Кислород, его свойства и применение

Кислород, его свойства и применение

Кислоро́д — элемент главной подгруппы шестой 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. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет.

Происхождение названия

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. l'oxygène), предложенного А. Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

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 объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своем составе содержат кислород.

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 %.

Получение

В настоящее время в  промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под  давлением около 15 МПа. Важнейшим  лабораторным способом его получения  служит электролиз водных растворов  щелочей. Небольшие количества кислорода  можно также получать взаимодействием  раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также  хорошо известны и успешно применяются  в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и  азотной технологий. При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается  до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

2Н2О2 → 2Н2О + О2↑

 

Катализатором является диоксид  марганца (MnO2) или кусочек сырых  овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно также  получить каталитическим разложением  хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑

Помимо изложенного лабораторного  метода кислород получают методом разделения воздуха на воздухоразделительных  установках с чистотой до 99,9999% по O2.

Физические свойства

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и  запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного  тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г  при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном  серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). 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 (темп. кипения −182,98 °C) это бледно-голубая жидкость.

Твердый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы. Известны шесть 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°.

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°.

γО2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при  высоких давлениях:

δ-О2 интервал температур до 300 К и давление 6-10 ГПа, оранжевые кристаллы;

ε-О2 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от темно красного до чёрного, моноклинная сингония;

ζ-О2 давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

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. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4Li + O2 → 2Li2O

2Sr + O2 → 2SrO

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

2NO + O2 → 2NO2

Окисляет большинство органических соединений:

CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

При определенных условиях можно  провести мягкое окисление органического соединения:

CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды  со степенью окисления −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 → Na2O2

Некоторые оксиды поглощают кислород:

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 перекись водорода:

H2 + O2 → H2O2

Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2 -). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:

Na2O2 + O2 → 2NaO2

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

K + O2 → KO2

Озониды содержат ион O3 - со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

КОН(тв.) + О3 → КО3 + КОН + O2

Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:

PtF6 + O2 → O2PtF6

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C.

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент  существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (озон)

Применение

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

В металлургии

Конвертерный способ производства стали связан с применением кислорода.

Сварка и резка металлов

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

Ракетное топливо

В качестве окислителя для  ракетного топлива применяется  жидкий кислород, пероксид водорода, азотная  кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода  и жидкого озона — один из самых  мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород  — озон превышает удельный импульс  для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В медицине

Кислород используется для  обогащения дыхательных газовых  смесей при нарушении дыхания, для  лечения астмы, в виде кислородных  коктейлей, кислородных подушек и т. д.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[5], как пропеллент и упаковочный газ.

Биологическая роль кислорода

Живые существа дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.