Как найти атомы кислорода в химии

Как найти атомы кислорода в химии

Строение атома кислорода


Строение атома кислорода

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 336.

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 336.

Кислород (O) – жизненно важный газ, необходимый для дыхания, поддержания горения, окисления. Относится к группе халькогенов. Самый распространённый на Земле элемент. Строение атома кислорода позволяет ему соединяться с металлами и неметаллами, образуя оксиды.

Строение

По положению в периодической таблице Менделеева можно определить строение атома элемента кислорода. Это восьмой элемент, расположенный в VI группе, втором периоде. Относительная атомная масса – 16. Существует три изотопа элемента:

  • 16O;
  • 17O;
  • 18O.

Наиболее распространён 16O.

Положение кислорода в периодической таблице

Рис. 1. Положение кислорода в периодической таблице.

Электронная конфигурация атома кислорода – 1s22s22p4. Ядро атома кислорода имеет заряд +8. Кислород относится к элементам р-семейства. На внешнем энергетическом уровне находится шесть валентных электронов. Два спаренных электрона находится на 2s-орбитали. На 2р-уровне находится два спаренных и два неспаренных электрона, поэтому во всех соединениях кислород проявляет вторую валентность.

Строение атома

Рис. 2. Строение атома.

Молекула кислорода имеет два атома – О2. При присоединении ещё одного атома образуется озон – О3.

Физические свойства

Кислород – бесцветный и безвкусный газ, плохо растворимый в воде и спирте. Хорошо растворим в жидком серебре. В сжиженном виде приобретает светло-голубой цвет, в твёрдом – синий. Занимает 21 % атмосферного воздуха.

Твёрдый кислород

Рис. 3. Твёрдый кислород.

Кислород поддерживает горение, поэтому его легко обнаружить с помощью тлеющей лучины (вспыхивает).

Химические свойства

Благодаря электронному строению обладает высокой степенью окисления. Однако большую активность проявляет при нагревании из-за прочных двойных связей между атомами. При комнатной температуре быстро реагирует с наиболее активными элементами – щелочными и щелочноземельными металлами, некоторыми неметаллами.

Соединяясь с элементами, образует оксиды. Окисляет органические вещества. Примеры реакций с простыми веществами:

  • K + O2 → KO2;
  • 3Fe + 2O2 → Fe3O4;
  • S + O2 → SO2.

С фосфором, серой, углеродом (графитом), водородом кислород реагирует при нагревании:

  • 4Р + 5О2 → 2Р2О5;
  • S + O2 → SO2;
  • С + О2 → СО2;
  • 2Н2 + О2 → 2Н2О.

Быстро пропуская фтор через щёлочь, получают реакцию кислорода с фтором:

2F2 + 2NaOH → 2NaF + H2O + OF2.

Кислород с фтором непосредственно взаимодействует при электрическом разряде. В этом случае кислород играет роль восстановителя:

O2 + F2 → F2O2.

Кислород реагирует со сложными веществами, образуя оксиды:

  • 2CuS + 3O2 → 2CuO + 2SO2;
  • 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O;
  • 2C6H6 + 15O2 → 12CO2 + 6H2O;
  • CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.

Кислород не реагирует с золотом и инертными газами. Взаимодействие с галогенами происходит в условиях ультрафиолета или электрического тока.

Заключение

Что мы узнали?

Кислород – распространённый в природе бесцветный газ. Схема строения атома – +8 О)2)6. Кислород всегда проявляет валентность II за счёт двух неспаренных электронов. Кислород – сильный окислитель, проявляющий в некоторых реакциях свойства восстановителя. Взаимодействует с металлами и неметаллами, сложными неорганическими и органическими веществами. Наибольшую активность проявляет при нагревании. Не реагирует с благородными газами и золотом.

Тест по теме

Доска почёта

Доска почёта

Чтобы попасть сюда – пройдите тест.

  • Александр Котков

    5/5

  • Мила Кондратьева

    5/5

  • Семён Гольдфарб

    5/5

  • Александр Котков

    5/5

Оценка доклада

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 336.

А какая ваша оценка?

Источник

Строение

По положению в периодической таблице Менделеева можно определить строение атома элемента кислорода. Это восьмой элемент, расположенный в VI группе, втором периоде. Относительная атомная масса – 16. Существует три изотопа элемента:

  • 16O;
  • 17O;
  • 18O.

Наиболее распространён 16O.

Рис. 1. Положение кислорода в периодической таблиц

Рис. 1. Положение кислорода в периодической таблице.

Электронная конфигурация атома кислорода – 1s22s22p4. Ядро атома кислорода имеет заряд +8. Кислород относится к элементам р-семейства. На внешнем энергетическом уровне находится шесть валентных электронов. Два спаренных электрона находится на 2s-орбитали. На 2р-уровне находится два спаренных и два неспаренных электрона, поэтому во всех соединениях кислород проявляет вторую валентность.

Рис. 2. Строение атома.

Рис. 2. Строение атома.

Молекула кислорода имеет два атома – О2. При присоединении ещё одного атома образуется озон – О3.

Видео

Физические свойства

Кислород – бесцветный и безвкусный газ, плохо растворимый в воде и спирте. Хорошо растворим в жидком серебре. В сжиженном виде приобретает светло-голубой цвет, в твёрдом – синий. Занимает 21 % атмосферного воздуха.

Рис. 3. Твёрдый кислород.

Рис. 3. Твёрдый кислород.

Кислород поддерживает горение, поэтому его легко обнаружить с помощью тлеющей лучины (вспыхивает).

Электронное строение атома кислорода

Атом кислорода имеет две оболочки, как и все элементы, расположенные во втором периоде. Номер группы –VI (халькогены) – свидетельствует о том, что на внешнем электронном уровне атома азота находится 6 валентных электронов. Обладает высокой окислительной способностью (выше только у фтора).

Рис. 1. Схематичное изображение строения атома кис

Рис. 1. Схематичное изображение строения атома кислорода.

Электронная конфигурация основного состояния записывается следующим образом:

1s22s22p4.

Кислород – элемент p-семейства. Энергетическая диаграмма для валентных электронов в невозбужденном состоянии выглядит следующим образом:

У кислорода есть 2 пары спаренных электронов и два

У кислорода есть 2 пары спаренных электронов и два неспаренных электрона. Во всех своих соединениях кислород проявляет валентность II.

Рис. 2. Пространственное изображение строения атом

Рис. 2. Пространственное изображение строения атома кислорода.

Получение и применение

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO2, 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.

Строение атома

Также по теме: ВОЗДУХ

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 168O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 188O (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 178O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 126C 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 168O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 (см. также АТОМНАЯ МАССА).

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 (см. также АТОМА СТРОЕНИЕ).

Атомы кислорода в соединениях проявляют валентность II, I.

Валентность кислорода характеризует способность атома O к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Получение кислорода

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

2Н2О → 2Н2 + О2

2.  В лаборатории кислород получают: 1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na2SO4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO4: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑,

Бертолетовой соли  KClO3: 2KClO3 = 2KCl + 3O2↑      (катализатор MnO2)

Оксида марганца (+4) MnO2: 4MnO2 = 2Mn2O3 + O2↑      (700 oC),

3MnO2 = 2Mn3O4 + O2↑      (1000 oC),

Пероксид бария BaO2 : 2BaO2 = 2BaO + O2↑

3. Разложением пероксида водорода: 2H2O2 = H2O + O2↑           (катализатор MnO2)

4. Разложение нитратов: 2KNO3 → 2KNO2 + O2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K2O2 и K2O4: 2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2↑ 4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Суммарно: 2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3О2 ↑

Когда используют K2O2, то суммарная реакция выглядит так: 2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2 ↑

Если смешать K2O2 и K2O4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного  СО2  выделится один моль О2.

Что мы узнали?

Кислород – распространённый в природе бесцветный газ. Схема строения атома – +8 О)2)6. Кислород всегда проявляет валентность II за счёт двух неспаренных электронов. Кислород – сильный окислитель, проявляющий в некоторых реакциях свойства восстановителя. Взаимодействует с металлами и неметаллами, сложными неорганическими и органическими веществами. Наибольшую активность проявляет при нагревании. Не реагирует с благородными газами и золотом.

Теги

Источник

1. Положение кислорода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение кислорода
3. Физические свойства кислорода и нахождение в природе
4. Способы получения кислорода
5. Химические свойства кислорода
5.1. Взаимодействие с простыми веществами
5.1.1. Взаимодействие с галогенами
5.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
5.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
5.1.4. Взаимодействие с азотом
5.1.5. Взаимодействие с металлами
5.1.6. Взаимодействие с углеродом
5.2. Взаимодействие со сложными веществами

Кислород

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы  (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация  кислорода в основном состоянии:

+8O 1s22s22p4     1s   2s  2p 

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства и нахождение в природе

Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183оС.

Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре —  около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %. 

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

  • Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора  MnO2:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 →  2H2O + O2

2HgO → 2Hg + O2

2KNO3 → 2KNO2 + O2

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

Соединения кислорода:

Степень окисления Типичные соединения
+2 Фторид кислорода OF2
+1 Пероксофторид кислорода O2F2
-1 Пероксид водорода H2O2

Пероксид натрия Na2O2 и др.
-2 Вода H2O

Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др.

Кислородсодержащие кислоты

Соли кислородсодержащих кислот

Кислородсодержащие органические вещества

Основания и амфотерные гидроксиды

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2  +  2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

S + O2 → SO2

  Si + O2 → SiO2

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P   +   3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P   +   5O2  →   2P2O5

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2 + O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca   +   O2 → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na + O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K + O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O2→  2FeO

4Fe + 3O2→  2Fe2O3

3Fe + 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C  +   O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C  +   O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O2→  2Fe2O3 + 4SO2

Al4C3 + 6O2→  2Al2O3 + 3CO2

Ca3P2 + 4O2→  3CaO + P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

  • летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S + 3O2→  2H2O + 2SO2

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 + 3O2→  2N2 + 6H2O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2→  4NO + 6H2O

  • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 + 3O2→  CO2 + 2SO2

  • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 + O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 + 2O2→  CO2 + 2H2O

2CH4 + 3O2→  2CO + 4H2O

CH4 + O2→  C + 2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 + O2 → 2CH3-CH=O

Источник

Кислород, свойства атома, химические и физические свойства.

О 8  Кислород

15,99903-15,99977*     1s2 2s2 2p4

Кислород — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода

Изотопы и модификации кислорода

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства кислорода

Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом

Получение кислорода

Применение кислорода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода:

Кислород – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением О и атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.

Кислород самый лёгкий элемент периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева из группы халькогенов.

Кислород – химически активный неметалл.

Кислород обозначается символом О.

Как простое вещество кислород (химическая формула O2) при нормальных условиях представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. В жидком состоянии кислород имеет светло-голубой цвет, а в твёрдом – представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Молекула кислорода двухатомна. Также встречается аллотропная модификация кислорода – озон, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Химическая формула кислорода O2 (или O3 – озон).

Электронная конфигурация атома кислорода 1s2 2s2 2p4. Потенциал ионизации (первый электрон) атома кислорода равен 1313,94 кДж/моль (13,618055(7) эВ).

Строение атома кислорода. Атом кислорода (наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,757 %) – 168О) состоит из положительно заряженного ядра (+8), вокруг которого по атомным оболочкам движутся восемь электронов. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку кислород расположен во втором периоде, оболочки всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Два спаренных электрона находится на 1s-орбитали, вторая пара электронов – на 2s-орбитали. На 2р-орбитали находится два спаренных и два неспаренных электрона. Поэтому во всех своих соединениях кислород проявляет валентность II. В свою очередь ядро атома кислорода состоит из восьми протонов и восьми нейтронов. Кислород относится к элементам p-семейства.

Радиус атома кислорода (вычисленный) составляет 48 пм.

Атомная масса атома кислорода составляет 15,99903-15,99977 а. е. м.

Кислород – самый распространённый химический элемент на Земле. В земной коре на его долю в составе различных соединений приходится около 46 % массы. Морские и пресные воды содержат по массе 86 % кислорода (если быть точнее – 85,82 %). В человеке его содержание составляет по массе 61 %. В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,9476 % по объёму и 23,15 % по массе. На Солнце – 0,9 %, а во Вселенной – 1 %.

При высокой температуре молекула кислорода О2 обратимо диссоциирует на атомарный кислород. При 2000 °C на атомарный кислород диссоциирует 0,03 % молекулярного кислорода, при 2600 °C – 1 %, при +4000 °C – 59 %, при 6000 °C — 99,5 %.

Изотопы и модификации кислорода:

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100 Общие сведения*  
101 Название Кислород
102 Прежнее название
103 Латинское название Oxygenium
104 Английское название Oxygen
105 Символ О
106 Атомный номер (номер в таблице) 8
107 Тип Неметалл
108 Группа
109 Открыт Карл Вильгельм Шееле, Швеция, 1771 г., Джозеф Пристли, Великобритания, 1 августа 1774 г.
110 Год открытия 1771 г.
111 Внешний вид и пр. Газ без цвета, запаха и вкуса
112 Происхождение Природный материал
113 Модификации
114 Аллотропные модификации 4 аллотропные модификации, обусловленные различным составом молекул:

– кислород (O2),

– озон (O3),

– ε-кислород (O4 или O8) с простой моноклинной кристаллической решёткой,

– ζ-кислород, металлическая фаза кислорода (On).

4 аллотропные модификации кислорода (O2), отличающихся строением кристаллической решётки:

– α-кислород (α-O2) с простой моноклинной кристаллической  решёткой,

– β-кислород (β-O2) с ромбоэдрической  (тригональной) кристаллической  решёткой,

– γ-кислород (γ-O2) с простой кубической кристаллической  решёткой,

– δ-кислород (δ-O2)
115 Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116 Конденсат Бозе-Эйнштейна
117 Двумерные материалы
118 Содержание в атмосфере и воздухе (по массе) 23,15 %
119 Содержание в земной коре (по массе) 46 %
120 Содержание в морях и океанах (по массе) 86 %
121 Содержание во Вселенной и космосе (по массе) 1 %
122 Содержание в Солнце (по массе) 0,9 %
123 Содержание в метеоритах (по массе) 40 %
124 Содержание в организме человека (по массе) 61 %
200 Свойства атома  
201 Атомная масса (молярная масса)* 15,99903-15,99977 а. е. м. (г/моль)
202 Электронная конфигурация 1s2 2s2 2p4
203 Электронная оболочка K2 L6 M0 N0 O0 P0 Q0 R0

Электронная оболочка кислорода
204 Радиус атома (вычисленный) 48 пм
205 Эмпирический радиус атома 60 пм
206 Ковалентный радиус* 73 пм
207 Радиус иона (кристаллический) O2-

124 (4) пм,

126 (6) пм,

128 (8)

(в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208 Радиус Ван-дер-Ваальса 152 пм
209 Электроны, Протоны, Нейтроны 8 электронов, 8 протонов, 8 нейтронов
210 Семейство (блок) элемент p-семейства
211 Период в периодической таблице 2
212 Группа в периодической таблице 16-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 6-ой группы)
213 Эмиссионный спектр излучения Спектр_Кислорода
300 Химические свойства  
301 Степени окисления -2, -1, -0,5, 0, +1, +2
302 Валентность II
303 Электроотрицательность 3,44 (шкала Полинга)
304 Энергия ионизации (первый электрон) 1313,94 кДж/моль (13,618055(7) эВ)
305 Электродный потенциал 0 В
306 Энергия сродства атома к электрону 140,9760(2) кДж/моль (1,4611136(9) эВ) – кислород 16O,

140,9755(3) кДж/моль (1,461108(4) эВ) –кислород 17O,

140,9752(3) кДж/моль (1,461105(3) эВ) –кислород 18O
400 Физические свойства
401 Плотность* 0,001429 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – газ),

0,00142897 г/см3 (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – газ),

1,141 г/см³ (при  -183 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость),

1,27 г/см3 (при  -219 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело)
402 Температура плавления* -218,79 °C (54,36 K, -361,82 °F)
403 Температура кипения* -182,962 °C (90,188 K, -297,332 °F)
404 Температура сублимации
405 Температура разложения
406 Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407 Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл)* 0,444 кДж/моль
408 Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип)* 6,82 кДж/моль
409 Удельная теплоемкость при постоянном давлении 0,911 Дж/г·K (при 15 °C),
0,9125 Дж/г·K (при 100 °C),
0,915 Дж/г·K (при 200 °C),
0,926 Дж/г·K (при 400 °C),
0,938 Дж/г·K (при 600 °C)
410 Молярная теплоёмкость* 29,378 Дж/(K·моль)
411 Молярный объём 11,196 см³/моль
412 Теплопроводность 0,02658 Вт/(м·К) (при стандартных условиях),

0,027 Вт/(м·К) (при 300 K)
500 Кристаллическая решётка
511 Кристаллическая решётка #1 α-кислород (α-O2)
512 Структура решётки Простая моноклинная

Кристаллическая решетка кислорода_альфа
513 Параметры решётки a = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å, β = 135,53°
514 Отношение c/a
515 Температура Дебая 155 К
516 Название пространственной группы симметрии C12/m1
517 Номер пространственной группы симметрии 12
521 Кристаллическая решётка #2 β-кислород (β-O2)
522 Структура решётки Ромбоэдрическая (тригональная)

Кристаллическая решетка кислород_бета
523 Параметры решётки a = 4,21 Å, α = 46,25°
524 Отношение c/a
525 Температура Дебая
526 Название пространственной группы симметрии
527 Номер пространственной группы симметрии
531 Кристаллическая решётка #3 γ-кислород (γ-O2)
532 Структура решётки Простая кубическая

Кристаллическая решетка кислорода_гамма
533 Параметры решётки a = 6,83 Å
534 Отношение c/a
535 Температура Дебая
536 Название пространственной группы симметрии
537 Номер пространственной группы симметрии
900 Дополнительные сведения
901 Номер CAS 7782-44-7

Примечание:

100* Данные в таблице приводятся применительно к кислороду (O2).

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

206* Ковалентный радиус кислорода согласно [1] составляет 66±2 пм.

401* Плотность кислорода согласно [1] составляет 0,001429 г/см3 (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – газ).

402* Температура плавления кислорода согласно [3] составляет -218,35 °C (54,8 K, -361,03 °F).

403* Температура кипения кислорода согласно [3] составляет -182,96 °C (90,19 K, -297,33 °F).

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл) кислорода согласно [4] составляет 0,446 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип) кислорода согласно [3] и [4] составляет 3,4099 кДж/моль и 6,828 кДж/моль соответственно.

410* Молярная теплоемкость кислорода согласно [3] составляет 29,4 Дж/(K·моль).

Физические свойства кислорода:

Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом:

Получение кислорода:

Применение кислорода:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Источники:

  1. https://en.wikipedia.org/wiki/Oxygen
  2. https://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoff
  3. https://ru.wikipedia.org/wiki/Кислород
  4. http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=218
  5. https://chemicalstudy.ru/kislorod-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

кислород атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле кислорода
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Коэффициент востребованности
3 491

Источник

Запрос «Oxygen» перенаправляется сюда; о других значениях см. Oxygene.

Кислород
← Азот | Фтор →
8 O
↓
S

Периодическая система элементов

8O

Cubic.svg

Electron shell 008 Oxygen.svg
Внешний вид простого вещества
Liquid oxygen in a beaker 4.jpg

Жидкий кислород
Свойства атома
Название, символ, номер Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8
Группа, период, блок 16 (устар. 6), 2,
p-элемент
Атомная масса
(молярная масса)		 [15,99903; 15,99977][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [He] 2s22p4
1s22s22p4
Радиус атома 60 (48) пм
Химические свойства
Ковалентный радиус 73 пм
Радиус иона 132 (-2e) пм
Электроотрицательность 3,44 (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления –2, −1, –½, –⅓, 0, +½, +1, +2
Энергия ионизации
(первый электрон)		 1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Термодинамическая фаза Газ
Плотность (при н. у.) 0,00142897 г/см³
Температура плавления 54,8 К (-218,35 °C)
Температура кипения 90,19 К (-182,96 °C)
Уд. теплота плавления 0,444 кДж/моль
Уд. теплота испарения 3,4099 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 29,4[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 22,4⋅103 см³/моль
Давление насыщенного пара

P (Па) 1 10 100 1000 10 000 100 000
при T (К) 61 73 90
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки Моноклинная
Параметры решётки a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å
Температура Дебая 155 K
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) 0,027 Вт/(м·К)
Эмиссионный спектр
Oxygen spectre.jpg
Наиболее долгоживущие изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

Изотоп Распростра-
нённость 		Период полураспада Канал распада Продукт распада
16O 99,76% стабилен – –
17O 0,04% стабилен – –
18O 0,20% стабилен – –

Кислоро́д (химический символ — O, от лат. Oxygenium) — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы шестой группы, VIA), второго периода периодической системы Д. И. Менделеева, с атомным номером 8.

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов.

Как простое вещество (при нормальных условиях) кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов (формула — O2). Систематическое название: дикислород[3].
Жидкий кислород (при низких температурах) имеет светло-голубой цвет, а твёрдый (при низких температурах) представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3). Систематическое название: трикислород. Часто можно почувствовать запах озона после грозы. Озон образует озоновый слой в стратосфере, который образуется там за счёт ионизации кислорода ультрафиолетом.

История открытия[править | править код]

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 большой линзы).

{displaystyle {ce {2HgO ->[t] 2Hg + O2 ^}}}.

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 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 очень большое 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 изменению веса сожжённых 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 код]

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 код]

Накопление O2 в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.
1. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O2 не производился
2. (2,45—1,85 млрд лет назад) — O2 производился, но поглощался океаном и породами морского дна
3. (1,85—0,85 млрд лет назад) — O2 выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя
4. (0,85—0,54 млрд лет назад) — все горные породы на суше окислены, начинается накопление O2 в атмосфере
5. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) — современный период, содержание O2 в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре 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 микробов в архее 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 растворённым в океанах железом и формировал залежи джеспилита. 3—2,7 млрд лет назад кислород начал выделяться в атмосферу и 1,7 млрд лет назад достиг 10 % от нынешнего уровня[8][9].

Наличие большого количества растворённого 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 объёму[11]. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время[12].

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов[13].

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере[14][нет в источнике]. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере[15].

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].

В 2016 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад[16].

Физические свойства[править | править код]

В мировом океане концентрация растворённого O2 больше в холодных водах, меньше — в тёплых

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его при нормальных условиях имеет массу 1,429 г, то есть 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). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20—40 об %).

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при +2000 °C — 0,03 %, при +2600 °C — 1 %, +4000 °C — 59 %, +6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород кипит под давлением 101,325 кПа при температуре −182,98 °C и представляет собой бледно-голубую жидкость. Критическая температура кислорода 154,58 К (-118,57 °C), критическое давление 4,882 МПа[17].

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 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°[18].
  • β-O2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°[18].
  • γ-O2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å[18].

Ещё три фазы существуют при высоких давлениях:

  • δ-O2 — интервал температур 20—240 K и давление 6—8 ГПа, оранжевые кристаллы;
  • ε-фаза, содержит молекулы O4[19] или O8[20][21], существует при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
  • ζ-On — давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства[править | править код]

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона, фтора (с фтором кислород образует фторид кислорода, так как фтор более электроотрицателен, чем кислород). Наиболее распространённая степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

{displaystyle {ce {4Li + O2 -> 2Li2O}}}
{displaystyle {ce {2Sr + O2 -> 2SrO}}}

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

{displaystyle {ce {2NO + O2 -> 2NO2 ^}}}

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

{displaystyle {ce {2C6H6 + 15O2 -> 12CO2 + 6H2O}}}
{displaystyle {ce {CH3CH2OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}}}

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

{displaystyle {ce {CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}}}

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:
{displaystyle {ce {2Na + O2 -> Na2O2}}}
  • Некоторые оксиды поглощают кислород:
{displaystyle {ce {2BaO + O2 -> 2BaO2}}}
  • 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:
{displaystyle {ce {H2 + O2 -> H2O2}}}
  • 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:
{displaystyle {ce {Na2O2 + O2 -> 2NaO2}}}
  • Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:
{displaystyle {ce {K + O2 -> KO2}}}
  • Неорганические озониды содержат ион O−
    3     со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:
{displaystyle {ce {3KOH + 3O3 -> 2KO3 + KOH * H2O + 2O2 ^}}}
  • В ионе диоксигенила O+
    2     кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:
{displaystyle {ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}}

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Фториды кислорода[править | править код]

  • Дифторид кислорода, OF2, степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через разбавленный раствор щёлочи:
{displaystyle {ce {2F2 + 2NaOH -> 2NaF + H2O + OF2 ^}}}
  • Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:
{displaystyle {ce {F2 + O2 -> O2F2}}}
  • Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, O4F2, O5F2 и O6F2.
  • Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифтороксония[en][22] OF+
    3    . Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O2 переходит в O3[23][24].

Получение[править | править код]

Перегонка жидкого воздуха[править | править код]

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, а также использующие принцип адсорбции.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Разложение кислородсодержащих веществ[править | править код]

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия {displaystyle {ce {KMnO4}}}:

{displaystyle {ce {2 KMnO4 ->[t] K2MnO4 + MnO2 + O2 ^}}}.

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода {displaystyle {ce {H2O2}}} в присутствии оксида марганца(IV):

{displaystyle {ce {2 H2O2 ->[{ce {MnO2}}] 2 H2O + O2 ^}}}.

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) {displaystyle {ce {KClO3}}}:

{displaystyle {ce {2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2 ^}}}.

Разложение оксида ртути(II) {{{1}}} было первым методом получения кислорода:

{displaystyle {ce {2 HgO ->[100 {ce {^{o}C}}] 2 Hg + O2 ^}}}.

Электролиз водных растворов[править | править код]

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза разбавленных водных растворов щелочей, кислот и некоторых солей (сульфатов, нитратов щелочных металлов):

{displaystyle {ce {2H2O ->[e^-] 2H2 ^ + O2 ^}}}

Реакция перекисных соединений с углекислым газом[править | править код]

На подводных лодках и орбитальных станциях обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

{displaystyle {ce {2Na2O2 + 2CO2 -> 2Na2CO3 + O2 ^}}}

Для соблюдения баланса объёмов поглощённого углекислого газа и выделившегося кислорода, к нему добавляют надпероксид калия. В космических кораблях для уменьшения веса иногда используется пероксид лития.

Применение[править | править код]

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

В металлургии[править | править код]

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов[править | править код]

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Компонент ракетного топлива[править | править код]

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[править | править код]

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни. Крупные медицинские учреждения могут использовать не сжатый кислород в баллонах, а сжиженный в сосуде Дьюара большой ёмкости. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 × 2 = 200 литров[25].

В пищевой промышленности[править | править код]

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[26], как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности[править | править код]

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), диоксид серы в триоксид серы, аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние описанные реакции часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве[править | править код]

В тепличном хозяйстве для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода[править | править код]

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом.
Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов в желудок вводили 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 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода[править | править код]

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие, как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются токсичными и реакционноспособными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Токсичность кислорода[править | править код]

Длительное вдыхание чистого кислорода может иметь опасные последствия для организма. Безопасно длительно дышать при обычном давлении смесями, содержащими до 60 % кислорода, вдыхая и выдыхая через нос, поскольку зубная эмаль и верхние дыхательные пути особенно страдают от контакта с чистым кислородом[27]. Дыхание 90 % кислородом в течение 3 суток приводит к тахикардии, рвоте, пневмонии, судорогам. При повышении давления токсическое действие кислорода ускоряется и усиливается. Молодые люди более чувствительны к токсическому действию кислорода, чем пожилые[28].

Изотопы[править | править код]

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16O, 17O и 18O, 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 лёгкого из них 16O связано с тем, что ядро атома 16O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12O до 28O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них — 15O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8⋅10−22 секунд.

См. также[править | править код]

  • Категория:Соединения кислорода

Примечания[править | править код]

Комментарии
  1. ↑ Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.
Источники
  1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02. Архивировано 5 февраля 2014 года.
  2. ↑ Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. ↑ Дикислород Архивная копия от 4 марта 2016 на Wayback Machine // Большая Энциклопедия Нефти Газа
  4. ↑ J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
  5. ↑ W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
  6. ↑ 1 2 Кнунянц И. Л. и др. Химическая энциклопедия. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387—389. — 671 с. — 100 000 экз.
  7. ↑ Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. — Москва: Высшая школа, 1997. — С. 432—435. — 527 с.
  8. ↑ Crowe, S. A.; Døssing, L. N.; Beukes, N. J.; Bau, M.; Kruger, S. J.; Frei, R.; Canfield, D. E. Atmospheric oxygenation three billion years ago (англ.). — Nature, 2013. — Iss. 501, no. 7468. — P. 535—538. — doi:10.1038/nature12426. — PMID 24067713.
  9. ↑ Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biology, 7th Edition. — San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings, 2005. — С. 522–23. — ISBN 0-8053-7171-0.
  10. ↑ Freeman, Scott. Biological Science, 2nd. — Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall, 2005. — P. 214, 586. — ISBN Biological Science, 2nd.
  11. ↑ Berner, Robert A. Atmospheric oxygen over Phanerozoic time. — Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA, 1999. — doi:10.1073/pnas.96.20.10955. — PMID 10500106. Архивировано 7 октября 2019 года.
  12. ↑ Butterfield, N. J. Oxygen, animals and oceanic ventilation: An alternative view (англ.). — Geobiology, 2009. — Iss. 7, no. 1. — P. 1—7. — doi:10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x. — PMID 19200141.
  13. ↑ «Лёгкие планеты» находятся в океане. Дата обращения: 26 июля 2015. Архивировано 8 декабря 2015 года.
  14. ↑ Образование кислорода в природе и получение его в технике. © Зооинженерный факультет МСХА. Дата обращения: 26 июля 2015. Архивировано 8 декабря 2015 года.
  15. ↑ Dole, Malcolm. The Journal of General Physiology (англ.). — 1965. — Iss. 49, no. 1. — doi:10.1085/jgp.49.1.5. — PMID 5859927. Архивировано 17 января 2014 года.
  16. ↑ ТАСС: Наука — Учёные: кислород в атмосфере Земли появился на 800 млн лет раньше, чем считалось ранее. Дата обращения: 25 марта 2016. Архивировано 23 апреля 2016 года.
  17. ↑ Рябин В. А. и др., Термодинамические свойства веществ, 1977, с. 127.
  18. ↑ 1 2 3 Inorganic Crystal Structure Database. Дата обращения: 3 августа 2009. Архивировано 3 марта 2012 года.
  19. ↑ Yu. A. Freiman, H. J. Jodl. Solid oxygen // Physics Reports. — 2004. — Т. 401, № 1—4. — С. 1—228. — doi:10.1016/j.physrep.2004.06.002.
  20. ↑ Hiroshi Fujihisa, Yuichi Akahama, Haruki Kawamura, Yasuo Ohishi, Osamu Shimomura, Hiroshi Yamawaki, Mami Sakashita, Yoshito Gotoh, Satoshi Takeya, and Kazumasa Honda. O8 Cluster Structure of the Epsilon Phase of Solid Oxygen // Phys. Rev. Lett.. — 2006. — Т. 97. — С. 085503. — doi:10.1103/PhysRevLett.97.085503.
  21. ↑ Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Observation of an O8 molecular lattice in the ε phase of solid oxygen (англ.) // Nature. — 2006. — Vol. 443. — P. 201—204. — doi:10.1038/nature05174.
  22. ↑ Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke. The trifluorooxonium cation, OF3+ (англ.) // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — Vol. 99, iss. 2. — P. 151—156. — doi:10.1016/S0022-1139(99)00139-6. Архивировано 24 сентября 2015 года.
  23. ↑ Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (фр.) // Comptes rendus de l’Académie des Sciences  (англ.) (рус. : magazine. — 1899. — Vol. 129. — P. 823—825. Архивировано 16 февраля 2016 года.
  24. ↑ Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
  25. ↑ Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28—33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4.
  26. ↑ Food-Info.net: E-numbers: E948 : Oxygen Архивная копия от 4 апреля 2009 на Wayback Machine.
  27. ↑ Трагедии советского подплава – Владимир Шигин – Google Books
  28. ↑ Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170

Литература[править | править код]

  • Кислород / Зломанов В. П. // Киреев — Конго. — М. : Большая российская энциклопедия, 2009. — С. 59. — (Большая российская энциклопедия : [в 35 т.] / гл. ред. Ю. С. Осипов ; 2004—2017, т. 14). — ISBN 978-5-85270-345-3.
  • Рябин В. А., Остроумов М. А., Свит Т. Ф. Термодинамические свойства веществ. Справочник. — Л.: Химия, 1977. — 392 с.

Из БРЭ:

  • Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003. (англ.)
  • 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.

Ссылки[править | править код]

  • Кислород на Webelements Архивная копия от 30 августа 2004 на Wayback Machine (англ.)
  • Кислород в Популярной библиотеке химических элементов Архивная копия от 30 сентября 2007 на Wayback Machine
  • Твёрдый кислород при сверхбольших давлениях: образование молекул O4 Архивная копия от 14 января 2020 на Wayback Machine
  • Выяснено магнитное упорядочение оранжевого кислорода Архивная копия от 12 сентября 2011 на Wayback Machine
  • Магнитный коллапс в твёрдом кислороде Архивная копия от 27 марта 2008 на Wayback Machine
  • Растворимость кислорода в воде TWT department of MPEI: Live Calculations by MAS
  • Учёным удалось напрямую получить молекулы кислорода из углекислого газа Архивная копия от 3 февраля 2015 на Wayback Machine
  • Российским кислородом дышит весь мир: О проблемах сохранения леса
Источник

Добавить комментарий