется в синтезе аммиака.

Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.

Свойства кислорода и его соединений. При нормальных условиях кислород - бесцветный газ без запаха и вкуса, тяжелее воздуха (1 л весит 1,43 г). В 1 л воды при нормальных условиях растворяется 0,04 г кислорода.

Имея на наружной электронной оболочке шесть электронов, атом кислорода может прийти к предельно заполненной 8-электронной оболочке (условие максимальной химической устойчивости) двумя путями: либо присоединив два электрона, либо отдав свои шесть. Второй путь неприемлем. Поэтому в реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства. Кислород может достраивать свою электронную оболочку до конфигурации неона следующими путями:

• а) принимать электроны с образованием О 2- ;
• б) образовывать две простые ковалентные связи -О- или двойную связь 0=;
• в) образовывать одну простую связь и принимать электрон, как в ОН-;
• г) образовывать три или четыре ковалентные связи, как в ионе оксония

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины.

Скорость взаимодействия кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ и от температуры. Для развития активной реакции кислорода необходимо нагревание, чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. Энергия активации в разных реакциях различна.

Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре:

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой - до 250°С, с водородом - более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) - при 700-800°С.

Реакция горения водорода в кислороде протекает очень бурно (см. параграф 1.3).

Диапазон изменений свойств оксидов определяется прежде всего природой связи (от чисто ионной до чисто ковалентной), что находится в полном соответствии с отрицательной степенью окисления элемента и его положением в периодической системе.

Для образования оксид-иона О 2- из молекулярного кислорода затрачивается около 1000 кДж/моль:

При образовании ионных оксидов металлов необходимо затратить энергию на испарение и ионизацию металла. Существование большого числа оксидов этого тина - следствие высоких энергий кристаллических решеток, содержащих двухзарядные ионы О 2 . Если энергия решетки недостаточна для обеспечения энергии полной ионизации, то образуются оксиды, обладающие более выраженным ковалентным характером: BeO, Si0 2 , В 2 0 3 и т.д.

Чисто ковалентные молекулярные оксиды - соединения типа С0 2 , N0 2 и т.д., для которых характерны кратные связи, хотя ковалентные оксиды могут образовываться и за счет только простых связей (Р 4 О 10). Ионы О 2 в виде дискретных частиц существуют во многих оксидах, однако в водных растворах вследствие реакции гидролиза они могут распадаться:

Нерастворимые в воде ионные оксиды в этот процесс не вовлекаются, но зато растворяются в разбавленных кислотах:

Ковалентные оксиды неметаллов в своем большинстве растворяются в воде с образованием кислот, поэтому они относятся к кислотным оксидам:

В оксидах типа R 2 0 ковалентный кислород двухкоординирован и связи образуются за счет $р 3 -гибридных орбиталей, причем две из них участвуют в ковалентном связывании, а две другие заняты неподеленными электронными парами. Углы R-О-R в молекулах сильно меняются в зависимости от природы R и отличаются от тетраэдрических.

Если связанный с кислородом атом имеет rf-орбитали, которые в той или иной степени могут участвовать в б/л-рл-связывании, то углы могут иметь большие значения.

В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах изменяется закономерно. В периодах с увеличением заряда ядра уменьшается отрицательный эффективный заряд на атоме кислорода и осуществляется переход от основных оксидов к кислотным через амфотерные, что наглядно прослеживается на примере третьего периода:

В ряду Na 2 0 - MgO - А1 2 0 3 способность взаимодействовать с Н 2 0 ослабляется, а в ряду Р 2 0 5 - S0 3 - С1 2 0 7 - наоборот, усиливается.

В гидроксидах наиболее электроположительных элементов содержатся дискретные ионы ОН". При растворении в воде эти ионы распадаются с образованием гидратированных ионов металла и гидроксид-ионов:

Такие вещества представляют собой сильные основания. Если же связь Э-О является чисто ковалентной, то диссоциация в той или иной степени протекает по схеме

Их следует рассматривать как кислоты.

Образование оксониевых ионов происходит так же, как и NHJ:

Кислород менее основен, чем азот, поэтому оксониевый ион менее устойчив. Хотя в Н э О + остается пеподеленная пара электронов, электростатическое отталкивание между этими ионом и протоном препятствует их соединению.

Пероксиды и сунероксиды (наднероксиды) формально можно рассматривать как производные Of" и Of соответственно. Пероксид водорода Н 2 0 2 подробно рассматривался в гл. 11. Здесь речь будет идти о пероксидах и надпероксидах, образованных другими элементами. Молекула 0 2 , присоединяя два электрона, превращается в нероксид-ион Of", в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, поэтому он диамагнитен:

Щелочные металлы, а также Са, Sr и Ва образуют ионные пероксиды, многие из которых - легко кристаллизующиеся гидраты: Na. ; O v *8H 2 0; Ме 2+ 0 2 -8Н 2 0.

Эти пероксиды содержат дискретные ионы Of", которые связаны водородными связями с молекулами воды и образуют цепи типа

Пероксиды проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, что зависит от свойств партнера в данных типах реакций. Так, в кислой среде в присутствии восстановителей пероксиды ведут себя как типичные окислители, а в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства.

Если молекула 0 2 присоединяет один электрон, то образуется наднерок- сид ион О.;:

Надпсроксиды известны для наиболее активных щелочных металлов и получаются непосредственным взаимодействием кислорода с калием, рубидием или цезием:

Ион 0 2 имеет один неспаренный электрон и является мощным окислителем:

Вследствие электроположительной поляризации возможно образование иона Of. Этот ион называется оксигенильным катионом.

Простейшим соединением, содержащим этот катион, является OF 2 , который образуется по уравнению реакции

Молекула OF 2 имеет угловую форму:

Оксигенильный катион образуется также при взаимодействии PtF 6 с кислородом:

В диоксидифториде 0 2 F 2 радикал-ион 0; ;+ ковалентно связан с атомами фтора. Образование этого соединения протекает по уравнению реакции

Комплексы кислорода образуются при взаимодействии молекулярного кислорода с комплексами переходных металлов. Однако в некоторых случаях молекула 0 2 способна сама быть лигандом. Такое взаимодействие комплексов с кислородом, при которых идет присоединение 0 2 , называется оксигенированием. Эти реакции в своем большинстве обратимые, но уже получены устойчивые комплексы молекулярного кислорода с железом, рутением, родием, иридием, никелем, палладием и платиной. Установлено, что в образовании связи металл - кислород принимают участие как а-, так и тс-орбитали атомов кислорода. Между длиной связи 0-0 и устойчивостью комплекса существует определенная взаимосвязь: соединения с наиболее длинными связями 0-0 образуются необратимо. Строение таких комплексов можно описать набором из трех простых связей: двух Me-О и одной 0-0. Примером образования комплексов с 0 2 может служить реакция

где Ph - фенильный радикал С 6 Н 5 .

Озон, или трикислород, - аллотропическое видоизменение кислорода. Его молекула состоит из трех атомов. При обычных условиях О э - газ с характерным запахом. В газообразном состоянии имеет голубой цвет, а в жидком - темно-синий.

Образование озона из кислорода протекает с поглощением энергии. При этом молекула кислорода распадается на свободные атомы, которые далее реагируют с другими молекулами кислорода:

Из этого следует, что молекула озона формируется, когда есть возможность образования свободных атомов кислорода. Так, при пропускании электрического разряда через кислород получается небольшое количество озона. Аналогичный эффект наблюдается при нагревании кислорода (до 2000°С), при действии ультрафиолетового света, при электролизе растворов кислот с применением инертных электродов и т.д.

В химическом отношении озон является весьма реакционноспособным, что объясняется легкостью его разложения:

Поэтому озон обладает сильнейшими окислительными свойствами. Большинство малоактивных металлов уже на холоде легко окисляется озоном:

В окислительное взаимодействие с озоном вступают сульфиды, иодиды:

Обладая значительным сродством к электрону, 0 3 может переходить в озонид-ион 0 3 , который образуется при взаимодействии, например, щелочных металлов с О э:

Озониды металлов характеризуются наличием в ионе 0 3 непарного электрона, обусловливающего парамагнетизм и характерную окраску озонидов.

Биологическая роль кислорода. По содержанию в организме человека кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и принадлежит к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т.е. является органогеном.

Рассмотрим некоторые препараты, содержащие кислород.

Кислород очень широко используется при лечении заболеваний, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), при заболеваниях дыхательных путей (пневмония, отек легких), сердечно-сосудистой системы (декомпенсация сердца, коронарная недостаточность), при отравлениях IICN, удушающими газами, а также при других заболеваниях с нарушением функции дыхания и окислительных процессов. Обычно используют смесь (0 9 - 95% и С0 9 - 5%), называемую карбогеном.

Пероксид магния (магния пероксид) MgO, в смеси с MgO применяется как комбинированный препарат, оказывающий антисептическое действие и связывающий ЫС1 желудочного сока при повышенной кислотности:

Гидроперит - препарат, содержащий комплексное соединение Н 2 0 2 с мочевиной:

Его применяют наружно как антисептик вместо Н 2 0 2 .

Надпероксиды также находят широкое применение благодаря их способности поглощать С0 2 и регенерировать 0 2 в замкнутых системах, например космических аппаратах, подводных лодках и т.д..

Министерство образования и науки РФ

«КИСЛОРОД»

Выполнил:

Проверил:

Общая характеристика кислорода.

КИСЛОРОД (лат. Oxygenium), O (читается «о»), химический элемент с атомным номером 8, атомная масса 15,9994. В периодической системе элементов Менделеева кислород расположен во втором периоде в группе VIA.

Природный кислород состоит из смеси трех стабильных нуклидов с массовыми числами 16 (доминирует в смеси, его в ней 99,759 % по массе), 17 (0,037%) и 18 (0,204%). Радиус нейтрального атома кислорода 0,066 нм. Конфигурация внешнего электронного слоя нейтрального невозбужденного атома кислорода 2s2р4. Энергии последовательной ионизации атома кислорода 13,61819 и 35,118 эВ, сродство к электрону 1,467 эВ. Радиус иона О 2 – при разных координационных числах от 0,121 нм (координационное число 2) до 0,128 нм (координационное число 8). В соединениях проявляет степень окисления –2 (валентность II) и, реже, –1 (валентность I). По шкале Полинга электроотрицательность кислорода 3,5 (второе место среди неметаллов после фтора).

В свободном виде кислород - газ без цвета, запаха и вкуса.

Особенности строения молекулы О 2: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О 2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) - парамагнитное вещество, в каждой молекуле О 2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.

Энергия диссоциации молекулы О 2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.

Физические и химические свойства

Физические и химические свойства: в свободном виде встречается в виде двух модификаций О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха. При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/м 3 . Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) равна –182,9°C. При температурах от –218,7°C до –229,4°C существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от –229,4°C до –249,3°C - -модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже –249,3°C - кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.

При 20°C растворимость газа О 2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2 приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови (точнее с железом II гема), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.

Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, со щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li 2 O, CaO и др., пероксиды типа Na 2 O2, BaO 2 и др. и супероксиды типа КО 2 , RbO 2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.

При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует с взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:

S+O 2 = SO 2 ; С + O 2 = СО 2

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ; 2Cu + O 2 = 2CuO

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

Если смесь кислорода и водорода хранить в стеклянном сосуде при комнатной температуре, то экзотермическая реакция образования воды

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж

протекает крайне медленно; по расчету, первые капельки воды должны появиться в сосуде примерно через миллион лет. Но при внесении в сосуд со смесью этих газов платины или палладия (играющих роль катализатора), а также при поджигании реакция протекает с взрывом.

С азотом N 2 кислород реагирует или при высокой температуре (около 1500-2000°C), или при пропускании через смесь азота и кислорода электрического разряда. При этих условиях обратимо образуется оксид азота (II):

N 2 + O 2 = 2NO

Возникший NO затем реагирует с кислородом с образованием бурого газа (диоксида азота):

2NO + О 2 = 2NO2

Из неметаллов кислород напрямую ни при каких условиях не взаимодействует с галогенами, из металлов - с благородными металлами серебром, золотом, платиной и др.

Бинарные соединения кислорода, в которых степень окисления атомов кислорода равна –2, называют оксидами (прежнее название - окислы). Примеры оксидов: оксид углерода (IV) CO 2 ,оксид серы (VI) SO 3 , оксид меди (I) Cu 2 O, оксид алюминия Al 2 O 3 , оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 .

Кислород образует также соединения, в которых его степень окисления равна –1. Это - пероксиды (старое название - перекиси), например, пероксид водорода Н 2 О 2 , пероксид бария ВаО 2 , пероксид натрия Na 2 O 2 и другие. В этих соединениях содержится пероксидная группировка - О - О -. С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО 2 (супероксид калия), RbO 2 (супероксид рубидия). В супероксидах степень окисления кислорода –1/2. Можно отметить, что часто формулы супероксидов записывают как К 2 О 4 , Rb 2 O 4 и т.д.

С самым активным неметаллом фтором кислород образует соединения в положительных степенях окисления. Так, в соединении O 2 F 2 степень окисления кислорода +1, а в соединении O 2 F - +2. Эти соединения принадлежат не к оксидам, а к фторидам. Фториды кислорода можно синтезировать только косвенным путем, например, действуя фтором F 2 на разбавленные водные растворы КОН.

История открытия

История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая - нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе - Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. О том, что воздух содержит элемент, поддерживающий жизнь, в 18 веке было известно многим химикам. Шведский аптекарь и химик Карл Шееле начал изучать состав воздуха в 1768. В течение трех лет он разлагал нагреванием селитры (KNO 3 , NaNO 3) и другие вещества и получал «огненный воздух», поддерживающий дыхание и горение. Но результаты своих опытов Шееле обнародовал только в 1777 году в книге «Химический трактат о воздухе и огне». В 1774 английский священник и натуралист Дж. Пристли нагреванием «жженой ртути» (оксида ртути HgO) получил газ, поддерживающий горение. Будучи в Париже, Пристли, не знавший, что полученный им газ входит в состав воздуха, сообщил о своем открытии А. Лавуазье и другим ученым. К этому времени был открыт и азот. В 1775 Лавуазье пришел к выводу, что обычный воздух состоит из двух газов - газа, необходимого для дыхания и поддерживающего горение, и газа «противоположного характера» - азота. Лавуазье назвал поддерживающий горение газ oxygene - «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название «кислород»), так как он тогда считал, что все кислоты содержат кислород. Давно уже известно, что кислоты бывают как кислородсодержащими, так и бескислородными, но название, данное элементу Лавуазье, осталось неизменным. На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).

Нахождение в природе: кислород - самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода - 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры.

Получение:

В настоящее время кислород в промышленности получают за счет разделения воздуха при низких температурах. Сначала воздух сжимают компрессором, при этом воздух разогревается. Сжатому газу дают охладиться до комнатной температуры, а затем обеспечивают его свободное расширение. При расширении температура газа резко понижается. Охлажденный воздух, температура которого на несколько десятков градусов ниже температуры окружающей среды, вновь подвергают сжатию до 10-15 МПа. Затем снова отбирают выделившуюся теплоту. Через несколько циклов «сжатие-расширение» температура падает ниже температуры кипения и кислорода, и азота. Образуется жидкий воздух, который затем подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения кислорода (–182,9°C) более чем на 10 градусов выше, чем температура кипения азота (–195,8°C). Поэтому из жидкости азот испаряется первым, а в остатке накапливается кислород. За счет медленной (фракционной) дистилляции удается получить чистый кислород, в котором содержание примеси азота составляет менее 0,1 объемного процента.