Кислоро́д — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д.

И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород[3]. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.
Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).
Содержание [убрать]
1 История открытия
2 Происхождение названия
3 Нахождение в природе
4 Получение
5 Физические свойства
6 Химические свойства
6.1 Фториды кислорода
7 Применение
7.1 В металлургии
7.2 Сварка и резка металлов
7.3 Ракетное топливо
7.4 В медицине
7.5 В пищевой промышленности
7.6 В химической промышленности
7.7 В сельском хозяйстве
8 Биологическая роль кислорода
9 Токсические производные кислорода
10 Изотопы
11 См. также
12 Комментарии
13 Примечания
14 Ссылки
История открытия[править | править вики-текст]
Официально считается[4][5], что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).
\mathsf{ 2HgO \ \xrightarrow{^ot} \ 2Hg + O_2 \uparrow}
Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.
Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.
Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.
Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.
Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.
Происхождение названия[править | править вики-текст]
Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygène), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς — «кислый» и γεννάω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.
Нахождение в природе[править | править вики-текст]
Кислород — самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород[6].
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн[7]). Однако до появления первых фотосинтезирующих архей 3,5 млрд лет назад в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3-2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы). Первый миллиард лет практически весь кислород поглощался растворенным в океанах железом и формировал залежи джеспилита. 3-2,7 млрд лет назад он начал выделяться в атмосферу и 1,7 млрд лет назад достиг 10 % от нынешнего уровня[8][9].
Наличие большого количества растворенного и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими[10].
С начала кембрия 540 млн лет назад, содержание кислорода колебалось от 15% до 30% по объему[11]. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35% по объему, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время[12]. Деятельность человека, в том числе при сжигании 7000000000 тонн ископаемого топлива ежегодно, очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере[источник не указан 110 дней]. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере[13].
Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %[6].
Получение[править | править вики-текст]
В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.
В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.
Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:
\mathsf{ 2KMnO_4 \rightarrow K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2 \uparrow }
Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии оксида марганца(IV):
\mathsf{ 2H_2O_2 \ \xrightarrow{MnO_2} \ 2H_2O + O_2 \uparrow }
Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:
\mathsf{ 2KClO_3 \rightarrow 2KCl + 3O_2 \uparrow}
К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):
\mathsf{ 2HgO \rightarrow 2Hg + O_2 \uparrow }
На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:
\mathsf{ 2Na_2O_2 + 2CO_2 \rightarrow 2Na_2CO_3 + O_2 \uparrow}
Физические свойства[править | править вики-текст]
В мировом океане содержание растворённого O2 больше в холодной воде, а меньше - в тёплой.
При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.
1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком.
При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.
Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.
Фазовая диаграмма O2
Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:
α-О2 — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°[14].
β-О2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°[14].
γ-О2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å[14].
Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:
δ-О2 интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;
ε-О4 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
ζ-Оn давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.
Химические свойства[править | править вики-текст]
Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:
~\mathsf{ 4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O }
~\mathsf{ 2Sr + O_2 \rightarrow 2SrO }
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
~\mathsf{ 2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2 \uparrow }
Окисляет большинство органических соединений:
~\mathsf{ CH_3CH_2OH + 3O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O }
При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:
~\mathsf{ CH_3CH_2OH + O_2 \rightarrow CH_3COOH + H_2O }
Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #фториды кислорода).
Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.
Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
~\mathsf{ 2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2 }
Некоторые оксиды поглощают кислород:
~\mathsf{ 2BaO + O_2 \rightarrow 2BaO_2 }
По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:
~\mathsf{ H_2 + O_2 \rightarrow H_2O_2 }
В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:
~\mathsf{ Na_2O_2 + O_2 \rightarrow 2NaO_2 }
Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:
~\mathsf{ K + O_2 \rightarrow KO_2 }
Озониды содержат ион O−3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
~\mathsf{ KOH + O_3 \rightarrow KO_3+ H_2O + O_2 \uparrow }
В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:
~\mathsf{ PtF_6 + O_2 \rightarrow O_2PtF_6 }